[navn fjernet] d. 8.2.2011
Aurehøj Gymnasium, 3.y
Kemirapport, kobber og dibrom side 1 af 9
Kobber og dibrom
Formål
At påvise dannelse af dannelse af kobber(II)-ioner og bromidioner (der tilsammen kan danne et salt med
ionbindinger) når der forekommer en reaktion mellem metallisk kobber og ikke-metallisk dibrom.
Apparatur
I forsøget anvendes:
- Fire små reagensglas i stativ
- Et stort reagensglas
- En bundselbrænder
- Vat
Kemikalier
- Kobber(II)sulfat (s), CuSO
4
- Kaliumbromid (s), KBr
- Sølvnitrat (aq), AgNO
3
- Bromvand (Br
2
opløst i vand)
- Koncentreret ammoniakvand (NH
3
opløst i vand)
- Kobberspåner, Cu
Teori
Et atom består af en kerne med positivt ladede protoner og neutrale neutroner, samt et givent antal skaller
uden om kernen med et tilsvarende antal negativt ladede elektroner som protoner, således at atomets ladning
bliver neutralt. Grundstofferne fra særligt de otte hovedgrupper vil dog ofte tilstræbe at opfylde oktetreglen,
dvs. søge at få 8 valenselektroner i yderste skal ligesom ædelgasserne fra ottende hovedgruppe i det
periodiske system, idet denne struktur gør dem særligt stabile. Det periodiske system er opdelt i grundstoffer
som tilhører henholdsvis metallerne, halvmetallerne eller ikke-metaller, og alt efter om et specifikt atom
hører til metallerne eller ikke-metallerne, vil der ved kemiske forbindelser, hvor atomer reagerer med
hinanden, dannes forskellige produkter. To metaller vil således danne en legering (metalbinding), to ikke-
metaller vil tilsammen danne molekyler (elektronparbindinger) og et metal samt ikke-metal vil danne et salt
(ionbindinger). Årsagen hertil skal findes i atomernes elektronegativitet, dvs. for kraftigt et givent atom
trækker i elektroner for at opfylde oktetreglen og få 8 valenselektroner. Mange ikke-metaller har en høj
elektronegativitet, og afgiver derfor ikke let deres elektroner (undtagen hydrogen), men tiltrækker i stedet
elektroner. Ser man på det periodiske system, stemmer dette overens med, at mange ikke-metaller befinder
[navn fjernet] d. 8.2.2011
Aurehøj Gymnasium, 3.y
Kemirapport, kobber og dibrom side 2 af 9
sig i de sidste hovedgrupper, nær den ottende hovedgruppe med ædelmetallerne, og den nemmeste måde
hvorpå de kan opfylde oktetreglen er netop ved at optage elektroner. Mht. metallerne, så afgøres deres
elektronegativitet af spændingsrækken, hvor metaller der ligger til venstre for hydrogen har stadig lettere ved
at afgive elektroner, men metaller til højre for hydrogen tilhører ædelmetallerne, og derfor allerede har de
stabile 8 elektroner i yderste skal. Generelt gælder det dog, at de fleste metaller har relativt let ved at afgive
elektroner, idet de ofte har en lav elektronegativitet. Ser man igen på det periodiske system, passer dette
tillige med, at mange ikke-metaller (fra særligt 1. og 2. hovedgruppe) netop har lettest ved at opfylde
oktetreglen, hvis de afgiver elektroner frem for at optage elektroner.
Forskellen mellem atomers elektronegativitet er afgørende for, om atomer, når de reagerer med hinanden,
danner metalbindinger, elektronparbindinger (upolære eller polære) eller ionbindinger. En forskel i
elektronegativiteten på under 0,5 vil bevirke at der dannes et molekyle med en upolær elektronparbinding.
Ved elektronparbindinger vil atomerne deles om de fælles elektroner, for på denne måde i fællesskab som et
molekyle at kunne opfylde oktetreglen. Men når forskellen i elektronegativiteten er mellem 0,5 og 2,0 vil
elektronparbindingerne blive polære, dvs. at atomerne stadig deles som de fælles elektroner for at opfylde
oktetreglen, men elektronskyen vil nu forskydes mod det ene atom (med den højeste elektronegativitet)
således, at molekylet får en henholdsvis negativ og positiv ende (elektroner er jo negativt ladede, så det atom
som trækker mest i elektronerne vil dermed blive mere negativt ladet, mens det/de atomer som tilsvarende
har den laveste elektronegativitet af atomerne i molekylet vil få trukket elektronerne væk fra sig, og derfor
blive mere positivt ladede). Er elektronegativiteten højere end de 2,0 vil atomerne dog ikke danne molekyler,
men i stedet ioner, idet forskellen i elektronegativiteten nu er så høj, at elektronerne fra det mest
elektronegative stof (normalt metalatomer) fuldkommen fravrister elektronerne fra det mindst
elektronegative stof (normalt ikke-metalatomer) for at opfylde oktetreglen – og dermed vil der dannes
ionforbindelser (salte) når disse ioner sammenbindes i et iongitter. Der forekommer således en
elektronoverførsel, en redoxreaktion, hvor det ene stof oxideres ved afgivelse af elektroner, mens det andet
stof reduceres ved modtagelse af elektronerne. Som eksempler på reaktioner med elektronoverførsler kan
nævnes et almindeligt batteri eller når frugter bundfarves ved oxidation. En ganske særlig dag på året,
Nytårsaften, er vi desuden vidne til fyrværkeri, hvor der netop også forekommer en forbrænding når et stof,
f.eks. magnesium, reagerer med dioxygen, således at der finder en oxidation sted:
2 Mg (s) + O
2
(g) → 2 MgO (s)
Magnesium på fast form reagerer som det kan ses af ovenstående reaktionsskema med dioxygen, og ved
oxidationen overføres elektroner far magnesium til oxygen pga. oxygens høje elektronegativitet, således at
saltet magnesiumoxid dannes (består af Mg
2+
og O
2-
ioner). En oxidationsproces behøver ikke nødvendigvis
at indeholde dioxygen, men betegnelsen oxidation stammer herfra, idet dioxygen netop ofte indgår i
[navn fjernet] d. 8.2.2011
Aurehøj Gymnasium, 3.y
Kemirapport, kobber og dibrom side 3 af 9
oxidationsprocesser pga. sin høje elektronegativitet. Men andre grundstoffer med høj elektronegativitet kan
tilsvarende trække elektroner til sig, f.eks.:
2 Fe (s) + 3 Cl
2
(g) → 2 FeCl
3
(s)
På modsvarende vis forekommer der også reduktioner når der afgives elektroner, f.eks. når oxygen fjernes
fra et metal som kobber(II)oxid ved at tilføre dihydrogen:
CuO (s) + H
2
(g) → Cu (s) + H
2
O (g)
Man taler derfor samlet om redoxreaktioner, idet en oxidation ligeledes bevirker en reduktion.
Vand, H
2
O, er et polært stof med elektronparbindinger mellem hydrogenatomer og oxygenatom. Derved
skabes en dipol, dvs. en mere positiv og negativ ladet ende af vandmolekylet. Oxygen har nemlig en højere
elektronegativitet end hydrogenatomerne, og vil således trække mere i elektronerne end hydrogen. Når vand
og (letopløselige) salte sammenblandes, brydes iongitteret i saltene, hvori saltenes ioner er organiseret. Et
eks. er det klassiske NaCl (bestående af Na
+
og Cl
—
ioner), hvor Na
+
fra saltet bindes til den mere negative
ende af vandmolekylet (dvs. oxygen), mens Cl
-
bindes til den mere positive ende af vandmolekylet (dvs.
hydrogenatomerne), og dermed nedbrydes iongitteret og saltet opløses.
Forsøgsgang
Forsøget var opdelt i henholdsvis to indledende forsøg, for at påvise tilstedeværelsen af Cu
2+
og Br
-
, og siden
de reelle forsøg, hvor vores viden fra de indledende forsøg skulle anvendes. For at påvise tilstedeværelsen af
Cu
2+
og Br
-
skulle vi anvende to små reagensglas. I det ene blev CuSO
4
-krystaller, ca. 10 dråber
demineraliseret vand og ammoniakvand (NH
3
opløst i vand) for at påvise tilstedeværelsen af Cu
2+
. tilført for
at påvise tilstedeværelsen af Cu
2+
. I det andet reagensglas tilførte vi KBr-krystaller, ca. 10 dråber
demineraliseret vand og AgNO
3
for at påvise tilstedeværelsen af Br
-
. Resultaterne noteres.
I det reelle forsøg skulle et reagensglas blev et større reagensglas benyttet. Heri påfyldte vi kobberspåner og
ca. 3 mL bromvand, og i toppen af reagensglasset anbragtes en løs klump vat for at dampene fra dibrom ikke
slap ud i lokalet under forsøget. Reagensglasset opvarmes dernæst med en bundselbrænder (med åbningen af
reagensglasset væk fra os), uden at blandingen stødkoger. Resultatet noteres, og væsken fra denne del af
forsøget påfyldes nu to små reagensglas. I det ene reagensglas tilsættes nu ammoniakvand og i det andet
reagensglas tilsættes sølvnitrat. Resultaterne noteres. Til sidst nedskrives ionreaktionsskemaerne med
afstemning og tilstandsformer for alle de ovenfornævnte reaktioner. Under hele forsøget anvendes
sikkerhedsbriller og kittel, og der udvises forsigtighed i håndteringen af særligt ammoniakvand og dibrom.
[navn fjernet] d. 8.2.2011
Aurehøj Gymnasium, 3.y
Kemirapport, kobber og dibrom side 4 af 9
Idet Ag og Cu er tungmetaller opsamles væskerne efter forsøget i et stort bærerglas, hvorefter alle anvendte
reagensglas i forsøgene skylles med demineraliseret vand og sættes til tørring i et tørrestativ.
Forsøgsopstilling
Nedenfor ses henholdsvis det indledende forsøg og det reelle forsøg:
Måleresultater
Resultaterne fra de indledende forsøg var følgende:
Ved sammenblanding af CuSO
4
-krystaller, ca. 10 dråber demineraliseret vand og ammoniakvand (NH
3
opløst i vand) forekom et tydeligt farveskift til dyb mørkeblå.
Ved sammenblanding af KBr-krystaller, ca. 10 dråber demineraliseret vand og AgNO
3
blev blandingen
mælkehvid.
Resultaterne fra det reelle forsøg:
Ved opvarmning med bundselbrænder af blanding af kobberspåner og ca. 3 mL bromvand skete et gradvist
farveskift fra cognac-farvet til lysere gul og til sidst helt klar (vandfarvet).
[navn fjernet] d. 8.2.2011
Aurehøj Gymnasium, 3.y
Kemirapport, kobber og dibrom side 5 af 9
Da ammoniakvand blev tilført den klarede væske fra ovenfor beskrevne forsøg, forekom et klart farveskift til
mælkehvid (som ved det indledende forsøg med CuSO
4
-krystaller, demineraliseret vand og ammoniakvand).
Da sølvnitrat, AgNO
3
, tilførtes den klarede væske forefaldt der tillige et farveskift til dyb blå (som ved det
indledende forsøg med KBr-krystaller, demineraliseret vand og sølvnitrat).
Behandling af måleresultater
Resultatforklaring ved de indledende forsøg:
1. I det første indledende forsøg, hvor tilstedeværelsen Cu
2+
-ioner skulle påvises, blev først kobber(II)sulfat,
CuSO
4
(s), og demineraliseret vand sammenblandet. Ionreaktionsskemaet for reaktionen bliver følgende:
CuSO
4
(s) + H
2
O (l) → Cu
2+
(aq) + SO
4
-
(aq)
Som det kan ses i ovenstående reaktion vil iongitteret i saltet CuSO
4
brydes ved tilsætning af vand, således at
der dannes sulfat- og kobber(II)ioner.
Ved hernæst at tilsætte ammoniakvand til denne blanding, således at et farveskift til dyb blå finder sted, vil
følgende ionreaktionsskema for reaktionen kunne opskrives:
Cu(H
2
O)
4
2+
(aq) + 4 NH
3
(aq) → Cu((NH
3
)
4
(H
2
O)
2
)
2+
(aq)
Sulfationerne er i dette tilfælde ikke indskrevet i reaktionsskemaet, idet de kun kan betragtes som
tilskuerioner. Cu((NH
3
)
4
(H
2
O)
2
)
2+
(tetraamminediaquacobber(II)) er hverken et molekyle eller en ion, men et
kompleks som netop danner den karakteristiske dybe blå farve. Hermed er tilstedeværelsen af Cu
2+
ioner
påvist.
2. I det andet indledende forsøg, hvor tilstedeværelsen af Br
-
-ioner skulle påvises, blev først kaliumbromid,
KBr (s), og demineraliseret vand sammenblandet. Ionreaktionsskemaet for reaktionen bliver følgende:
KBr (s) + H
2
O (l) → K
+
(aq) + Br
-
(aq)
Som det kan ses i ovenstående reaktionsskema vil iongitteret i det letopløselige salt KBr brydes ved
tilsætning af vand, hvormed der dannes positive kaliumioner, K
+
, og negative bromidioner, Br
-
.
[navn fjernet] d. 8.2.2011
Aurehøj Gymnasium, 3.y
Kemirapport, kobber og dibrom side 6 af 9
Hernæst tilsættes som tidligere nævnt sølvnitrat, AgNO
3
(s), hvormed der forekommer et farveskift til
mælkehvid. Først forekommer derfor en reaktion mellem sølvnitrat og vand, og siden mellem kaliumbromid
og sølvnitrat. Ionreaktionsskemaet for reaktionen mellem sølvnitrat og vand bliver først følgende:
AgNO
3
(s) + H
2
O (l) → Ag
+
(aq) + NO
3
-
(aq)
Iongitteret for det letopløselige salt AgNO
3
vil ved tilsætning af vand blive brudt, således at der dannes
positive Ag
+
ioner og negative NO
3
-
ioner i vandig opløsning.
Den følgende reaktion mellem sølvnitratet og kaliumbromidet bliver dernæst følgende:
Ag
+
(aq) + NO
3
-
(aq) + K
+
(aq) + Br
-
(aq) → AgBr (s) + K
+
(aq) + NO
3
-
(aq)
Som det kan ses i ovenstående reaktionsskema, vil der ved sammenblanding af de to letopløselige salte
sølvnitrat og kaliumbromid dannes et bundfald, AgBr, dvs. et tungtopløseligt salt, hvorved farven på væsken
bliver mælkehvid. Kalium- og nitrationerne er i dette tilfælde således tilskuerioner. Dermed er
tilstedeværelsen af bromid påvist.
Reaktionsforklaring ved det reelle forsøg:
Når kobberspåner, Cu (s), og bromvand, Br
2
(dibrom) opløst i vand, sammenblandes, forekommer følgende
reaktion:
Cu (s) + Br
2
(l) → Cu
2+
(aq) + 2Br
-
(aq)
Som det kan ses i ovenstående reaktion, så forekommer der en elektronoverførsel fra Cu (metal) til Br
2
(ikke-
metal), således at der skabes ioner, idet dibrom har en højere elektronegativitet end kobber. De to ioner kan
nu gå sammen og danne saltet kobberbromid via en ionbinding.
Den klare væske fra denne del af forsøget deles nu i de to mindre reagensglas, hvor der henholdsvis tilføres
(A) ammoniakvand (NH
3
(aq)) og (B) sølvnitrat (AgNO
3
(aq)):
A. Cu(H
2
O)
4
2+
(aq) + 4 NH
3
(aq) → Cu(NH
3
)
4
2+
(aq) + 4 H
2
O (l)
Ligesom ved det indledede forsøg med ammoniakvand, demineraliseret vand og CuSO
4
dannes der som
nævnt en mørkeblå væske. Dermed er tilstedeværelsen af kobber påvist.
[navn fjernet] d. 8.2.2011
Aurehøj Gymnasium, 3.y
Kemirapport, kobber og dibrom side 7 af 9
B. Cu
2+
(aq) + 2 Br
-
(aq) + 2 Ag
+
(aq) + 2 NO
3
–
(aq) → 2 AgBr (s) + Cu
2+
+ 2 NO
3
-
(aq)
Ligesom ved det indledende forsøg med sølvnitrat, demineraliseret vand og AgNO
3
dannes der som tidligere
beskrevet en mælkehvid substans/væske med bundfald (tungtopløseligt salt). Dermed er tilstedeværelsen af
bromidioner tillige påvist.
Fejl og usikkerheder
Der kan være forekommet upræcisheder ved opmåling af kemikalier, demineraliseret vand og henholdsvis
kaliumbromid, kobber(II)sulfat og kobberspåner. Desuden kan forsøgene være påvirkede af for ringe
rengøring af forsøgsmaterialerne fra bl.a. det tidligere hold/kemiøvelser.
Konklusion
Ved først at påvise tilstedeværelsen af Cu
2+
ioner og Br
-
ioner gennem farveskift i de indledende forsøg, ved
at anvende henholdsvis CuSO
4
og KBr som indeholder disse ioner samt ammoniakvand (NH
3
opløst i vand)
og sølvnitrat (AgNO
3
), kunne vi hernæst, via disse farveændringer, påvise tilstedeværelsen af Cu
2+
-ioner og
Br
—
ioner i det efterfølgende reelle forsøg mellem metallet Cu (s) og ikke-metallet Br
2
(l) (samt igen
ammoniakvand og sølvnitrat) – og hermed beviste vi også, at reglen om, at metaller og ikke-metaller danner
ionforbindelser er gældende (når forskellen i elektronegativiteten er tilstrækkelig høj til, at en
elektronparbiniding ikke kan etableres dannes der ioner og siden ionforbindelser).
[navn fjernet] d. 8.2.2011
Aurehøj Gymnasium, 3.y
Kemirapport, kobber og dibrom side 8 af 9
Når man skriver en kemirapport er der visse vigtige dele, man altid skal have med. De er beskrevet i det
følgende i den rækkefølge de bør optræde:
Sidehoved: Navn, klasse, rapportnavn, side X af Y, dato.
Formål: Hvad er formålet med forsøget? Hvorfor laver vi det og hvad vil vi have ud af det? Formålet
’besvares’ i konklusionen.
Apparatur: Hvad benyttede vi os af i forbindelse med forsøget? Glasapparatur, pipetter, vægte, spatler,
bunsenbrændere, etc.
(ikke kemikalieflasker!)
Kemikalier: Hvilke kemikalier benyttede vi os af, og hvilke tilstandsformer/koncentrationer var de i?
Teori: Beskriv med dine egne ord, hvilken viden der ligger til grund for øvelsen. Dette inkluderer forklaring
af eventuelle formler, der anvendes senere i rapporten. Teorien skal også gøre det klart, hvorfor vi gør som
vi gør beskrevet i afsnittet om forsøgsgangen.
Forsøgsgang: Hvad og hvordan gjorde I, med hvilket apparatur, med hvilke kemikalier og i hvor store
mængder? F.eks.: ”Til en 100 mL målekolbe overførtes 20,0 mL 0,1 M kaliumiodidopløsning og der
fortyndedes med demineraliseret vand til stregen”.
Forsøgsopstilling: En hurtig skitse af hvordan forsøget så ud. Tit er det lettere at forstå et forsøg, når man
kan se hvordan det så ud.
Måleresultater: En pæn præsentation af alle resultaterne uden at diskutere eller regne videre med mindre
det er absolut nødvendigt for den videre præsentation af resultaterne. Husk enheder!
Behandling af måleresultater: Anvend de formler der blev præsenteret under teoriafsnittet og forklar
grundigt hvad du gør undervejs – og hvorfor! Det er også her, der argumenteres frem til det endelige
resultat med forsøget, og resultatet præsenteres – meget gerne grafisk, hvis det giver mening. Har vi en
tabelværdi er det her vi sammenligner med den. Eventuelle afvigelser fra tabelværdien diskuteres og
forklares kort.
Besvarelse af spørgsmål: Er der stillet ekstra spørgsmål i forbindelse med rapporten
(som ikke passer ind
i andre afsnit)
er det meget passende at besvare dem her.
Fejlkilder: Hvad kan være en kilde til fejl i eksperimentet? Instrumentelle usikkerheder,
måleunøjagtigheder eller uopdagede menneskelige småfejl skal ikke nævnes med mindre det indses, at en
af faktorerne har været virkelig markant for kvaliteten af resultaterne.
Konklusion: Opsummering af rapporten. Fik vi påvist det vi ville? Hvad var resultatet? Konklusionen må
ikke indeholde nogen nye informationer. Dovne mennesker kan finde på at copy-paste formålet og ændre
ordlyden så den passer til en konklusion – det er selvfølgelig ikke meningen, men
så
forkert er det ikke.
[navn fjernet] d. 8.2.2011
Aurehøj Gymnasium, 3.y
Kemirapport, kobber og dibrom side 9 af 9
Generelt
Formler og reaktionsskemaer skal aldrig stå sammenskrevet med den øvrige tekst men på en linje for
sig. Henvisninger til tidligere beskrevne formler kan enten gøres med talreferencer med ord.
Derudover skal reaktionsskemaer selvfølgelig
altid være afstemt
og korrekt opstillet. Dvs. skriv formlerne
korrekt! Der er ikke noget der hedder C02, f.eks.. Det hedder CO
2
. Og husk tilstandsformer!
Omkring brug af
kursiv
: Husk at alle symboler skriver med
kursiv
og at enheder (og grundstoffer!) ikke gør
det! Symbolet for masse er altså
m
, mens enheden meter forkortes m.
Sproget skal gerne være videnskabeligt og kemisk. Undgå derfor slang, men prøv at bruge de kemiske
fagtermer – jeg vil prøve at blive bedre til det også!
Vis at I kan de korrekte kemiske navne ved at bruge dem.