Saltkristaller av en aluminiumburk

Tillhör kategori: elektrokemi, redox, syror och baser

Författare: Svante Åberg

Introduktion Riktlinjer Säkerhet Materiel Förarbete Utförande Förklaring Kemisk bakgrund Fördjupning Litteratur Fler experiment

Frätande Använd skyddsglasögon 

Tid för förberedelse: 20 minuter

Tid för genomförande: 40 minuter

Antal tillfällen: 1

Säkerhetsfaktor: Fara vid felaktigt utförande

Svårighetsgrad: Avancerat

Introduktion

Aluminium ingår i ett salt som kallas alun. I experimentet tillverkar du alun ur en läskedrycksburk.

Riktlinjer

Experimentet utförs som demonstration eller som elevförsök på gymnasiet under överinseende av en kemilärare. Bör inte göras som hemexperiment eftersom en 4 M kaliumhydroxid och 9 M svavelsyra används.

Säkerhet

I experimentet används starkt frätande lösningar. Använd skyddsglasögon och skyddskläder!

4 M kaliumhydroxid är frätande och skadligt för ögonen. Vid stänk i ögat måste det genast spolas med rikligt med ögon dusch eller vatten unde lång tid. Kontakta läkare.

9 M svavelsyra är starkt frätande och utvecklar värme tillsammans med vatten. Vid stänk på huden torakr du först med hushållspapper (för att undvika värmeutveckling) och tvättar sedan med vatten.

Övriga kemikalier är inte farliga.

Överblivna lösningar kan spolas ned i avloppet tillsammans med rikligt med vatten.

Materiel


Förarbete

Beredning av lösningar

4 M kaliumhydroxid (KOH) bereds genom att lösa 112 g KOH i vatten till volymen 500 ml.

9 M svavelsyra (H2SO4) bereds genom att ta 50 ml vatten och tillsätta koncentrerad svavelsyra till volymen 100 ml (total volym 100 ml). Var försiktig med den koncentrerade svavelsyra och den beredda lösningen. Vid spädningen blir lösningen het!

Utförande

  1. Klipp upp en aluminiumburk med en sax eller använd ungefär 1 g aluminiumfolie.
  2. Putsa/skrapa bort färg och eventuellt ytskikt av plast på burken med slippapper eller skrapa den ren.
  3. Klipp aluminiumprovet i små bitar (ungefär 0,5 cm).
  4. Sätt provet i en 250 ml bägare med 50 ml av 4 M KOH i dragskåp.
  5. Låt reagera till dess vätgas inte längre avges.
  6. Filtrera och samla filtratet (det som rinner igenom) i en 250 ml bägare.
  7. Tillsätt 25-30 ml 9 M svavelsyra till filtratet.
  8. Sätt bägaren med blandningen i ett isbad och se hur vackra kristaller bildas.

Förklaring

Aluminium reagerar med starka baser under vätgasutveckling. Till de upplösta aliumniumjonerna sätt sedan svavelsyra som dels neutraliserar hydroxiden, dels tillför sulfatjoner. Därmed finns de ingående komponenterna i saltet alun, KAl(SO4)2·12 H2O.

Lösligheten för ett salt ökar vanligen med temperaturen. Så är det med alun. När alunlösningen kyls blir den därför övermättad (salthalten högre än vad vattnet kan hålla löst vid den aktuella temperaturen) och saltkristaller börjar falla ut.

Kemisk bakgrund

Vy för utskrift av kemisk bakgrund och fördjupning

Reaktionsformler

Alumium reagerar med hydroxid under utveckling av vätgas. Det bildas lösliga tetrahydroxoaluminatjoner.
2 Al(s) + 2 OH-(aq) + 6 H2O(l) → 2 Al(OH)4-(aq) + 3 H2(g)

Vid tillsats av svavelsyra faller först aluminiumhydroxid. Aluminiumhydroxid är svårlösligt eftersom partiklarna är oladdade.
Al(OH)4-(aq) + H+(aq) → Al(OH)3(s) + H2O(l)

Vid ytterligare tillsats av svavelsyra neutraliseras hydroxiden så att lösligt, trevärt aluminium bildas.
Al(OH)3(s) + 3 H+(aq) → Al3+(s) + 3 H2O(l)

När lösningen kyls övermättas den och alun faller ut som kristaller.
K+ + Al3+ 2 SO42- + 12 H2O(l) → KAl(SO4)2·12 H2O(s)

(Reaktioner enligt referens [1])

Varianter av alunkristaller

Det alun som tillverkats i experimentet är kalialun. Alunkristaller kan bildas med K+ utbytt mot den närbesläktade jonen Na+. Men även den trevärda jonen Al3+ kan bytas ut mot till exempel Cr3+ (kromalun) [1]. Alunkristaller är lätta att odla till stora, vackra exemplar. Kromalun har en vacker mörkviolett färg men har tendens att vittra sönder på grund av uttorkning, dvs förlorar sitt kristallvatten. Om man emellertid avslutar kristallodlingen med ett lager kalialun utanpå kromalunkristallen fås ett mycket vackert exemplar som dessutom är hållbart.

Korrosion av aluminium

En kastad aluminiumburk blir kvar i naturen i cirka 100 år. Det kan tyckas märkligt eftersom aluminium är en oädel metall som lätt borde korrodera. Aliminium reagerar med luftens syre och bildar ett cirka 0,01 mm tjockt oxidskikt på ytan. Oxidskiktet utgör en barriär mot vidare reaktion och skyddar därför den underliggande metallen. Kloridjoner har emellertid en förmåga att angripa det skyddande oxidskiktet. Aluminium som utsätts för havsvatten, som ju innehåller natriumklorid (koksalt), korroderar därför snabbare. Förorenad utmohusatmosfär leder till frätgropar i aluminiumet vilka fylls med korrosionsprodukterna aluminiumoxid och aluminiumhydroxid som ger en grå färg åt metallytan. Om atmosfären innehåller sot så färgas korrosionsprodukterna svarta. Korrosionen sker sker snabbast i början. Efter cirka 10 år avstannar korrosionen praktiskt taget. [2]

Aluminiumförekomster

Aluminium förekommer naturligt endast i förening med andra grundämnen, där syre nästan alltid ingår. Vanligast är aluminiumsilikat i olika former, t ex fältspater, glimrar och lermineral [3]. Andeleln aluminium i jordskorpan är så hög som 8 vikts-% [4]. De viktigaste brytvärda förekomsterna av aluminium är i form av bauxit, som är ett samlingsnamn för förvittringsprodukter av aluminiumhaltiga mineral [3].

I levande organismer är däremot halten låg, i människan bara 0,00009 %. I havsvatten är den ännu lägre, bara 5 miljarddelar (5 ppb) [4]. Det beror på att aluminiumjonerna bildar svårlösliga föreningar med andra joner och sjunker till botten eller adsorberas på andra större partiklar.

Framställning av aluminium

Bauxit utgör utgångsmaterialet för aluminiumframställningen. Bauxit är förvittringsprodukter av aluminiumhaltiga mineraler. Ur bauxit, som i huvudsak består av aluminiumhydroxid (Al(OH)3) framställs aluminiumoxid (Al2O3). Det sker genom upphettning av hydroxiden (2Al(OH)3 + värme → Al2O3 + 3 H2O). [3]

Aluminium framställs på elektrolytisk väg, men aluminiumoxid men kan inte elektrolyseras direkt eftersom dess smältpunkt är så hög som 2050 °C. I stället använder man en lösning av oxiden i kryolit, Na3AlF6, vilket ger en smältpunkt på 1000 °C. Värmen hålls vid cirka 1000 °C genom den elektriska ström man skickar genom smältan [3]. Vid den elektrolytiska processen bildas smält aluminium (Al3+ + 3 e- → Al). Denna process är mycket energikrävande. Aluminium framställs därför i länder där elenergin är billig, t ex i Norge.

Aluminium kunde förr framställas endast med stor svårighet och var en extrem lyx. Kungen i det franska hovet åt därför sin mat på aluminumtallrikar medan gästerna fick nöja sig med att använda guldtallrikar.

Återvinning av aluminium

Vid återvinning av aluminium åtgår bara cirka 5 % av den energi som krävs för att tillverka aluminium från bauxit. Det är därför klart lönande att återvinna aluminium [1]. I Sverige återvinns ungefär 90 % av de dryckesburkar som säljs. Märkligt nog ger förbränning i värmeverken av aluminiumrester i soporna ett energitillskott som är lika högt som från stenkol och dubbelt så högt som från papper av motsvarande vikt. Askan som bildas utgörs av helt ofarlig aluminiumoxid. [5]

Urlakning av aluminium i naturen

När pH går under 4,5 frigörs aluminiumjoner ur marken. Aluminium som sprids har en förmåga att täppa igen trädens rötter och fiskarnas gälar när det faller ut gelformig aluminiumhydroxid på deras yta och bildar en gelaktig fällning. Det leder till fiskdöd på grund av kvävning och till att barren faller av. Man tror också att ökade aluminiumhalter i naturen gör att vissa fågelarters äggskal blir sköra. [6]

Vattenrening

En lösning av aluminiumsulfat, Al2(SO4)3, är svagt sur. Om lösningen görs nära neutral bildar aluminiumjonerna komplex med hydroxid, aluminiumhydroxid, som faller.
Al3+(aq) + 3 OH-(aq) → Al(OH)3(s)
Detta utnyttjas vid vattenrening. När aluminiumhydroxiden faller tar den med sig joner och andra partiklar. Neutralisationen sker vanligen genom kalktillsats. [3]

Reningsprocessen fungerar på samma sätt om man använder alun i stället för aluminiumsulfat eftersom det är aluminiumjonen som är den aktiva beståndsdelen.

Alun i växtfärgning, som läkemedel mm

Kalialun

Alun, (kalialun, kaliumaluminiumsulfat, KAl(SO4)2·12 H2O) är ett vitt pulver eller kristaller som är lättlösligt i varmt vatten. Alun används som betmedel vid växtfärgning. Det bevarar växtfärgens naturliga nyans.

Alun är känt sedan antiken som läkemedel (sammandragande och blodstillande) och betmedel.

Det ingår i mineralen kalunit och alunit och framställs genom behandling av bauxit med svavelsyra och kaliumsulfat eller genom kalcinering och lakning av alunhaltiga skiffrar.

Det används vid vattenrening, garvning, färgning och limning av papper.

Fördjupning

Aluminium

Allmänt och historia

Grundämne Massprocent
Syre (O) 49,4 %
Kisel (Si) 16,3 %
Aluminium (Al) 7,5 %
Järn (Fe) 4,7 %

Aluminium är den vanligaste metallen i jordskorpan, och det tredje vanligaste grundämnet. Trots att metallen är vanlig har man inte använt den så länge. Järn, som är mindre vanlig har ju använts sedan forntiden.

Först 1825 lyckades dansken Örsted renframställa aluminium. Det var länge en dyr och exklusiv metall. Mot slutet av 1800-talet började man framställa aluminium elektrokemiskt (på liknande sätt som idag), och så småningom blev aluminium en användbar vardagsmetall. Metoden är dock mycket energikrävande, varför man bör återvinna aluminiummetall av miljöskäl. Aluminium framställs ur ett aluminiummineral, bauxit, som fått namn efter Les Baux i södra Frankrike. Bauxiten består av AlO(OH).

Egenskaper

Aluminium är en mycket användbar metall, den har låg densitet, den är mjuk och lätt att forma. Den har hög elektrisk ledningsförmåga och den kan lödas och svetsas. För att öka hållfastheten legeras den ofta med små mängder av andra metaller, t.ex. mangan, zink eller magnesium. Aluminium är dessutom beständig mot korrosion. Syret i luften bildar ett oxidskikt på metallytan. Det är 1·10-8 m tjockt, men är så tätt att det skyddar bra mot korrosion.

Användning

De goda egenskaperna gör aluminium mycket användbar.

Mijöaspekter

Aluminium är en metall som kräver stora energimängder för att framställas. Men energiåtgången vid återanvändning (omsmältning) är betydligt mindre, bara 5 % av det totala energibehovet för processen. Aluminium har många bra egenskaper som gör den användbar och hållbar. Dessutom är den lätt, vilket ger energivinster t.ex. vid konstruktioner och transporter. Anodisering av aluminium ger ytterligare fördelar som ökar användningsområdet och livslängden. T.ex ett ökat korrosionsskydd, bättre motstånd mot slitage, ett attraktivt utseende.

Jämfört med andra ytbehandlingsmetoder har anodisering mindre miljöpåverkan, under förutsättning att spillvatten från processen och färgningen tas om hand och renas. En anodiserad aluminiumbit som blir liggande i naturen har inte någon påverkan på omgivningen. Om insamling och omsmältning av aluminium fungerar bra, så är anodiserad aluminium ett material som är både miljövänligt och resursbevarande.

Framställning av aluminium

Bauxitmineralet AlO(OH) överförs till aluminiumoxid Al2O3,(smältpunkt 2050 °C). Aluminiumoxiden löses i en smälta av kryolit, Na3AlF6. Där sker en smältelektrolys med kolstavar som anod och ugnsbotten som katod (även den av kol).

vid katoden (reduktion): Al3+ + 3 e- Al
vid anoden (oxidation): 2 O2- + C(s) CO2(g) + 4 e-
Totalreaktion: 2 Al2O3 4Al + CO2

Genom denna elektrolys får man en aluminiumhalt på 99,5 %.

Framställning av alumiunium genom elektrolys i Hall-Héroult-processen
Bild: © Svante Åberg

Processen är mycket energikrävande och för att framställa ett kg aluminium behövs 14 kWh elenergi. I Sverige produceras aluminium enbart i Sundsvall, och den industrin använder elenergi motsvarande 1,2 % av Sveriges elkonsumtion.

Eftersom aluminium är en så lätt metall gör man stora energivinster genom att använda den, jämfört med andra tyngre metaller, t.ex. järn. Dessutom är den mycket lätt att återanvända. För omsmältning krävs bara 5 % av den energi som behövs till framställningen. Det är därför viktigt att insamlingen av t.ex. burkar fungerar bra.

Redoxreaktion

Redoxreaktioner kan delas upp i delreaktionerna oxidation och reduktion.

Oxidation

Med oxidation menar man reaktioner där elektroner avges. Vid en oxidationsreaktion avges energi i de flesta fallen. Flera metaller kan reagera vid rumstemperatur med luftens syre till oxider. Exempel på detta är järn som oxideras av luftens syre och bildar då rost. Oxidationssteget är
Fe → Fe2+ + 2 e

Reduktion

Motsatsen till oxidation är reduktion. Reduktion innebär att elektroner tas upp. Exempel på en reduktion är när syreatomerna tar upp de elektroner som järnet avger när det rostar. Syreatomerna bildar negativa joner. Man säger då att syret har reducerats

O + 2e → O2–

Reduktion och oxidation sker samtidigt

Elektroner kan inte förkomma fria, de kan bara överföras från ett ämne till ett annat. När en reduktion sker, sker samtidigt en oxidation eftersom lika stort antal elektroner avges och tas upp. Vi kallar detta redoxreaktion. I exemplet med oxidation av järn och reduktion av syre balanseras de två delreaktionerna så att lika måna elektroner tas emot som de som avges och man får totalreaktionen

Fe + O → Fe2+ + O2–

Om vi tar hänsyn till att syrgas förekommer som molekyler och att järnjonerna och syrejonerna bildar föreningen FeO och dessutom anger aggregationsformen, så kan vi snygga till reaktionsformeln för totalreaktionen till

2 Fe(s) + O2(g) → 2 FeO(s)

Redoxreaktion vid kontakt mellan ämnena

Kontakt mellan reaktanterna

I en vanlig redoxreaktion sker elektronövergången i kontakt mellan ämnena som reagerar. Elektronen hoppar över direkt från molekylen (eller atomen) som oxideras till molekylen (eller atomen) som reduceras. Elektronhoppet kan bara ske över mycket korta avstånd och sker därför i samband med att partiklarna kolliderar. Därför sker oxidationen och reduktionen på samma plats.

Elektroner förekommer inte fria i ämnen

Anledningen till att elektronöverföringen sker i direktkontakt mellan ämnena är att elektroner inte kan förekomma fria i ett material eller en lösning. De binder alltid till de atomer eller molekyler som finns i närheten. I icke-metalliska material är elektronens position vanligen fixerad till en bestämd molekyl eller atom.

Däremot är elektronerna fritt rörliga i metalliska material. De kan dock inte lämna metallen, bara röra sig inom metallen. När elektronerna rör sig förbi atomerna i metallgittret handlar det inte om elektronöverföring. I stället har metallen ett enda stort elektronmoln av ledningselektroner som är gemensamma för hela metallkristallen.

Det finns också halvledande material som med viss ledningsförmåga, men där elektronerna i huvudsak är fixerade i vissa positioner.

Korrosion av aluminium

Aluminium är en mycket oädel metall, men samtidigt korrosionsbeständig. Det låter som en motsägelse.

Att metallen verkligen är reaktiv kan man se om aluminiumpulver blandas med vatten. Aluminiumet reagerar med vattnet under bildning av aluminiumhydroxid och vätgas. Reaktionen är starkt exoterm, dvs. den sker under stark värmeutveckling:
Al(s) + 3 H2O(l) → Al(OH)3 + 3 H2(g)

En sak att vara uppmärksam på är risken att aluminiumpulver kan självantändas. Om du torkar upp aluminiumpulver med en fuktig pappershandduk och slänger den i papperskorgen så kanske du har förutsättningar för självantändning och eldsvåda.

Men i normala fall skyddas aluminium av en tät oxidhinna som bildas i kontakt med luftens syre eller med vatten. Den täta oxidhinnan passiverar metallen så att vidare reaktion stoppas. Därför är aluminium ett utmärkt konstruktionsmaterial som tål väder och vind.

Atmosfärisk korrosion

Atmosfärisk korrosion sker i luft, men luften kan vara torr eller fuktig, eller innehålla föroreningar som påverkar processerna. Om det finns sprickor i materialet kan fukt som tränger in bli kvar länge och därför påskynda korrosionen.

Allmän korrosion

En allmän, jämt fördelad korrosion sker i vattenlösningar där pH antingen är mycket högt eller mycket lågt. Höga och låga pH skadar det skyddande oxidskiktet så att den underliggande metallen blottas.

Galvanisk korrosion

Galvanisk korrosion uppstår när aluminiumet är i kontakt med en annan mer ädel metall så att det bildas ett galvaniskt element, dvs. en typ av batteri som får en elektrisk ström att orsaka en elektrokemisk reaktion. Aluminiumet blir anod och löses upp när det avger elektroner och bildar joner.

Spaltkorrosion

Spaltkorrosion i aluminium
Bild: © Svante Åberg

Spalter finns oftast där två aluminiumbitar sammanfogas, men kan även uppstå vid spänningar och utmattning i materialet. Spaltkorrosion uppstår när saltvatten tränger in i smala springor. Dessutom behövs syre, men syret reagerar inte inuti spalten, utan på den lätt åtkomliga metallytan.

Det syre som följer med saltvattnet in i sprickan reagerar och förbrukas. Därför sker inte vidare oxidation inuti spalten. I stället sker oxidation av aluminiumet genom att elektroner som avges vandrar genom det metalliska aluminiumet ut till den lätt åtkomliga delen av metallen där syretillgången är god. Oxidationen av aluminiumet sker alltså inuti sprickan:
Al(s) → Al3+ + 3 e

Reduktionen av syre sker på den exponerade ytan av metallen:
O2(aq) + 2 H2O(l) + 4 e → 4 OH

Aluminiumjoner som läcker ut ur sprickan möter hydroxidjonerna som bildas när syret reduceras. Då bildas svårlöslig aluminiumhydroxid:
Al3+ + 3 OH → Al(OH)3(s)

Inuti sprickan måste aluminiumjonernas positiva laddning neutraliseras av lika många minusladdningar. Kloridjoner från saltvattnet utanför spalten migrerar därför in i spalten.

Det finns också en jämvikt mellan aluminiumjoner och vatten som ger vätejoner så att pH i spalten sjunker. Koordinationstalet är 6 vatten i hydratiseringsskalet kring aluminiumjonen. En eller flera av dessa vatten kan avge en vätejon som tillsammans med ett fritt vatten bildar en oxoniumjon H3O+.

Den hydratiserade aluminiumjonens protolyssteg pKa
[Al(H2O)6]3+ + H2O [Al(H2O)5(OH)]2+ + H3O+ 5,00
[Al(H2O)5(OH)]2+ + H2O [Al(H2O)4(OH)2]+ + H3O+ 5,10
[Al(H2O)4(OH)2]+ + H2O Al(H2O)3(OH)3 + H3O+ 6,80
[Al(H2O)3(OH)3]+ + H2O [Al(H2O)2(OH)4]- + H3O+ 5,80

Oxoniumjonen betecknas ofta förenklat med H+. Ju längre spaltkorrosionen pågår, desto surare blir miljön inne i spalten. Det låga pH-värdet skyndar på korrosionen, vilket gör att spaltkorrosionen är ett accelererande problem.

Gropfrätning

Gropfrätningen påminner mycket om spaltkorrosionen. Den uppstår på passiverade aluminiumytor som är täckta av det täta skyddande oxidlagret, men där en liten skada ger kloridjoner i vattenlösningen kontakt med metallen. Ofta är det i gränsen mellan kristallkorn i materialet eller inslag av partiklar med annat material som skapar dessa defekter där korrosionen kan börja.

Gropen fördjupas och vidgas av korrosionen, som sänker pH och tillsammans med ytterligare kloridjoner accelererar angreppet. Kloridjoner bidrar till korrosionen genom att de bildar komplex med aluminiumjonerna. Drivkraften att bilda aluminiumkloridkomplex bidrar till att ”slita loss” joner ur metallen.

För att gropfrätning på aluminium ska ske måste den elektrokemiska potentialen ligga över den så kallade ”pitting potential”.

Utfällningskorrosion

Om vattenlösningen som är i kontakt med aluminiumet innehåller metalljoner av en ädlare metall än aluminium så sker en utfällning av den ädlare metallen samtidigt som aluminium löses upp. Om till exempel vattenlösningen innehåller kopparjoner sker följande:
Oxidation: Cu2+ + 2 e → Cu(s)
Reduktion: Al(s) → Al3+ + 3 e

När redoxreaktionen balanseras så att lika många elektroner avges och tas upp blir totalreaktionen:
3 Cu2+ + 2 Al(s) → 3 Cu(s) + 2 Al3+

När den ädlare metallen faller ut på ytan av aluminiumet skapas ett galvaniskt element som sedan ger galvanisk korrosion. Det räcker med att mycket små mängde av den ädlare metallen ska falla ut på aluminiumet för att den galvaniska korrosionen ska orsaka mycket stora problem.

Vanliga ädla metaller som kan orsaka utfällningskorrosion är koppar, bly, kvicksilver, nickel och tenn. Jonerna av dessa metall är lättlösliga vid låga pH, men svårlösliga vid höga pH. Högt pH kan därför sänka halten av dessa metalljoner så att utfällningskorrosionen inte sker. Men vid låga pH är utfällningskorrosion sannolik på grund av högre halter av den ädlare metallen.

Övrig korrosion

Det finns många fler varianter av korrosion. Många av dem är besläktade med dem som beskrivits ovan. Till exempel kan utmattning i materialet ge sprickor som ger spaltkorrosion. Spänningar i materialet ger energi som kan bidra till korrosionsreaktionen. Olika material och varierande koncentrationer kan ge former av galvanisk korrosion.

Hydratiserade joner

Ett ovanligt, men korrekt namn för vatten, är diväteoxid. Vatten är ett av de allra viktigaste ämnena. Det är en av huvudbeståndsdelarna i de levande organismerna och i deras omgivning. En mycket stor del av de kemiska reaktionerna på jordytan sker i vattenlösning och detta gäller inte minst livsprocesserna. Vatten är också det oftast använda lösningsmedlet.

Exempel på hur joner är hydratiserade,
dvs. omges av skal av vattenmolekyler.
Bild: © Svante Åberg

Vattenmolekyler är dipoler och bildar jon-dipolbindning i saltlösningar. Dipolen vänder sig så att den laddning som är motsatt jonens kommer närmast jonen eftersom det är den del som attraheras starkast. På grund av närheten till jonen är attraktionen av den motsatta laddningen starkare är repulsionen av laddningen med lika tecken som jonen. Därför blir det en nettoattraktion mellan jonen och dipolen.

Eftersom dipolmolekylen som helhet är elektriskt neutral får det bildade komplexet samma laddning som den enkla jonen. Eftersom det finns plats för flera vattenmolekyler kring varje jon, så omges jonerna av ett skal av vattenmolekyler. Man säger att jonerna är hydratiserade och bildar akvajoner (akvajon = jon som bundit vatten som ligander; ligand = molekyl som binds till centralatomen).

Bindningsenergin för jon-dipolbindning är alltid mycket mindre än för jon-jonbindning. När avståndet ökar, går också attraktionsenergin för den förra bindningstypen snabbare mot noll än för den senare typen. De första dipolmolekylerna som binds till en jon attraheras naturligtvis tills de kommer i kontakt med jonen. Härigenom bildas en inre sfär ("skal") av bundna ligander. Om ligander finns i tillräcklig mängd (t.ex. om jonen befinner sig i en lösning där lösningsmedlet utgörs av ligandmolekyler), binds de ofta även i ett eller flera yttre skal. Jonen kommer då att omges av ett moln av ligander som åtminstone i sina yttre delar är ganska odefinierat. Bindningsstyrkan för liganderna avtar med avståndet från centralatomen.

Den hydratiserade jonen är mycket större än vattenmolekylerna

Den nakna metalljonen är ungefär lika stor som en vattenmolekyl. Men den hydratiserade jonen är mycket större än vattenmolekylerna.

Den hydratiserade jonen fungerar som en stor partikel. Det medför att de hydratiserade jonerna inte kan passera genom semipermeabla (halvgenomsläppliga) membran. Däremot kan de fria vattenmolekylerna passera genom det semipermeabla membranet. Detta sker till exempel vid dialys. Ett annat exempel är när dricksvatten framställs ur havsvatten med omvänd osmos. Genom högt tryck tvingar man vattenmolekylerna att passera genom membranet, men de hydratiserade saltjonerna hindras. På andra sidan membranet kommer då ut rent vatten.

Koordinationskomplex

Kring en centralatom eller jon, ofta en metalljon, binds ofta molekyler eller joner som finns i den omgivande lösningen. Till exempel har man i en lösning med koppar(II)klorid kopparjoner (Cu2+) som binder ett antal kloridjoner (Cl). Utrymmet närmast kopparjonen är begränsat. Därför ryms det upp till 4 kloridjoner kring kopparjonen. Ett sådant komplex kallas koordinationskomplex och de partiklar som binds till centralatomen/jonen kallas ligander. Kloridjonen är alltså ligand.

Det finns många möjliga ligander. Ofta är lösnlingsmedelsmolekylerna ligander eftersom de är så vanliga i lösningen. Vatten (H2O) binds ofta till centraljonen och bildar ett hydratiseringsskal kring jonen. Utöver vatten (H2O) och klorid (Cl), så är ammoniak (NH3), hydroxid (OH), cyanid (CN), oxalat (COO)22- exempel på några ligander.

Koncentrationen påverkar hur många ligander som binds

Koncentrationen av de partiklar som kan fungera som ligander påverkar hur många ligander som i genomsnitt binds till centralatomerna. I en mycket utspädd lösning av kopparklorid (CuCl2) är kloridjonerna mycket ovanliga, men molekylerna av lösningsmedlet (H2O) mycket vanliga. Chansen för kopparjonen att hitta en kloridjon är därför liten. I stället binder kopparjonen vattenmolekyler som ligander och koordinationskomplexet blir [Cu(H2O)6]2+. Det ryms alltså 6 vattenmolekyler kring den centrala kopparjonen. Koordinationstalet är alltså 6 för vatten kring kopparjonen.

När koppar(II)kloriden späds med vatten byts kloridliganderna ut mot vatten och färgen övergår från grönt till blått.
Bild: CC

Om koncentrationen av kopparklorid ökar, så blir kloridjonerna vanligare. Då blir det också vanligare att kopparjoner binder en kloridjon så att koordinationskomplexet [CuCl]+ bildas. Formeln anger inte antalet vatten som också koordinerar till kopparjonen, men det finns också vattenmolekyler som binder. Därför är en mer komplett formel för komplexet [CuCl(H2O)5]+ om koordinationstalet fortfarande är 6. En kloridjon har ersatt en vattenmolekyl. På grund av kloridjonens minusladdning är komplexets laddning bara +, inte 2+ som det rena akvakomplexet hade.

Vid ytterligare högre koncentration av kopparkloriden ökar antalet kloridjoner som ligander. Som mest binder 4 kloridjoner till den centrala kopparjonen. Koordinationstalet har därför minskat från 6 till 4. Kloridjonerna är nämligen mer skrymmande (c:a 3.62 Å diameter) än vattenmolekylerna (c:a 2.75 Å diameter). Formeln för komplexet blir [CuCl4]2–, eller helt enkelt CuCl42–.

Akvakomplexet för koppar är vackert blått, men kloridkomplexet går mera i grönt. Om du har saltet koppar(II)klorid och tillsätter lite vatten i taget för att lösa saltet, så får du först den vackert gröna färgen för kloridkomplexet. Så småningom övergår färgen till blått när lösningen blir mera utspädd.

Oladdade komplex har lägre löslighet i vatten

En intressant sak är att lösligheten i vatten för komplex minskar drastiskt när komplexet är oladdat. När den tvåvärda kopparjonen koordinerar två stycken av de envärda kloridjonerna, så blir totalladdningen noll, dvs.
Cu2+ + 2 Cl ⇄ CuCl2

Lösligheten följer principen ”lika löser lika”. Eftersom vatten är ett starkt polärt ämne, så löser sig joner i vattnet lättare än oladdade partiklar.

Protolys av hydratiserade metalljoner

När salter löser sig i vatten bildas hydratiserade komplex med vatten. Det gäller både den positiva metalljonen och den negativa ickemetalljonen, men det är metalljonens komplex som reagerar som en syra. Den positiva laddningen hos metalljonen får vattenmolekylerna i hydratiseringsskalet att avge vätejoner. Det hydratiserade komplexet fungerar därför som en syra. Ju högre positiv laddning metalljonen har, desto starkare syra blir komplexet.

I hydratiseringsskalet kring en natriumjon vänder vattenmolekylerna det negativa syret mot den positiva jonen.
Bild: CC Taxman

Attraktion och repulsion i hydratiseringsskalet

Syret i vattenmolekylen är starkt elektronegativt. Syret får ett elektronöverskott av ett tätare elektronmoln och blir negativt laddat. Vätatomerna i vattenmolekylen får på motsvarande ett elektronunderskott och blir positivt laddade. Vattenmolekylen som helhet är neutral, men den är en stark dipol.

Metalljonens positiva laddning attraherar syret i vattenmolekylerna i lösningen. Det leder till att jonen binder upp ett skal av vattenmolekyler som vänder sitt syre mot jonen.

Samtidigt som jonen drar till sig vattnet, så finns en repulsion till de positiva väteatomerna i vattenmolekylen. Det ökar chansen att vattnet ska släppa ifrån sig en vätejon (proton) till den omgivande vattenlösningen. det hydratiserade metallkomplexet fungerar alltså som en syra.

Flervärda metalljoner attraherar vattenmolekylerna starkare än envärda joner. Exempelvis binder aluminiumjoner (Al3+), tvåvärda eller trevärda järnjoner (Fe2+, Fe3+) vattnet mycket hårdare till sig än natriumjonen Na+.

Protolysen

Protolysjämvikten med hydratiserade trevärda järnjoner ser ut så här:
protolyssteg 1: [Fe(H2O)6]3+ + H2O ⇄ [Fe(H2O)5(OH)]2+ + H3O+

Denna sura reaktion är faktiskt så stark att pH sjunker till cirka 1.5 i en vattenlösning av järn(III)joner, t.ex. om man löser saltet järn(III)klorid (FeCl3) i vatten. Protolysen kan fortsätta i ytterligare steg enligt reaktionerna
protolyssteg 2: [Fe(H2O)5(OH)]2+ + H3O+ ⇄ [Fe(H2O)4(OH)2]+ + H3O+
protolyssteg 3: [Fe(H2O)4(OH)2]+ + H3O+ ⇄ [Fe(H2O)3(OH)3] + H3O+

Komplex med nettoladdningen noll blir svårlösligt

I det tredje protolyssteget bildas ett oladdat komplex. Frånvaron av laddning gör att lösligheten i vatten blir mycket låg. Vatten är ju ett starkt polärt lösningsmedel som löser laddade eller polära ämnen bra, men inte oladdade partiklar.

Jämviktsläget kan påverkas av tillsats av andra sura eller basiska ämnen. Om man tillsätter ett basiskt ämne såsom natriumhydroxid (NaOH), så höjs pH. Det leder till att det hydratiserade metallkomplexet lättare avger vätejoner så att det oladdade komplexet i protolyssteg 3 bildas. Då ser man också att det blir fällning av det olösliga komplexet.

Löslighet

När atomer eller molekyler av ett ämne blandas på atom-/jon-/molekylnivå med ett annat ämne, så säger man att ämnet löser sig. Både fasta, flytande och gasformiga ämnen kan gå i lösning på detta sätt. Ämnet som tar emot partiklarna som löser sig, och som förekommer i större mängd, kallas lösningsmedel.

Exempel på lösningar är:

En lösning behöver alltså inte vara en vätska. Det finns både fasta, flytande och gasformiga lösningar.

Begränsad löslighet

Ofta är lösligheten begränsad. Det har att göra med den jämvikt som uppstår mellan ämnet i lösning och samma ämne i ren form. Till exempel löser sig koksalt i vatten upp till 36 g per 100 ml (motsvarande 26 vikts-%) vid 20 °C.

Jonerna i den fasta natriumkloriden löser sig med jämn hastighet, vilket tenderar till att öka koncentrationen av löst ämne. Men den motsatta reaktioner sker också. Natrium- och kloridjonerna i lösningen faller ut som fast natriumklorid. Den hastighet med vilken saltet faller ut beror på hur ofta natrium- och kloridjoner stöter på varandra i lösningen. Därför ökar utfällningen av salt med koncentrationen i natriumkloridlösningen. Vid 26 vikts-% NaCl är utfällningen lika snabb som upplösningen av koksaltet. Då sker ingen nettoförändring. Man har en dynamisk jämvikt där lösningen är mättad, dvs. innehåller maximal mängd koksalt.

Obegränsad blandbarhet

Ibland är lösligheten obegränsad och det lösta ämnet och lösningsmedlet är fullständigt blandbara i alla koncentrationer. Exempel på detta är etanol i vatten. Vilken proportion av etanol och vatten du än blandar, så kommer du att få en homogen lösning, dvs. en enda fas. Du kommer inte att se någon fasgräns mellan ämnena.

Lösning av gasformiga partiklar i en annan gas har alltid obegränsad blandbarhet. Det beror på att i en gas så är partiklarna så långt ifrån varandra att de inte påverkas av några attraktionskrafter som tenderar att klumpa samman ämnena i aggregat. Alla atomer/molekyler rör sig helt fritt i gaslösningen.

Bindningskrafterna avgör lösligheten - "Lika löser lika"

När det finns ett löst ämne och ett lösningsmedel, så finns det tre alternativa bindningar som kan uppstå mellan partiklarna (atomerna/molekylerna/jonerna):

Man brukar använda en tumregel: "Lika löser lika". Det syftar på polariteten, dvs. laddningen hos partiklarna. Ämnen löser sig lättast i varandra om de är ungefär lika polära. Vi ska förklara hur detta kommer sig.

Vatten är en starkt polärt ämne. Visserligen är molekylen som helhet oladdad, men det finns en laddningsförskjutning så att syreatomen är negativ och väteatomerna positiva. Två vattenmolekyler binder varandra ganska starkt genom att syret i den ena molekylen lägger sig nära vätet i den andra vattenmolekylen. Den negativa och positiva laddningen attraherar varandra. Vatten binder alltså varandra ganska starkt.

Kolvätena i bensin är ett mycket opolära. Kolvätena är oladdade molekyler som inte heller har någon laddningsförskjutning inom sig i molekylen. Det gör att kolväten bara binder varandra svagt med hjälp av Londonkrafter (Van der Waals-krafter).

Ju starkare bindningen är, desto större chans är det att partiklarna ska klumpa sig samman. Vatten i blandning med bensin ger mycket dålig löslighet. Vattenmolekylerna klumpar samman sig med sina starka krafter och bildar en egen fas. Kolvätemolekylerna blir över och bildar en annan fas. Kolvätena bildar inte en egen fas på grund av attraktion mellan kolvätena, utan därför att de inte få vara tillsammans med vattnet. De blir så att säga ratade av vattenmolekylerna.

Om två ämnen inte har samma polaritet, men ändå inte skiljer sig åt alltför mycket, så får de en god löslighet även om den är begränsad. En möjlighet att lösa ett ämne är därför att använda lösningsmedel i flera steg. Om du till exempel har fått smutsig motorolja på händerna, så är det svårt att tvätta bort med tvål. Motoroljan är alltför opolär för att tvålen riktigt ska kunna lösa den. I ett första steg kan du då smörja händerna med margarin, som är opolärt. Oljan löser sig i margarinet. I nästa steg tvättar du bort margarinet med hjälp av tvål och vatten. Oljan som är löst i margarinet följer då med margarinet när det tvättas bort med vatten.

Utfällning

Utfällning är den process som gör att ett löst ämne övergår till fast form och bildar en egen, fast fas. Det ämne som bildar fast form kallas helt enkelt fällning. Vätskan som blir kvar kallas med ett finare ord för supernat.

Orsaken till att fällning bildas är alltid att lösligheten för ämnet överskrids. Men vad som gör att lösligheten överskrids kan bero på flera saker:

Det händer att de utfällda partiklarna är så små att de inte sjunker till botten inom rimlig tid. Då får man en suspension som känns igen på att den är grumlig. Men om man centrifugerar suspensionen, så kan man få fällningen att sjunka till botten. Ovanför finns då den klara lösningen.

material på grundnivå kommer att läggas in här

material på avancerad nivå kommer att läggas in här

Litteratur

  1. Lee R. Summerlin, Christie L. Borgford, Julie B. Ealy, A Sourcebook for Teachers, Vol. 2, Second edition, p. 54, 1988, American Chemical Society, Washington, DC.
  2. Einar Mattsson, Elektrokemi och korrosionslära, 1992, Korrosionsinstitutet, Stockholm.
  3. Gunnar Hägg, Allmän och oorganisk kemi, 1984, 8:e upplagan, Almqvist & Wiksell, Uppsala.
  4. WebElements - Abundance of Elements in Earth´ Crust, Mark Winter, University of Sheffield
    http://www.shef.ac.uk/uni/academic/A-C/chem/web-elements/nofr-define/
    abundance-crust.html (2003-06-05)
  5. Aluminium gör livet lite lättare, MetallKretsen
    http://www.packalu.se/pdf/ALU_sv.pdf (2006-02-09)
  6. Experiments in Growing Crystals, Rockhounding Arkansas
    http://rockhoundingar.com/pebblepups/growcryst.html (2003-06-05)
  7. Grystal Gardens, Peter Piper Publishing Inc.
    http://www.yesmag.bc.ca/projects/crystal_gardens.html (2003-06-05)
  8. Make Your Own Crystal Garden, ScienceNet
    http://www.sciencenet.org.uk/publications/crystal.html (2003-06-05)
  9. The crystal page, Brian Carusella, Bizarre Stuff
    http://home.houston.rr.com/molerat/crys.htm (2003-06-05)
  10. Charcoal crystal garden, Brian Carusella, Bizarre Stuff
    http://home.houston.rr.com/molerat/charcrys.htm (2003-06-05)
  11. Crystal growing recipes, Kiwi Web
    http://www.chemistry.co.nz/crystal_recipes.htm (2003-06-05)
  12. Growing Crystals, J. Christopher Young
    http://www.geocities.com/Heartland/Ranch/8785/xl.html (2003-06-05)
  13. Crystal Growing for Students, North Carolina State University
    http://www.xray.ncsu.edu/student_xtal.html (2003-06-05)
  14. Growing Crystals, Matthew A. Beebe, College of William and Mary
    http://www.beloit.edu/coterie/SEPM/public_html/Rocks_and_minerals/
    growing_crystals.html (2003-06-05)
  15. Smithsonian Gem & Mineral Collection, Smithsonian Institution
    http://galaxy.einet.net/images/gems/gems-icons.html (2003-06-05)
  16. Aluminium Applications, International Aluminium Institute
    http://www.world-aluminum.org/applications/ (2003-06-05)
  17. Alubook Contents,
    http://www.alu-info.dk/Html/alulib/modul/albook40.htm (2003-06-05)
  18. Alun, Shenet
    http://www.shenet.se/ravaror/alun.html (2003-11-29)

Fler experiment


elektrokemi, redox
Anodisering och färgning av aluminium
Att göra bly
Citronbatteri
Diffusion av kopparjoner
Elda stålull
Elektrofores av grön hushållsfärg
Elektrokemisk skrift
Guldpeng av mässing
Gör kopparslanten skinande ren - med redoxkemi
Indikatorpapper för plus och minus på batteriet
Innehåller koksaltet jod?
Kemi med zinkjodid, del 1: Framställning
Kemi med zinkjodid, del 2: Återbilda grundämnena elektrokemiskt
Kemisk klocka med jod
Permanenta håret
Rengöra silver
Rostbildning och rostskydd
Rostindikator visar var järnet rostar
Självantändning med glycerol och permanganat
Skämta med en svart kopparslant
Svantes testexperiment
Syrehalten i luft
Tag bort rost med elektrisk ström
Testa C-vitamin i maten
Tillverka tomtebloss
Varför rostar järn och hur kan man förhindra det?
Ärg på en kopparslant

syror och baser
Att döda bakterier - kan Klorin & Javex va´ nå´t?
Badbomber
Brus-raketen
Den tunga koldioxiden
En märklig planta
Flaskor mun mot mun
Försvinnande bläck
Göra lim av kasein
Höna med gummiben?
Indikatorpärlor
Kemi i en plastpåse
Kemiskt snöfall
Löslighet och pH - En extraktion
Mentos-pastiller i kolsyrad läsk
Modellmassa av mjölk
Osmos i ett ägg
Pelargonens färg
pH i kokt mineralvatten
pH-förändringar vid fotosyntes
Regnbågens färger med Rödkåls-indikator
Surt regn
Syror och baser i konsumentprodukter
Tag bort rostfläcken med det ämne som gör rabarber sura
Utfällning av aluminium
Utsaltning av alkohol i vatten
Varför svider det i ögonen när man skalar lök?
Varför äter vi Samarin?
Växtfärga med rödbetor enligt receptet från Västerbotten
Älskling, jag krympte ballongen