Transcript Kapitel F.pptx

KOKA 01 Atomhypotesen E1 element består av e1 slags atomer En förening är en specifik kombina@on av element Vid en kemisk reak@on kan atomer inte skapas eller förstöras Atomvikter •  1u definieras som 1/12 av atomvikten för 12C •  1H väger 1.008 u •  56Fe väger 55.935 u •  235U väger 235.044 u Vad säger de1a om energin som avges vid fission respek@ve fusion? Fu/Fis-­‐sion ? Antag (felak@gt) a1 såväl uran som väte tranmuterar @ll järn. 56 1H => 56Fe ΔmH =56*1.008-­‐55.935 0.238 235U => 56Fe
ΔmU =0.238*235.044-­‐55.935 ΔmH =56*1.008-­‐55.935 = 0.513 ΔmU =0.238*235.044-­‐55.935 = 0.075 Reak@onslära Den kemiska poten@alen hos en substans är energin hos de mest energe@ska elektronerna. Om två element kommer i kontakt med varandra kan de utväxla elektroner om de1a sänker systemets totala energi. För a1 veta om en reak@on äger rum måste man veta startpoten@al, slutpoten@al och reak@onsväg. Reak@onslära Element med olika karaktär, tex en metall och en icke-­‐metall, tenderar a1 kombineras i dis@nkta heltalsförhållanden. Heltalen kallas för elementens valens. Valensen kan variera men antar typiska värden för varje element. För monoatomära joner är valensen absolutbeloppet av laddningen medan oxida@onstalet är laddningen. I en neutral förening är summan av oxida@onstalen 0 Reak@onslära Vår kemi kommer från mineralogin – oxidkemi – denna kan behandlas som jonkemi. Med få undantag har syre oxida@onstalet -­‐2 och de1a kan användas för a1 bygga e1 konsekvent system av oxida@onstal. Vi kan utgå från periodiska systemet för a1 gissa valens och oxida@onstal för enkla föreningar. Metaller har maximala posi@va ox-­‐tal som är lika med gruppens ordningstal. Ickemetaller har maximala nega@va ox-­‐tal som är 18-­‐gruppens ordningstal Exempel När alkalimetallerna brinner i lub bildas oxider. Vad har de för formel? Syre har ox-­‐tal -­‐2. Alkalimetallena @llhör grupp 1 och har ox-­‐tal +1 H2O, Li2O, Na2O,…. Reak@onsformel: 4Na(s) + O2(g) => 2Na2O Exempel Fast y1rium reagerar i en svavelsmälta @ll sulfiden. Vad är reak@onsformeln? Svavel @llhör grupp 16 och har ox-­‐tal -­‐2. Y1rium @llhör grupp 3 och har ox-­‐tal +3 2Y(s) + 3S(l) => Y2S3 Stökiometri Det finns (minst) två olika sä1 a1 balansera kemiska reak@oner – oxida@onstalsmetoden och halvcellsmetoden. Balansera oxida@on av pyrolusit med syrgas i kaliumhydroxidsmälta @ll kaliummanganat och va1en. MnO2 + KOH + O2 ≠> K2MnO4 + H2O Ox-­‐talsmetoden MnIVO2-­‐II + KIO-­‐IIHI + O20 ≠> K2IMnVIO4-­‐II + H2IO-­‐II Förändring i oxtal för O2 (-­‐2) och Mn (+2). För varje oxiderad Mn behövs en reducerad O => 2MnIVO2-­‐II + KIO-­‐IIHI + O20 ≠> K2IMnVIO4-­‐II + H2IO-­‐II Resten är kamrersjobb. Balansera Mn: 2MnIVO2-­‐II + KIO-­‐IIHI + O20 ≠> 2K2IMnVIO4-­‐II + H2IO-­‐II Ox-­‐talsmetoden 2MnIVO2-­‐II + KIO-­‐IIHI + O20 ≠> 2K2IMnVIO4-­‐II + H2IO-­‐II Balansera K: 2MnIVO2-­‐II + 4KIO-­‐IIHI + O20 ≠> 2K2IMnVIO4-­‐II + H2IO-­‐II Balansera O: 2MnIVO2-­‐II + 4KIO-­‐IIHI + O20 ≠> 2K2IMnVIO4-­‐II + 2H2IO-­‐II Kolla H: 4 t.v., 4 t.h. OK Halvcellsmetoden MnO2 + KOH + O2 ≠> K2MnO4 + H2O Oxida@on: MnIVO2 ≠> K2MnVIO4 Balansera K med KOH MnO2 + 2KOH ≠> K2MnO4 Balansera syre med va1en (behövs inte) Balansera väte med H+ / (OH-­‐:H20) MnO2 + 2KOH ≠> K2MnO4 + 2H+ MnO2 + 2KOH + 2OH-­‐ ≠> K2MnO4 + 2H2O Balansera laddning med elektroner MnO2 + 2KOH + 2OH-­‐ => K2MnO4 + 2H2O + 2e-­‐ Halvcellsmetoden Reduk@on: O2 ≠> 2H2O Balansera väte med H+ / (OH-­‐:H20) O2 + 4H+ ≠> 2H2O O2 + 4H2O ≠> 2H2O + 4OH-­‐ Reducera va1eninnehåll och balansera laddning O2 + 2H2O + 4e-­‐ => 4OH-­‐ Lägg samman med koefficienter som eliminerar e-­‐ 2(MnO2 + 2KOH + 2OH-­‐ => K2MnO4 + 2H2O + 2e-­‐)+ O2 + 2H2O + 4e-­‐ => 4OH-­‐ 2MnO2 + 4KOH + 4OH-­‐ + O2 + 2H2O + 4e-­‐ => 2K2MnO4 + 4H2O + 4e-­‐+ 4OH-­‐ 2MnO2 + 4KOH + O2 => 2K2MnO4 + 2H2O Nomenklatur Om du vill prata med kemister måste du kunna språket. Nomenklaturen är exakt, effek@v och entydig. Du skall kunna namnen på grundämnena. I enkla binära joniska föreningar sä1s katjonen först och anjonen sist: NaCl, Al2O3 I föreningar mellan ickemetaller sä1er man i princip det mera elektroposi@va först: SO2, IBr, men ordningen är Rn, Xe, Kr, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, O, F så ammoniak är NH3 Nomenklatur Katjonen heter elementnamnet+jon, eventuellt med laddning om denna kan variera: Mg2+ magnesiumjon, Al3+ aluminiumjon, Fe2+ järn (2+)jon etc. Anjonen får eberledet –id: Cl-­‐ klorid, S2-­‐ sulfid, N3-­‐ nitrid. Sammansa1a joner av e1 enda atomslag heter också -­‐id: N3-­‐, O22-­‐, O2-­‐,O3-­‐,I3-­‐; azid, peroxid, superoxid, ozonid, trijodid Nomenklatur Sammansa1a joner är lite knepigare. Formellt heter SO42-­‐ tetraoxosulfat(VI)jon, men syrebaserade joner är så vanliga a1 man oba släpper oxo-­‐förledet, sulfatjon. För lägre oxida@onstal används eberledet –it i trivialnamn SO32-­‐ är trioxosulfat(IV)jon men kallas all@d sulfitjon. Om svavel ersä1er syre i en oxo-­‐anjon får svavelliganden namnet @o. S2O32-­‐ blir alltså trioxo@osulfat(VI) eller bara @osulfat. Nomenklatur Halogenerna bildar oxoanjoner med fyra olika ox-­‐tal: ClO-­‐, ClO2-­‐, ClO3-­‐ och ClO4-­‐ : oxoklorat(I), dioxoklorat(III), trioxoklorat(V) och tetraoxoklorat(VII) vars trivialnamn är hypoklorit, klorit, klorat och perklorat. Motsvarande syror har namnen underklorsyrlighet, klorsylighet, klorsyra och överklorsyra (perklorsyra). -­‐ Nomenklatur Generellt får jonen namn eber centralatomen på la@n med eberledet –at: [Pt(Cl)6]2-­‐ är hexakloropla@nat(IV) medan [Fe(CN)4]2-­‐ är tetracyanoferrat(II). Om en komplexjon innehåller flera olika ligander anges dessa i bokstavsordning eber kemisk beteckning. Nega@va ligander anges före neutrala i den skrivna formeln men inte i den lästa. -­‐ Nomenklatur [Al(OH)4(H2O)(NH3)]-­‐ blir alltså akvaammintetrahydroxoaluminat(III) Om hela komplexet är oladdat eller posi@vt används det svenska namnet på centralatomen utan ändelse: [Al(H2O)6]3+ blir hexaakvaaluminium(III)jon -­‐ Atomteori J.J Thompson upptäckte elektronen och mä1e e/m. Millikan mä1e e Rutherford upptäckte kärnan Elektromagne@sk strålning Elektromagne@sk strålning Elektromagne@sk strålning λν = c; E=hν
ν = R {​1/​​𝑛↓1↑ ↑2 −​1/​​𝑛↓2 ↓↑2 }
Fotoelektriska effekten Par@kel-­‐våg dualitet λ  = h/mν
MN servar i 100km/h rakt in i X2000 som i 250 km/h kommer mot henne. Antag en förluswri studs. Vilken våglängd beskriver bollens färd @llbaka @ll MN? En tennisboll väger 60g. Tennisbollen Has@gheten är 600 km/h = 600*1000/3600 m/s = 1000/6 m/s λ  = h/mν; h= 6.626 * 10-­‐34 Js λ  = 6.626 * 10-­‐34 *6/1000* 60*10-­‐3 Js2/mkg = (6.626 /10)*10-­‐34 J/N = 6.626*10-­‐35 m (En proton har radien 1.6 * 10-­‐15m) Orbitalteori Elektroner kring en atomkärna beskrivs som vågfunk@oner (par@kel-­‐våg dualiteten) Vågfunk@onerna är lösningar @ll Schrödingerekva@onen: ​−​ℎ↑2 /8𝑚​𝜋↑2 ​​𝑑↑2 𝜓/𝑑​𝑥↑2 +𝑉(𝑥)𝜓=𝐸𝜓 Born-­‐tolkningen av Ψ är a1 dess kvadrat är sannolikheten a1 finna elektronen i e1 givet volymselement Par@keln i lådan Antag a1 en par@kel är instäng i en låda med längden L och där följer Schrödingerekva@onen. Sannolikheten för a1 par@keln finns i lådans vägg är 0 och den poten@ella energin för par@keln är 0 i hela lådan, d.v.s. ​−ℎ↑2 /8𝑚​𝜋↑2 ​​𝑑↑2 𝜓/𝑑​𝑥↑2 =𝐸𝜓, 𝜓(0)=0, 𝜓(𝐿)=0 Par@keln i lådan Ansatsen @ll en allmän lösning på en sådan differen@alekva@on är 𝜓(𝑥)=𝐴𝑠𝑖𝑛(𝑘𝑥)+𝐵𝑐𝑜𝑠(𝑘𝑥) ​𝑑/𝑑𝑥 𝜓(𝑥)=𝑘𝐴𝑐𝑜𝑠(𝑘𝑥)−𝑘𝐵𝑠𝑖𝑛(𝑘𝑥) ​𝑑↑2 /𝑑​𝑥↑2 𝜓(𝑥)=−​𝑘↑2 𝐴𝑠𝑖𝑛(𝑘𝑥)−​𝑘↑2 𝐵𝑐𝑜𝑠(𝑘𝑥)= −​𝑘↑2 [𝐴𝑠𝑖𝑛(𝑘𝑥)+𝐵𝑐𝑜𝑠(𝑘𝑥)]=−​𝑘↑2 𝜓(𝑥) Par@keln i lådan Och vårt ursprungliga u1ryck ​−​ℎ↑2 /8𝑚​𝜋↑2 ​​𝑑↑2 𝜓/𝑑​𝑥↑2 =𝐸𝜓 Blir ​ℎ↑2 ​𝑘↑2 /8𝑚​𝜋↑2 =𝐸 Par@keln i lådan Vi vet också a1 𝜓(0)=0, 𝜓(𝐿)=0 Så 𝜓(𝑥)=𝐴𝑠𝑖𝑛(𝑘𝑥)+𝐵𝑐𝑜𝑠(𝑘𝑥) Måste ha B=0 och kx=nπx/L => k=nπ/L Dessutom är sannolikheten för a1 par@keln finns någonstans i lådan 1: ∫0↑𝐿▒​𝜓↑2 (𝑥)𝑑𝑥= ​𝐴↑2 ∫0↑𝐿▒​𝑠𝑖𝑛↑2 (​𝑛𝜋𝑥/
𝐿 )𝑑𝑥=1 => A2L/2=1 => A=(2/L)½ Par@keln i lådan 𝜓(𝑥)=(​2/𝐿 )1/2𝑠𝑖𝑛(nπ𝑥/L) Med ​ℎ↑2 ​𝑛↑2 /8𝑚​𝐿↑2 =𝐸 Vi har e1 kvan@fierat system! Orbitalteori Vi kan lösa problemet i tre dimensioner för poten@alen i en väteatom V(r)=e2/4πε0r Och vi får E = -­‐hR/n2 Som gäller för väteliknande atomer, men för flerelektronsystem blir det värre….. Orbitalteori För par@keln i lådan fick vi n stycken lösningar med olika energier. N kallas för kvan1alet för lösningen. I tre dimensioner får vi tre kvan1al. E1 zärde @llkommer för a1 skilja på olika spinn. I stället för a1 parametrisera lösningarna i x,y,z använder man rymdpolära koordinater ψ=ψ(r,θ,φ)= R(r)Y(θ,φ) Orbitalteori Radialfunk@onen anger hur sannolikheten för a1 hi1a en elektron inom e1 volymselement varierar med avståndet från kärnan Vinkeldelen säger något om formen på elektronfördelningen. Dessa former kallas orbitaler. h1p://old.iem.at/Members/zo1er/spherical_soundfield/gif_anims/[email protected] -­‐ Orbitalteori n≥3, l=2, m=0, ±1, ±2 n≥1, l=0, m=0 n≥2, l=1, m=0,±1 Au|auprincipen Au|au principen Hunds regel Undantag Tidiga undantag från Au|au är Cr och Cu som halvskals-­‐
stabiliseras. För tyngre element blir det rörigt Jonisa@on Inte omvänd Au|au – Kom ihåg a1 Au|au är en formell process, jonisa@on reell. Skärmning och penetra@on är olika för s-­‐, p-­‐, d-­‐ och f-­‐orbitaler. Storlek Joniseringsenergi Elektronaffini@et Kemisk bindning Oba gör man en dis@nk@on mellan joniska och kovalenta bindningar. I en jonisk bindning har de mest högenerge@ska elektronerna i en atom fly1at över @ll mera lågenerge@ska @llstånd i en annan atom. De båda atomerna hålls samman av elektrosta@sk a1rak@on. I en kovalent bindning delar två atomer lika på varandras mest högenerge@ska elektroner. Jonbindning Joniseringsentalpier är all@d pos@va (kostar energi) elektronaffinitet är inte sällan nega@v (energivinst) men summan blir all@d en kostnad. Parbildningen mellan joner kompenserar för förlusten. Bindningslängd-­‐bindningsstyrka Born-­‐Maier ekva@onen E1 jonpar som samverkar vinner energi enligt ​𝐸↓𝑝,12 = ​(​𝑧↓1 𝑒)(​𝑧↓2 𝑒)/4𝜋​𝜀↓0 ​𝑟↓12 I e1 gi1er får vi omväxlande a1rak@va och repulsiva interak@oner Born-­‐Maier ekva@onen En summering över hela gi1ret är en geometrisk konstant kallad Madelungkonstanten, A ​𝐸↓𝑝 =𝐴​​𝑧↓1↑ ​​𝑧↓2 ​𝑒↑2 𝑁↓𝐴 /4𝜋​𝜀↓0 𝑑 Det finns också en repulsiv term som kan antas vara exponen@ell ​𝐸↑∗ ↓𝑝 =𝐵​𝑒↑−​𝑑∕𝑑∗ Born-­‐Maier ekva@onen ​𝐸↓𝑝 =𝐴​​𝑧↓1↑ ​​𝑧↓2 ​𝑒↑2 𝑁↓𝐴 /4𝜋​𝜀↓0 𝑑 + 𝐵​𝑒↑−​
𝑑∕𝑑∗ Derivera m.a.p. d och sä1 lika 0 ​𝐸′↓𝑝 =−𝐴​​𝑧↓1↑ ​​𝑧↓2 ​𝑒↑2 𝑁↓𝐴 /4𝜋​𝑑↑2 ​𝜀↓0 -­‐ ​1/
𝑑∗ 𝐵​𝑒↑−​𝑑∕𝑑∗ = 0 => 𝐵​𝑒↑−​𝑑∕𝑑∗ = −𝐴​𝑑∗​𝑧↓1↑ ​​𝑧↓2 ​𝑒↑2 𝑁↓𝐴 /4𝜋​𝑑↑2 ​
𝜀↓0 d.v.s. repulsionstermen kan u1ryckas som högerledet nära jämviktsläget. Born-­‐Maier ekva@onen ​ ↓𝑝 =𝐴​​𝑧↓1↑ ​​𝑧↓2 ​𝑒↑2 𝑁↓𝐴 /4𝜋​𝜀↓0 𝑑 (1-­‐d*/d) 𝐸
d* ligger nära 0.345Å och Madelungkonstanter finns tabellerade. Kapus@nski noterade a1 A/n är nära nog konstant om n är summan av atomerna i formeln (NaCl har n=2, CaF2 har n=3 etc) Vidare kan d ersä1as med radiesumman för de båda jonerna. Resultatet blir (med alla avstånd i Å) Kapus@nskiekva@onen ​𝐸↓𝑝 =​1.214∗10↓↑3 𝑣​𝑧↓1 ​𝑧↓2 /​𝑟↓+ +​𝑟↓− (1−​
0.345/​𝑟↓+ +​𝑟↓− )kJ/mol Kapus@nskiekva@onen ​𝐸↓𝑝 =​1.214∗10↓↑3 𝑣​𝑧↓1 ​𝑧↓2 /​𝑟↓+ +​𝑟↓− (1−​
0.345/​𝑟↓+ +​𝑟↓− )kJ/mol Vad är gi1erentalpin för NaCl ? Radierna är 0.97Å resp. 1.81 Å (1.214*105*2*-­‐1*1)/2.78*(1-­‐0.345/2.78)kJ/mol = -­‐765 kJ/mol. Det experimentella värdet är -­‐772 kJ/mol Varv ligger felet? Lewis strukturer Lewisstrukturer . . . . . . F. : + . .F . : . . . . . . . . _ _ _ _
: F
:
F
:
,: F
-­‐F :
,
│
F-­‐F
│ . . . . . . . . Lewisstrukturer Funkar bra för enkla strukturer Balans mellan laddningssepara@on och okte1: Sulfatjonen har 5*6+2 = 32 e-­‐ 2-­‐ 2-­‐ O O O S O O S O O O Resonans Elektronega@vitet Tendensen för e1 atomslag a1 ta över elektronerna i en kovalent bindning Det finns flera olika skalor (Pauling, Mulliken, spektroskopisk) Dipolmomentet hos en diatomär molekyl är e1 må1 på elektronega@viteten Polariserbarhet och polariserande förmåga bidrar @ll kovalens VSEPR Kovalent bindning -­‐ LCAO Jonbindning Diatomära molekyler Enkel, dubbel, trippel Polyatomära molekyler Bensen Bindningar och band Band gap