Enkle redoksreaksjoner – metallenes spenningsrekke

Kap. 6 – Redoksreaksjon: Elevøvelse 
Metallenes spenningsrekke

Hensikt:
Hensikten med eleveøvelsen er å lære om metallenes spenningsrekke og hva slags betydning den har i kjemiske forbindelser med metallene. Vi skal fokusere på grunnstoffene kobber, sink og sølv.

Bakgrunnsteori:
I denne øvelsen er det nyttig å kunne noen begreper som vi lærte i forrige øvelse(ny fane).

Metallene har få elektroner i det ytterste skallet, og har lett for å gi disse fra seg til grunnstoffer i gruppe 16 og 17, i et ønske om å oppnå edelgasstruktur. De blir altså lett oksidert, mens grunnstoffene i gruppe 16 og 17 blir lett redusert. 

Viktige begreper:

• Den elektrokjemiske spenningsrekken: "Spenningsrekka": Metallene er rangert inn i hvor lett de blir oksidert. Metallene til venstre i dette utdraget blir lett oksidert og danner dermed positive ioner. Alle metallioner vil kunne reagere med metaller som ligger lenger til venstre en den selv, som gjør det naturlig å kalle det en "rekke". Her er et utdrag fra spenningsrekken.

• Elektronegativitet: Elektronegativitet er et mål på hvor lett grunnstoff tar opp elektroner. Fluor (F) er det mest elektronegative grunnstoffet. På samme måte kan vi si at grunnstoffer som lett gir fra seg elektroner er elektronpositive.
• Edelmetaller: Edelmetaller er lite reaktive. De står til høyre for hydrogen i spenningsrekken, og er svært stabile. De avgir ikke elektronene så lett som metallene til venstre for hydrogen i rekka. De edle metallene finnes rent i naturen, i motsetning til andre metaller. Eksempler er gull, sølv, kopper og platina. 

Hypotese:

Forsøk 1: Kobber vil ta et elektron fra sink når du putter en sinkbit oppi kobbersulfatet. Omvendt vil derimot ikke gi noen reaksjon, fordi kobber er bak sink på spenningsrekken.

Forsøk 2: Sølv vil ta elektroner fra kobber, og bli negativt ladet, og sølv blir positivt ladet. 

Utstyr:

• 3 små begerglass
• Vernebriller
• Frakk (valgfritt)
• Mobil/kamera (bilder)
• Sinksulfatløsning (ZnSO₄)
• Kobbersulfatløsning (CuSO₄)
• Sølvnitrat (AgNO₃)
• Sink (Zn_(s))
• Kobber (Cu_(s))

Metode:
Forsøk 1: Vi fant fram alt utstyret vi trengte. Vi helte sinksulfatløsning i det ene begerglasset og kobbersulfatløsning i det andre. Vi satte en liten bit kobbertråd i sinksulfatløsningen, og en liten bit sink i kobbersulfatløsningen. Vi tok bilder underveis.

Forsøk 2: Vi fant fram en kobbertråd og helte sølvnitratløsning i et glassbeger. Vi satt kobbertrådet forsiktig i begeret. Vi tok bilder da det straks begynte å gro noe på tråden.

Resultater og observasjoner:
Forsøk 1:

Det tok veldig lite tid før sinkbiten ble mørk, og etter litt tid begynte den å bli oppløst i kobberionene. Kobbertråden skjedde det derimot ingenting med, uansett hvor lenge vi ventet. Sink går i oppløsning, og går fra sink i metallform til sinkioner. Kobberionene blir redusert og blir til kobber i metallform, samtidig som sink blir oksidert og blir til ioner.

Reaksjonslikningen her er: Cu²+ + Zn → Cu + Zn²+

Forsøk 2:

Det tok kort tid fra kobbertråden var satt i sølvnitratløsningen før den begynte å reagere. Vi ristet litt på glasset til slutt for å se om noe rørte seg. Det er sølv som dannes. Kobber i metallform blir til kobberioner fordi den "bytter plass" med sølvet. Sølvet i ioner blir til sølv i metallform. Altså blir kobberet oksidert og sølvet redusert.

Reaksjonslikningen her er:  2Ag⁺+ Cu → 2Ag + Cu²⁺

Drøfting og feilkilder:
Vi har gjort to forsøk i denne elevøvelsen, hvor vi i det første prøvde å lage reaksjoner begge veier (kobber i sink, sink i kobber). I det andre gjorde vi det bare den ene veien (kobber i sølv, men ikke sølv i kobber). Likevel vet vi utifra det vi har lært om spenningsrekken at det ikke hadde skjedd noe. Sølv er nemlig edlere enn kobber, og oksideres ikke like lett. Samtidig vet vi at sølv ikke er spesielt rimelig, og vi hadde ikke behøvet å prøve det ut når vi vet hva som skjer.

Konklusjon:
Vi har funnet ut at sinkatomer har lettere å for å gi fra seg elektroner enn det kobberatomer har. Kobber er altså edlere enn sink, og er dermed lenger til høyre på spenningsrekken enn sink.

Vi har også funnet ut at kobberatomer har lettere for å gi fra seg elektroner enn det sølvatomer har. Sølv er altså edlere enn kobber, og oksideres ikke like lett.

De tre metallene vi har fokusert på i denne øvelsen kan vi rangere slik i spenningsrekken slik: 

Sink (Zn), Kobber (Cu), Sølv (Ag).

Sink gir altså lettest fra seg elektroner av disse tre, og er minst elektronegativ. Sølv er den som er mest edel, og mest elektronegativ. 

Kilder:

• Brandt, Harald m/ flere (2015): Naturfag Påbygging, Aschehoug
• http://ndla.no/nb/node/4929?fag=7 (Simulering av spenningsrekken)
• http://ndla.no/nb/node/14658?fag=7 (Plassering i spenningsrekken)
• Powerpoint fra lærer (Spenningsrekken)

Vi brenner magnesium

Kap. 6 – Redoksreaksjon: Elevøvelse 
Brenne magnesium

Hensikt:
Hensikten med elevøvelsen er å lære om forbrenning og å se hvordan magnesium forandrer seg ved redoksreaksjon.  

Utstyr:

• Magnesiumbånd
• Digeltang
• Porselensskål
• Gassbrenner
• Fyrstikker
• Vernebriller
• Saks
• Mobil(kamera, til bilder)

Bakgrunnstoff:
I denne øvelsen er det nyttig å kunne noen begreper som vi lærte forrige øvelse(ny fane). 

Viktige begreper:

• Forbrenning: Når et stoff reagerer med oksygen og det blir frigjort energi, er det forbrenning som skjer. De tre betingelsene for at det skal brenne er:
• Brennbart stoff
• Oksygen (eller et annet stoff som kan holde forbrenningen i gang)
• Tenntemperatur
• Salt: Salter er ionebindinger(Et atom gir fra seg elektroner til et annet/får fra et annet for å oppnå edelgasstruktur). I denne øvelsen ser vi et eksempel på dette. Vi får Mg + O = MgO.
• Redoksreaksjon: En redoksreaksjon er en reaksjon der det skjer en elektronoverføring. Det fulle navnet er reduksjonsoksidasjonsreaksjon.
• Reduksjon: Når et atom tar opp ett eller flere elektroner, sier vi at det blir redusert. Oksygen og stoffene i gruppe 18 mangler få elektroner for å få edelgasstruktur. Disse stoffene blir lett redusert.
• Oksidasjon: Når et atom gir fra seg ett eller flere elektroner sier vi at blir oksidert. Metaller i gruppe 1 og 2 har ett eller to elektroner i det ytterste elektronskallet og blir lett oksidert.

Metode:

Vi klippet av en liten bit magnesiumbånd og holdt den med digeltang. Vi tente gassbrenneren og holdt magnseiumbiten over flammen til det begynte å brenne. Det tok ikke lang tid før det begynte å brenne. Det brente med en sterk flamme, så vi unngikk å se direkte på flammen. Vi tok deretter vekk magnesiumbiten fra flammen. Flammen gjorde at magnesiumbåndet brant til tynne, skjøre hvite bånd. Vi la resten av biten i en porselenskål. Vi smakte til og med på det hvite stoffet. Det liknet på tavlekritt og var smakløst.

Resultater og observasjoner:

Da magnesiumet først tok fyr, brant det opp fort. Straks var magnesiumet blitt til det hvite, krittaktige stoffet. Det var veldig skjørt og løste seg opp veldig lett, som er slik kritt er. Dette er MgO, eller magnesiumoksid. Magnesiumen har reagert i en brenning, og vi har fått et nytt stoff.

Noen viktige kjemiske formler:

• Reduksjon av oksygengass:  Mg + O –> MgO (ionebinding)
• Oksidasjon av magnesium: Mg – 2e^-  –>  Mg2+-ioner
  Reduksjon: O + 2e^- –>  O²⁺

Når magnesium reagerer med oksygen, skjer det en redoksreaksjon. Oksygen blir redusert og magnesium oksidert. I reaksjonen mellom stoffene ønsker de å oppnå edelgasstruktur. 

Magnesium har to elektroner i det ytterste skallet, mens oksygen mangler nettopp to elektroner i det ytterste skallet.

Drøfting og feilkilder:
Magnesium brant fort, så vi måtte være raske med å ta bilder. Dessuten, vil bilde vise et litt annet bilde av hvordan flammen så ut, enn den gjør i virkeligheten. Det er vanskelig å se at det brenner opp. 

Konklusjon:
Vi har lært litt om forbrenning, og om hva som skjer med magnesium når vi brenner det. Vi har lært om redoksreaksjoner i tillegg.

Kilder:

• Brandt, Harald m/ flere (2015): Naturfag Påbygging, Aschehoug
• Powerpoint av lærer (Redoksreaksjoner)

Elektronparbinding

Kap. 6 – Redoksreaksjon: Elevøvelse 
6.4: Elektronparbinding

I denne enkle øvelsen repeterer vi litt kjemi ved å lage elektronparbindinger.

Hensikt:
Hensikten er å repetere bakgrunnsstoff og skrivemåte for elektronparbindinger.

Bakgrunnsteori:
Viktige begreper:

• Atom: Atomer er de minste byggesteienene som fortsatt har de kjemiske egenskapene til grunnstoffet. Atomet består av positivt ladd atomkjerne og har negativt ladde elektroner kretsende rundt kjernen. 
• Grunnstoff: Et grunnstoff er stoffer som består av kun én type atomer. I dag kjenner vi til 118 forskjellige grunnstoffer. Eksempler er hydrogen (H) og oksygen (O).
• Molekyl: Molekyler er to eller flere atomer bundet sammen til en elektrisk nøytral enhet.
• Åtteregelen: Alle atomer ønsker å ha 8 elektroner i ytterste skall, som er et fullt skall for det ytterste skallet. Derfor vil de gjerne da binde seg på måter som gjør at de kan få åtte elektroner i ytterste skall, som de gjør ved å dele elektroner. 
• Edelgasstruktur: Edelgassene er grunnstoffer som har 8 elektroner i ytterste skall. De har oppnådd et "perfekt" ytterskall, siden det er da veldig stabilt. Vi kaller dette edelgasstruktur.
• Elektronparbinding: Elektronparbindinger er molekyler. Atomene får fylt opp ytterste skall ved å dele ett eller flere par elektroner. Elektronene blir felles for atomene og kretser rundt begge kjernene. Det er hovedsakelig grunnstoffer av ikke-metaller som danner elektronparbindinger. I denne øvelsen er det nettopp elektronparbinding vi skal se på.
• Når atomene deler ett elektronpar, er det en enkeltbinding.
• I en dobbeltbinding deler atomene to elektronpar.
• I en trippelbinding deler de tre elektronpar.
• Ionebinding: Ionebindinger er vanligvis salter. Et atom gir fra seg elektroner til et annet for å oppnå edelgasstruktur. Atomene blir dermed ladet og kalles ioner. Atomet som får elektroner, blir et negativt ladet ion. Det atomet som gir fra seg elektroner, blir et positivt ladet ion. Vanlig salt NaCl, er en slik binding. 
• Metallbinding: Metallbindinger finnes kun i metaller. I slike bindinger gir atomene fra seg elektronene i en felles krets av elektroner, der de beveger seg fritt i hele metallbiten. Atomene er da positive ioner. 

Utstyr:

• Molekylbyggesett  
• Mobil(kamera, til bilder)
• Tabell som vi skal fylle ut:

Metode:
Vi bygger molekylene og fyller deretter inn i tabellen. 

Resultater og observasjoner:

De grå stengene representerer bindingene mellom atomene. 

Elektronprikkene skal forestille elektronene for hvert atom. Strukturformel foreteller om bindingene mellom atomene, der strekene forestiller antall bindinger. Molekylformelen er den kjemiske formelen på bindingen.  

Det vi ser er at hydrogen, klorgass, vann og hydrogenklorid er enkle elektronparbindinger, oksygen er en dobbel elektronbinding og nitrogengass er trippel elektronparbinding. 

Konklusjon:
Vi har nå prøvd ut og lært om elektronparbindinger ved å bygge molekyler. Vi har også lært litt om ionebindinger og metallbindinger. 

Kilder:
Brandt, Harald m/ flere (2015): Naturfag Påbygging, Aschehoug
http://ndla.no/nb/node/58149?fag=7
http://ndla.no/nb/node/52761?fag=7
https://snl.no/molekyl