Elevøvelse 1: Sammenligning av økosystemer

Vi var på fjelltur med klassen 19. September 2011, og i den anledning hadde vi også en oppgave som gikk på å sammenligne to suksesjoner i naturfag. Vi skulle ta bilder av to suksesjoner og gå litt nærmere innpå og ta bilder av hvilke arter vi fant i området vi valgte. Til denne oppgaven brukte jeg av utstyr mobilkameraet mitt, jeg har også brukt fakta fra læreboken. De to økosystemene jeg valgte var et hogsfelt og et fjellområde.

Hogstområde i pionerfasen

Når vi gikk oppover campingplassen for å komme til en liten topp gikk vi forbi slalåmbakken, som er et hogstfelt. I dette området er det abiotiske faktorer som luft, jordsmonn, sollys, vind og temperatur. De biotiske faktorene i dette området var produsenter og nedbrytere, men jeg kunne ikke se med det blotte øyet noen forbrukere. I og med at vi var på fjellet var det nok noen lemen i området, og noen fugler fløy over hodene våre. I utkanten av området var det granskog, og dette tyder på at før nedhogsten var området nær en klimaksfase. Hogstområde hadde da gått tilbake fra dette, og tilbake til pionerfasen. Hogstområdet hadde ikke kommet veldig langt i suksesjonen, da det bare var smyle der. Da dette området nå er i bruk som en slalåmbakke vil jeg ikke tro det kommer til endre seg de neste 20 årene, fordi man vil hogge ned og stoppe suksesjonen fra å utvikle seg. Dersom slalåmbakken ble nedlagt ville forandringen fra i dag til om 20 år vært stor. Da ville området mest sannsynlig være granskog, slik som utkanten av hogstområdet. 

Fjellområde i klimaksfasen

Når vi hadde kommet opp på den lille toppen som var målet for turen så området veldig mye annerledes ut. Vi var kommet over tregrensa, og her var det åpent landskap. De biotiske faktorene var blåbærlyng, tyttebærlyng, ravn og mest sannsynligvis er det mye smågnagere der som lemen og mus. Spor etter reinsdyr som reinsdyravføring var også å spore. De abiotiske faktorene som mye vind og lavere temperatur gjør at det ikke vil utvikle seg noe mer, dersom ikke klimaet forandrer seg. Mye vind gjør at høye planter ikke klarer å feste seg, og dermed vil det ikke kunne vokse trær. Dette området er derfor i en klimaksfase, og det vil ikke se så veldig annerledes ut om 20 år, hvis ikke de abiotiske faktorene endrer seg. 

Blåbær var å finne i fjellområdet

Det var store forskjeller på de to økosystemene. Hogstområdet hadde gått fra klimaks til pionerfasen, og området over tregrensa var i klimaksfasen. Det var helt forskjellige biotiske faktorer, og ikke minst forskjellig klima. Hogstfeltet så ut slik som det gjorde på grunn av menneskelig påvirkning, mens området over tregrensa så ut slik som det gjorde på grunn av de abiotiske faktorene. Om 20 år vil hogstområde ha gått over i en sekundærfase dersom mennesker slutter å hogge der, dersom det fortsatt blir hogget der vil det se ganske likt ut. På fjellområdet vil det se ganske likt ut om 20 år, dersom ikke klimaet forandrer seg drastisk. 

Kap. 7: Reaksjonsfart og likevekt

7.1 Reaksjonsfart

Faste stoffer: Partiklene ligger tettpakket på en systematisk måte, og de er sterkt bundet til hverandre. Hver partikkel vibrerer om et fast punkt. 

Væsker: Partiklene er uordnet, men samtidig bundet tilhverandre som i et fast stoff. Kraftigere partikkelbevegelser betyr høyere temperatur.

Gasser: Partiklene er ikke bundet til hverandre. Avstanden er stor. Kolliderer med hverandre. Jo større gjennomsnittsfart partiklene har, desto høyere er temperaturen.

Beregning av farten i et stoff, hvor mye stoff (g eller mol) som omsettes i en reaksjon per tidsenhet (s).

For at to partikler skal reagere med hverandre må de støte sammen. I en gass eller væske treffer partiklene hverandre ofte. 

Atomer og molekyler tiltrekker hverandre på avstand, men når de er komemt nære nok frastøter de hverandre. De har elektroner ytterst, og like ladninger frastøter hverandre. Hvis farten på støtet er lavt skjer det lite, men hvis de støter på hverandre i stor nok fart kan vi få en reaksjon. 

Aktiveringsenergien: Bare partikler med bevegelsesenergi som til sammen er større enn en gitt energi vil kunne reagere.

Aktivert kompleks: har energi lik aktiveringsenergien eller større. Komplekset eksisterer i svært kort tid. Dette kan enten danne molekylene det kom fra, eller et nytt produkt.

I reaksjoner mellom ioner er aktiviseringsenergien liten. Det er fordi ioner med motsatt ladning tiltrekker hverandre. På nært hold er det da ingen frastøting. 

Faktorer som påvirker reaksjonsfarten

- Konsentrasjonens virkning på reaksjonsfarten

- Temperaturens virkning på reaksjonsfarten

- Overflatens virkning på reaksjonsfarten

Reaksjonsfarten øker med konsentrasjonen av utgangsstoffene, overflaten av utgangsstoffene når disse er faste stoffer, og temperaturen på reaksjonsblandingen.

Lav aktiveringsenergi: Høy reaksjonsfart

Høy aktiveringsenergi: Liten reaksjonsfart

Grunnen til at noe frossenmat ikke er holdbar i over en viss temperatur er fordi når vannet smelter er det lettere for at det kan skje kjemiske reaksjoner som kan ødelegge maten fordi partiklene blir mer bevegelige.

En grov regel sier at reaksjonsfarten øker til det dobbelte med en stigning i temperatur på 10*C.

Katalysatorer øker reaksjonsfarten

Vi kan øke reaksjonsfarten ved å tilsette en katalysator. (Et stoff som deltar i reaksjonen, men som ikke forbrukes). 

En katalysator øker reaksjonsfarten ved å senke aktiveringsenergien. Katalysatoren forbrukes ikke i reaksjonen. En fast katalysator bør ha så stor overflate som mulig fordi reaksjonen skjer på overflaten.

Nesten alle kjemiske reaksjoner som foregår i en kjemisk industri er katalysert. En katalysator øker reaksjonsfarten og produktiviteten. 

Katalysatorer som virker i levende organismer kalles enzymer.

7.2 Likevekt

En reaksjon kan gå begge veier. Hittil har en reaksjon vært

utgangsstoffer (reaktanter) ---> produkter

I et åpent system vil reaksjonen gå helt til en av utgangsstoffene er brukt opp. I et lukket og isolert system vil vanligvis ike alt av utgangsstoffene reagere og bli til produkter. 

En reaksjon som kan gå begge veier kaller vi en reversible reaksjon: når reaksjonsfarten i begge rektninger er like stor, er reaksjonen i likevekt. Vi setter dobbeltpil. Det er ingen endring på makronivå. Mengden av utgangsstoffer og produkter ved likevekt forandrer seg ikke. 

På mikronivå er det dynamisk og stor trafikk. Den kjemiske reaksjonen fortsetter å gå begge veier, som smelting og frysing. 

I teorien er alle reaksjoner reversible, men mange reaksjoner lar seg i praksis ikke snu, men må gå en omvei. 

En reaksjon må skje i et isolert system for å kunne oppnå likevekt. I naturen er ikke systemene isolerte.

En reaksjon er i likevekt når det blir dannet og omdannet like mange produktpartikler per tidsenhet. En kjemisk likevekt er dynamisk.

Homogene og heterogene likevekter

Haber-Bosch-prosessen: fremstilling av ammoniakk fra nitrogengass og hydrogengass

Alle stoffene i reaksjonen er i samme tilstand(gass) kalles denne likevekten homogen likevekt.

En likevektsreaksjon der stoffene er i forskjellige tilstander kaller vi en heterogen likevekt.

7.3 Drøfting av likevekter

La Chatelier prinsippet:

Når en likevekt blir påvirket utenfra, blir likevekten forskjøvet slik at effekten av påvirkningen blir mindre. Det er som om likevekten motsetter seg forandringen.

Flere betingelser for å endre likevekt:

Konsentrasjonen av stoff:

     - Hvis det tilsettes mer av et stoff, vil likevekten bli forskjøvet slik at effekten av påvirkningen blir mindre.

     - Det ene stoffet avtar, det andre stoffet øker

     - Hvis vi tilsetter noe av et stoff som inngår på en side i en likevektsreaksjon, vil konsentrasjonen av de andre stoffene på samme side avta, og       

       konsentrasjonen av stoffene på den andre siden vil øke. Forutsetningen er at temperatur og volum holdes konstante.

Temperaturen i reaksjonsblandingen:

     - Hvis den motsatte reaksjonen er endoterm, vil temperaturen i beholderen øke når energi blir tilført.

     - Vi vil at effekten av temperaturen (økningen i temperaturen) skal bli mindre, og da må vi forskyve likevekten slik at energi blir brukt.

     - Den endoterme reaksjonen må altså forskyves til venstre.

     - Hvis det blir tilført energi til en reaksjonsblanding som er i likevekt slik at temperaturen øker, vil likevekten bli forskjøvet i den retningen som gjør at

       energi tas opp. Forutsetningen er at trykk og volum holdes konstante. I en likevektsreaksjon er reaksjonen eksoterm i den ene enden, og endoterm i

     den andre.

Trykket i beholderen:

     - For å øke trykket må volumet gjøres mindre -> fler partikler per volumenhet

     - For at effekten av påvirkningen skal bli mindre, må likevekten forskyves slik at det blir færre partikler per volumenhet. 

     - Likevekten forskyves mot der antallet partikler er minst

     - Når vi øker trykket i en reaksjonsblanding som er i likevekt, blir likevekten forskjøvet til den siden der det er færrest molekyler. Forutsetningen er at

     temperaturen holdes konstant.

7.4 Beregning av konsentrasjoner ved likevekter

En naturlov er beasert på erfaringer, men er ennå ikke bevist.

Massevirkningsloven:

Massevirkning: konsentrasjonens betydning for likevekten

En ligning mellom konsentrasjonen av de stoffene som deltar i likevekten

Når vi kjenner den balanserte ligningen for en likevektsreaksjon, kan vi bruke massevirkningsloven til beregning av konsentrasjoner.

aA (aq) + bB (q) <--> cC (aq) + dD (aq)

Massevirkningsloven for denne likevekten er:

[C]c    x     [D]d                = K

[A]a   x      [B]b

Denne brøken kalles likevektsuttrykket. K er likevektskonstanten.

Temperaturen må oppgis, fordi en reaksjon endres med temperaturen.

Eksempel på konsentrasjon ved likevekt 1) Finn mol/L av hvert av grunnstoffene 2) Sett konsentrasjonen inn i likevektsuttrykket

For noen reaksjoner er likevektskonstanten svært stor, og det fører til at det tilsynelatende ikke finnes utgangsstoffer igjen etter reaksjonen. I slike tilfeller skjer reaksjonen "fullstendig". 

Hvis likevektskonstanten er liten sier vi at reaksjonen ikke går.

Hvis likevektskonstanten verken er stor eller liten, vil alle stoffene være til stede ved likevekt i målbare mengder.

Verdi av K (ubenevnt)	Relative mengder av produkter og utgangsstoffer
Svært stor 10^30	Omtrent bare produkter (reaksjonen er fullstendig)
Stor 10^10	Mye mer produkter enn utgangsstoffer
Omtrent 1 (Mellom 10^2 og 10^-3)	Betydelige mengder er både utgangsstoffer og produkter
Liten 10^-10	Mye mer utgangsstoffer enn produkter
Svært liten 10^-30	Omtrent bare utgangsstoffer (det har nesten ikke skjedd noen reaksjon)

7.5 Løselighet og felling av salter

I en mettet løsning av et salt er det løst så mye av saltet som det er mulig ved den gitte temperaturen. 

Med løseligheten av et salt i vann mener vi hvor mye av saltet som er løst når løsningen er mettet.

Løseligheten oppgis i mol/L.

Beregning av løselighet 1) Finn likevektsuttrykket 2) Sett opp et regnskap for konsentrasjonene av ionene ione 1 ione 2 konsentrasjon start 0 0 konsentrasjon slutt x x 3) Sett onn i likevektsuttrykket 4) For å finne løseligheten i gram per 100mL må det regnes om fra mol til gram      1) Finn molar masse      2) Finn massen til x i 1l mettet løsning

For salter som inneholder like mange ioner i formelenheten, kan vi bruke Ksp til å sammenligne løseligheten av stoffene.

For salter med ulikt antall ioner i formelenhetene må vi regne ut løseligheten for hvert av saltene før vi kan sammenligne:

Sammenligning av løseligheten 1) Finn likevekten av salt 1 2) Finn likevektsuttrykket av salt 1 3) Sett opp regnskap for konsentrasjonene av ionene i salt 1 ione 1 ione 2 konsentrasjon start 0 0 konsentrasjon slutt x x 4) Sett inn likevektsuttrykket av salt 1 5) Finn likevekten av salt 2 6) Sett opp regnskap for konsentrasjonene av ionene i salt 2 ione 1 ione2 konsentrasjon start 0 0 konsentrasjon slutt x x 7) Sett opp likevektsuttrykket av salt 2 8) Sett inn i likevektsuttrykket

Ioneprodukt og felling

Hvis man blander en løsning med sølvioner Ag+ med kloridioner Cl- kan vi få felling av sølvklorid, AgCl (s). Her vil det utfelte saltet være i likevekt med ionene i blandingen som da vil være mettet. Hvis vi kjenner konsentrasjonene av de to løsningene, kan vi ut fra likevektsutrykket forutsi om det blir feling eller ikke. Vi beregner da ioneproduktet Q ut fra hva konsentrasjonene av ioneslagene vil bli i blandingen av de to løsningene.

- Hvis Q > Ksp er blandingen overmettet, og det skjer en felling

- Hvis Q < Ksp er løsningen umettet, og det skjer ingen felling.

- Hvis Q = Ksp er løsningen mettet, og det skjer ingen felling.

Felling eller ikke? 1) Finn alle typer ioner i formelen 2) Se hvilke kombinasjoner som gir uløselig slat 3) Finn likevekten av det uløselige 4) Finn stoffmengde ione 1 5) Finn stoffemengde ione 2 6) Finn konsentrasjonene av ionene 7) Regn ut ioneproduktet Q

Løselighet og fellesioneffekt

Løseligheten til et salt avtar ved tilsetning av ioner som er felles med ett av ionene i saltet. Dette kalles fellesioneffekt. Effekten kan vi forutsi ved bruke Le Cahtelier prinsippet på likevekten for oppløsningen av saltet. Ved å bruke massevirkningsloven kan vi beregne hvor mye løseligheten avtar. 

Løseligheten og fellesioneffekt 1) Finn likevekten 2) Finn likevektsuttrykket 3) Sett opp et regnskap for konsentrasjonene ione 1 ione 2 Konsentrasjon ved start mol/L 0 0 Konsentrasjon ved likevekt mol/L x x 4) Sett inn i likevektsuttrykket

SAMMENDRAG

Reaksjonsfart er hvor mye stoff som omsettes i en reaksjon per tidsenhet. Reaksjonsfarten kan oppgis som endring i masse eller konsentrasjon per enhet. Farten øker med temperaturen og med konsentrasjonen av stoffene som reagerer. For faste stoffer øker farte med overflaten til stoffene.

Aktiveringsenergi er den minimumsenergi pertiklene i en reaksjon til sammen må ha for å reagere når de støter sammen.

En katalysator er et stoff som øker reaksjonsfarten ved å nedsette aktiveringsenergien. Katalysatoren brukes ikke i reaksjonen.

En kjemisk likevekt er den tilstanden en reaksjon kommer til når rekasjonene går begge veier og konsentrasjonene av utgangsstoffer og produkter ikke lenger forandrer seg.

La Chatelier prinsippet: Når en likevekt blir påvirket utenfra, blir likevekten forskjøvet slik at likevekten blir mindre. Det er som om likevekten motsetter seg forandringen.

Massevirkningsloven er et forhold mellom konsentrasjonene av de stoffene som inngår i reaksjonen. Konstanten K i likevektsuttrykket kalles likevektskonstnanten. Den avhenger av temperaturen.

En mettet løsning ved en gitt temperatur er en løsning der det er likevekt mellom uløst og løst stoff.

Løseligheten av et stoff er den mengden stoff som finnes i et gitt volum av en mettet løsning, og oppgis i mol/L eller g/100mL

Løselighetsproduktet oppgis for et tungt løselig eller uløselig salt. Ksp kalles løselighetsproduktkonstanten.

Ioneproduktet Q kan brukes til å avgjøre om vi får en utfelling av et stoff. hvis Q = Ksp er løsningen mettet. hvis Q > Ksp er løsningen overmettet, og noe av saltet vil felles ut. Hvis Q < Ksp er løsningen umettet.

Med fellesioneffekt menes at løseligheten av et salt avtar når vi tilsetter en løsning med ioner av samme slag som er i saltet slik at konsentrasjonen av dette fellesionet øker.

Kap. 6: Varme, uorden og spontanitet

6.1 Energiregnskap

1 joule = 1 jul

C(s) + O2(g) -> CO2 (g)

Når ett mol karbon, 12 gram, brenner dannes det 1 mol karbondioksid.

Målingen viser at det blir samtidig blir frigjort 393 kJ varme

Temperaturen i en liter vann fra 20*C til 100*C

Entalpi: varmeinnholdet i stoffene og beregnes med H

Entalpiendring: beregnes ΔH (Δ: delta: endring)

Entalpien til hvert grunnstoff er satt til 0kJ/mol

Når det skjer en kjemisk reaksjon er entalpiendringen

trekantH = Hslutt - Hstart

Eks. ΔH = H co2(g) - (Hc(s) + Ho2(g))

System og omgivelser

Når vi skal måle og beregne ΔH må vi skille mellom system og omgivelser.

	Isolert system	Lukket system	Åpent system
Kan utveksle varme med omgivelsene	Nei	Ja	Ja
Kan utveksle masse med omgivelsene	Nei	Nei	Ja

Skal vi gjøre nøyaktige målinger av ΔH må systemet være isolert eller lukket. I et åpent system kan det være vanskelig å si hva som hører til systemet, og hva som er omgivelsene.

Eksoterme og endoterme omgivelser

ΔH er den delen av energien som blir overført som varme mellom systemet og omgivelsene. 

Når ΔH er negativ avgir systemet varme til omgivelsene, og prosessen er eksoterm. Ekso: ut: brenner

Når ΔH er positiv  mottar systemet varme fra omgivelsene, og prosessen er endoterm. Endo: inn: 

Endoterm:

Is + energi(ild) -> vann

Eksoterm: 

Vann -> is 

Eks. en kopp kaffe som blir kald etterhvert. Energien avtar etter tid. Kan beregne ΔH for.

Standard molar entalpi

ΔHΘ er symbolet til standard molar entalpi.

ΔH målt ved standard betingelser kalles standard molar entalpi.

Varme og arbeid

Når energi utveksles mellom system og omgivelser, skjer det både som varme og arbeid.

Varme er den energien som blir utvekslet på grunn av temperaturforskjell

Arbeid er den energien som blir utvekslet mellom system og omgivelser (eks. når et stempel beveger seg i sylinderen i en bilmotor)

Utvekslingen av energi mellom system og omgivelser i forbrenningsreaksjonen er lik summen av utvekslet varme og arbeid.

En bil drives frem (arbeid) og temperaturen i bilmotoren og kjølevæsken 

6.2 Måling og beregning av entalpiendringer

Forbrenningsentalpi: Varmen fra en forbrenningsreaksjon

Smelteentalpi: varmen som skal til for å smelte et stoff

Bindingsentalpi: varmen som skal til for å bryte en kjemisk binding

Løsningsentalpi: varmen som skal til for å løse et stoff i vann

Løsningsentalpi:

Du kan måle løsningsentalpi ved hjelp av et isoporbeger og et lokk : isolert.

Temperaturen måles før saltet tilsettes og etter alt saltet er løst.

Eks. på bestemmelse av løsningsentalpi 1) Finn den balanserte ligningen for oppløsningsreaksjonen 2) Finn temperaturendringen i begeret      (Temp. før - temp. etter) 3) Finn tettheten for vannet 4) Finn massen av vannet      (vannløsningen x tetthet)      (er det vann er det bare å skrive g. ikke regne ut noe) 5) Finn tilført varme      (J for å heve temp i ett gram x massen av vannet x temperaturendring)      Oppgis i kJ 6) Finn massen til det som løses opp 7) Finn molar masse til det som løses opp 8) Finn stoffmengden      (Masse / molar masse) 9) Finn molar løsningsentalpi      (tilført varme / stoffmengde)

Forbrenningsentalpi:

Må gjøres i en lukket beholder der forbrenningen skjer i et overskudd av oksygengass

Her må entalpien være konstant trykk.

Standard molar forbrenningentalpi for noen stoffer ved 25 *C

Stoff	ΔHø i kJ/Mol
Hydrogen H2(g)	- 286
Karbon C (s)	-393
Propan C3H8 (g)	-2220
Pentan C5H12 (g)	-3537
Metanol CH3OH (l)	-726
Etanol C2H5OH (l)	-1368
Glukose C6H12O6 (s)	-2808

Eks. energiutbytte fra en forbrenningsreaksjon 1) Finn temperaturendringen i vannet 2) Finn massen av vannet 3) Finn overført varme til vannet      (trengede energi x massen av vannet x temp. endring) 4) Finn molar masse forbrenningsgreia 5) Finn stoffmengde forbrenningsgreia      (mengde forbrenningsgreia / molar masse forb. greia) 6) Finn overført varme til vannet      ( overført varme / stoffmengde) 7) Finn teoretisk energiutbytte      (overført varme x 100% / forbrenningsentalpi (fra tabell)

Bindingsentalpi:

For å kunne bryte en binding må vi tilføre energi

Endoterm: bindingensentalpien blir positiv

For å bryte et mol C-C må det tilføres 348 kJ

Når en binding blir dannet blir energi frigjort.

For å danne et mol C-C må det avgis 348 kJ

Vi kan beregne entalpiendringen i en reaksjon ut fra forskjellen i den energien som kreves for å bryte bindingene i utgangsstoffene. 

Den energien som skal til for å bryte et mol av en type binding kalles bindingsentalpien. Vi oppgir bindingsentalpien ΔH i kJ/mol og den er alltid positiv.

Den energien som firgjøres ved å danne et mol av en type binding, har samme måltall som bindingsentalpien, men ΔH får negativ.

Molar bindingsentalpi

Binding	ΔH i kJ/mol
C-C	348
C-H	412
C-O	360
C=O	743
C=O (i CO2)	805
O-H (H2O i gjennomsnitt)	463
O-H	431
O=O	496
C-N	305

Energirike stoffer og energiutbytte

Hvor mye energi en forbindelse kan avgi ved forbrenning henger sammen med hva slags bindinger det er i forbindelsen.

Forbrenningsentalpi i kJ/mol

CH3-CH3 etan -1560

CH3-CH2-O-H etanol - 1368

CH3-CHO etanal -1166

CH3-COOH etansyre -875

O=C=O karbondioksid 0

Ut fra formlene til to ganske like forbindelser kan vi forutsi hvilken forbindelse som har størst forbrenningsentalpi. Den forbidneslen som inneholder flest bindinger til oksygen vil avgi minst energi. 

6.3 Når er en prosess spontan?

En spontan reaksjon: En kjemisk prosess som går av av seg selv

For mange reaksjoner er det nødvendig med en liten "dytt" for å få reaksjonen i gang, som å tenne på grillkull, men vi kaller dem likevel spontane.

Andre reaksjoner starter ikke selv om vi gir dem aldri så mange dytt, og disse er ikke spontane.

Vi kan ikke bruke farten prosessen skjer i for å bestemme om en prosess er spontan.

Alle forbrenningsreaksjoner er eksoterme reaksjoner (ΔH < 0)

De fleste eksoterme reaksjoner er spontane.

Ammoniumnitrat som blir løst i vann er en spontan reaksjon fordi det bare skjedde når vi blander dem.

Smelting av is er en endoterm prosess. 

Entropi: graden av uorden

Symbolet S.

I et fast stoff har partiklene faste plasser og har lav entropi.

Når stoffet er i væskeform beveger partiklene seg rundt hverandre, og har derfor høyere entropi enn fast stoff.

I gass er partiklene i stor uorden og bare svirrer rundt, og derfor er entropien høyest i gassform.

Minst uorden er det i perfekt krystall ved det absolutte nullpunkt T = OK.

Da er S = 0 J/K x mol

Når et system går fra starttilstand til en slutttilstand er entropiendringen

ΔS = Sslutt - Sstart

For en kjemisk reaksjon kan vi beregne entropiendringen ut fra entropien til produktene og utgangsstoffene. (bruker tegnet Σ, som står for summen):

ΔS = ΣS sluttprodukter - ΣS utgangsstoffer

Eksempel: Når vi varmer opp blåstein (kobber(II)sulfat-pentahydrat), avgirs krystallvannet og vi får vannfritt kobber(II)sulfat: CuSO4   x   5H20 (s)   --->    CuSO4 (s) + 5H20 (l) Entropiendringen for denne reaksjonen: ΔS = ΣS sluttprodukter - ΣS utgangsstoffer ΔS = (109+5x70)   J             -      300     J         =     159    J                                    k x mol                     k x mol                k x mol En positiv verdig for ΔS betyr at entropien øker. Dette kunne vi forutsagt fordi det dannes mye væske (5 mol) og et fast stoff fra et mol av den faste blåsteinen.

Entropien i universet øker

I et isolert system vil alle spontane prosesser føre til økt uorden. Hvis systemet er åpent vil det kunne utveksle varme med omgivelsene. Da endrer entropien seg både i systemet og i omgivelsene. Vi må derfor betrakte systemet og omgivelsene i et nytt isolert system, og det utgjør hele universet.

ΔS system   +    ΔS omgivelser    =    ΔS univers 

varmelærens 2. hovedsetning: at entropien i universet øker i alle spontane prosesser, enten det er fysiske forandringer eller kjemiske reaksjoner:

ΔS univers > 0

For å finne ut om entropien i universet øker i en prosess må vi derfor vite nok om ΔS system og ΔS omgivelser til å avgjøre om 

ΔS system + ΔS omgivelser > 0

Enropiendringen for systemet (ΔS system) kan beregnes fra tallverdier, men vi skal nøye oss med å vurdere om ΔS system er positiv eller negativ fra reaksjonsligningen.

Entropiendringen for omgivelsene er avhengig av den varmen omgivelsene gir eller mottar. Ved eksoterme reaksjoner blir omgivelsene tilført varme. Det fører til økt uorden i omgivelsene slik at entropien øker. Denne entropiendringen beregnes når vi kjenner temperaturen T som prosesser skjer ved. 

Utrykket vi baserer oss på, er:

ΔS omgivelser  =     -ΔH system

                                       T

Vi ser at ΔS omgivelser > 0 ved eksoterme reaksjoner der ΔH system < 0. Når vi da setter inn uttrykket for ΔS omgivelser i ΔS system + ΔS omgivelser > 0.

ΔS system    +     -ΔH system     > 0

                                       T

Dette kan vi omforme til:

ΔH - TΔS < 0

Dette er kravet for at en prosess skal være spontan.

Tre faktorer som bestemmer om en prosess er spontan

For å finne ut om en prosess er spontan fører til ΔH - TΔS < 0.

- Entalpiendringen for systemet ΔH

- Temperaturen i systemet T (K)

- Forandring i uorden eller orden i systemet, ΔS

....er de faktorene som bestemmer om en prosess er spontan. 

1. Eksempel der ΔH < 0 og 0 > ΔS Alle forbrenningsreaksoner er eksoterme. La oss se på reaksjonen når et telys (parafin) brenner. Parafinvoks består av store hydrokarbonmolekyler med rundt 30 karbonatomer i kjernen, og de ligger ordnet i det faste stoffet. Når voksen brenner i luftens oksygen, dannes mange flere produktmolekyler enn det er utgangsstoffmolekyler, og produktmolekylene karbondioksid og vann er dessuten i gassfase. Dette fører til at entropien øker (0 > ΔS) Da reaksjonen er eksoterm (ΔH < 0) blir ΔH - TΔS < 0 for alle temperaturer. Reaksjonen er derfor alltid spontan.

2. Eksempel der ΔH < 0 og ΔS < 0.Magnesium som brenner, er en eksoterm reaksjon. Reaksjonsligningen er: Mg(s) + 1/2 O2 (g) --> MgO(s) ΔH = -602 kJ/mol I denne reaksjonen er et av utgangsstoffene en gass, mens produktet er et fast stoff. Det betyr at det blir mindre uorden. og entropien i systemet vil avta. Fordi reaksjonen er svært eksoterm oppveier det minkingen av entropien. Dermed blir ΔH - TΔS < 0 og reaksjonen er spontan.

3. Eksempel der ΔH > 0 og ΔS >0Smelting av is er en endoterm prosess. (ΔH > 0). H2O(s) --> H20 (l) Når isen smelter øker entropien fordi vann er mer uordnet enn is. Over 0*C smelter is spontant. og da er ΔH - TΔS < 0. Ved 0*c, altså T = 273 K, er vann og is i likevekt. Da er ΔH - TΔS = 0 Hvis temperaturen avtar og blir mindre enn 273 K, blir ΔH - TΔS > 0 Under 0*C er altså smelteprosessen ikke spontan.

4. Eksempel der ΔH > 0 og ΔS < 0I dette tilfellet vil alltid ΔH - TΔS > 0. Det finnes ingen spontane reaksjoner hvor ΔH > 0 og samtidig ΔS < 0.

Å få ikke-spontane prosesser til å gå

Selv om en prosess ikke er spontan, kan vi likevel få den til å gå. Da må vi tilføre energi eller et nytt stoff. 

Eks. oppladningen av et batteri går ikke av seg selv. Det er den motsatte reaksjonen som er spontan. Men legger vi på en ytre spenning som er motsatt og større enn batterispenningen, lades det. Da bruker vi elektrisk energi til å gjendanne kjemisk energi i batteriet. Betingelsen for at et batteri skal lades er at den kjemiske reaksjonen for oppladning går nøuaktig motsatt vei av reaksjonen for utladning, slik at det bare er å snu pilen i likevektsreaksjonen.

De fleste bruksmetallene korroderer. Da dannes metalloksider. Vi må derfor gå omveier for å danne metall av deres oksider. 

SAMMENDRAG

For å beskrive energiforandringer i kjemiske reaksjoner og andre prosesser er det nødvendig å skille mellom system og omgivelser. Systemet består av stoffene som deltar i prosessen, mens resten av universet er omgivelsene.

Varme er den energien som utveksles på grunn av en temperaturforskjell mellom systemene og omgivelsene.

Entapli (H) er et mål for varme, og ΔH er den varmen som blir utvekslet mellom system og omgivelser når prosessen foregår ved konstant trykk og temperatur.

Entalpiendringen (ΔH) kan måles eller beregnes. Når ΔH < 0, er prosessen eksoterm. Da avgir systemet varme til omgivelsene. Når ΔH > 0 er prosessen endoterm. Da mottar systemet varme fra omgivelsene.

Entropi (s) er et mål for uorden, og for et stoff gjelder S gass >> S væske > S fast stoff

Ved alle spontane prosesser øker ΔS universet

T står for temperaturen mål i kelvin (K). T = 273 K ved smeltepunktet for is. Trinnene på kelvinskalaen er lik trinnene på celsiusskalaen, dvs 1K = 1*C.

En prosess er spontan når ΔH - TΔS < 0.

En eksoterm prosess ΔH < 0 der entropien øker ΔS > 0 er alltid spontan. En endoterm prosess ΔH > 0 der entropien minker ΔS < 0 er aldri spontan.

Kap. 5: Stoffer reagerer

5.1 Kjemiske reaksjoner

I kjemiske reaksjoner blir det dannet nye stoffer. 

Utgangsstoffer/reaktantaer er det stoffet vi først har

Produkter er stoffene vi ender opp med.

Et produkt har andre egenskaper en utgangsstoffene. Ofte har de også andre farger. 

- Vi kan se stoffer forsvinne, høre et smell, føle temperaturforandringer eller kjenne lukt.

Fire typiske kjennetegn på kjemiske reaksjoner på makronivå:

Fargeforandring

- Noen ganger endrer stoff farge -> kjemisk reaksjon

- Hvis kobberpulver varmes kraftig opp blir fargen på pulveret endret fra rødbrun til svart. Utgangsstoffene er oksygengass og kobberpulver.

Energiforandring

- Etanol brenner blå flamme, vi kan kjenne varmen. 

- Når etanolen brenner i luft dannes karbondioksid og vanndamp. 

Gassutvikling

- Hvis vi legger biter av kalsiumkarbonat i saltsyre kan vi høre at det bruser.

- I denne reaksjonen blir ionebindingene brutt, og det blir dannet nye.

Utfelling

- Heller vi sølvnitratløsning i en løsning av natriumklorid kan vi se at det skjer en utfelling av hvitt stoff.

- Ionebindingene blir brutt.

- Bunnfall: utfellingen vil samle seg i bunnen av glasset

NB! En kjemisk reaksjon på makronivå er en stoffendring vi kan observere med sansene. Fra ett eller flere stoffer blir det dannet ett eller flere andre stoffer. En kjemisk reaksjon på mikronivå er en stoffendring der sterke bindinger i utgansstoffene blir brutt, og der det samtidig blir dannet nye, sterke bindinger i produktene.

5.2 Kjemiske ligninger

I en kjemisk reaksjon er antallet atomer av forskjellig slag likt før og etter reaksjonen. Ingen atomer blir ødelagt eller skapt.

Massen vil også være den samme i en kjemisk reaksjon.

En ligning beskriver en reaksjon

Skriv først ligningen med ord

Balansert ligning alle atomene av hver type må være lik på begge sider

I en kjemisk ligning skriver vi -> ikke =.

Tallet 2 foran 2O kaller vi koeffisient.

En balansert ligning sier noe om mengdeforholdene mellom stoffene i reaksjonen.

I en balansert ligning vil vi ha hele og små koeffsienter.

Formlene for stoffene kan aldri endres i balanseringen, bare koeffisientene for stoffene.

Eks. Balansering av ligning Forbrenningsreaksjonen mellom etanol (C2H2OH) og oksygen der det blir dannet karbondioksid og vann. Først korrekte formler: C2H5OH + O2     ->     CO2 + H2O Denne ligningen er ikke balansert fordi det står 6 H atomer på venstresiden. Nå må vi sørge for at antallene blir likt. 1C2H5OH + 3O2    -> 2CO2   + 3H2O Så skriver vi den ferdig balanserte ligningen. (Vi skriver aldri koeffisidenten 1, men bruker ogfte tilstandssymboler. ) Den balanserte ligningen blir da: C2H5OH + 3O2 (g)    ->    2CO2 (g)   + 3H2O (g)

Når vi har en løsning hvor noen atomer ikke deltar i reaksjonen, kaller vi dem tilskuerioner.

Som når vi løser sølvnitrat i en løsning natriumklorid. Det er bare sølvionene og klorionene som er med i reaksjonen.

Ligning med tilskuerioner:

Ag+ (aq) + NO3- (aq) + Na+ (aq) + Cl- (aq)     ->   AgCl (s) + Na+ (aq) + NO3- (aq)

Ligning uten tilskuerioner:

Ag+ (aq)   +    Cl- (aq)   -> AgCl (s)

En slik reaksjonsligning der tilskuerionene blir utelatt kaller vi en netto ioneligning. 

En kjemisk ligning sier heller ikke alt. Som ved reaksjon mellom propangass og oksygengass. 

Her forteller ikke en ligning at reaksjonen skjer i luft, og ikke ren oksygengass.

Den forteller heller ikke at reaksjonen skjer i flere trinn og skaper mellomprodukter.

En ligning sier heller ingenting om tiden reaksjonen tar. 

5. 3 Beregning basert på reaksjonsligninger

stoikheion(gr) = grunnstoff, atom

metron (gr) = mål

Støkiometriske beregninger, for å finne ut hvor mye stoff som blir dannet i en kjemisk reaksjon.

Koeffisientene i reaksjonsligningen viser hva forholdet mellom stoffmengdene av reaktantene og produktene i reaksjonen. 

30 mol Cu(s) + 15 mol O2 -> 2 mol CuO

Fremgangsmåten i beregninger 1) Skriv korrekte formler for alle utgangsstoffene og produktene 2) Balanser ligningen 3) Regn ut stoffmengden i mol av det stoffet det er gitt opplysning om i oppgaven. 4) Bruk koeffisientene i ligningen og finn stoffmengden av det ønskede stoffet det spørres om. 5) Gjør stoffmengden i mol for dette stoffet om til den størrelsen og enheten oppgaven spør etter

Fremgangsmåte "veien om mol" fra masse til masse 1) Finn massen 2) Finn molar masse 3) Finn stoffmengde 4) Balanser ligningen 5) Finn stoffmengde for balansen 6) Finn molar masse for balansen 7) Finn masse for balansen

Fremgangsmåte "veien om mol" fra masse til volum 1) Finn massen 2) Finn molar masse 3) Finn stoffmengde 4) Balanser ligningen 5) Finn stoffmengde for balansen 6) Finn molart volum for balansen 7) Finn volumet for balansen

Beregning av utbytte

Utbyttet i produksjonen av stoffet blir vanligvis mindre enn i teorien.

Flere grunner: 

     - At reaksjonen ikke går fullstending over til produktet

     - At det er vanskelig å skille det ønskede produktet fra de andre stoffene

Utbytte i prosent Utbytte i prosent:               virkelig utbytte           x100                                             teoretisk utbytte

Fremgangsmåte fra masse av en reaktant til utbytte i prosent 1) Finn den balanserte ligningen for reaksjonen 2) Finn massen til den første reaktanten 3) Finn molare massen til den første reaktanten 4) Finn stoffmengde til den første reaktanten      (masse / molar masse) 5) Finn den balanserte ligningen 6) Finn stoffmengde for reaktantene 7) Finn molar masse for reaktatene 8) Finn den teoretiske massen      ( molar masse(mol) x stoffmengde(mol) = molar masse (gram) x      stoffmengde (gram) = teoretiske massen ) 9) Finn virkelige utbytte (oppgitt i opg.) 10) Finn utbyttet i prosent        ((virkelig utbytte / teoretisk utbytte) x 100)

Begrensede reaktanter

Kjemiske reaksjoner stopper opp når en av reaktantene er brukt opp. F.eks slokner et stearinglys når stearinen er brukt opp. Da er stearinen den begresede reaktanten fordi det er mye oksygen i lufta. Oksygen er da i overskudd. For å finne ut om en av reaktantene er begrenset må vi gå veien om mol. Da regner vi ut stoffemngden av hver reaktant og avgjør hvilken som er den begrensede reaktanten. 

Fremgangsmåte fra masse via begrensede reaktant til masse 1) Regn ut stoffmengden av ionene som blir blandet sammen 2) Finn hvor mange mol som er ionet som blir spurt om 3) Finn stoffmengden av dette ionet 4) Finn stoffmengden av den andre reaktanten 5) Finn hvor mange mol det andre ionet har 6) Finn stoffmengde for den utfelte 7) Finn molar masse for den utfelte 8) Finn massen      (molar masse x stoffmengde)

Sammendrag

I en kjemisk reaksjon blir ett eller flere nye stoffer, produkter dannet ut fra ett eller flere utgangsstoffer eller reaktanter.

Typiske kjennetegn for en kjemisk rekasjon på makronivå er fargeendring, gassdannelse, utfelling av fast stoff og ernergiforandring i form av varme, lys eller lyd.

Antallet atomer av ulike typer er likt i utgangsstoffene og produktene. Massen av utgangsstoffene er derfor lik massen av produktene.

Beregninger må vi gjøre ut fra balanserte reaksjonsligninger, og i beregningene går vi veien om mol.

Det virkelige utbyttet regnes i prosent av det teoretisk mulige byttet.

Kap. 4: Stoffmengde og konsentrasjon

4.1 Veien mot mol

Alle stoffer består av partikler - atomer, ioner og molekyler. 

Noen ganger trenger vi å vite hvor mange partikler det er i hvert atom, og dette kaller vi mol.

I en stoffmengde på 1 mol er det 6,022 x10^23 partikler av stoffet. Det vil si at for eksempel 1 mol sink inneholder 6,022 x 10^23 Zn-atomer, eller at 1 mol vann er det samme som 6,022 x10^23 H2O-molekyler.

Hvor mange partikler 1 mol inneholder, er det vanskelig å forestille seg. Men la oss si at 1 mol kroner (6,022 x 10^23) ble fordelt på de 6 milliardene på jorda. Da kunne hvert menneske brukt 30 000 kroner hvert sekund i 100 år før alle pengene var brukt opp!

(VELDIG MANGE PARTIKLER!!)

Antallet partikler i ett mol kalles avogadrokonstanten etter italieneren Amadeo Avogardo. Konstanten har symbolet Na, og enheten mol- :

Na = 6,022 x 10^23 mol-1

Vi kjenner flere avogadrokonstaner enn de fire som er oppgitt her, men vi pleier å gjøre et overslag og si tallet 6. (6 x 10^23 mol-1)

Når vi oppgir stoffmengden av et stoff må vi gjøre klart hvilke partikler det er snakk om. Da bør vi skrive formelen for partiklene.

(Å bare oppgi 1 mol klor er upresist, vi må si 1 mol kloratomer)

Stoffmengde og antall partikler:

Stoffmengde	Innhold
1 mol Cl	6,0 x 10^23 Cl-atomer
1,0 mol Cl2	6,0 x 10^23 Cl2-atomer
1,0 mol CaCl2	6,0 x 10^23 Ca2+ioner og 2 x 6,0 x 10^23 Cl- -ioner
1,0 mol CCl4	6,0 x 10^23 C- atomer og 4 x 6,0 x 10^23 Cl-atomer

Det finnes ikke et instrument som kan måle stoffmengden i mol direkte. I stedet må vi da måle massen med en vekt og volumet av et stoff med rommål. Ut i fra dette kan vi se hvordan stoffmengden i mol kan beregnes. 

Veien mot mol er veien til mål.

Molekylmasse og formelmasse i u

Det øverste tallet i periodesystemet er atomnummeret, det nederste tallet står for atommassen i u.

Ut i fra atommassen kan vi regne ut molekylmassen og formelmassen som er massen for en formelenhet av et salt eller et nettverksstoff. 

Atommassen, formelmassen og molekylmassen har formelen u.

Eksempel: Hva er molekylmassen til H2O? 2 x atommassen til H + atommassen til O 2 x 1,008u                  + 16,00u                  = 18,02u Hva er formelmassen til NaHCO3? atommassen til Na + atommassen til H + atommassen til C +  3x atommassen til O 22,99u                    + 1,008u                   + 12,01 u                 +   3 x 16,00u               = 84,01 u Hva er formelmassen til Na2CO3 x 10H2O? 2x atommassen til Na + atommassen til C + 3x atommassen til O + 10x molekylmassen til H2O 2 x 22,99u                   + 12,01u                  + 3x 16,00u                   + 10x 18,02                            = 286,1u

Molar masse i g/mol

På lab'en arbeider vi med veldig mange partikler, og derfor kan vi ikke bruke atommassen, molekylmassen eller formelmassen som gjelder for èn partikkel i utregningene. Vi bruker heller hvor mange g et mol av stoffet veier. Massen i gram pr. mol kaller vi den molare massen for stoffet. = g/mol.

Formel	Atommasse/molekylmasse/formelmasse (Gjelder for èn partikkel)	Molar masse - masse i gram per mol stoff. (Gjelder for 6,022 x 10^23 partikler av stoffet)
Na	22,99 u (atommassse)	22,99 g/mol
H2O	18,02 u (molekylmasse)	18,02 g/mol
Na2CO3 x 10x H2O	286,1 u (formelmasse)	286,1 g/mol

Vi kaller massen i gram per mol av et stoff for den molare massen.

Sammenhengen mellom stoffmengde (n) og masse (m) og molar masse (Mm) er gitt her:

n =        m                                   stoffmengde(mol) =            masse (g)          

            Mm                                                                       molas masse (g/mol)

Eksempel: Hva er den molare massen til kalsiumhydroksid, Ca(OH)2? Vi finner den molare massen til et stoff ved å regne på samme måte som når vi finner atommasse, vi setter bare g/mol, ikke u. atommassen til Ca + 2x (molekylmassen til OH) g/mol = 40,08                      + 2x  (16,00 + 1,008)                        = 74,10 g/mol

I eksempelet viste vi hvordan vi kommer frem til molare masser for stoffene. Nå viser vi ikke hvordan dette gjøres, bare fører opp de molare massene. 

Dette eksempelet viser hvordan vi kan bruke den molare massen i utregninger.  Her bruker vi enheter (benevninger) i utregningene fordi det gir en kontroll på at utregningene er fornuftige.

Eksempel: Hva er stoffmengde av NaCl i 100g bordsalt? Masse natriumklorid:          100g Molar masse NaCl     :           58,44 g/mol Stoffmengde NaCl i 100g:           100g               = 1,71 g/mol                                                    58,44 g/mol Hvor mange gram NaCl er det i 1,0 liter fysiologisk saltvann? Stoffmengde NaCl     :       0,154 mol Molar masse NaCl     :       58,44 g/mol Masse NaCl :          58,44 g/mol x 0,154 mol = 9,00 g

Hva gjør vi da når vi skal beregne fra masse via stoff til ny masse? Nå skal jeg bergene hvor mange gram jern et perlekjede laget av hematitt inneholder:

Eksempel: Hematitt er jern(III)oksid Fe2O3, og kjedet har en masse på 102 g. Masse Fe2O3                            :                    102 g Molar masse Fe2O3                 :                    159,7 g/mol Stoffmengde Fe203 i kjedet   :                    102g                    = 0,6387 mol                                                                        159,7 g/mol Av formelen ser vi at 1 mol Fe2O3 svarer til 2 mol Fe. (siden det er hvor mange gram jern vi skal finne ut. Det betyr at for hvert mol Fe2O3 er det 2 mol Fe.) Stoffmengde Fe i 102g Fe2O3        :         2 x 0,6387 mol = 1,277 mol Molar masse Fe                                 :        55,85 g/mol Masse av Fe i 102g Fe2O3              :        55,85 g/mol x 1,277 mol = 71,3 g Perlekjedet av 102 g hematitt inneholder 71,3 g jern.

Molart volum L/mol

Avogadros lov sier at det er like stort volum av forskjellige gasser er like mange partikler når gassene har samme trykk og temperatur.

Gassvolum oppgis i 1 atmosfæres trykk og 25*C. Da er volumet av en hvilken som helst gass 24,5 L.

Ved lavere temperatur og høyere trykk blir volumet mindre. Det molare volumet av gassen er 22,4 L/mol ved 0*C og 1atm.

Sammenhengen mellom det molare volumet (Vm), volumet (V) og stoffmengden (n) er 

n    =      V                           stoffmengde (mol)   =        volum (L)    
             Vm                                                                      molart volum (L/mol)

Gasser har masse, og de veier noe. Hvis vi kjenner volumet av en gass ved romtemperatur og 1 atmosfæres trykk kan vi "gå veien mot mol" og regne ut massen. Vi kan tro at en ballong med He(g) ikke har masse fordi den flyr til værs, men Avogados lov sier at det er like mange He-atomer i 5L He(g) som det er totalt av partikler av forskjellige slag i 5,OL luft når temperaturen og trykket er det samme. 

Fordi massen av et He-atom er mye mindre enn massen av N2 og O2-molekyler (som er mest vanlig i lufta) blir tettheten av heliumgass mye lavere enn tettheten av luft. Defor stiger den til værs.  (Det samme skjer om vi slipper et trestykke i vann. Treet flyter opp fordi tettheten er lavere enn tettheten av vann).

Eksempel: Hvor stor masse har gassen i heliumballongen?  Volum gass          :       5L Molart volum      :        24,5 L/mol Stoffmengde He :             5L                  = 0,204 mol                                       24,5 L/mol Molar masse He  :      4,003 g/mol Masse He             :      4003 g/mol x 0,204 mol = 0,817g Massen av 5L heliumgass er 0,82 g

HUSKEREGLER! - For å regne om fra gram til mol av et stoff: divider massen med molar masse. - For å regne om fra gram til antall partikler av et stoff: beregn antall mol og gang det med 6 x 10^23 - For å regne fra mol til antall partikler: gange med 6 x 10^23 mol 1-

Huskeregler:

Utregning av molekylmasse og formelmasse

     - atommasse til atom + atommasse til atom x 2(hvis det er H2)

     - Oppgis alltid i u

Utregning av formelmasse for et salt med krystallvann

     - Atommassene + atommasse + tall x molekylmassen

     - Oppgis alltid i u

Utregning av stoffmengde

     - Finn massen

     - Finn den molare massen

     - Masse/molar masse

     - Oppgis i 

Utregning av molar masse

     - Samme utregning som formelmasse

     - Oppgis alltid i g/mol

Fra masse til stoffmengde

     - Finn massen

     - Finn molar masse

     - Finn stoffmengde (massen / molar masse)

     - Oppgis alltid i mol

Fra stoffmengde til masse

     - Finn stoffmengden

     - Finn molare masse

     - Finn masse (molar masse x stoffmengde)

     - Oppgis i g

Fra masse via stoffmengde til ny masse

     - Finn masse

     - Finn molar masse

     - Finn stoffmengde (masse / molar masse)

     - Finn stoffmengde av atomet i gram i formelen (antall atomer x mol)

     - Finn molar masse for atomet du skal ha

     - Finn ny masse (molar masse atomet x stoffmengde av atomet i gram i formelen)

     - Oppgis i g

Fra gassvolum via stoffmengde til masse

     - Finn gassvolumet

     - Finn molart volum (er alltid 24,5 i 1atm og 25*C)

     - Finn stoffmengden (gassvolum / molart volum)

     - Finn molar masse til gassen

     - Finn masse (molar masse x stoffmengde)

     - Oppgis i g.

4.2 Konsentrasjon av et stoff i en blanding

Homos (gr) = lik

Heteros (gr) = ulik

-gen (gr) = danne

En blanding av et stoff er homogen hvis partiklene i stoffet er jevnt fordelt på mikronivå = løsning.

En blanding av et stoff er heterogen hvis partiklene i stoffet er ujevnt fordelt på makronivå.

Sølevann, juice med fruksaft og frokostblanding er eksempler på heterogene blandinger.

Konsentrasjonen i et stoff er hvor mye det er av hvert stoff i en homogen blanding. 

(Når ikke annet er oppgitt gjelder vanligvis 1 atm og 25*C)

Konsentrasjonen av et stoff i en vannløsning har ofte måleenheten mol/L.

I mineralvann er mengden av ioner oppgitt i mg/L.

Andre måleenheter: prosent, promille og ppm(parts per million).

De avgir forholdet mellom størrelser med samme type enhet, enten masseforhold eller volumforhold.

Enheter som avgir masseforhold eller volumforhold i en blanding:

Konsentrasjon	Generell tolkning	Enhet
1 %	1 del stoff i 100 deler blanding (1:10^2)	1g/100g (vektprosent, masseprosent) 1mL/100mL (volumprosent)
1%.	1 del stoff til 1000 deler blanding (1:10^3)	1g/1000g = 1g/kg 1mL/L
1 ppm	1 del stoff til 1 000 000 deler blanding (1:10^6)	1mg/kg 1mL/m^3 1 partikkel/milliom partikler

Enheten ppm blir brukt som konsentrasjonsmål for stoffer i mat, jord, vann og luft. CO2-innholdet i luft oppgis f.eks som 380 ppm.

Volumprosent brukes mest om gassbindinger. Eks: en konsentrasjon på 21 volumprosent oksygen i luft vil si at i 100mL er det 21mL oksygengass.

Masseprosenten brukes om hvor mange gram av et stoff som er løst i 100g blanding. vektprosent.

4.3 Molare løsninger

mol/L er enhet for konsentrasjonen av en vannløsning, men noen ganger forkortes det til M.

En lønsing har en konsentrasjon på 1 molar når den inneholder 1 mol av stoffet i 1 L løsning.

Sammenhengen mellom konsentrasjonen (c), stoffmengden (n) og volumet (v):

c =          n                               Konsentrasjon =       stoffmengde (mol)   

               V                                                                       volum (L)

Huskeregler

Fra konsentrasjon i mol/L til stoffmengde

     - Finn volum i L

     - Finn stoffmengde (antall mol / volum)

     - Oppgis i mol.

Utregning fra gram til mol

     - Gram / molar masse / volum 

Fra masseprosent til mol/L:

     - Finner volumet

     - Finner tettheten

     - Finner massetettheten (tetthet x volum)

     - Finner masseprosenten

     - Finner masse i antall L (tetthet x (masseprosent/100))

     - Finner den molare massen

     - Finner stoffmengden  (masse i antall L / molar masse)

     - Finner konsentrasjonen (stoffmengde / antall L)

For å finne stoffmengde av en bestemt ione i en løsning:

     - Finner stoffmengden (mol/L  x mL) = mol

     - Finn ut hvor mange ioner det er av det ionet

     - antall ioner x mol = stoffmengden av ionet i en løsning

Beregning av masse for tillaging av en løsning 

     - Finn volumet på løsningen

     - Finn stoffmengden (mol x volum løsning) 

     - Finn den molare massen

     - Finn massen (molar masse x stoffmengde)

Beregne stoffmengde av oppløst stoff

     - C (konsentrasjon) x V (volum) = N (stoffmengde)

Fra konsentrert løsning til fortynnet løsning

     - Ta stoffmengden (mol du skal lage til x L)

     - Volum av løsningen (mol du skal lage til / mol du har fra før)

Tillaging av molare løsninger 

1 mol/L står for 1 liter ferdig løsning

I labratoriet er det ikke nødvendig med helt nøyaktige løsninger, men hvis det skal brukes til å bestemme konsentrasjonen av et stoff må den lages svært nøyaktig. Jo flere siffer som blir brukt, jo nøyere må man være med tillagingen. 

Fortynning av molare løsninger

For å fortynne en løsning riktig, tar vi ut et visst volum av den konsentrerte løsningen og overfører det til et nytt kar. Deretter tilsetter vi vann inntil løsningen får den konsentrasjonen vi ønsker. Da er det like mange mol av stoffet i den ferdige løsningen som det var før fortynningen.

Oversikt over enheter

Mol                    = stoffmengde                = n

Gram                 = masse                           = g

Liter                   = volum                           = V

Gram pr. mol     = molar masse                =Mm

Mol pr. liter        = molar konsentrasjon   = c

SAMMENDRAG

Stoffmengden 1 mol inneholder 6,022 x 10^23 partikler av stoffet.

Molekylmassen er summen av atommassene til atomene i molekylet.

Formelmassen er summen av atommassene til atomene i formelenheten.

Den molare massen av et rent stoff er massen i gram per mol av stoffet.

Den molare volumet er volumet av en gass i L per mol av gassen. Volumet av 1 mol av en gass ved 25*C  og 1 atm trykk er 24,5L.

Konsentrasjonen av et rent stoff i en blanding er hvor mye det er av stoffet i blandingen. Konsentrasjonen kan oppgis med forskjellige enheter, feks mol/L, g/L og masseprosent.

I molare løsninger er konsentrasjonen av et rent stoff oppgitt i mol per liter løsning.