Undervisning

Den tredje dimension – livets arkitektur

Molekylers struktur bestemmer deres kemiske egenskaber og biologiske funktioner.
Del online

Glæd dig til dette nye tema er klar! Materialet er under udarbejdelse og lægges løbende ud i løbet af efteråret, når det er klart.  

Forestil dig en verden uden molekylær form – hvor alle forbindelser er flade og uden en tredimensionel struktur. I kemi ville det betyde, at molekylernes egenskaber og funktioner ville gå tabt. Netop molekylernes 3D-struktur er afgørende for deres kemiske og biologiske aktivitet.

I dette tema undersøger vi, hvordan små og store molekylers tredimensionelle struktur har betydning for den verden, som vi selv er en del af. Vi starter ved det lille vandmolekyle og bevæger os mod store biomolekyler, hvor vi ser på, hvordan form og funktion hænger sammen, og hvordan selv små strukturelle ændringer kan få store konsekvenser.

Men før du skal fordybe dig i molekylers struktur og funktion, skal du lære noget grundlæggende om kemiske bindinger og reaktionsskemaer.

1. Når atomer binder sig til hinanden

Kemi handler om, at atomer binder sig til hinanden og danner nye stoffer. Helt centralt for at arbejde med kemi er en forståelse af, hvordan atomer binder til hinanden, og hvad de bliver til. Derfor skal du lære om forskellige kemiske bindinger og reaktionsskemaer, der beskriver, hvordan et eller flere stoffer reagerer og omdannes til et eller flere andre stoffer.

Et grundstof består af én slags atomer og kan forekomme som:

  1. Enkeltatomer, som fx ædelgasserne, der i opgave 2, ‘Jagten på grundstoffer til grønne brændstoffer‘ i temaet ‘Grundstoffer & Bæredygtighed’, beskrives som ‘dovne’, da de ikke er særligt reaktionsvillige. Dette gælder fx heliumatomer (He).
  2. Få atomer bundet sammen som molekyler, fx molekylet dioxygen (O2). Dette gælder for flere af ikke-metallerne.
  3. Mange atomer bundet sammen i gitterstruktur som i kobbertrådene i vores ledninger. Dette gælder for alle metallerne. Her vil det ikke give mening at angive antallet af atomer, og derfor vil man bare skrive Cu.
Opgave 1: Grundstoffer

Kan du finde flere eksempler på grundstoffer, som forekommer som enkeltatomer, i mindre molekyler eller i gitterstruktur? Husk på, at når et stof findes som det rene grundstof, sidder der ikke atomer fra andre grundstoffer sammen med det.

Se mere

Atomer binder sig til hinanden på forskellige måder, altså i forskellige typer af kemiske bindinger.

1.1 Kemiske bindingstyper

I modsætning til grundstoffer, består en kemisk forbindelse af to eller flere atomer fra forskellige grundstoffer som i vand (H2O), bordsalt (NaCl) eller insulin (C257H383N65O77S6). Både for grundstofferne og de kemiske forbindelser gælder, at de enkelte atomer holdes sammen af kemiske bindinger, hvor en eller flere elektroner fra hvert atom deles eller helt afgives til det andet atom. Man skelner mellem forskellige bindingstyper, hvor du skal kende disse 3: elektronparbindinger, ionbindinger og metalbindinger. Desuden deles elektronparbindinger op i to undergrupper: Upolære elektronparbindinger og polære elektronparbindinger, se figur 1.

Figur 1: Oversigt over kemiske bindingstyper. 

Molekyler holdes sammen af polære eller upolære elektronparbindinger, der også kaldes for kovalente bindinger. I elektronparbindinger deles to atomkerner om et eller flere fælles elektronpar.

Salte, også kaldet ionforbindelser, holdes sammen af ionbindinger, hvor det ene atom helt har afgivet sin elektron til det andet atom. Denne beskrivelse er forsimplet, da der faktisk er tale om en glidende overgang fra upolære elektronparbindinger til polære elektronparbindinger og over til ionbindinger (se pilen i figur 4). Det fælles elektronpar bevæger sig altså gradvist fra at ligge præcis midt imellem to atomer til at være afgivet helt til det ene atom.

Rene metaller, der blot består af et grundstof, holdes sammen af metalbindinger. Denne type binding er forklaret i faktaboksen ‘Metalbindinger og Ohms lov‘ i temaet ‘Fremtidens batterier’ og gennemgås ikke yderligere her, da du i gymnasiet typisk ikke arbejder med metalbindinger. Også metallegeringer1 holdes sammen af metalbindinger, og nedenfor kan du læse om den interessante metallegering nitinol (se faktaboksen ”Metallegering med hukommelse”).

1.1.1 Faktaboks: Metal, der husker

Metallegering med hukommelse

Smiiiil! I nær fremtid er der mulighed for, at tandbøjler kan laves af metal med hukommelse. Hvis du har eller har haft bøjle på tænderne, ved du, at det især gør ondt, lige når man får skiftet metalskinnen til en anden facon. Forestil dig, at du ikke skal have den skiftet, men at du kun får én på, og at den langsomt selv ændrer sig hen mod den rette form, der passer til dine tænder. Det gør knap så ondt, når det sker gradvis. Måske bliver det en mulighed i fremtiden, hvis tandbøjlen laves af nitinol.

Metallegeringen mellem nikkel og titan hedder nitinol fra de to grundstoffers atomsymboler Ni og Ti. Blandingsforholdet mellem de to – altså hvor stor en procentdel, der er nikkel hhv. titan – kan varieres, og dermed varierer legeringens egenskaber også. Fælles for de forskellige udgaver af legeringen er, at metalatomerne skifter mellem forskellige måder at sidde sammen på (gitterstrukturen ændres – se faktaboks om Ohms lov) ved en specifik overgangstemperatur, hvor nitinol skifter mellem de to strukturer. Blandingsforholdet mellem de to grundstoffer i legeringen bestemmer overgangstemperaturen. Generelt gælder det dog, at over overgangstemperaturen er nitinol superelastisk og kan bøjes, men springer tilbage til sin oprindelige form ligesom en elastik gør, hvis du trækker i den. Under overgangstemperaturen er nitinol deformerbart og kan bukkes og foldes og forbliver i den nye facon, lidt ligesom modellervoks. Når det bøjede nitinol opvarmes og kommer over overgangstemperaturen, ændrer det formen tilbage til den oprindelige form. Nitinol har altså en form for hukommelse lidt som memory foam, du måske kender fra madrasser og hovedpuder.

I denne youtubefilm viser Peter Hald, sikkerhedsleder på Institut for Kemi på Aarhus Universitet, hvordan nitinol opfører sig. Måske tænker du ‘Ok, men hvad mon man kan bruge det til?’

I mange år har man kunnet hjælpe patienter med åreforkalkninger i fx kranspulsårerne, der løber udenpå hjertet og forsyner hjertemusklen med dioxygen (ilt). Åreforkalkning sker, når der over tid opbygges aflejringer af kalk og fedt på indersiden af en blodåre, så blodet får sværere ved at passere. Dette kan give forhøjet blodtryk og kan resultere i en blodprop. For at hjælpe patienten indsætter hjertekirurger en stent, der er et lille, rørformet gitter af metal, som man har placeret i den blodåre, der er kalket til. Ved hjælp af en ballon udvider metalgitteret sig, så blodet lettere kan passere, som vist i figur 2. Her kommer nitinol i spil. Man arbejder på at producere en stent i nitinol med en overgangstemperatur på 37° C, der svarer til menneskets kropstemperatur. Under overgangstemperaturen kan stenten mases sammen, så den lettere kan føres ind i blodåren, men idet, den når 37° C, vender metalgitteret tilbage til den oprindelige form, så det kan udvide blodåren på samme måde som stenten, der blev udvidet med ballonen.  

Figur 2: Ballonudvidelse af en blodåre, der er tilkalket. Bruger man en stent af nitinol, sker udvidelsen af stenten automatisk, og man kan undgå at bruge ballonen.

Nu har du hørt om en metallegering med en ny type egenskab, som hverken nikkel eller titan har hver især som de rene grundstofmetaller. Hele forskningsfeltet med at finde nye materialer med nye kemiske egenskaber hedder materialekemi.

Se mere

Nogle grundstoffers atomer har lettere ved at trække det fælles elektronpar til sig end andre, og elektronerne er derfor oftest ikke placeret lige midt mellem de to atomkerner. Derfor skal du lære begrebet elektronegativitet at kende. Bagefter vender vi tilbage til, hvordan du bruger din viden om elektronegativitet til at inddele bindinger i grupperne, elektronparbindinger (upolære og polære) og ionbindinger. 

1.1.2 Elektronegativitet

Helt kort kan man sige, at elektronegativitet er et udtryk for et atoms evne til at tiltrække elektroner. Elektronegativitet forkortes ofte med EN, og det har en talværdi mellem 0 og 4. EN-værdien er enhedsløs, og jo højere talværdien er, jo mere elektronegativt er grundstoffet. Alle grundstofferne i det periodiske system har en EN-værdi, som vist i figur 3, bortset fra de letteste ædelgasser i gruppe 18. Jo længere mod højre, og jo højere op i det periodiske system, jo højere EN-værdi har grundstoffet. Fluor er det grundstof, der er mest elektronegativt og har en EN-værdi på 4. Et fluoratom er derfor meget reaktivt og ”ivrigt” efter at optage en enkelt elektron og blive til fluorid (F–). Fluorid har en meget mere stabil elektronstruktur, da atomet nu minder om ædelgassen neons atomer.

Figur 3: Elektronegativitetsværdier for nogle grundstoffer i det periodiske system. Hvis man går fra venstre mod højre i en periode, stiger EN-værdien, og går man opad i en gruppe, stiger EN-værdien også.

I figur 3 kan du se de enkelte grundstoffers EN-værdi. Når du skal bestemme typen af binding mellem to atomer, skal du bruge begge grundstoffers EN-værdi og trække dem fra hinanden. Nedenfor er vist tre eksempler, der omhandler elektronegativitet. 

Eksempler på beregning af forskelle i elektronegativitet

1. I dioxygenmolekylet (O2) er to oxygenatomer bundet til hinanden. Du skal nu finde ud af, om det ene oxygenatom er ”stærkere”, dvs. har en højere EN-værdi, end det andet. Dette giver selvfølgelig ikke mening, da atomerne er ens og derfor har samme EN-værdi. Men for princippets skyld ser du lige, hvordan man kan skrive det op (symbolet delta (Δ) betyder forskel, og i parentesen ses hvilke atomer, du laver din beregning for):

ΔEN(O-O) = 3,5 – 3,5 = 0

Da forskellen i EN er præcis 0, er de to atomer lige ”stærke”, og det fælles elektronpar ligger præcis midt imellem de to atomer. Denne binding er upolær.

 

2. I vandmolekylet (H2O) er der to hydrogenatomer bundet til et oxygenatom i midten. Da de to bindinger er helt ens, undersøger vi kun den ene binding og laver samme beregning som ovenfor (det er lettest altid at skrive den højeste EN-værdi først – ellers skal du tage den absolutte værdi af din beregning):

ΔEN(O-H) = 3,5 – 2,1 = 1,4

Da forskellen i EN mellem O og H er større end 0, og da O har den højeste værdi, må det fælles elektronpar ligge tættere på oxygenatomet end hydrogenatomet. Dermed bliver oxygenatomet lidt mere negativt ladet pga. ophobning af elektroner i den side af bindingen, mens hydrogenatomet mangler elektronerne lidt og bliver derfor lidt positivt ladet. Denne binding er polær.

 

3. I bordsaltet natriumchlorid, skal vi undersøge bindingstypen mellem natriumatomet og chloratomet. Samme beregning som før gennemføres:

ΔEN(Cl-Na) = 3,0 – 0,9 = 2,1

Da forskellen i elektronegativitet mellem Cl og Na er større end 0, og da Cl har den højeste værdi, må det fælles elektronpar ligge tættere på chloratomet end natriumatomet. Igen bliver chlorenden af bindingen negativt ladet og natriumenden positivt ladet.Forskellen i EN-værdi kan bruges til at afgøre typen af kemisk binding mellem to atomer. Selvom figur 4 nedenfor angiver et meget præcist interval for forskellen i EN-værdi, der gælder for en bestemt kemisk bindingstype, er det vigtigt, at du ved, at intervallerne er lavet for at det er lettere at identificere typen af binding. I virkeligheden er der en glidende overgang mellem intervallerne, og jo højere forskellen i EN-værdi bliver, jo mere nærmer bindingstypen sig en ionbinding, som pilen nederst i figur 4 illustrerer.

Eksempler på beregning af forskelle i elektronegativitet

1. I dioxygenmolekylet (O2) er to oxygenatomer bundet til hinanden. Du skal nu finde ud af, om det ene oxygenatom er ”stærkere”, dvs. har en højere EN-værdi, end det andet. Dette giver selvfølgelig ikke mening, da atomerne er ens og derfor har samme EN-værdi. Men for princippets skyld ser du lige, hvordan man kan skrive det op (symbolet delta (Δ) betyder forskel, og i parentesen ses hvilke atomer, du laver din beregning for):

ΔEN(O-O) = 3,5 – 3,5 = 0

Da forskellen i EN er præcis 0, er de to atomer lige ”stærke”, og det fælles elektronpar ligger præcis midt imellem de to atomer. Denne binding er upolær.

 

2. I vandmolekylet (H2O) er der to hydrogenatomer bundet til et oxygenatom i midten. Da de to bindinger er helt ens, undersøger vi kun den ene binding og laver samme beregning som ovenfor (det er lettest altid at skrive den højeste EN-værdi først – ellers skal du tage den absolutte værdi af din beregning):

ΔEN(O-H) = 3,5 – 2,1 = 1,4

Da forskellen i EN mellem O og H er større end 0, og da O har den højeste værdi, må det fælles elektronpar ligge tættere på oxygenatomet end hydrogenatomet. Dermed bliver oxygenatomet lidt mere negativt ladet pga. ophobning af elektroner i den side af bindingen, mens hydrogenatomet mangler elektronerne lidt og bliver derfor lidt positivt ladet. Denne binding er polær.

 

3. I bordsaltet natriumchlorid, skal vi undersøge bindingstypen mellem natriumatomet og chloratomet. Samme beregning som før gennemføres:

ΔEN(Cl-Na) = 3,0 – 0,9 = 2,1

Da forskellen i elektronegativitet mellem Cl og Na er større end 0, og da Cl har den højeste værdi, må det fælles elektronpar ligge tættere på chloratomet end natriumatomet. Igen bliver chlorenden af bindingen negativt ladet og natriumenden positivt ladet.Forskellen i EN-værdi kan bruges til at afgøre typen af kemisk binding mellem to atomer. Selvom figur 4 nedenfor angiver et meget præcist interval for forskellen i EN-værdi, der gælder for en bestemt kemisk bindingstype, er det vigtigt, at du ved, at intervallerne er lavet for at det er lettere at identificere typen af binding. I virkeligheden er der en glidende overgang mellem intervallerne, og jo højere forskellen i EN-værdi bliver, jo mere nærmer bindingstypen sig en ionbinding, som pilen nederst i figur 4 illustrerer.

Se mere

Forskellen i EN-værdi kan bruges til at afgøre typen af kemisk binding mellem to atomer. Selvom figur 4 nedenfor angiver et meget præcist interval for forskellen i EN-værdi, der gælder for en bestemt kemisk bindingstype, er det vigtigt, at du ved, at intervallerne er lavet for at det er lettere at identificere typen af binding. I virkeligheden er der en glidende overgang mellem intervallerne, og jo højere forskellen i EN-værdi bliver, jo mere nærmer bindingstypen sig en ionbinding, som pilen nederst i figur 4 illustrerer.

Figur 4: Elektronskyen vist i gråtoner rundt om to atomer ser forskellig ud for de forskellige bindingstyper. Det lille græske bogstav, delta (δ), viser, at en elektron er lidt forskudt mod det ene atom, dvs. en delvis ladningsforskydning, og dermed bliver bindingen polær. Derudover er vist eksempler på stoffer, der har de tre forskellige bindingstyper. EN-intervallerne er opstillet for lettere at afgøre bindingstyperne. Nederst illustrerer pilen, at der faktisk er tale om en glidende overgang mellem bindingstyperne fra upolær over polær elektronparbinding til ionbinding.

Ovenfor har du set eksempler på EN-beregninger. Nu skal du lære at bestemme den kemiske bindingstype herudfra. Det gør du bl.a. ved at lave opgave 2.

Opgave 2: Bestem den kemiske bindingstype
  1. Kig på elektronskyen vist i figur 4. Hvorfor er den forskellig i de tre tilfælde? 
  2. I de tre eksempler ovenfor blev der beregnet en forskel i EN-værdi. Kan du ud fra den beregnede forskel og figur 4 identificere typen af kemisk binding i hvert af de tre eksempler? 
  3. I figur 4 er desuden angivet typiske grundstoffer (to ikke-metaller, metal og ikke-metal), der laver en bestemt type binding. Passer grundstofferne i de tre eksempler ovenfor med de typiske grundstoffer i figuren?

Se mere

1.1.3 Polære og upolære elektronparbindinger

Selvom elektronerne hele tiden er i bevægelse omkring atomkernerne, så vil de oftere befinde sig tættest på det mest elektronegative atom i en kemisk forbindelse.

Hvis der er tale om en upolær elektronparbinding, er det fælles elektronpar lokaliseret midt mellem de to atomer i bindingen, og der er derfor hverken en negativ eller positiv ende af bindingen. Dermed er bindingen det modsatte af polær – altså upolær. Det er vist i figur 5a.

Hvis der er tale om en polær elektronparbinding, skal du derfor forestille dig, at det fælles elektronpar er forskudt mod de mest elektronegative af de to atomer i bindingen, og dermed bliver der en negativ og en positiv ende af bindingen – det svarer til to poler og derfor omtales bindingen som polær. Dette er illustreret i figur 5b.

Så længe der er tale om elektronparbindinger, afgives en elektron ikke helt fra det ene til det andet atom, som det er tilfældet i ionbindinger. I ionbindinger afgives elektronen fuldstændig til det mest elektronegative atom, der dermed bliver en negativ ion, mens det andet atom der har afgivet elektronen, bliver til en positiv ion. I en ionbinding angives altså den positive ion og den negative ion med plusser og minusser, som vist i figur 5c, mens man ved elektronparbindinger benytter det lille græske bogstav, delta (δ), for at vise, hvis den er polær, som vist i figur 5b. Delta betyder forskel, og et lille delta markerer en lille forskel.

Figur 5. Kemiske bindinger i små molekyler. a. Chloratomerne i dichlormolekylet deler elektronerne ligeligt. b. Elektronerne er ulige fordelt i hydrogenchloridmolekylet. Her benyttes symbolet δ med en ladning bagefter for at vise, at der er en lille ladningsforskydning. 5.c. I natriumchlorid er elektronen helt overført fra natrium- til chloratomet, og ladningen angives med et hævet plus eller minus efter atomsymbolet.

1.1.4 Hvor stærke er de kemiske bindinger?

Jo tættere en binding kommer på at være en ionbinding, jo stærkere er den. Derfor kræver det væsentlig mere energi at trække to atomer i en ionbinding fra hinanden, end to atomer i en elektronparbinding.

Forestil dig, at det fælles elektronpar i en elektronparbinding er en slags ‘lim’, der holder de to atomer sammen. Elektronerne bevæger sig rundt om begge atomkerner, og hvis man satte en prik hele tiden for hvert sted elektronerne er, så vil man efter noget tid få en tegning, der minder om orbitalerne. I et molekyle som dihydrogen, vist i figur 6, opholder det eller de fælles elektronpar sig mellem mest mellem de to atomer, og det skrives som to prikker – en for hver af de to elektroner. En sådan elektronparbinding kan også vises med en streg, som angivet i figur 6.

Figur 6. Til venstre ses et hydrogenatom med en positiv proton i kernen og en negativ elektron, der bevæger sig omkring kernen og danner en elektronsky. Til højre ses den upolære elektronparbinding mellem to hydrogenatomer, der til sammen danner dihydrogenmolekylet også kaldet brint.

Udover, at en ionbinding er stærkere end en polær elektronparbinding, der igen er stærkere end en upolær elektronparbinding, så er styrken af en elektronparbinding også afhængig af antallet af elektroner, der indgår i bindingen. Jo flere elektroner, to atomer deler, jo stærkere er bindingen, og jo mere energi kræver det at dele molekylet. Når to atomer kun deler et enkelt elektronpar, kaldes den en enkeltbinding.  Med et fagbegreb kan vi angive denne styrke af elektronparbindingen som bindingsenergien.   

Opgave 3: Stærke bindinger
  1. Hvad mon bindingen kaldes, hvis to atomer deler to elektronpar? Her kunne der være tale om dioxygen, som du indånder. 
  2. Har du et bud på, hvordan du tegner en dobbeltbinding mellem de to oxygenatomer, hvis ét elektronpar tegnes med en streg? 
  3. I dinitrogen deles 3 elektronpar. Hvad mon bindingen kaldes? Og hvordan ville du tegne det? 

Se mere

I dinitrogen indgår hele 6 elektroner i ’limen’ mellem de to atomkerner. Det kan også forklare hvorfor N2-molekylet, der udgør 78 % af luften, kræver meget energi at bryde og derfor ikke er så reaktivt. I figur 7 kan du se bindingsenergien for 3 diatomige molekyler, der deler forskellige antal elektronpar. 

Figur 7: Bindingsenergien for en upolær elektronparbinding stiger, jo flere fælles elektronpar et diatomigt molekyle deler. Bindingsenergien er angivet i kJ/mol ved 25° C.

Nu hvor du kender til typer af kemiske bindinger og elektronegativitet, skal du lære om reaktionsskemaer, hvor kemiske bindinger brydes og dannes.  

2. Reaktionsskemaer

Et reaktionsskema har du måske mødt, før du startede i gymnasiet. Det beskriver, hvordan et eller flere stoffer blandes, reagerer og omdannes til et eller flere andre stoffer. Det kender du allerede fra opskrifter på fx kager. Der står ofte en liste over, hvad du skal bruge af stoffer (bl.a. æg, mel og sukker), som du blander sammen, og som omdannes til et nyt stof (en kage som vist i figur 8). 

Figur 8: En chokoladekage kan bages på mange måder, men som regel følger du en opskrift, der fortæller hvad og hvor meget af ingredienserne, du skal blande sammen.

Udgangsstofferne – altså de stoffer, du starter med at blande sammen – kaldes i kemi for reaktanter, og dem, du ender med at få ud af reaktionen, kaldes for produkter.  Imellem reaktanterne og produkterne er der en reaktionspil, der altid peger fra venstre mod højre. Hvis der er flere reaktanter, adskilles disse af et plustegn, og det samme gælder, hvis der er flere produkter. 

Reaktanter → produkter

 

I modsætning til listen over ingredienser i en kageopskrift, står der den såkaldte tilstandsform i parentes bagved alle stoffer i et reaktionsskema. Tilstandsformerne, s for fast stof, l for flydende stof og g for stof på gasform, har du måske allerede mødt, hvis du har læst afsnittet om Grundstoffer og bæredygtighed (link til dette). Nedenfor møder du endnu en tilstandsform, og du lærer, hvordan du læser og skriver reaktionsskemaer. 

2.1 Tilstandsformer

Ud over tilstandsformerne forkortet med s, l og g, er der en tilstandsform mere, du skal kende til. Den angiver, om et stof er opløst i et opløsningsmiddel som fx vand eller acetone. Tilstandsformen, vandig opløsning, angives med aq (latin: aqua). Stoffet er opløst i vand.

Natriumchlorid, køkkensalt, kan let opløses i vand, men sammenlignet med fx isterninger kræver det en relativt høj temperatur at smelte det, så det bliver til flydende salt, for så skal det varmes op over 801°C, som er natriumchlorids smeltepunkt. Dette skelner du mellem ved at skrive (aq), når et stof opløses i vand, og (l), når det smeltes. Opløsningsmidlet står altså i parentes bagefter stoffet. Du vil mange gange møde tilstandsformen, (aq), men i princippet kunne det også være (ethanol), hvis et stof er opløst i ethanol, eller (acetone), hvis et stof er opløst i acetone, som pigmenterne i neglelak bliver, når neglelakken fjernes med neglelaksfjerner (se figur 9).

Figur 9: Neglelak indeholder typisk farvepigmenter opløst i organiske opløsningsmidler, som kan fjernes med neglelaksfjerner, der ofte indeholder acetone.

Nedenfor kan du se eksempler på, hvordan man skriver tilstandsformer bagved stoffer i reaktionsskemaer, som du kan læse mere om i faktaboksen ‘Sådan opskriver du et reaktionsskema’. 

Eksempler på tilstandsformer i reaktionsskemaer

1. Køkkensalt smelter:

NaCl(s) → NaCl(l) 

2. Køkkensalt opløses i vand:

NaCl(s) → NaCl(aq)  

3. Køkkensalt opløses i ethanol:

NaCl(s) → NaCl(ethanol) 

Eksempler på tilstandsformer i reaktionsskemaer

1. Køkkensalt smelter:

NaCl(s) → NaCl(l) 

2. Køkkensalt opløses i vand:

NaCl(s) → NaCl(aq)  

3. Køkkensalt opløses i ethanol:

NaCl(s) → NaCl(ethanol) 

Se mere

Opgave 4: Tilstandsformer
  1. Forklar med dine egne ord, hvad forskellen er mellem glukose (en slags sukker med formlen C6H12O6), der opløses i vand, og glukose, der smelter.
  2. Opskriv reaktionsskemaer for hvordan glukose kan opløses i vand og for hvordan glukose smelter på samme måde som vist i eksemplet lige ovenover.

Se mere

I faktaboksen nedenfor er fokus på, hvordan du helt korrekt skriver reaktionsskemaer og hvordan du læser dem. 

2.1.1 Faktaboks: Reaktionsskemaer

Sådan opskriver du et reaktionsskema

Når to eller flere atomer sidder sammen, er det vigtigt, at man kan aflæse hvilke grundstoffer, og hvor mange af hver slags atom, der sidder sammen. Det gøres ved at bruge grundstofsymbolerne og ved at sænke et tal bagved et atomsymbol, hvis det er større end et, for at angive antallet af atomer af dette grundstof. Du kender nok den kemiske formel for vand – H2O. Både atomsymbolet for hydrogen (H) og for oxygen (O) er med, så du ved, at stoffet består af hydrogen og oxygen. Det sænkede 2-tal angiver, at der er to atomer af grundstoffet lige inden 2-tallet, her hydrogen. Der er ikke sænket et tal bagved oxygensymbolet, da der kun er et oxygenatom. Et andet eksempel kan være kalk (calciumcarbonat), som der er meget af i undergrunden i Danmark. Det har den kemiske formel CaCO3. Der er tre forskellige grundstoffer: calcium (Ca), carbon (C) og oxygen (O). Der er et calciumatom, et carbonatom og 3 oxygenatomer.

Nu ved du, hvordan du skal skrive stoffer, som består af flere end et atom, så nu skal vi se på, hvordan man kan skrive reaktionsskemaerne helt korrekt. Som regel vil du vide noget om den reaktion, du skal opskrive i et reaktionsskema.

Udgangspunktet bliver den reaktion, som sker i grønne planter under fotosyntesen, hvor netop glukose dannes, som du har set molekylformlen for i opgave 4. I fotosyntesen bruger en plante carbondioxid (CO2), og vand (H2O). Dette er reaktanterne. I reaktionen omdannes de to reaktanter til to produkter, nemlig molekylet glukose (C6H12O6) og molekylet dioxygen, (O2).

Nedenfor opdeles opskrivningen af reaktionen i flere trin. Når du har øvet dig nogle gange, kan du efterhånden opskrive simple reaktioner i blot et trin.

1. Opskriv reaktionsskemaet med reaktanter, produkter, plustegn og reaktionspil:

CO2 + H2O → C6H12O6 + O2

Reaktionsskemaet er ikke færdigt endnu. Du har lært om tilstandsformer, og de skal skrives på i parentes bagved hver reaktant og hvert produkt. Derfor skal du vide lidt mere om stofferne. Måske ved du godt, at carbondioxid og dioxygen er på gasform. Vi indånder dioxygen, som kroppen bl.a. anvender i nedbrydningen af næringsstoffer, og derfra dannes carbondioxid (faktisk i præcis den modsatte reaktion, som vi er ved at opskrive!). I planten er glukosen opløst i vand, og vand er som bekendt flydende ved stuetemperatur.

2. Skriv tilstandsformerne i parentes bagved reaktanter og produkter:

CO2(g) + H2O(l) → C6H12O6(aq) + O2(g)

Der mangler stadig noget i dit reaktionsskema. Da der ikke kan opstå eller forsvinde atomer i en reaktion, gælder massebevarelsesloven, der lyder:

For hvert grundstof skal antallet af atomer være ens på begge sider af reaktionspilen.

Derfor skal du tælle antallet af atomer for hvert grundstof på begge sider af reaktionspilen. Dem kan du justere med et tal foran den kemiske formel for en reaktant eller et produkt. Dette tal kaldes for en koefficient. Dette trin kaldes at afstemme et reaktionsskema. I en bageopskrift, hvor der skal 3 æg og 400 g mel i dejen, er tallene 3 og 400 koefficienter, og de angiver antallet af det, der står bagved. Koefficienter er lettest at bruge, hvis de er hele tal (det giver heller ikke mening at bruge eller producere halve molekyler).

Før du læser videre, skal du prøve at tælle antallet af atomer på hver side af reaktionsskema vist i 1, og se, om du når frem til dette:

Carbonatomer: 1 på venstre side og 6 på højre side

Hydrogenatomer: 2 på venstre side og 12 på højre side

Oxygenatomer: 3 på venstre side og 8 på højre side

3. Sæt koefficienter foran reaktanter og produkter således, at massebevarelsesloven er opfyldt.

6 CO2(g) + 6 H2O(l) → C6H12O6(aq) + 6 O2(g)

Nu stemmer antallet af carbonatomer, men ved at sætte koefficienten 6 foran carbondioxid, ændredes antallet af oxygenatomer på venstre side sig samtidig til 13 (6×2 + 1). Før vi kigger på antallet af carbonatomer, er det faktisk lettere at afstemme antallet af hydrogenatomer først.

6 CO2(g) + 6 H2O(l) → C6H12O6(aq) + 6 O2(g)

Nu er reaktionsskemaet afstemt. Lagde du mon mærke til, at man aldrig skriver koefficienten 1? Det gør man ikke, da det er underforstået og derfor unødvendigt.

For at lære, hvordan du læser et reaktionsskema højt, tager vi udgangspunkt i kageopskriften, som vi opstiller som et reaktionsskema. Opskriften lyder:

4 dl sukker, 3 dl mel, 4 spsk kakaopulver, 1 spsk bagepulver, 3 æg, 250g smeltet smør, 2 dl vand

Som reaktionsskema kan man skrive:

4 dl sukker + 3 dl mel + 2 spsk kakao + 1 spsk bagepulver + 3 æg + 250 g smør + 2 dl vand → kage

Hvis du skulle læse dette reaktionsskema højt, skal du faktisk sige det, der står i opskriften ovenfor: ‘4 deciliter sukker OG 3 deciliter hvedemel OG 2 spiseskeer kakao OG 1 spiseske bagepulver OG 3 æg OG 250 g smør OG 2 deciliter vand BLIVER TIL 1 kage’. Som du kan se, læses plustegn som ‘og’ og reaktionspilen som ‘bliver til’. Lad os prøve med det afstemte reaktionsskema ovenfor:

6 CO2(g) + 6 H2O(l) → C6H12O6(aq) + 6 O2(g)

Her skal du sige ‘6 carbondioxid på gasform og 6 vand på væskeform bliver til glukose opløst i vand og 6 dioxygen på gasform’.

Det kræver en del øvelse at læse reaktionsskemaer korrekt, og det er en del af det, der gør, at du er i stand til at tale ‘kemisprog’. For at hjælpe dig i dette materiale vil du kunne holde din mus hen over et reaktionsskema, hvorefter teksten, du skal sige, kommer frem. Du får også mulighed for at klikke på en lydfil, så du kan høre reaktionsskemaet læst højt.

Se mere

Opgave 5: Massebevarelsesloven

a. Prøv at afstemme reaktionsskemaet i faktaboksens punkt 2, men hvor du først afstemmer carbonatomer, så oxygenatomer og til sidst hydrogenatomer.

b. Hvorfor er det lettest at afstemme hydrogenatomer før oxygenatomer, som det er gjort i faktaboksen?

c. Afstem følgende tre reaktionsskemaer med passende koefficienter:

C7H16(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)

O2(g) + C6H12O6(aq) → CO2(g) + H2O(l)

N2(g) + H2(g) → NH3(g)

d. Prøv at læse det sidste (afstemte) reaktionsskema højt, når du får at vide, at N2 hedder dinitrogen, H2 hedder dihydrogen, og NH3 hedder ammoniak.

Se mere

Gå tilbage
[responsivevoice_button rate=”1″ pitch=”0.9″ volume=”0.8″ voice="Danish Female" buttontext="Oplæsning start/stop"]

Indholdsfortegnelse

© 2025 Alt er kemi – CVR 3119103 – Designet af Auxo.dk