Dette er venstre ramme i læreverket "Naturfag for alle". Dersom du har kommet hit fra en søkemotor bør du gå til forsiden slik at du kan gå inn i læreverket på riktig måte. Klikk her for å gå til forsiden. Legg merke til kapittelnummeret hvis du vil tilbake hit.

4A Hva består stoff av?

Hva er stoff? Hva er luft, vann, jord, stein, planter og dyr?

Menneskene har til alle tider undret seg over den uendelige variasjonen av stoff vi ser rundt oss. Mange prøvde seg med forklaringer. En av dem var filosofen Demokrit, for langt over 2000 år siden i det gamle Hellas. Han hevdet at stoff er bygd opp av svært små, udelelige partikler som han kalte atomer.

Hans påstand var basert på filosofi, ren tenkning om den virkeligheten alle kan se omkring seg. Det er først i løpet av de siste 200 år vi har begynt å nærme oss et svar bygget på systematisk forskning. Nå forskes det mer intenst enn noen gang for å komme enda lenger inn i materien. I det følgende skal vi gjennomgå det bildet vi i dag har av hvordan alt stoff er bygd opp.

1 Kvarker og leptoner

Moderne forskning har oppdaget 12 elementærpartikler, seks kvarker og seks leptoner. Men alt stabilt stoff i universet ser ut til å være sammensatt av kun tre av disse, nemlig oppkvarker, nedkvarker og elektroner.

Figur 1. Elementærpartiklene Nytt vindu

2 Protoner og nøytroner

Oppkvarkene og nedkvarkene kan ikke eksistere alene. I vanlig stoff opptrer de alltid i grupper på tre: Enten to opp og en ned, eller to ned og en opp. Dette gir opphav til to ulike partikler, protoner og nøytroner.

Figur 2. Kvarker danner protoner og nøytroner Nytt vindu

Opp- og nedkvarkene har ulike elektriske ladninger. Oppkvarken har ladningen , nedkvarken . Når kvarkene slår seg sammen i grupper på tre, får den sammensatte partikkelen summen av kvarkenes ladninger. Protoner får positiv ladning, mens nøytroner blir nøytrale, dvs. ingen elektrisk ladning.

Kvarkene påvirkes av en tiltrekkende kraft som kalles den sterke kjernekraften. Denne kraften virker bare over svært små avstander, slike avstander vi finner i protonet og nøytronet. Derfor merker vi ikke noe til den i dagliglivet.

3 Atomkjerner

Protoner og nøytroner kan slå seg sammen og danne atomkjerner. Den enkleste atomkjernen har bare ett proton, mens den største som forekommer naturlig har 92 protoner og 146 nøytroner. I figur 3 ser vi på en atomkjerne som har to protoner og to nøytroner.

Figur 3. Protoner og nøytroner danner en atomkjerne Nytt vindu

4 Atomer

Atomer består av en atomkjerne og, i en sky omkring kjernen, like mange elektroner som det er protoner i kjernen. Protonet har positiv elektrisk ladning og elektronet negativ. Ladningene tilsvarer hverandre i størrelse. For at atomet som helhet skal være nøytralt, dvs. hverken positivt eller negativt, må elektrontallet være lik protontallet. Men antall nøytroner i kjernen kan variere, uten at det har innvirkning på kjernens ladning og dermed antallet elektroner i atomet.

Elektroner er mye mindre enn protoner og nøytroner og har nesten ikke masse. De vibrerer med voldsom hastighet. Vibrasjonen gir elektronet bølgenatur.

Figur 4. Atomet Nytt vindu

Siden elektroner har negativ elektrisk ladning, tiltrekkes de av den positive kjernen og vil derfor prøve å komme så nær denne som mulig. Men samtidig vil de holde seg lengst mulig vekk fra andre elektroner, som jo også har negativ ladning og derfor virker frastøtende. Dette fører til at elektronene opptar områder med ulik form, ettersom det blir flere av dem omkring kjernen. Slike områder kalles for elektronskyer eller orbitaler (engelsk "orbital").

Figur 5. Eksempler på elektronskyer (orbitaler) Nytt vindu

I tillegg til sin negative elektriske ladning, har elektronet en egenskap som kalles spinn. Dersom to elektroner har mottsatt spinn kan de oppholde seg i samme orbital. En orbital kan derfor gi plass til to elektroner.

I atomer med mange elektroner blir mønsteret av orbitaler svært komplisert. Orbitalstrukturen kan vi likevel få oversikt over i en tabell som viser hvordan elektronene fylles opp omkring kjernen etter hvert som de øker i antall.

I tabellen ordnes orbitalene i grupper etter hvor høy energi elektronene i dem har. Hovedgruppene angis med tall, undergrupper med bokstaver. Elektronene søker alltid til det laveste, ledige nivået. Figur 6 gjennomgår tabellen og viser hvordan de enkelte posisjoner tilsvarer elektronskyer (orbitaler) omkring atomkjernen.

Figur 6. Elektronskyenes (orbitalenes) energinivå Nytt vindu

Tabellen i figur 6 skal vi bruke i det følgende når vi tar for oss de ulike atomtypene, grunnstoffene. Men først litt om atomenes størrelse.

Atomenes størrelse

Vi måler atomstørrelser i picometer (1 pm = 1 billiondels meter). Hydrogenatomet er det enkleste av alle atomer med bare et proton og et elektron. Likevel er heliumatomet mindre. Det er fordi elektronskyen trekkes tettere sammen på grunn av heliumatomets to positive protoner i kjernen. Cesiumatomet har størst radius av alle atomer.

Figur 7. Radius for noen atomer

5 Grunnstoff

Stoff der alle atomkjernene har samme antall protoner, kalles grunnstoff. Protontallet bestemmer hvilken elektrisk ladning kjernen har, og dette styrer hvor mange elektroner som vil befinne seg omkring kjernen. Og elektrontallet avgjør de kjemiske egenskapene til stoffet.

Grunnstoffene får nummer etter protontallet. Nummeret kalles atomnummer. Hydrogen har atomnummer 1, helium 2 og oksygen 8. Uran har et av de høyeste atomnumre, 92. Grunnstoff med høyere atomnumre forekommer ikke i naturen. Svært store atomkjerner er ustabile. Det vil si at de faller lett fra hverandre og blir til andre grunnstoff med lavere atomnummer.

Grunnstoffene har også navn. Noen er kalt opp etter egenskaper eller bruk, mens andre er oppkalt etter oppdageren. Alle har en en- eller to-bokstavs forkortelse. Denne forkortelsen kalles grunnstoffets kjemiske symbol.

Den periodiske tabellen

Den periodiske tabellen er en oppstilling av grunnstoffene etter stigende atomnummer. I figur 8 er den periodiske tabellen satt sammen med tabellen som viser orbitalenes energinivå. For hvert grunnstoff kan du i tabellen nederst se elektronkonfigurasjonen, altså hvordan atomets elektroner plasserer seg i orbitalene. Klikk i den periodiske tabellen eller bruk pilene omkring atomnummeret.

Figur 8. Den periodiske tabellen med elektronkonfigurasjonstabell Nytt vindu

Legg merke til at ettersom atomnummer (= protontall) øker, fylles stadig flere elektroner inn i de mulige elektronskyene omkring kjernen.

På samme måte som vann her på jorden alltid renner nedover, vil elektronene finne sin plass så langt inn mot atomkjernen som mulig, det vil si der hvor energinivået er lavest. Hos grunnstoff med relativt høye atomnumre vil s- og p-orbitalene ofte ha lavere energi enn d-orbitalene og f-orbitalene i den underliggende hovedgruppen og fylles derfor først.

Den periodiske tabellen er laget slik at rader og kolonner, så langt som mulig, samsvarer med elektronkonfigurasjonen. Det er dette bakgrunnsfargene i de to tabellene i figur 8 skal vise. Grunnstoff med blå bakgrunnsfarge har sine ytterste elektroner i s-orbitaler, mens grunnstoff med gul bakgrunnsfarge har sine ytterste elektroner i både s- og p-orbitaler. Grunnstoffene med organge og grønn bakgrunnsfarge står derimot i en særstilling. Samtidig som nesten alle har sine ytterste elektroner (ett eller to) i s-orbitaler, har de også elektroner i de underliggende d- og f-orbitalene. Siden alle sammen har sine ytterste elektroner i s-orbitalene, får de lignende egenskaper. Dette kommer vi tilbake til.

6 Atomene slår seg sammen

Så langt har vi sett hvordan de tre elementærpartiklene, oppkvarker, nedkvarker og elektroner, danner nesten 100 ulike atomer. Men det stopper ikke der. Nå skal vi vise hvordan atomene kan binde seg til hverandre, noe som gjør at de tre elementærpartiklene ender opp med å konstruere all materie vår verden består av.

Valenselektroner

Et nøye studium av elektronkonfigurasjonen til hvert av grunnstoffene i den periodiske tabellen vil avsløre at de ytterste elektronene (høyest hovedgruppe) omkring atomkjernen alltid befinner seg i s-orbitaler, eller i både s- og p-orbitaler. Disse ytre elektronene kalles valenselektroner. Figur 9 viser de samme tabellene som i figur 8, men i figur 9 er valenselektronene markert med rød ramme. Studer figur 9 og se hvordan alle grunnstoff (unntatt nr. 46 Palladium) har mellom 1 og 8 valenselektroner.

Figur 9. Den periodiske tabellen med markering av valenselektroner Nytt vindu

Som figur 9 viser, kan hydrogen og helium ha maksimalt 2, og alle andre atom maksimalt 8 valenselektroner. 2 valenselektroner vil fylle ut s-orbitalen, mens 8 vil fylle både s-orbitalen og tre p-orbitaler. Dette er en stabil elektronkonfigurasjon fordi disse orbitalenes fasong er slik at de fyller en kuleform. s-orbitalene er kuleformet, mens de tre p-orbitalene til sammen danner et kuleskall utenfor s-orbitalen (figur 6).

Grunnstoffene i kolonnen helt til høyre i den periodiske tabellen (gruppe 18), altså grunnstoff nummer 2 helium, 10 neon, 18 argon osv., har en slik fullstendig rekke med valenselektroner. Dette er de såkalte edelgassene. Disse atomene er svært stabile og vil derfor hverken ha elektroner, eller gi bort elektroner.

Derimot vil atomer som mangler noen få valenselektroner ha en tendens til å "stjele" de nødvendige elektronene fra andre atom. Et eksemple er atom nummer 17 klor. Kloratomet har 7 valenselektroner. Ved å skaffe seg bare et elektron til, vil det kunne få 8 valenselektroner, altså full pakke. Det samme gjelder alle atomene i samme kolonne (gruppe 17), altså 9 fluor, 35 brom, 53 iod og 85 astat.

På den annen side vil atomer med få valenselektroner lett kunne miste disse dersom de kom nær atomer som hadde bruk for dem. Grunnen er at de da vil sitte igjen med fulle s- og p-orbitaler i det underliggende energinivået, som da blir ytterst. Dette gjelder blant annet grunnstoffene i gruppe 1, i kolonnen helt til venstre, med bare ett valenselektron. Se for eksempel atomnummer 11 natrium.

Hva vil da skje dersom et natriumatom kommer nær et kloratom?

Ionebinding

Dersom et natriumatom, med kun ett valenselektron, kommer nær et kloratom, som har 7 valenselektroner, vil det ene valenselektronet til natrium straks hoppe over til kloratomet. Dermed flytter også den negative ladningen som dette elektronet har, over til kloratomet. Kloratomet blir derfor negativt elektrisk ladd, mens natriumatomet sitter igjen med et overskudd av positiv elektrisk ladning. De to atomene får motsatt elektrisk ladning og dermed oppstår en tiltrekningskraft mellom dem (ulike elektriske ladninger tiltrekker hverandre). Det oppstår en kjemisk binding, og dermed et nytt stoff: Koksalt.

Figur 10. Natrium og klor danner koksalt Nytt vindu

Når et atom mister eller tar til seg et eller flere elektroner, slik at det blir elektrisk ladd, kalles det ikke lenger for et atom, men et ion. Derfor kalles denne bindingstypen for ionebinding. Betegnelsen ioner brukes også om atomgrupper med elektrisk ladning, ikke bare enkeltatomer.

Atomer har ulik tendens til å danne ioner. I figur 11 tar vi for oss den periodiske tabellen enda en gang og nå gjelder det å se sammenhengen mellom valenselektronene og atomets tendens til å danne positive eller negative ioner.

Figur 11. Den periodiske tabellen med markering av ionedannelse Nytt vindu

Ut fra tabellen i figur 11 forstår vi at ionebinding først og fremst oppstår mellom atomer som danner negative ioner og atomer som danner positive ioner.

Metaller

Figur 11 viser at de fleste grunnstoff danner positive ioner. Atomene til disse stoffene har som oftest 1 eller 2 valenselektroner og disse befinner seg i s-orbitaler. Noen få av disse grunnstoffene, i den gule p-delen av tabellen, har i tillegg 1 eller 2 valenselektroner i p-orbitaler.

Alle grunnstoff som lett danner positive ioner, med unntak av atomnummer 1 hydrogen, har mange felles egenskaper. De utgjør en gruppe som har fått fellesnavn metaller.

Figur 12. Periodisk tabell med markering av metallene Nytt vindu

Metallbinding

I alle metallene er valenselektronene løst bundet til atomet. Når slike atomer kommer sammen, vil valenselektronene løsne helt. I stedet for å holde seg til sitt eget atom, danner de en elektronsky som blir felles for alle atomene omkring. Denne skyen har negativ ladning (den består jo bare av elektroner), mens atomene, som nå er blitt positive ioner, sitter igjen med et overskudd av positiv ladning (de har jo mistet elektroner til denne "felles-skyen"). Dermed oppstår en tiltrekningskraft mellom elektronskyen og ionene. Dette binder det hele sammen og kalles metallbinding.

Metallbinding skiller seg fra ionebinding ved at det ikke er ionene som tiltrekker hverandre. I metallbindingen er jo alle ionene positive. Det er elektronskyen som klemmer metallionene mot hverandre så langt det er mulig i forhold til ionenes størrelse og innbyrdes bevegelse.

Figur 13. Metallbinding Nytt vindu

Ionebindingen danner krystaller som kan knuses. Slik er det vanligvis ikke med metaller. De knuser ikke. Ionene glir i stedet over til andre posisjoner. Metaller kan derfor smis. Det vil si at de kan formes gjennom hamring og press, lettest ved oppvarming. På grunn av de løse, felles elektronene i metallbindingen er metallene også gode strømledere. De løse elektronene hindrer dessuten alt lys i å trenge inn i stoffet, derfor får metallene en særpreget, blank overflate som kalles metallglans.

Figur 14. Metallglans Nytt vindu

Kovalent binding

I ionebindingen overføres ett eller flere elektroner fra det ene atomet til det andre, slik at atomene blir ioner med motsatt ladning. Dette skjer fordi de involverte atomene har stor ulikhet med hensyn til å holde på valenselektronene - det ene vil ha, det andre vil ikke ha.

Atomer med noenlunde lik tendens til å tilegne, eller gi fra seg elektroner, danner binding ved å dele på det nødvendige antall elektroner slik at begge kan få fullt sett med valenselektroner. Figur 15 viser noen eksempler.

Figur 15. Kovalent binding Nytt vindu

Kjemiske forbindelser, der bindingene hovedsaklig er kovalente, vil typisk danne molekyler, avgrensede grupper av atomer. Dette til forskjell fra de sammenhengende strukturene, kalt krystaller, som består av milliarder på miliarder av atomer. Metallbindinger og rene ionebindinger danner nesten alltid krystaller. I noen tilfeller, for eksempel i diamant, kan også kovalente bindinger gjøre det.

Ulike atomer, men likevel med liten forskjell i tendensen til å trekke til seg elektroner, danner bindinger som er en mellomting mellom kovalent binding og ionebinding. Bindingene i vannmolekylet er et eksempel. Her har et oksygenatom bundet til seg to hydrogenatomer.

Figur 16. Vannmolekylet Nytt vindu

Valens

Vi ser i vannmolekylet at oksygenatomet har bundet seg til to hydrogenatomer, ikke bare ett. Det er fordi oksygen har valens 2 og hydrogen valens 1. Ofte sier vi at oksygen er toverdig og hydrogen enverdig.

Valenstallet er et utrykk for hvor mange elektroner atomet kan dele med andre atomer i en kovalent binding. Hvert elektron som kan deles, er en "arm" til andre atomer. Et atom med valens to, slik som oksygen, har to "armer" og kan derfor binde seg til to "enarmede" hydrogenatomer. Karbon, for eksempel, som har valenstall 4, kan binde seg til fire hydrogenatomer (CH4), eller til to oksygenatomer (CO2). Se figur 17.

Figur 17. Metan og karbondioksid Nytt vindu

Valens kan også være uttrykk for hvor mange elektroner et atom kan avgi, eventuelt oppta, i en ionebinding. Atomer med valens 2, vil enten være atomer som kan danne toverdige negative ioner, eller atomer som kan danne toverdige positive ioner (figur 11).

Figur 18. Periodisk tabell med markering av valenstall Nytt vindu

Når vi studerer figur 18 må det bemerkes at mange av grunnstoffene i gruppene 3 til 12, de såkalte overgangsgrunnstoffene, kan opptre med forskjellig valenstall. I ulike forbindelser kan disse metallene være en-, to- eller treverdige. Det er fordi elektroner i det ytterste hovednivået har nesten samme energi som elektronene i det underliggende d- eller f-nivået. Elektroner kan derfor lett skifte plass, og endre valenselektronenes antall. Samme forhold gjør seg gjeldende i f-gruppen, dvs. atomnummer 58-71 og 90-103.

Bindingskrefter mellom molekyler

På grunn av skjev fordeling av elektronskyene i de fleste molekyler, slik vi så det i vannmolekylet (figur 16), oppstår det bindingskrefter også fra molekyl til molekyl. Men disse bindingene er mye svakere enn dem som virker mellom atomene. Likevel har disse kreftene stor betydning for egenskapene til de fleste stoffer. I vann, for eksempel, er det slike krefter som får is til å fryse ved 0o C.

Figur 19. Bindingskrefter mellom vannmolekyler i is Nytt vindu

På samme måte som ved ionebinding og metallbinding ser vi i figur 19 at bindingskrefter mellom molekyler kan danne sammenhengende nettverk av atomer, altså krystaller.

7 Sammendrag

Figur 20. Sammendrag Nytt vindu

8 Kontrollspørsmål

Svartabell. Klikk på riktige svar. Grønt betyr riktig, rødt betyr feil. Nytt vindu

  1. Demokrit ...
  2. Et proton består av ...
  3. Hvilken ladning har oppkvarken?
  4. Hvorfor har alle atomkjerner (unntatt hydrogen) nøytroner?
  5. Hva er en orbital?
  6. Hva er valens? *
  7. Hvilke egenskaper er felles for metaller?
  8. Hva er et ion? *
  9. Hva er et molekyl?

* To av svarene er rette