1. No category

Atomhypotesen E- element består av e- slags atomer En förening är en specifik kombina<on av element Vid en kemisk reak<on kan atomer inte skapas eller förstöras 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 de-a sänker systemets totala energi. För a- 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 a- 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 de-a kan användas för a- bygga e- konsekvent system av oxida<onstal. Vi kan utgå från periodiska systemet för a- 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 luR 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 y-rium reagerar i en svavelsmälta <ll sulfiden. Vad är reak<onsformeln? Svavel <llhör grupp 16 och har ox-­‐tal -­‐2. Y-rium <llhör grupp 3 och har ox-­‐tal +3 2Y(s) + 3S(l) => Y2S3 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 a- dess kvadrat är sannolikheten a- finna elektronen i e- givet volymselement Par<keln i lådan Antag a- en par<kel är instäng i en låda med längden L och där följer Schrödingerekva<onen. Sannolikheten för a- 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 u-ryck ​−​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 a- 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 a- 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 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 kvan-alet för lösningen. I tre dimensioner får vi tre kvan-al. E- gärde <llkommer för a- skilja på olika spinn. I stället för a- 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 a- hi-a en elektron inom e- volymselement varierar med avståndet från kärnan Vinkeldelen säger något om formen på elektronfördelningen. Dessa former kallas orbitaler. Orbitalteori n≥3, l=2, m=0, ±1, ±2 n≥1, l=0, m=0 n≥2, l=1, m=0,±1 Auiauprincipen Auiau principen Hunds regel Undantag Tidiga undantag från Auiau är Cr och Cu som halvskals-­‐
stabiliseras. För tyngre element blir det rörigt Jonisa<on Inte omvänd Auiau – Kom ihåg a- Auiau 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 ORa gör man en dis<nk<on mellan joniska och kovalenta bindningar. I en jonisk bindning har de mest högenerge<ska elektronerna i en atom fly-at över <ll mera lågenerge<ska <llstånd i en annan atom. De båda atomerna hålls samman av elektrosta<sk a-rak<on. I en kovalent bindning delar två atomer lika på varandras mest högenerge<ska elektroner. Jonbindning Joniseringsentalpier är all<d posi<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 Lewis strukturer Lewisstrukturer . . . . . . F. : + . .F . : . . . . . . . . _ _ _ _
: F
:
F
:
,: F
-­‐F :
,
│
F-­‐F
│ . . . . . . . . Lewisstrukturer . . . . C
+
2
O
: . . . . _ _ _ = C
=
O
_ O
Lewisstrukturer Funkar bra för enkla strukturer Balans mellan laddningssepara<on och okte-: Sulfatjonen har 5*6+2 = 32 e-­‐ 2-­‐ 2-­‐ O O O S O O S O O O Resonans Elektronega<vitet Tendensen för e- atomslag a- ta över elektronerna i en kovalent bindning Det finns flera olika skalor (Pauling, Mulliken, spektroskopisk) Dipolmomentet hos en diatomär molekyl är e- må- på elektronega<viteten Polariserbarhet och polariserande förmåga bidrar <ll kovalens VSEPR Kovalent bindning -­‐ LCAO H2 ψ2 = 1/2 ψφ1-1/2 ψφ2
φ1
φ2
ψ1 =1/2 ψφ1+1/2 ψφ2
Jonbindning Diatomära molekyler σ* (2spy)
π* (2px), 2(pz)
σ (2spy)
π (2px), 2(pz)
σ* (2s) σ (2s)
Enkel, dubbel, trippel Linjära Polyatomära molekyler Vilken är den förväntade formen på koldioxid CO2? Lewis: Antal elektroner 2*6+4=16 = 8 par _ _ O
=C=O _ _ MO ? Bindande: 2σ + 2π
fyllda Ickebindande 2σ + 2π
fyllda An<bindande 2σ* + 2π* tomma Vinklade triatomära molekyler + + ​𝜓↓𝑝𝑥 =​𝑅↓2𝑝 ​(​3/4𝜋 )↑​1⁄2 𝑠𝑖𝑛𝜃𝑐𝑜𝑠𝜑 ​𝜓↓𝑝𝑦 =​𝑅↓2𝑝 ​(​3/4𝜋 )↑​1⁄2 𝑠𝑖𝑛𝜃𝑠𝑖𝑛𝜑 ​𝜓↓𝑝𝑧 =​𝑅↓2𝑝 ​(​3/4𝜋 )↑​1⁄2 𝑐𝑜𝑠𝜃 ​ ⇒ 𝜓↓𝑝𝑥 2+ ​𝜓↓𝑝𝑦 2 = ​𝑅↓2𝑝 ​(​3/4𝜋 )↑ 𝑠𝑖𝑛2𝜃 => Vinklade triatomära molekyler Vilken är den förväntade formen på nitritjonen NO2-­‐ ? Antal elektroner 2*6+5+1=18 = 9 par _ _ _ -­‐ │O-­‐N=O│ _ _ _ _ -­‐ │O=N-­‐O│ _ MO teori – NO2-­‐ 2px 2py 2pz 2px 2py 2pz 2s 2s Fleratomsystem – sp3 ​𝜓↓𝑝𝑥 =​𝑅↓2𝑝 ​(​3/4𝜋 )↑​1⁄2 𝑠𝑖𝑛𝜃𝑐𝑜𝑠𝜑 ​𝜓↓𝑝𝑦 =​𝑅↓2𝑝 ​(​3/4𝜋 )↑​1⁄2 𝑠𝑖𝑛𝜃𝑠𝑖𝑛𝜑 ​𝜓↓𝑝𝑧 =​𝑅↓2𝑝 ​(​3/4𝜋 )↑​1⁄2 𝑐𝑜𝑠𝜃 ∑↑▒​𝜓↑2 = ​𝑅↓2𝑝 ​(​3/4𝜋 )↑​1⁄2 Bensen HOMO-­‐LUMO Bensen