Gratis noter til pensum i Kemi B STX

Noter til pensum i Kemi

Reaktions mekanismer:

De færreste reaktionsskemaer, fortæller hvad der egentlig foregår ved en reaktion. Det fortæller kun noget om hvad reaktionen får ud af det.
De fleste reaktioner foregår ved flere forskellige trin. Disse trin kaldes for elementarreaktioner, og er kun en del af den samlede reaktion.
Med dinitrogenpentaoxid:

2 N₂O₅(g) à 4 NO₂(g) + O₂(g)

I første elementarreaktion spaltes molekylet:

N₂O₅ à NO₂ + NO₃

Idet nitrogentrioxid er et ustabilt molekyle, vil det blive spaltet hurtig igen:
NO₃ à NO + NO₂

Nitrogenoxid som netop er blevet dannet vil reagere med endnu et dinitrogenpentaoxid molekyle:

N₂O₅ + NO à 3 NO₂

Når disse elementarreaktioner er nævnt kan vi nu også få en bedre forståelse for hvorfor et reaktionsskema er afstemt. Vi betragter at der skal 2 N₂O₅ molekyler til for at det kan reagere, et i spaltningen af molekyle, og et der reagerer sammen med NO molekylet. Og når vi tæller sammen på højre side af reaktionspilene, vil vi se at der bliver dannet 4 NO₂ og 1 O₂ molekyle.

Bimolekylære elementarreaktioner:

En bimolekylær elementarreaktion er når to molekyler støder ind i hinanden, og dermed reagerer på hinanden. Dog er det ikke hver gang et molekyle støder ind i et andet, der sker en reaktion. Der er to væsentlige faktorer der skal udfyldes, før reaktionen finder sted:

1: Molekylerne skal ramme rigtigt på hindanden, således at atomerne der skal bindes sammen vender mod hinanden.

2: Der skal være nok energi, til at de gamle bindinger i molekylerne brydes, og de nye bindinger kan finde sted.

Eks. Med Nitrogendioxid og carbonmonoxid:

NO₂(g) + CO(g) à NO(g) + CO₂(g)

Her ser vi at der er et oxygen molekyle der skifter plads, dvs. At bindingen mellem det ene oxygen molekyle og nitrogen molekylet bliver brudt. Samtidig skal carbon molekylet fra CO bindes til oxygen molekylet. Derfor er det vigtig at det ene oxygen molekyle fra NO₂ vender i mod carbon molekylet fra CO.
I det to elektroner frastøder hinanden, er det vigtigt at der er energi nok til stede. Hvis der er energi nok tilstede, vil de to molekylers valenselektronskaller trænge ind i hinanden. Dette vil bryde det ene molekyles elektronparbinding (NO₂), samtidig med at det andet molekyle vil danne en ny elektronparbinding (CO₂), dermed vil der sjæle atomet fra det andet molekyle, i dette tilfælde et oxygen atom.

Partiklen som dannes i sammenstødet, kaldes for det aktiverede komplex. Når de to reaktanter nærmer sig hinanden, vil den potentielle energi(E_Pot) stige, idet frastødningen mellem molekylerne er til stede. Den potentielle energi er højest når reaktionen sker, det som kaldes det aktiverede komplex. Når reaktionen er sket, vil den potentielle energi igen falde. På samme måde som hvis der ikke var energi nok, vil E_Pot falde.

Den energi der skal til for at opnå det aktiverede komplex kaldes for reaktionens aktiverings energi, E_a.

Unimolekylær elementarreaktioner:

En unimolekylær reaktion er hvis et enkelt molekyle reagerer. F.eks. ved en spaltning af et molekyle, som f.eks. kan ske ved opvarmning at stoffet.

Eks:

ClONO à CI + NO₂

Her ser vi en helt almindelig spaltning af et stof.

Termolekylære elementarreaktioner:

Når der er 3 partikler som indgår som reaktanter i den samme reaktion. Denne fænomen er uhyre sjældent, men kan se så ledes ud:

O + O + M à O₂ + M

Endoterme og Exoterme reaktioner:

Hvis vi betragter en energiprofil for en reaktion, f.eks. eksemplet:
NO₂(g) + CO(g) à NO(g) + CO₂(g)

Vil vi kunne se at reaktanterne ligger højere energimæssigt end produkterne gør. Altså efter den aktiverede komplex vil energi falde til mindre end den var før. (Side 19), dog vil den stadig falde lidt, idet det aktiverede komplex er højest..
Dette skyldes at der efter det aktiverede komplex, er et overskud af energi som bliver frigivet til omgivelserne. Denne type reaktion kaldes for exoterm.
Hvis derimod vi kan se på energiprofilen at produkterne af reaktionen ligger højere end reaktanterne, skyldes det at energien kommer udefra, og tilfører varme til produktet. Denne reaktion kaldes for indoterm.
Altså vil en exoterm reaktion frigive varme til omgivelserne. Og en indoterm reaktion vil optage varme fra omgivelserne.

Reaktionshastighed:

Når en kemisk reaktion er til stede, sker det ved en hastighed(v) som er den

afhængige variabel. Dette vil sige at reaktionen ikke foregår ved samme hastighed

konstant.

Eks. Med ozon og nitrogendioxid:

O₃(g) + NO₂ (g) à 2 O₂ (g) + NO (g)

Vi betragter reaktionen, og vi kan se at det eneste stof der er til stede, som er

farvet er nitrogendioxid som er brun. I takt med at reaktionen forløber bliver stoffets farve mere og mere svagt.
Vi kan måle en af stofferne som indgår i reaktionen, f.eks. dioxid som funktion af tiden. Vi ved at som tiden går, vil koncentrationen af dioxid stige, idet det er en af produkterne. Samtidige vil f.eks. ozon koncentrationen falde, i det det er en af reaktanterne.
I starten af reaktionen vil O₂ stige meget, hvor efter det med tiden aftager i hastighed. Dermed kan vi konkludere at reaktionshastigheden for O₂ er størst i starten hvor efter den aftager.
Som vi også kan se ud fra reaktionsligningen, bliver der dannet 2 dioxid molekyler, samtidig med der bliver dannet et nitrogenoxid molekyle. Derfor vil reaktionshastigheden for  være dobbelt så stor som for . Hvis vi med et fast tids interval målte koncentrationen for de to produkter, og der med afbillede, ville vi også kunne se at grafen for O₂ ville være dobbelt så stejl som grafen for NO. Vi måler reaktionshastigheden ved at ligge en tangent på grafen til en tid, s. Jo større hældningskoefficienten er, desto større er reaktionshastigheden.

Grunden til at reaktionshastigheden, er at hastigheden er afhængig af reaktanternes koncentration. Koncentrationen bliver selvfølgelig mindre og mindre, og dermed vil det sige at reaktionshastigheden også vil falde. Derfor kan vi fastslå at reaktionshastigheden er proportional med reaktanterne.

v = k *  *

Hvor A = O₃ og B = NO₂

k bliver betegnet som hastighedskonstanten, som vil være til stede i alle kemiske formler. Konstanten er temperatur afhængig, det er generelt set at reaktionshastigheden, stiger med temperaturen. F.eks. ved en bimolekylær elementarreaktion, skal der tilstrækkelig energi til for at opnå det aktiverede komplex. Jo højere fast de to partikler har ved sammenstødet, desto mere energi bliver der frigjort ved reaktionen. Temperaturen er en mål for molekylernes gennemsnitshastighed. Desto hurtigere molekylerne bevæger sig desto højere er temperaturen.

Katalyse:

Katalysatorer er stoffer, som medvirker til at øge hastigheden af en reaktion, uden selv at blive forbrugt, ved reaktionen. Katalysatoren er med til at sænke energiniveauet for det aktiverede komplex. Hvis vi betragter en reaktion, med og uden katalysator, vil vi se at reaktionen uden katalysator, vil ligge højere end den med, og dermed svære at reagere.
Det mod satte kaldes for en inhabator.

Kemisk ligevægt:

Når en kemisk reaktion forløber, vil koncentrationen af reaktanterne falde, i takt med at koncentrationen af produkterne øges. Hvis reaktionen forgår i en beholder, hvor stofferne ikke forsvinder, vil produkterne blive de 'nye reaktanter', og reaktionen vil foregå i modsat retning.
Eks. Med methan og vand.

CH₄(g) + H₂O(g) à CO(g) + 3 H₂(g)

Formålet ed denne reaktion, er er danne dihydrogen. Koncentrationen af methan og vand vil stige, samtidig med at koncentrationen af carbonoxid og dihydrogen vil stige. Det vil sige at reaktionshastigheden for ovenstående reaktion vil falde, samtidig med at reaktionshastigheden for den omvendte reaktion* vil stige:

*CO(g) + 3 H₂(g) à CH₄(g) + H₂O(g)

Når disse gasser ikke kan komme væk, vil reaktionen forløbe i begge retninger, som noteres med dobbeltpile på følgene måde:

CH₄(g) + H₂O(g)  CO(g) + 3 H₂(g)

Vi har altså med to reaktioner at gøre .I starten vil den første reaktion have højst hastighed, dog vil hastigheden falde i takt med at den anden reaktion vil stige. På et tidspunkt vil reaktionshastighederne for de to reaktioner være lig hinanden. Når dette sker, siges der at være kemisk ligevægt. Når dette forekommer skrives reaktionen således(harpunpile):

CH₄(g) + H₂O(g)  CO(g) + 3 H₂(g)

Det kaldes for en dynamisk ligevægt, idet reaktionerne stadig finder sted, dog med samme hastighed, hvilket vil sige at der ikke bliver dannet noget nettoprodukt.

Ligevægtsloven

Når der i en blanding er ligevægt mellem reaktanterne og produkterne, kan vi måle koncentrationen af samtlige stoffer i blandingen. Vi kan opstille reaktionsbrøken:

Y =

Hvis vi igen tager reaktionen med methan og vand hvor reaktionen har ligevægt. Kan vi opskrive følgende:

Y =

Vi kan se at koncentrationen af dihydrogen er opløftet i 3. Potens. Som vi kan se på reaktionsskemaet bliver der ved reaktionen dannet CO og 3 H_2. Altså vil det sige at produkterne såvel som reaktanterne er opløftet til potensen svarende til koefficienterne i reaktionsskemaet:

Lige meget hvordan ligevægten for en reaktion er fremkommet, vil reaktionsbrøken altid give den samme værdi for en givet reaktion. Resultatet af brøken kaldes for ligevægtskonstanten, og bliver betegnet K. Dvs. Y = K.

Udover at beregne værdien for ligevægtskonstanten, kan man også bruger ligevægtsloven til at finde ud af om en blanding er i ligevægt, hvis man i forvejen kender ligevægtskonstanten.

Y som er værdien af ligevægtsbrøken, kan både være >,< eller = K.

Hvis Y = K, er blandingen i ligevægt.
Hvis Y > K, forløber reaktionen mod venstre indtil ligevægten opnås.
Hvis Y < K, forløber reaktionen mod højre indtil ligevægten er opnået.

Ligevægtsloven fortæller intet om reaktionshastigheden.

Ligevægtskonstanten:

Når man snakker om kemiske ligevægte, kan man ud fra ligevægtskonstanten, vurderer om ligevægten lige langt til højre eller til venstre. Hvis vores ligevægtskonstant er lille, vil det sige at tælleren i ligevægtsbrøken, er meget mindre end nævneren. Dermed får vi en lille konstant. Hvilket også vil sige at ligevægts punktet også ligger langt mod venstre, og derfor vil det tage meget lang tid før der sker noget i blandingen, der vil stort set ikke ske noget.
Omvendt hvis tælleren er meget høj i forhold nævneren, vil vi få en stor ligevægtskonstant, og der med en reaktion der ligger meget til højre, og en kraftigere reaktion og hurtigere reaktion.

Nitrogen

Nitrogen forekommer frit i 78 volumen-% af jordens atmosfære i form af dinitrogen N₂. N₂ er en farveløs, lugt og smagløs gas, der har et kogepunkt på -196 °C. Flydende dinitrogen bliver brugt som et billigt kølemiddel, og bliver hovedsagligt fremstillet ved flydende atmosfærisk luft. Dinitrogen forekommer sjældent i jordskorpen.

Selve dinitrogen molekylet består af to nitrogen atomer, som er sammen sat ved en tripelbinding, altså deles de to atomer og tre elektronpar. Bindingen er meget stærk og derfor er molekylet meget stabilt. Derfor forekommer det sjældent at der er frie nitrogenatomer.
Nitrogen forekommer i mange uorganiske såvel som organiske forbindelser.

Oxidationstal (OT)

Alle atomer tildeles et oxidationstal, som kan være negativt, 0 eller positivt. Tallet angiver hvor mange elektroner atomet har afgivet eller optaget i forhold til det frie atom med uberørt elektronskruktur. Dvs. At et atom med uberørt elektronstruktur har OT = 0.

Hver gang et atom afgiver en elektron stiger OT med + 1
Hver gang et atom optager en elektron falder OT med – 1.

F.eks.            Na à Na⁺ + e^–

I spaltningen af en elektron fra natrium atomet, afgiver natrium en elektron er derfor stiger OT: derfor er  OT(Na) = + I

F.eks.            N + 3 e^– à N^3-

Her kan vi se at nitrogen atomet optager 3 elektroner, og OT falder dermed med – 3.:
OT(N) = – III

I molekylforbindelser f.eks.  ammoniak(NH₃) er atomerne bundet sammen af elektronparbindinger/kovalente bindinger. Hvor elektronerne deles om elektronparrene.

Hvis det ene atom i bindingen har større elektronegativitet end der andet, vil der ske en forskydning af det fælles elektronpar hen i mod det atom med højest elektronegativitet.

Vi betragter en eksempel med ammoniak.
Ammoniak består af 3 hydrogen atomer og et Nitrogen atom. Hvilket vil sige der er 3 N-H bindinger(elektronparbindinger). Nitrogen har en højere elektronegativitet end hydrogen. Hvis vi angiver OT for atomerne, kan vi betragte forskydningen(grundet elektronegativiteten) som en delvist afgivelse af elektronerne fra det mindst elektronegative atom, og en delvist optagelse af elektronerne hos det mest elektronegative atom.
I det Nitrogen har en højere elektronegativitet end hydrogen, er de tre elektronparbindinger forskudt hen i mod nitrogen atomet, og væk fra hydrogen atomet. Derfor vil det delvist sige at hvert af hydrogen atomerne har afgivet 1 elektron, og nitrogen har optaget 3. Derfor kan vi sige at: OT(N) = – III og OT(H) = + I.

Vi kan konkludere at når N har større elektronegativitet end hydrogen, vil den optage tre elektroner fra parbindingerne. Og når H har mindre elektronegativitet end N vil H til sammen afgive 3 elektroner.

Altså går elektronegativiteten hånd i hånd med oxidationstallet.

Hjælperegler for OT:

1:                   Atomerne i en frit grundstof har OT = 0

2:                   Usammensatte ioners OT er lig med ionladningen

3:                   Summen af OT for de enkelte atomer i en sammensat partikel(molekyle eller ionforbindelse) er lig med ladningen på partiklen.

4:                   Hydrogen har typisk OT = + I, undtagen i såkaldte hydrider indeholdende ionen H^–, her vil OT = – I

5:                   Oxygen har i de fleste kemiske forbindelser OT = – II, undtagen i hydrogenperoxid(H₂O₂) og andre peroxider, her vil OT = – I

Eksempler på udregning af OT:

NO_2:

Regel nummer 3 siger at summen af OT = ladningen af partiklen. Idet denne partikkel ingen ladning har, nå summen af OT = 0.

Derfor kan vi opskrive ligningen:

OT_Nitrogen + 2 OT_Oxygen = 0

Som regel 5 siger, er OT for oxygen = – II, derfor kan vi sætte –II ind på OT_Oxygen's plads:

OT_Nitrogen + 2 (-2) = 0

For af udligne – 4 skal vi bruge + 4. Altså må OT_Nitrogen = + IV

NO₃^– :

Her ser vi at ladningen er – 1, der for kan vi ifølge regel 3 opstille ligningen:

OT_Nitrogen + 3 OT_Oxygen = – 1

I det OT af oxygen er – 2 får vi:

OT_Nitrogen + 3 (-2) = – 1

Derfor: OT_Nitrogen = -1 + 6 = 5 = V

Nitrogenoxider og oxosyrer

Nitrogenoxider er en neutral kovalent binding mellem oxygen atomer og nitrogen atomer. f.eks. N₂O, NO eller NO₂

Afstemmelse af redoxreaktioner:

Der er en bestemt fremgangsmåde når man afstemmer redoxreaktioner:

1. Angiv oxidationstallene for de grundstoffer, der ændrer oxidationstal ved reaktionen.
2. Find stigning og fald i oxidationstal for disse grundstoffer.
3. Sæt koefficienter på, således af den samlede stigning bliver præcis lige så stor som det samlede fald i oxidationstal. Husk at koefficienterne skal tilføjes på begge sider af reaktionspilen
4. Find den samlede ladning på hver side af reaktionspilen
5. Afstem ladningsforskellen ved at afstemme med:

• H⁺ hvis reaktionen foregår i sur opløsning
• OH^–  Hvis reaktionen foregår i basisk opløsning
• H⁺ eller OH^– på venstre højre side af pilen hvis reaktionen starter i neutral opløsning

6. Afstem H-atomer som vand.

Eks med . Ag + NO₃^– à Ag⁺ + NO

1. Vi angiver oxidationstallene for sølv og kvælstof:

0       + V         + I      + II

Ag + NO₃^– à Ag⁺ + NO

2. Stigningen for Ag er I  og faldet for N er III 

3. Hvis vi til føjer 3 sølv på hver side får vi:

3 Ag + NO₃^– à 3 Ag⁺ + NO

Hvilket vil siger at sølv stiger 3 og nitrogen falder 3.

4. Ladning på venstre = -1, og ladningen på højre er = +3
5. Idet reaktionen foregår i en sur opløsning skal vi afstemme med H⁺

Derfor tilføjer vi 4 H⁺ på venstre side, dermed er ladningen ens på begge sider:

 4 H⁺ + 3 Ag + NO₃^– à 3 Ag⁺ + NO

6. I det der er 4 H atomer på venstre side, og ingen på højre, tilføjer vi 2 vand for at udligne:

4 H⁺ + 3 Ag + NO₃^– à 3 Ag⁺ + NO + 2 H₂O

Dermed er redoxreaktionen afstemt.

Energien i en kemisk binding

Når to atomer nærmer sig hinanden, falder energien. Atomerne har større energi individuelt end de har hvert for sig. Det er derfor det er muligt at spalte en kemisk binding mellem to atomer. Afstanden mellem de to atomer (f.eks. H + H) bliver betegnet d. Når atomerne nærmer sig hinanden falder energien, i takt med at d bliver mindre. Atomerne bliver både tiltrukket og frastødt af hinanden. Elektronerne fra støder elektronerne, kernerne frastøder kernerne og de bliver tiltrukket af hinanden med modsat ladning. De frastødende kræfter for den potentielle energi til at stiger, og de tiltrækkende kræfter får den potentielle energi til at falde. Energien falder fordi de tiltrækkende kræfter bliver større end de frastødende. Energien vil aftage indtil afstanden mellem dem er d_min. Denne afstand mellem atomer er optimal, her er den samlede tiltrækningskræft større end de frie atomer, energien er minimal og er derfor stabil.  Hvis man presser atomerne endnu tættere på hinanden, vil energien stige voldsomt, og molekylet er ikke længere stabilt.

Ionforbindelser og elektronparforbindelser

Der er to grundlæggende måder to atomer kan bindes til hinanden på:

1. Ved at der overføres en eller flere elektroner fra det ene atom til det andet.
2. Ved at atomerne deles om et eller flere elektronpar.

Ionbinding

Når et atom afgiver en eller flere elektroner til et andet atom, vil de hver i sær få en ladning. Det atom som afgiver får + ionen, og det atom der optager får – ionen. Modsat ladet ioner vil tiltrække hinanden, og på den måde bindes, dermed har vi en ionbinding. Salte er opbygget af ion forbindelser, dvs. Elektriske tiltrækningskræfter mellem de positive og negativ ioner.

Elektronparbinding(kovalent binding)

Når to atomer deles om et eller flere atom elektronpar holdes atomerne sammen af den tiltrækning, der er mellem de fælles elektronpar og begge atomers kerner. Oktetreglen bliver opfyldt ved elektronparbindinger, idet stoffernes samlede elektronstruktur kommer til at ligne den nærmeste ædelgas. F.eks. Na⁺ + Cl^– à NaCl. Natrium har 1 elektron i yderste skal, som afgives til chlorid atomet, som har 7 elektroner i yderste skal. I det chlorid optager den elektron, kommer elektron strukturen til at ligne argon, som har sammen struktur.

Polære  elektronparbindinger

Hvis der i en elektronparbinding, er et atom der trækker mere i det fælles elektronpar end det andet, vil det være en polær elektronparbinding. F.eks. bindingen i HCl. Her trækker chlor atomet mere i det fælles par, end hydrogen atomet gør. Dette vil sige at de deles om elektronparret, dog er det ikke en helt lige fordeling, idet det trækker hen i mod chlor atomet. Dette gør at hydrogen atomet vil få en positiv pol, og chlor vil få en negativ pol. Dette noteres ved en positiv pol som: δ+, og ved den negative pol som δ-. Δ kaldes delta og betyder at det er en ladning der er mindre end elementarladningen. δ+ eller δ-, skrives over det tilsvarende atom.

Elektronegativitet

Et atoms evne til at tiltrække elektronerne i en binding kaldes for stoffets elektronegativitet() khi. Jo større elektronegativiteten er desto større er evnen til at til trække valenselektronerne.
Periodesystemet med værdier for elektronegativitet kan ses på side 164.

Metaller har general lav EN, og ikke metaller har generelt høj EN.

EN bliver brugt til at vurdere hvor polært et stof er når det indgår i en binding. Jo større forskel der er mellem værdierne af en binding(Δ) desto mere polær er bindingen. En polær binding er stort set det modsatte af en ionbinding. Vi kan afgøre hvilken binding der er tale om ved at beregne Δ.

Hvis (Δ) < 1 mellem to atomer er der tale om en kovalent binding.

Hvis (Δ) > 3 mellem to atomer er der tale om en ionforbindelse

Hvis 1 < (Δ) < 3 mellem to atomer er det tale om en polær elektronparbinding

Intermolekylære kræfter

I væske og i fast form holdes molekylerne sammen af tiltrækkende kræfter, der virker mellem de enkelte molekyler(intermolekylære kræfter). Der er tale om elektriske kræfter. Disse kræfter virker kun når molekylerne er tæt på hinanden. Dette sker i mindre grad for stoffer i gasfase.

En overgang fra væske til gasfase, er et stofs kogepunkt, for at overvinde dette punkt, kræver det at der er tilstrækkelig kinetisk energi tilstede, for at overvinde de intermolekylære kræfter. Kogepunktet kan derfor bruges som et mål for de intermolekylære kræfter, der virker mellem stoffet i de kondenserede faser(væske og fast). Jo højere kogepunkt desto stærkere intermolekylære kræfter.

Dipol-dipolkræfter

En dipol er til stede når stoffet har to poler. Der for er saltsyre dipolært(HCl). Hvor hydrogen er den positive pol, og chlorid er den negative.
Dipol-dipol kræfter er når et molekyles negative pol, vender i mod en andet molekyles positive pol. Dette gør at der er tiltrækkende kræfter mellem molekylerne, som dermed holder dem sammen.

Dispersionskræfter

Elektronernes konstante bevægelse rundt om kernen i et atom, gør at bevægelses mønsteret bliver usymmetrisk, og derved opstår en dipol. Denne dipol gør at nabomolekylet også bliver polariserede. 'Den spontane opståede dipol inducerer dipoler i nabomolekylerne'. En dipol opstår og forsvinder igen på 10^-16 s, dog sker det hele tiden, grundet de spontane baner elektronerne er i. De kortvarige dipoler er derfor kun til at holde molekylerne sammen.
Disse intermolekylære kræfter kaldes for dispersionskræfter(Londonkræfter). Hvor stærke dispersionskræfterne er, afhænger af hvor meget elektronerne er tiltrukket af kernen. Jo flere elektroner der er i atomet, desto mere polariserbart er atomet. Atomer med mange elektroner er delvist lavt tiltrukket af kernen, pga. af distancen, og dels pga. at de bliver afskærmet fra elektronerne i de indre skaller.
Det periodiske systems gruppe 17(halogener), viser en række stoffer hvis koge og smeltepunkt stiger i takt med at man bevæger sig lodret ned i systemet. Atomerne som toatomige molekyler. Dvs. F₂ < Cl₂ < Br₂ < I_2. I og med at kogepunktet bliver højere ned igennem, kan vi også sige at de intermolekylære kræfter vokser ned i gennem gruppe 17. I og med at dihalogenerne ikke er polære, er molekylerne ikke dipolære. Derfor er det kun dispersionskræfterne som holder den sammen.
F₂ har svagere dispersionskræfter en f.eks. I₂. Pga. at i diiod molekylet er der flere elektroner og flere skaller, og dermed vil tiltrækningen af valenselektronerne være mindre end for F₂. Dette gør at polariserbarheden er større for diiod end for diflour.

Dispersionskræfterne er meget kortrækkede. Kraften er omvendt proportional med af standen mellem molekylerne i 6. Potens. Dvs.

Hvor F er dispersionskræften og x er afstanden mellem molekylerne.

Derfor er afstanden mellem molekylerne altafgørende for dispersionskræften mellem dem.

Dispersionskræfter virker mellem alle molekyler, også dipoler. I et stof f.eks. HCl(dipol), er de intermolekylære kræfter lig summen af dipol-dipol kræfter + dispersionskræfter. Hvor det i toatomige atomer udelukkende dispersionskræfter det er afhængig af.
F.eks. er hydrogenhalogenernes kogepunkt en helt anden sag end dihalogenerne. Faktisk vil koge og smelte punkt falde når man bevæger sig ned af 17 gruppe. Altså vil HF > HCl > HBr > HI. Dette hæger sammen med dipol-dipol kræfterne mellem halogenerne og hydrogen. Dipol-dipol kræfterne er større i HCl end HI, men fordi polariserbarheden er større for iodforbindelsen end for hydrogenforbindelsen, er dispersionskræfterne større for iodforbindelsen. I så høj grad at de samlede intermolekylære kræfter er større for HI. Derfor er koge og smelter punktet også lavere for HI end for HCl.

Hydrogenbindinger

En hydrogenbinding er intermolekylære kræfter som er særlig stærke. De findes hvor et hydrogenatom er placeret tæt mellem to små, meget elektronegative atomer. Hydrogenbindinger dannes mellem molekyler, der indeholder en N-H, O-H eller F-H gruppe, og et andet molekyle der indeholder enten et O, F eller N. Det vil sige at i f.eks. vand, vil H atomet, som sidder på et O atom, binde sig til det næste vandmolekyle, hvor O atomet er placeret. Altså sidder H i mellem to O'er.

Hydronudveksling

Ionen H⁺ bliver betegnet som en hydron.

En syre er et stof der er i stand til at afgive hydroner.
En base er et stof der er i stand til af optage hydroner.

En dissociation er når en proces, hvor i et stof spaltes til mindre bestanddele. F.eks.

HNO₃ à H⁺ + NO₃^–

Idet en hydron ikke kan leve som en fri partikel, vil afgivelsen af hydronen altid blive ledsaget af en optagelse. Eksempel med saltsyre og ammoniak.

HCl + NH₃ à Cl^– + NH₄⁺

Vi ser her at HCl afgiver sit H atom, hvorefter ammoniak optager det, derfor står vi tilbage med to ioner, nemlig en chlorid ion og en ammonium ion. Som danner:

Cl^– + NH₄^– à NH₄Cl         Ammoniumchlorid

Her er det HCl der er syren, og ammoniak der er basen. Altså en syre skal indeholde hydrogen.

Korresponderende syre-basepar

Når en syre afgiver en hydron omdannes den til sin syrerest + hydron. F.eks. eddikesyre.

CH₃COOH à H⁺ + CH₃COO^–

Syreresten til eddikesyre er acetat. Den modsatte reaktion er hvor acetat optager hydronen, og dermed ses der at acetat er en base.
Det siges at acetat er den korresponderende base til eddikesyre, og at acetat og eddikesyre, udgør et korresponderende syre-basepar. Forskellen mellem en syre og dens korresponderende base er 1 hydron.
Disse to reaktioner, vil ikke kunne løbe isoleret i det når hydronen bliver afgivet skal den også optages, hvilket den ikke kan blive.
Reaktionen mellem ammoniak og eddikesyre kan dog godt lade sig gøre:

CH₃COOH + NH₃  CH₃COO^_ + NH₄⁺

Her afgiver eddikesyre en hydron til ammoniak. Eddikesyre omdannes til sin korresponderende base acetat, og ammoniak omdannes til sin korresponderende syre ammonium. Hydronudvekslingen her gør at der er to korresponderende syre-basepar. Vi kan nedskrive en general hydronudvekslingsreaktion, uden at nedskrive nogen stoffer:

Syre₁ + Base₂  Base₁ + Syre₂

Hvor Syre₁ afgiver en hydron til Base₂. Hvor det er Syre₁ og Base₁ der er korresponderende syre-basepar, ligesom Base₂ og Syre₂.

Amfolytter

En amfolyt er et stof som både kan afgive og optage hydroner. F.eks.

1. trin:           H₂SO₄ à HSO₄^– + H⁺

Hvor H₂SO₄ afgiver en hydron til H⁺ og danner den korresponderende base HSO₄^–.

2. Trin:          HSO₄^– à SO₄^2- + H⁺

Her ser vi at HSO₄^– afgiver en hydron, og danner SO₄^2- som er den korresponderende syre til HSO₄^–.
Vi kan se at i trin 1, optager HSO₄^– en hydron, og i trin to afgiver HSO₄^– en hydron, og kaldes derfor for en amfolyt.

Syrer og baser i vandige opløsninger

Vand er en amfolyt. Dvs. At det både kan afgive og optage hydroner. Når en syre f.eks. salpetersyre opløses i vand sker følgende:

HNO₃ + H₂O à NO₃^– + H₃O⁺

Salpetersyren afgiver en hydron hvorefter vandet optager den. Det giver de to ovenstående ioner, hvor NO₃^– er korresponderende base til salpetersyre, og oxonium(H₃O⁺) er korresponderende syre til vand. Reaktionen løber praktisk taget hele vejen igennem, det vil sige at salpetersyren er fuldstændig dissocieret i den vandige opløsning. Derfor siges det at være en stærk syre.
Dog vil der i en 0,1 M eddikesyreopløsning kun være 1 % af syren der er dissocieret, derfor vil der indstille sig en ligevægt, idet reaktionen ikke løber til ende, og derfor markeres det ved en harpunpil:

CH₃COOH + H₂O  CH₃COO^– + H₃O⁺

Derfor kan eddike syre betegnes som en svag syre, idet den ikke bliver fuldstændig dissocieret i vandig opløsning, men der i mod resulterer i en ligevægt.

Vi kan skrive et genneralt reaktionsudtryk for syrer eller baser i vandige opløsninger, og deres hydronudveksling.

S + H₂O  B + H₃O⁺

Hvor S er syren, og B er syrens korresponderede base.

Omvendt hvis vi opløser en base i vand, vil vi få et andet udtryk:

B + H₂O  S + OH^–

F.eks.            NH₃ + H2O  NH₄⁺ + OH^–

Hvor B er en base opløst i vand og S er basens korresponderede syre. Her kan vi også se at vand er en amfolyt i det den afgiver en hydron.

Vands egendissociation

Hydronudveksling mellem to vand molekyler kan ske idet vand er en amfolyt:

H₂O + H₂O  H₃O^– + OH^–

Denne reaktion kaldes for vand egendissociation. Det reaktion finder sjældent sted.

Ligevægtskonstanten ved vands egendissociation er givet ved:

K_v = [H₃O⁺] * [OH^–]

Vandet har konstantvirkning i reaktionen, og indgår derfor ikke i beregningen, eller ind går som 1. K_v Kaldes også for vandets ionprodukt.

Produktet kan også beregnes ved en praktisk metode der betegnes pK_v = -log , ionproduktet deles med dens enhed, således at vi tager logaritmen af talværdien.

Oxonium og hydroxid

Vi kan se at hver gang en syre reagerer med vand, dannes der oxonium, og hver gang en base reagerer med vand dannes der hydroxid.
Oxonium i vandige opløsninger, er bundet til 3 vandmolekyler, bindingerne mellem oxonium og vand er en del stærkere end, bindingen mellem vand og vand. Dog er de begge intermolekylære bindinger. Oxonium ionerne vil kun eksistere i meget kort tid, idet hydronerne flyttes hurtigt rundt mellem vandmolekylerne. Overførslen af en hydron, fra et vandmolekyle til et andet, er den hurtigste kemiske reaktion man kender til. Det samme foregår ved hydroxid, dog er levetiden for en hydroxid ion, længere end for oxonium

Syrer og basers styrke

Syrer som er fuldstændig dissocierede i en vandig opløsning, betegnes som en stærk syre. For en syre der ikke er stærk, indstilles der en ligevægt mellem udissocierede syre og den korresponderende base:

Som vi ved er ligevægtens forskydning i en af retningerne, givet ved ligevægtskonstanten. Hvor vi har koncentrationerne af produkterne i tælleren, hvilket vil sige [B] og [H₃O^–] og i nævneren har vi reaktanten og vand, dog har H₂O værdien 1, og bliver derfor ikke med regnet derfor:

Hvor K_s  betegnes som styrkekonstanten. Jo større værdien for konstanten er desto længerer er ligevægten forskudt i mod højre og desto stærkere er syren.

Syrens syreeksponent pK_s er givet ved:

Hvor M blot er enheden og dermed ikke er med i beregningerne. Denne værdi bliver ofte brugt i tabeller.

Hvor vi bruger en syrestyrkekonstant for syre, har vi også en basestyrkekonstant tilsvarende:

Hvor vi har basen som reaktant og den korresponderende syre som produkt. Altså reaktionen:

Da vi igen udelukker vand fra ligevægtsbrøken får vi:

Hvor K_B angiver basens styrkekonstant. . Jo større værdien af basens styrkekonstant er, desto længer mod venstre bliver ligevægten forskudt, og desto større.Derfor kan vi på samme måde som med syren beregne basens syreeksponent, pK_B:

Tilsvarende til beregningen af syrens.

Sammenhængen K_v for et korresponderende syre-basepar hænger sammen på følgende måde:

Tilsvarende for logaritmen til styrkekonstanterne er givet ved:

Summen af de to negative logaritmer til korresponderende  syre-basepar er givet ved værdien 14,0. Det vil sige at jo stærkere en syre er(dvs. Jo lavere pK_s er), desto svagerer er den korresponderende base(Højere pK_B), og omvendt. Skema over styrke grader for syre og base ses på side 118 i Aurum.
Altså til stærke syrer korrespondere svage baser og omvendt. Dette vil sige at baserne stort set ikke optager hydroner i vandig opløsning. Omvendt er det derfor med stærke basers korresponderende syre, disse afgiver altså ikke ret mange hydroner.

For en divalent syre, er der to syrestyrkekonstanter, en for selve syren, og en for dens korresponderende base, selvfølgelig når denne opfører sig som en syre og ikke base. Eksempel med selensyrling(H₂SeO₃):

Den første afgivelse af en hydron resulterer i følgende ligevægt, Hvor K_S1 er styrkekonstanten for H₂SeO₃:

= 0,00347 M

Og dermed den anden afgivelse resulterer i, hvor K_S2 er styrkekonstanten for HSeO₃^–:

= 0,00490 M

Derfor er de tilhørende syrestyrkeeksponenter:

Idet HSeO₃^– er en amfolyt kan vi også beregne basestyrkekonstanten, og den tilhørende basestyrkeeksponent:

Derfor kan vi nu beregne syrestyrkeeksponenten ved:

Derfor:

14,0 = 2,46 + pK_B2 ó pK_B2 = 14,0 – 2,46 = 11,54

Af værdierne for pK_B2 og pK_S2 kan vi se af amfolytten  er svag som syre, men endnu svagere som base, idet jo tættere på 14,0 værdien er dets svagere er stoffet. Derfor vil  i vandig opløsning reagere som en syre, og dermed reagere surt.

Tabel på side 120, angiver værdier for syrestyrkeeksponenter, og basestyrkeeksponenter for deres korresponderende base(eller omvendt).

Dissociationsgrad:

En syres dissociationsgrad angiver hvor stor en brøkdel af den samlede mængde syre der har afgivet hydroner til en base.

Syrens dissociationsgrad er givet ved:

Hvor c_s er syres formelle koncentration. For en stærk syre gælder det at α = 1, i det den er 100% dissocieret i vand. For en meget svag syre gælder det at α = 0 i det syren overhovedet ikke er dissocieret i vand. Værdier som 0<α<1 er værdier for ikke stærke syrer.
Dissociationsgraden afhænger både af syrens styrke og syrens formelle koncentration.

Vi kan omskrive udtrykket for α:

Syrens koncentration afhænger af:

I ligevægten mellem syre og dens korresponderende base i vandig opløsning:

Vil koncentrationen mellem B og oxonium være en til en derfor må:

Vi indsætter nu udtrykkende for [S] og [B] i udtrykket for syres styrkekonstant K_S:

Denne sammenhæng kaldes for Ostwalds fortyndingslov.

Denne lov fortæller os at idet K_s er en konstant, må  også være det. Og at dissociationsgraden stiger ved fortynding, altså når c_s bliver mindre bliver α større.

Alt dette gør sig også gældende ved base beregning. Dog bliver der benyttet OH^– til udregningerne i stedet for. Og der er ændringer i formlerne, der hvor der er syre, skal der nu være base og omvendt.

pH

Definitionen af pH er: pH er minus logaritmen til talværdien af oxoniumkoncentrationen i opløsningen.
Ved basiske opløsninger kan det være praktisk at skrive:

Vands ionprodukt er givet ved: K_v =  *  = 1.00 * 10^-14 M², hvilket er lig med ligevægtsbrøken af vands egendissociation, hvor de to vandmolekyler som danner produktionerne ikke er med(side 114 i Aurum). Ved hjælp af logaritmed kan vi opskrive det så ledes:

Ved 25 °C har pK_v talværdien 14,00. Sammenhængende for pH, pOH,  Og , kan ved 25 °C ses på side 124 i Aurum. Kort sagt siger den af en høj koncentration af oxonium, vil give en lav pH og en høj pOH. Og en høj koncentration af hydroxid vil give en høj pH og en lav pOH.

pH-beregning går groft sagt ud på at måle koncentrationen af oxonium i en opløsning. Der er to reaktioner der danner oxonium en vandig opløsning af en monovalent syre, og vands egen dissociation:

S + H₂O  B + H₃O⁺
H₂O + H₂O  OH^– + H₃O⁺

Hvis vi har en stærk syre, vil den første reaktion forløbe stort set fuldstændig. Derfor vil koncentrationen af oxonium være den samme som den stofmængde (udissocieret) syre der blev blandet op i vand: [H₃O⁺] = c_s

Derfor kan vi også skrive pH således:

Opløsninger af stærke baser. Hænger sammen på samme måde, men dog skrives det således:

pH beregninger i opløsninger af ikke-stærke syrer og baser:

1) Generel ligning:

2) opløsning af syre:

3) opløsning af base:

Syre-basetitreringer:

Når vi titrerer en stærk syre med en stærk base, forløber neutralisationsreaktionen:

Hvis vi har en syre f.eks. 0,1 M HCl og vi har mængden 10 ml, kan vi titrere med en base som f.eks. 0,1 M NaOH. Vi vil nu måle pH-værdien som funktion af volumen af det stof som vi tilsætter. Vi vil få en kurve som har ækvivalenspunkt hvor V_NaOH = 10 ml. Idet de to stoffer er ca. lige stærke. Derfor vil vi se en brat vækst på grafen, hvor midten af den bratte vækst er pH = 7. I starten af grafen vil vi kun se en lille stigning i pH i det der stadigvil være overskud af oxonium. Efter ækvivalenspunktet vil pH stadig stige i det vi stadig kommer mere og mere NaOH i blandingen, dog vil pH stige langsomt igen, idet der nu er overskud af OH^–.

Når vi vil titrere 10,0 ml eddikesyre med 0,1 M NaOH, har vi en titrering af en svag syre med stærk base. Da vi tilsætter NaOH er det hydroxid ionen der vil reagere med eddikesyren:

I starten af vores titrerkurve vil vi se en pæn stigning som flader ud. Det skyldes at hydroxid ionerne først reagerer med den lille mængde oxonium der er tilstede i blandingen efter eddikesyres hydronudveksling med vandet, derfor af tager kurven også igen indtil vi opnår ækvivalenspunktet. Det flade stykke har vi både syren(eddike) og dens korresponderende base(acetat(CH₃COO^–)). Dette udgør et puffersystem og derfor er stigningen ikke så høj når vi tilsætter base.

Vi kan beregne pH i dette område ud fra pufferligningen:

Når vi når ækvivalenspunktet er eddikesyren helt omdannet til acetat. Ækvivalens punktet ligger for pH > 7 idet vi har med en blanding af gøre der er mere basisk end den er sur.

Titrering af flervalente syrer:

Eksempel kan ses på side 150-151 i aurum.

Amfolytformlen bruges kun når der er en amfolyt tilstede. Dvs. At dette er typisk ved flervalente stoffer den indgår. Den er dog ikke helt præcis men er en god tilnærmelse til den rigtige pH værdi. Den udtrykkes således:

Hvor  angiver den korresponderende syre til amfolytten og  angiver amfolytten. Det er egentlig bare at tage gennemsnittet af de to stoffers styrkeeksponenter.

Organisk kemi

Organisk kemi er kort sagt, hvor der indgår carbon atomer i systemet. Der findes mange millioner organiske forbindelser, og væsentlig flere end uorganiske forbindelser. Grundet til dette er at et kulstof atom har den egenskab at det kan binde sig fast til et andet kulstof atom. Hvilket resulterer, i lange kæder og ringe, og alle mulige strukturer. Andre grundstoffer er sjældent forbundet med hinanden.

Carbonhydriderne

En organisk forbindelse som kun indeholder hydrogen atomer, foruden carbon kaldes for carbonhydrider(kulbrinter).

I organiske stoffer hvor der kun er enkeltbindinger tilstede mellem carbon atomerne, kaldes for mættede forbindelser.

Hvis der er dobbelt- eller tripelbindinger til stede i mellem to eller flere carbon atomer er det en umættet forbindelse.

Hvis der i en carbonhydrid kun findes enkeltbindinger mellem carbon atomerne kaldes det for en alkan.

Carbonhydrider med én dobbeltbinding kaldes for alkener.

Carbonhydrider med to dobbeltbindinger kaldes for alkadiener.

Carbonhydrider med en tripelbinding kaldes for alkyner.

Carbonhydrider er delt op alifatiske og aromatiske forbindelser.
Alifatiske forbindelser hvor carbon atomerne er sluttet sammen i en ring(cyklisk) betegnes som alicycliske forbindelser.

De aromatiske forbindelser betegnes arener.

Navngivning af alkaner:

Navnene på alkaner uden forgrening, består af to dele, hvor den sidste del er –an. De to først hedder:

De forgrenede alkaner navngives således:

Først findes den længste kæde af carbon atomer(Hovedkæden). Atomerne bliver nummeret enten fra højre mod venstre eller omvendt. Det carbon atom som den første sidekæde er bundet til skal have lavest nummer.
Hovedkæden får det samme navn som den uforgrenede alkan. Dette bliver molekylets efternavn, eller det som bliver nævnt til sidst. Foran bliver molekylets sidekæder nævnt, som placering og ved navn.
Sidekæderne kan beskrives som radikaler som erstatter det hydrogen atom som burde af siddet på carbon. Deres navne erstattes med –yl i stedet for –an, og de har det samme antal carbon atomer som alkanerne: dvs.

Methan(CH₄) à Methyl(CH₃)

Ethan(C₂H₆) à Ethyl(C₂H₅)

Osv…                      Disse grupper kaldes for alkylgrupper.

Hvis der indgår mere end én alkylgruppe i et molekyle, skrives der di-,tri- osv. Efter numrene på carbon atomerne som alkylgrupperne sidder fast på, og før alkylgruppens navn.

Hvis tilfældet er at der er to forskellige alkylgrupper  på hvis sin side, og lige langt fra enderne, skal man nævne den alkylgruppe som er mindst først.

Navngivning af alkener og alkyner:

Hvor der i alkaner bliver brugt endelsen –an, bruger vi –en(alken) og –yn(Alkyn). Dog bruger vi kun den sidste del af den uforgrenede alkan, og udelukker derfor, meth-, enth-, pro-… osv. Vi bruger en nnt(tallet for hvilken carbon atom) foran endelsen, som indikerer, hvor dobbelt eller tripelbindingen går fra. F.eks. hvis der sidder en dobbelt/tripelbinding på andet carbon atom, ender navnet på 2-en/2-yn. Hvis der indgår to eller flere dobbelt/tripelbindinger, sættes der et di/tri/tetra foran endelsen. Feks. 2,4-diyn.
Hovedkæden skal altid starte i den ende hvor dobbelt/tripel bindingen har lavet nummer.

Navngivning af cycliske carbonhydrider:

Cycliske carbonhydrider navngives ved at sætte cyclo- foran den uforgrenede carbonhydrid, som har lige så mange carbonatomer som, ringen. F.eks. 1,3,4-trimethyl'cyclo'penten.

Alkaners egenskaber:

Koge og smeltepunkt for carbonhydrider er generelt lave, idet bindingerne er meget upolære, og derfor er der kun dispersionskræfter som virker imellem atomerne, disse er meget nemme at bryde.
Det gælder generelt at de intermolekylære kræfter mellem de forgrenede molekyler er større end de mindre og uforgrenede molekyler.
Idet carbonhydrider er upolære kan de opløses i vand.
Alkaner er meget reaktionstrænge. De har svært ved at oxideres, reagere med ilt. Med mindre de indgår i en forbrænding. Carbonhydrider er meget brændbare. Anvendes derfor til brændstoffer.

Aromatiske forbindelser:

Aromatiske forbindelser betegnes arener. Aromatiske forbindelser er cykliske forbindelser, som både kan være plat opbygget og rummeligt opbygget. Den simpleste aren er benzen(C₆H₆). Hvor ringen er plan, og der sidder et hydrogen alt hvert carbon atom hvilket er lidt mærkeligt i der normalt er 4 elektroner der indgår i en elektronparbinding, hvor der her kun er 3. Den sidste elektron som ikke indgår i en elektronparbinding, siges at være delokaliseret, og er har ikke nogen indflydelse på molekylets bindinger. Når man tegner en aren gøres det ved at tegne en polygon, hvor antallet af hjørner, repræsenterer hvert carbon atom i molekylet, med mindre der er side kæder. Hvis molekylet har delokaliserede atomer, repræsenteres de med en cirkel i midten af polygonen.

Radikalerne til aromatiske forbindelser kaldes for arylgrupper.

Strukturisomeri:

Molekyler kan opbygges på flere forskellige måder. F.eks. C₆H₁₄, som vi umiddelbart bare ville kaldes for hexan. Dog kan vi ikke konkludere hvilket stof det er uden, at se på andre muligheder. Der er nemlig stoffer som har samme antal atomer(både carbon og hydrogen), som har helt andre egenskaber end hexan. Molekyler med samme molekyleformel, men med forskellig strukturformel, kaldes for strukturisomere. Jo flere carbon atomer et molekyler indeholder, desto flere isomere er der til stoffet.

Kædeisomeri:

Hexan som har 4 mulig isomere, har kun til forskel at deres carbonkæder er bygget forskelligt op, hvilket selvfølge vil resultere i forgreninger, på kæden. Når den eneste forskel på molekylet er kæden kaldes stofferne for kædeisometriske.

Stillingsisometri:

For stoffer som er stillings isometriske, er carbonskeletterne ens, og den eneste forskel er at der er en karakteristisk gruppe, som et halogenatom(atom fra 7. Hovedgruppe) eller en nitrogruppe(NO₂) er bundet til forskellige carbonatomer. Her fra navngives der ved at sætte nitro eller brom og deres tilsvarende lokant før endelsen af navnet.

Stereoisomeri:

Hvis vi har to eller flere stoffer hvor atomerne er bundet til hinanden i samme rækkefølge, men hvor den rumlige opbygning er anerledes, kaldes disse stoffer for stereoisomere.

E,Z-stereoisomeri:

Strukturformler for Bu-2-en:

Her har vi med to typer af Bu-2-en med hver sin rumlige opbygning. Som vi kan se er der vendt op og ned på hydrogen atomet og methylgruppen yderst til højre. Altså er de to stoffer stereoisomere. Betingelsen for at denne stereoisomeri kan forekomme, er at der er knyttet to forskellige stoffer eller atomer, ti hver sin side af de dobbeltbunde carbonatomer, altså to forskellige stoffer på hver side.
Da de to stoffer skal have forskellige navne for at kunne skelne, det gør man vil at tilføje stereodeskriptorer. I dette tilfælde bruger man E,Z-systemet.
I E,Z-systemet prioritere man hvilke af de atomer, bundet til begge carbon atomer, der er størst. Størst atomnr. = størst prioritet. Hvis vi tager eksemplet med bu-2-en, kan vi se at på carbonatomet på venstre side af dobbeltbindingen, sidder der en H₃C-gruppe og nedenunder et hydrogenatom. Altså har H3C-gruppen største prioritet, i det carbon har et højere atomnr. end brint. På venstre side af dobbelt bindingen er der en methyl-gruppe og et carbon atom ovenover, altså vil methylgruppen være prioriteret. Altså:

Højst prioritet                    Højest priortiet

Lavest prioritet                  Lavest prioritet

I dette tilfælde kan vi se at de to høje prioriteter, er lige over for hinanden, dermed får den betegnelsen (Z), som står for Zusammen. Hvis det der imod så således ud:

Højst prioritet                    Lavest priortiet

Lavest prioritet                  Højest prioritet.

Her er de to prioriteter skråt overfor hinanden, og betegnes derfor med (E) står for entegen.

Derfor vil det første stof hedde: (Z)-but-2-en

Og det andet vil det andet hedde: (E)-But-2-en

Hvis der f.eks. var to ens atomer bundet til carbon atomet, f.eks. to carbon atomer, skal man gå videre til det næste atom i rækken.
Hvis en gruppe indeholder en dobbeltbinding bliver den prioriteret dobbelt så meget, eller de dobbeltbundne atomer tæller for dobbelt så meget. F.eks. C=O bliver til 2 x C-O. F.eks. er –CHO, prioriteret højere end -CH₂OH idet der indgår en dobbeltbinding mellem carbon og oxygen.

Organiske reaktionstyer:

Substitution:

Ved en substitutionsreaktion, udskiftes et atom eller en atomgruppe, med et andet atom eller atomgruppe:

Her substitueres Y med X, det to stoffer bytter plads. R er en alkyl- eller arylgruppe. X og Y er atomgrupper, eller atomer. Kan se således ud:

CH₃CH₂CH₂Br + OH^– à CH₃CH₂CH₂OH + Br^–

Addition:

Ved en additionsreaktion bindes to reaktanter sammen til et produkt.

Her bliver den ene kovalente binding mellem de to carbonatomer brudt, og de kovalente binding mellem dichlor bliver også brudt. Derfor bliver der dannet to nye bindinger.

Genneralt foregår addition af hydrogenforbindelser(f.eks. HCl) til alkener således, at hydrogenforbindelsen bindes sammen med det carbonatom som i forvejen har flest hydrogenatomer bundet til sig. Denne generalisering kaldes Markovnikovs regel.

Ved addition af vand(H-OH) til alkaner dannes der alkoholer. Feks.

CH₂CH₂ + H-OH à CH₃CH₂OH

Dette er additionen af vand til ethen, som danner ethanol.

Hvis et stof er umættet(indeholder dobbelt/tripelbindinger) kan stoffet addere dibrom Br₂.

Elimination:

Ved elimination fraspaltes et atom, eller en atomgruppe. Derfor kan man sige at det er det omvendte af addition. Vi kan tage det samme eksempel med ethanol.

CH₃CH₂OH à CH₂CH₂ + H₂O

Denne reaktion er den omvendte af at tilsætte vand til ethen. Dog kan denne reaktion kun finde sted ved at tilsætte svovlsyre(H₂SO₄). Denne virker nemlig katalyserende og er med til at binde vand. Der dannes en dobbeltbinding i ethen.

Polymerisation:

En reaktion hvor mange små molekyler bindes sammen til store molekyler, kaldes for en polymerisation. Enkelte molekyler kaldes for monomere og disse lange kæder kaldes for polymere. Navnet for stoffet bliver da givet ved at sætte poly- foran. F.eks. Polyethen. Som er en lang kæde af mange monoethener.

Alkoholer:

Alkoholer er stoffer som har samme struktur som et carbonhydrid, med hvor der er hydroxygruppe(r)(OH-grupper)bundet på en eller flere carbonatomer i stedet for et hydrogenatom.
Det er hydroxygruppen der giver alkoholen dens karakteristiske egenskaber. Den simpleste alkohol er opbygget ligesom methan, bare med en hydroxygruppe i stedet for et af hydrogenatomerne. Methanol(CH₃OH). Genneralt er navngivningen givet ved at sætte –ol bag ved carbonhydridet. Det carbonatom som OH sidder fast på, er lokanten som er foran –ol. F.eks. pentan-1-ol.

En alkohol som kun har en hydroxygruppe bundet fast til et carbonatom siges at være monovalent. Hvis der er 2 eller 3 hydroxygrupper  siges at være divalente og trivalente. Dog er der ingen alkoholer der er stabile hvis der er to eller tre hydroxygrupper. Den mest simple divalente alkohol er, ethan-1.2-diol.

Alkoholers fysiske egenskaber:

På side 227 i aurum, er der en afbildning af alkaner og alkoholers(monovalente) kogepunkt som funktion af antallet af carbonatomer i molekylet. Grafen siger for små alkener er kogepunktet meget lavt, men stiger eftersom der er flere carbonatomer, som skaber flere dispersionskræfter. Altså jo større molekylet er desto højere kogepunkt har det. Det samme gør sig gældende for alkoholerne, dog stiger grafen ikke så meget som grafen for alkanerne efter som molekylet er større. Små Alkoholer har dog stadig forholdsvist højt kogepunkt, men stiger ikke efter hånden som molekylerne er større. Dette skyldes at hydroxygruppen har en hydrogenforbindelse med sig, som er stærkere end dispersionskræfterne. Dog for de større alkoholer betyder det ikke så meget med hydrogenbindinger idet dispersionskræfterne bliver større og større i takt med at molekylerne er større. Derfor grafen for alkoholerne stiger mindre end grafen for alkanerne, idet det kun er dispersionskræfter der binder dem sammen.

Hvis vi havde mere end en hydroxygruppe på alkoholen, ville kogepunktet være større.

Alkoholer er nemme opløselige stoffer. Ethanol f.eks. kan både opløses i vand og i benzin. Dette skyldes at alkoholer både har en hydrofob(afskyr vand) og en hydrofil(elsker vand) ende.

Den hydrofob ende er CH₃CH₂ som også upolær, hvilket vil sige at den ikke er opløselig i vand. Og den hydrofile ende som er polær, som er opløselig i vand, men f.eks. ikke i benzin. Ethanol er også selv rigtig nok til at opløse andre stoffer.
Hvis vi teoretisk tilføjede flere carbonatomer(og dermed også flere hydrogenatomer) ville den upolære ende blive større, og der med være dårligere opløseligt i vand, men bedre i benzin. Hvis der omvendt blev tilført flere hydroxygrupper, ville stoffet være lettere opløseligt i vand.

Alkoholers kemiske egenskaber:

Alkoholer kan ligesom de fleste andre organiske stoffer reduceres til vand og CO₂ ved forbrænding. Forbrænding af methanol:

2 CH₂OH + 3 O₂ à 2 CO₂ + 4 H₂O

Alkoholer er svagere syrer end vand, så en opløsning af ethanol i vand viser ikke en sur reaktion. Dog kan de stadig godt omdannes til deres korresponderende base, når de reagerer med natrium. Alkoholens korresponderende base er stærkere end OH^– som er vands korresponderende base. Når vi betegner denne skrives det(eksempel med ethanol)
CH₃CH₂O^–(sln), hvor (sln) er for solution, og betegner en anden opløsning end vand(aq).

Phenoler:

Hydroxyforbindelser som er bundet direkte til et carbon atom i en aren(aromatisk ring) kaldes for phenoler.
F.eks. hvis vi udskifter et hydrogenatom med en hydroxygruppe, i arenen benzen, kaldes det for benzenol. Dog lige dette stof kaldes bare for phenol. Phenoler er altså aromatiske forbindelsers svar på alkaners alkohol.
Phenoler er stærkere syrer end alkoholer

Ethere

Ethere er organiske stoffer hvor to molekyler er gået sammen og dannet et. Ved omdannelsen bliver f.eks. hydroxygruppen fra det ene molekyle fraspaltet, og hydrogenatomet fra f.eks. hydroxygruppen fra det andet molekyle og derfor vil der ved reaktionen bliver dannet vand som produkt. Ether molekylet er bundet sammen ved hjælp af det resterende oxygenatom som danner en 'bro' mellem de to sammensatte molekyler.

Ethere kan være bundet samen af to ens alkoholer eller to forskellige, dog vil oxygen broen altid være til stede. Navngivningen vil være givet ud fra de to alkoholer efterfulgt af ether. F.eks. Dimethylether eller ethylmethylether.

Carbonylforbindelser

Ved fuldstændig forbrænding oxideres alkoholer til CO₂ og vand. En ikke fuldstændig forbrænding, eller en forsigtig oxidation af en alkohol kan også lade sig gøre. F.eks. kan methanol oxideres til methanal(HCOH):

CH₃OH                                HCOH

Hvor der er en dobbelt binding mellem O og C. Det samme gør sig gældende for andre alkoholer, f.eks. ethanol à ethanal.
Den karakteristiske gruppe C=O kaldes for en carbonylgruppe. I methanal og ethanal sidder carbonylgrupperne til sidst i molekylet, gruppen siges at være endestillet. Et organiske stof der indeholder en endestillet carbonylgruppe kaldes for en aldehyd(En alkohol der har fraspaltet hydrogen).

Hvis carbonylgruppen ikke er endestillet, men derimod er bundet til to carbonatomer, kaldes det organiske stof for en keton. F.eks. oxidation af propan-2-ol:

CH₃CHOHCH₃ à CH₃COCH₃

Det ses at der er reduceret to hydrogen molekyler og dannet en dobbeltbinding mellem det andet carbonatomet og oxygenatomet. Ydermere er det andet carbonatom bundet til to andre carbonatomer, navnet på den oxiderede alkohol altså ketonen er: Propan-2-on. Kaldes også for acetone.
Fællebetegnelsen for ketoner og aldehyder er carbonylforbindelser.

Navngivning for aldehyder, der sættes –al efter suffikset

Navngivning for ketoner, der sættes –on efter suffikset

Oxidation af alkoholer

Primære alkoholer er hvor det carbonatom som hydroxygruppen er bundet til, kun er bundet til et yderligere carbonatom.

F.eks. ethanol: CH₃CH₂OH
Sekundære alkoholer er hvor det carbonatom som hydroxygruppen er bundet til, er bundet til to yderligere carbonatomer.

F.eks. Propan-2-ol: CH₃CHOHCH₃

Tertiære alkoholer er hvor det carbonatom som hydroxygruppen er bundet til, er bundet til tre yderligere carbonatomer:

F.eks. 2-methylpropan-2ol: CH₃CCH₃OHCH₃

Primære alkoholer kan oxideres til aldehyder og oxideres videre til carboxylsyrer.

Sekundære alkoholer kan oxideres til ketoner og ikke videre.

Tertiære alkoholer en meget svære at oxidere.

Betydningen af 'R' på figuren er alkyl eller aryl-grupper.

Når et organisk stof oxideres forsigtigt, vil det sige at det kun oxideres delvist, ikke som en fuldstændig oxidation ved forbrænding. Dette gør at oxidationstallet(OT) er mindre end det ville være ved forbrænding.

Når man skal beregne OT for carbonatomer i organiske molekyler, skal må kan gå ud fra de carbonatomer 'hvor der sker noget'. F.eks. ved oxidation af ethanol til ethanal: Her går man kun ud fra det carbonatom hvortil hydroxygruppen er. Det andet carbon atom, bliver ved oxidation ikke ændret, og derfor indgår det ikke i beregningen af OT. På figuren ser vi bort fra de aryl og alkylgrupper, som er symboliseret ved R. Idet de ved oxidation er uberørt.

Derfor kan vi se den vigtige del af den primære alkohol som 'CH₂OH'. Idet OT_H = + I og OT_O = – II. Derfor kan vi beregne OT_C: OT_C +3 OT_H + OT_O à OT_C + 3 * I + (-II) = 0 à OT_C = -I.

Den vigtige del af aldehyder er  tilsvarende 'CHO'. Men OT_C = + I

Disse oxidationstal er gældende genneralt, og kan også beregnes for tilsvarende organiske stoffer oppe i figuren.

Carboxylsyrer:

Organiske stoffer som indeholder den karakteristiske gruppe –COOH, kaldes for carboxylsyrer. Hvor carbonatomet har en dobbeltbinding til et oxygenatom og en enkeltbinding til hydroxygruppen.
Navngivningen foregår ved at føje suffikset –syre efter navnet for carbonhydridet. Ved divalente carboxylsyrer angives –disyre som suffiks.

Den korresponderende base til carboxylsyrer navngives ved suffikset –oat.

Både hydroxygrupper og carbonylgrupper er polære og kan begge indgå i hydrogen bindinger. Derfor har carboxylsyrerne meget høje kogepunkter. I væske og i den faste form, danner carboxylsyrerne dimere partikler(hvor hydrogenbindingerne er mellem deres carboxylgrupper).

Carboxylsyrer er syrer fordi de kan afgive carboxlygruppen som en hydron.

Syrederivater

Syreanhydrider

Når to carboxylsyrer (-COOH)går sammen under vandfraspaltning dannes der en syreanhydrid. F.eks. ehthansyreanhydrid hvor to ethansyre molekyler samlet har fra spaltet et vand molekyle.

Syrechlorider

Når hydroxygruppen som indgår i carboxylgruppen (-COOH) bliver udskiftet med et chloratom. Fremstilles ved at lade carboxylsyren reagere med stoffet thionylchlorid, SOCl₂ (reaktion på side 256)

Estere

Estere dannes ved en kondensationsreaktion mellem en syre og en alkohol. Generelt kan en esterligevægt opstilles således:

Hvor R er alkyl/aryl-grupper.

Reaktionen mod højre er en esterdannelse, og reaktionen imod venstre er en esterhydrolyse. Navngivningen består i de to indvirkende molekyler efterfulgt af –ester. Deres korresponderende base er det samme efter fulgt af -oat

Karakteristiske grupper:

Organiske stoffers formler kan typisk afledes af carbonhydridernes stoffer, ved udskiftning af et hydrogenatom med karakteristiske grupper, disse kaldes også for de funktionelle grupper, som er dem der udgør de særlige egenskaber for stoffet. Carbonhydriderne danner grundlag for det organiske stofs stamnavn, herfra tilføjer man præfikser(forstavelser) og suffikser(endelser). Eks:

Eth-an-ol.

Eth – Af carbonhydridets navn ethan(CH₃CH₃)

An – Siger at den indeholder en enkeltbinding

Ol- At der er substitueret et hydrogenatom med en hydroxygruppe.

På side 197 i aurum. Ses en tabel over de vigtigste stofklasser, grupper, suf- og præfikser.

Når der i de karakteristiske grupper indgår et carbonatom, er der to forskellige suffikser. Når carbonatomet i den karakteristiske gruppe indgår i stamnavnet vil det være de røde ord på side 197, og hvis carbonatomet ikke indgår i stamnavnet vil det være de blå ord på side 197.

Halogenatomer(grundstoffer fra 7. Hovedgruppe) og nitrogrupper(-NO₂) anvendes kun præfikser.

Hvis der i molekylet indeholder flere karakteristiske grupper, vil den gruppe som har højest prioritet, nævnes som suffiks, og de grupper med lavere prioritet nævnes som præfikser. Tabellen angiver den højest prioritet som det molekyler som er nederst i tabellen.

Ved nummerering af kæden skal den gruppe med højeste prioritet have lavest nummer.

Spejlbilledisomeri:

Når to molekyler er ens opbygget, med samme atomer og samme bindinger, men som er hinandens spejlbilleder, siges at være spejlbilledisomere/enantiomere. Molekyler der er forskellig fra deres spejlbillede kaldes for chirale. Et chiralt molekyle indeholder et carbonatom, hvor der er bundet fire forskellige atomer eller grupper. Carbon atomet kaldes asymmetrisk.  Enantiomere har stort set ens egenskaber, bortset fra at de drejer polarisationretningen af planpolariseret lys.

R/S-systemet:

Den rummelige opbygning af et asymmetrisk carbonatom kan bestemmes med en stereodeskriptor. De fire atomer på carbonatomet har prioriteter efter hvor højt atomnr. De har. Den atommed højest nr. Tildeles A, det næsthøjeste B og det samme er gældende for C og D.

På billedet ses en tetraederform. D(dvs. atomet/gruppen med lavest prioritet) ligger længst til højre. I midten er carbonatomet som er bundet til de 4 andre atomer. De 3 sidste hjørner (planen med venstre) er henholdsvis A B og C. Hvis A B C er placeret således at man skal gå højre om for at få rækkefølgen A-B-C tildeles der et R(rectusà right ) til isomeren. Hvis man skal gå venstre om tildeles der et S til isomeren.

Ved en syntese af molekyler der indeholder et asymmetrisk carbonatom, er der ca. lige mange R som S molekyler.

Nitrogenforbindelser:

Nitroforbindelser:

Nitroforbindelser er organiske stoffer som indeholder nitrogruppen –NO₂. Hvor Nitrogen er bundet direkte til carbon. De vigtigste nitroforbindelser er de aromatiske hvor nitrogruppen er bundet direkte til et carbonatom i ringen.

Navngivningen foregår ved at præfikset –nitro foran navnet på den tilsvarende carbonhydrid.

Aminer:

Aminer er organiske forbindelser hvor i der er bundet 1,2 eller 3 alkyl/arylgrupper til et nitrogenatom.
Ved navngivning bruges suffikset –amin.

Aminer er baser.

Amider:

Carboxylsyrer kan reagere med ammoniak under vandfraspaltning. Herved dannes en amid. Eks. med ethansyre:

CH₂COOH + NH₃ à H₂O + CH₃CONH₂

Amiden der dannes kaldes for ethanamid. Der er tale om er substitution. Hvis der i stedet for ammoniak blev brugt en amid fås en N-substitueret amid:
CH₂COOH + N₂H-CH₃ à CH₃CONHCH₃ + H₂O

Stoffet hedder N-metylethanamid. Hvor N sybolisere at metylgruppen er bundet til nitrogen atomet.

Nitriler:

Nitriler indeholder den karakteristiske gruppe -C. Fremstilles ved en substitutionsreaktion mellem en halogenforbindelse og cyanid(CN^–)

Proteiner:

Proteiner er opbygget af aminosyrer, som der findes tyve forskellige af. Aminosyrer har den gennerelle form:

Altså er det R som udgør forskellen på de forskellige aminosyrer. R kan f.eks. være et atom eller en gruppe. Den simpleste aminosyre er hvis H er R, denne kaldes for 2-aminoethansyre, eller glycin(gly eller G). På side 287 er alle aminosyrer opstillet med navn og strukturformler. For alle aminosyrer undtagen glycin er C-atomet asymmetrisk, hvilket vil sige der findes spejlbilledisomere. Hvis vi ser to aminosyrers fælles spejlbilledisomere som oven stående figur, vil den isomere med aminogruppen(NH₂) til venstre få L foran trivialnavnet, og hvis den er til højre vil den få et D. F.eks. alanin(hvor R=CH₃) L-alanin og D-alanin. Stort set alle aminosyrer der findes i proteiner er i L-form, dvs. ovenstående model.
I og med carboxylgruppen er i stand til at både afgive og optage en hydron er alle amoinosyrer amfolytter. Ved vandig opløsning af aminosyrer er både carboxylgruppen og aminogruppen på ionforn, hendholdsvis: COO^– og NH₃⁺. Den ioniserede aminosyre kaldes en amfoion. Ved højere pH vil den være på base form og ved lavere pH(end 7) vil den være syre form:

Peptider:

Proteiner består af aminosyrer som er bundet sammen med peptidbindinger. Bindingerne dannes ved en kondensationsreaktion mellem aminogruppen og carboxylgruppen. Hvorved der også dannes vand som produkt. Når vi har en peptidbinding mellem to aminosyrer kaldes det for en dipeptid. På dipeptidet sidder en fri aminogruppe i den ene ende og en fri carboxylgruppe i den anden, som der så derfra kan bygges videre på, og dermed danne lange kæder. Når vi har en kæde aminosyrer, betegner ved den ende med den frie gruppe NH₃⁺ som N-terminalen, og den anden ende som har en ledig COO^– gruppe som C-terminalen. N-terminalen er typisk i venstre side.
Peptidet er opbygget af gentagende peptidbindinger –NH-CH-CO-enheder som er peptidets rygrad, hvortil der er bundet forskellige sidekæde fra de enkelte aminosyrer. Siddekæderne indeholder tit hydrofobe grupper hvor andre er polærer eller bærer ionladninger. Der er rigtig mange muligheder for forskellige opbygninger af proteiner som derfor giver dem forskellige egenskaber.

Proteiner kan godt være opbygget af flere peptidkæder, f.eks. hormonet insulin som består af to kæder. Insulin består kun af 51 aminosyrer, og er det for et lille protein. Proteiner består normalt mellem 50 og 2000 aminosyrer.

Primærstrukturen af et protein angiver aminosyresekvensen i proteinet.

Sekundærstrukturen angiver strukturen af peptidets rygrad. Der er to typiske strukturer: α-helix og β-foldeblad. I helix fastholdes aminosyrerne af hydrogenbindinger mellem ringene i spiralen. Hydrogenbindingerne i peptidet dannes mellem hydrogen atomet i peptidbindingens NH-gruppe og oxygen atomet i carbonylgruppe, der sidder fire aminosyre enheder fra NH-gruppen. Det kan den gøre på grund af at strukturen er spiralformet. Hydrogenbindingerne danner en meget stabil struktur.

hvor α-helix strukturen er ret kompakt og stabil er β-foldeblad ret åben, den er formet som zig-zag-kæder. Med hydrogenbindingerne på tværs af kæderne.

Den tertiære struktur er den måde de enkelte sekundære stukturelementer ligger i forhold til hinanden. F.eks. er en polypeptidkæde der består af 5 helixer sjældent blot 5 helixer som flyder rundt i mellem hinanden.

Lipider:

Triglycerider:

Fedtsyrer er generelt langkædet, monovalente carboxylsyrer. Fedtstoffer kaldes også for triglycerider. Den generelle form for et triglyceridkan skrives som:

Hvor R, R' og R'' er forskellige eller ens alkyl grupper.

De hyppigste fedtsyrer indeholder 16 eller 18 C-atomer. Eller for det meste bare et lige antal af C-atomer, idet de fleste fedtsyrer er uforgrenede. På side 315 kan vi se en liste over de mest kendte fedtsyrer i triglycerider.

Man skelner mellem mættede og umættede fedtsyrer. De mættede er der udelukkende enkeltbindinger mellem carbonatomerne. De umættede indeholder en eller flere dobbeltbindinger mellem carbonatomerne.
Vi bruger typisk trivialnavne for fedtsyrer, og man anvender en kode: f.eks. palminsyre er en 16:0 syre, hvilket vil sige den indeholder 1 C-atomer og 0 dobbelbindinger. F.eks. linolsyre har koden: 18:2(Δ^9,12) hvilket vil sige der er 18 C-atomer og to dobbeltbindinger der går fra 9 og 12te atom. Hvor carboxylatomet er nr.1

Naturlige fedtstoffer er blandinger mellem flere forskellige triglycerider, de væsetligste blandinger er på side 316.

Når man omdanner flydende fedtstoffer som olie, til faste fedtstoffer kaldes det hærdning. Hvis et umættet fedtstof tildeles dihydrogen under tryk med nikkel som katalysator, adderes hydrogen atomerne ved der hvor der er dobbelt bindinger i fedtstoffet.
Dette resultere i et højere smeltpunkt.
 

Reaktionsmekanismer og reaktionshastighed teori

Indgreb i ligevægte

redoxreaktioner,  bindinger,  syrer og baser 

Syrer og baser, pH, titrering 

Carbonhydrider, alkoholer, phenoler, isomeri og reaktionstyper.

Opgaver til modul 6,1

Alkoholer, ketoner, aldehyder, carboxylsyrer, estre og syrederivater

Forklar følgende begreber, giv korte, fyldestgørende og præcise svar. Det er vigtigt at du lærer at udtrykke dig præcist. Tabellen er god til brug ved repetition.

1. a) en alkohol

CH₂CH₂ + H₂O à CH₃CH₂OH

(dannelse af ethanol ved addition)

1. b) en keton

CH₃CHOHCH₃ + Cr₂O₇^-2 à CH₃CHCH₃ + C⁺³

(dannelse af propanon ved oxidation med dichromat)

1. c) en aldehyd

CH₃CH₂OH + Cr₂O₇^-2 à CH₃CHO + Cr⁺³ (ikke afstemt)

Dannelse af ethanal ved oxidation med dichromat.