1. No category

Øvingsark til eksamen i TMT4130 Uorganisk kjemi
Kap. 1 – Atomets oppbygning
Periodesystemet
Periodesystemet består av 4 ulike blokker; s, d, p og f. I periodesystemet har vi 8
hovedgrupper, gruppe 1-2 og gruppe 13-18. Hovedgruppene er:
I.
II.
Alkalimetallene
Jordalkalimetallene
III.
Borgruppen
IV.
Karbongruppen
V.
Nitrogengruppen (pnikogenene)
VI.
Oksygengruppen (chalkogenene)
VII.
Halogenene
VIII.
Edelgassene
Kvantetall

Hovedkvantetall, n=1,2,3,…
o Beskriver energien til orbitalen
o Økt hovedkvantetall gir økt energi

Orbital vinkelmomentkvantetall, l = 0, 1, 2, …, (n-1)
o Beskriver fasongen (geometrien) til orbitalen
l
0
1
2
3
Type orbital
s
p
d
f

Magnetisk kvantetall, ml = -1, …, 0, …, +l
o Beskriver retningen (i rommet) til orbitalen

Magnetisk spinnkvantetall, ms = ±
o Beskrivelse av elektronet
En orbital beskrives av et unikt sett med kvantetall: n, l og ml.
Et elektron beskrives av kvantetallene: n, l, ml og ms.
Eks: 2s gir n = 2 (pga. 2)  l = 0, 1 (her l = 0, pga. s) og ml = 0  én
orbital. Et unikt sett med kvantetall gir tillatt orbital.
Eks 2: 1d gir n = 1 l = 0 og ml = 0  ikke tillatt, pga. d gir l = 2.
Rekkefølge for påfylling
av elektroner.
s-orbitalen: (l = 0, ml = 0  1 orbital)
p-orbitalene: (l = 1, ml = -1, 0, 1  3 orbitaler (px, py og pz)). Langs aksene er det nodalplan
(et nodalplan er et sted der det er null sannsynlighet for å finne elektroner). Antall radielle
nodalplan er gitt ved: n - l - 1. Antall vinkel nodalplan: l pr. orbital. Antall nodalplan: l
d-orbitalene: (l = 2, ml = -2, -1, 0, 1, 2  5 orbitaler (dxy, dxz, dyz, dx2-y2, dz2))
Aufbau-prinsippet (building-up principle): Protoner adderes ett og ett for å bygge opp
atomkjernen, og elektronene går inn i orbitaler med lavest energi.
Pauli utelukkelsesprinsipp: To elektroner i samme orbital skal ha ulikt sett av kvantetall,
altså må de ha ulikt magnetisk spinnkvantetall ms.
Hunds regel: Når to eller flere orbitaler er degenererte (har lik energi), gir det totalt sett
lavest energi hvis elektronene opptar separate orbitaler, før de pares (analogt med en buss som
fylles på).
Skjerming og effektiv kjerneladning
Kjerneladningen bestemmes av antall protoner. Denne vil altså øke ettersom atomnummeret
øker.
Valenselektronene er elektronene i det ytterste skallet (elektroner som bidrar til å lage
kjemiske bindinger).
Kjerneelektroner reduserer Zeff til Z (eks ser 2p-elektroner en lavere kjerneladning pga. 2selektroner skjermer for kjerneladningen). Altså, de elektronene som ligger i skall innenfor de
elektronene vi betrakter, skjermer for kjerneladningen. Dette gjør at elektronene vi betrakter
opplever en lavere kjerneladning.
Zeff = Z – σ (Zeff er effektiv kjernelagning, σ er skjermingen)
Grad av skjerming: s > p > d > f
Skjermer bra
Skjermer dårlig
Lantanoidekontraksjon
4d- og 5d-elementer har omtrent lik atomradius. Grunnen til dette er fordi 5d-elementene
kommer etter lantanoidene, og disse har fylt opp sine 4f-orbitaler. F-orbitalen skjermer dårlig,
slik at den effektive kjerneladningen blir større. Dette gjør at valenselektronene opplever en
sterkere tiltrekning fra atomkjernen, og man får derfor en lavere atomradius enn forventet.
Ioniseringsenergi (I)
Def: Energien som kreves for å fjerne ett elektron fra et atom i gassfase.
I avtar generelt når atomradiusen øker.
Unntak 1: B har lavere I enn B. Grunnen til dette er kan ses fra elektronkonfigurasjonen:
Be: 1s22s2, B: 1s22s22p1. Et elektron i en 2p-orbital ligger høyere i energi enn et i 2s-orbitalen,
og det kreves derfor mindre energi for å fjerne dette.
Unntak 2: O har lavere I enn N. Grunnen til dette kan igjen ses fra elektronkonfigurasjonen:
N: 1s22s22px12py12pz1, O: 1s22s22px22py12pz1. O har et paret elektron i 2px – orbitalen, gjør
dette at de frastøtes hverandre. Dette fører til at det kreves mindre energi for å løsrive et
elektron, slik at I blir mindre.
Elektronaffinitet (Ea)
Elektronaffinitet relateres til reaksjonen: A (g) + e- (g)  A- (g)
ΔHo
Def: Ea = - ΔHo = E(A, g) – E(A-, g)
Kan ha positiv eller negativ verdi; positiv verdi betyr at A- er mer stabil enn A.
Høy Ea  det ekstra elektronet opplever en sterk Zeff.
Eks: Li har mye høyere Ea enn Be, siden det ekstra elektronet skal i Li pares opp i en 2sorbital, mens i Be går det inn i en tom 2p-orbital, og er dermed mindre bundet.
Elektronegativitet (Χ)
Def: Atomets evne til å tiltrekke seg elektroner når det er i en del av en forbindelse med et
annet atom.
Hovedtrenden er at Χ øker fra venstre mot høyre, og avtar nedover en gruppe (F har høyest
Χ).
Polariserbarhet: Store, tunge atomer og ioner polariseres lett. Dette er fordi de har en større
elektronsky lengre unna kjernen, og blir lettere påvirker av andre atomer slik at det får en
større kovalent karakter i bindingene.
Trender i periodesystemet:

Atomradius øker nedover en gruppe, og minker fra venstre mot høyre.

Ioneradius avtar nedover en gruppe, og øker fra venstre mot høyre.

Elektronegativitet avtar nedover en gruppe, og øker fra venstre mot høyre.
Kap. 2 – Strukturer og bindinger i molekyler
Lewis struktur
Bestemme Lewis-struktur:
1. Finn totalt antall valenselektroner til molekyler (tell valenselektroner til hvert atom)
2. Tegn molekylet m/enkeltbindinger mellom atomene
o Sentralatom i midten
3. Konstruer bindinger ved å dele elektronpar (enkel-, dobbel-binding)
o Formell ladning (antall valens e- - antall e- rundt et atom = formell ladning)
 Summen av den formelle ladningen tilsvarer ladningen til forbindelsen
4. Fordel resterende valenselektroner slik at oktettregel oppfylles
o Unntak:
 H, Be og B kan ha færre enn 8 valens e Elementer fra periode 3 og nedover kan ha flere enn 8 e- rundt
atomkjernen (hypervalens) pga. innvirkning fra 3d-orbitalen
Eks: SO42Σ valens e- = 6 (fra S) + 4*6 (fra O) + 2 (fra ladningen) = 32
Ladningen til ioner er 2-  sum av formelle ladninger må være 2-  må
ha to enkeltbindinger og to dobbeltbindinger
Resonans
Resonansstruktur er gjennomsnittet av alle Lewis-strukturene man kan lage ut ifra en
molekylformel ved å fordele elektroner ulikt. Energien til resonansstrukturen er mindre enn
for hver bidragsyter.
Resonanshybrid gj. snitt av alle
resonans-
Eks: NO3-
VSEPR (valence shell electron pair repulsion)

Finner strukturen ved å minimalisere frastøtende krefter (repulsjon) mellom
elektronpar rundt sentralatomet.
Regler for VSEPR
1. Bestem Lewis-strukturen for molekyler (bruk gj. snitt for resonans)
2. Finn antall elektronpar rundt sentralatom (dobbel- og trippelbindinger teller som ett
elektronpar)
3. Minimaliser repulsjon
o Frie elektronpar, dobbel- og trippelbindinger krever større plass enn
enkeltbindinger
4. Navngi geometri ut ifra antall atomer festet til sentralatomet (se bort fra frie
elektronpar her)
o Finn anordning ved å se på antall elektronpar festet til sentralatomet
o Se s. 122 og 123 i SI for ulike strukturer
Tabell: Elektronpar-geometri
Antall elektronpar
Bindingsvinkel
Elektronarrangement
2
180
Lineært
3
120
Trigonalt plan
4
109
Tetraeder
5
120 (eq.) / 90 (ax.)
TBP (trigonal bipyramide)
6
90
Oktaeder
I en TBP vil det foretrekkes at LP (Lone-Pair) er i ekvatoriell posisjon. Dette er fordi da vil
det frie elektronparet ha sterk interaksjon med to bindende elektronpar, kontra aksiell posisjon
da det har sterk interaksjon med tre bindende elektronpar.
Valensbindingsteori

Overlapp mellom AO med ett elektron i hver AO
I en σ-binding er elektronene lokalisert langs aksen, og bindingen er symmetrisk om
bindingsaksen.

Ulikt fortegn  anti-bindende

Likt fortegn bindende
I en π-binding står orbitalene som utgjør bindingen vinkelrett på bindingsaksen.
Hybridisering
En hybridorbital er en orbital laget ved å kombinere de opprinnelige orbitalene på atomet.
Dette gjøres ved å lage lineærkombinasjoner.
Tabell: Hybridiseringer
Koordinasjonstall (antall
Geometri
Hybridobitaler
2
Lineært
sp
3
Trigonalt plan
sp2
4
Tetraeder
sp3
5
TBP (trigonal bipyramide)
dsp3
6
Oktaedrisk
d2sp3
atomer den kan bindes til)
MO-teori
Mens atomorbitaler er løsninger av Schrödinger-ligningen for atomer, er molekylorbitaler
løsning av Schrödinger-ligningen for molekylet.
En molekylorbital er lineærkombinasjonen av atomorbitalene til atomene som inngår i
molekylet.
Antall MO er lik antall AO for atomene i molekylet.
I basissettet er de atomorbitalene som danner molekylorbitalene. Ved hjelp av basissettet kan
vi danne tre ulike typer molekylorbitaler:

Bindende MO
o Lavere energi enn atomorbitalene den er laget av
o Har stor elektrontetthet mellom atomkjernene

Anti-bindende MO
o Høyere energi enn AO den er laget av
o Ingen elektrontetthet mellom atomkjernene (nodalplan)

Ikke-bindende MO
o Lik energi som AO til et av atomene
Kriterier for overlapp (altså at det kan dannes bindende og anti-bindende MO)
1. Energien til overlappende AO må være omtrent lik
2. Atomorbitalene må ha lik symmetri (altså samme type fasong)
Homonukleære diatomiske molekyler
Orbitalene navngis etter hvordan fortegnet endres. Gerade (g)
Bindende
betyr lik, altså når fortegnet endres ikke når vi følger en diagonal
gjennom molekylets sentrum. Dermed blir en σ-binding som er
Anti-
bindende σg og en som er anti-bindende σu. Første orbital (lavest
bindende
energi) med σ-binding blir da 1σg, så 1σu. (2σg kommer da ved
neste orbital med σ-binding).
For en π-binding, derimot, vil πg være anti-bindende,
mens πu vil være bindende. Grunnen til dette kan ses
påfiguren til høyre.
Når man skal tegne MO energinivådiagrammet
for O2 og F2, vil 1πu ligge over 2σg i energi. Fra
Li2 til N2, vil denne rekkefølgen byttes om.
Grunnen til dette er at med O2 og F2 er det stor
energiforskjell mellom 2s og 2p-orbitalen. Dette
gjør at det ikke dannes overlapp, grunnet den
høye elektronegativiteten til disse elementene.
Når man skal finne elektronkonfigurasjonen til et molekyl, fyller man først elektroner opp i
LUMO (Lowest Unoccupied Molecular Orbital). Elektronet fylles sist opp i HOMO (Highest
Occupied Molecular Orbital).
Heteronukleære diatomiske molekyler
For heteronukleære molekyler vil atomet som er mest
elektronegativt ligge lavest i energi, og atomene som er minst
Figur:
elektronegative ligge høyest.
HF
Det atomet som er mest elektronegative (ligger lavest i
energi) bidrar mest til bindende MO, mens de som er minst
elektronegative (ligger høyest i energi) bidrar mest til antibindende MO.
Eks: CO har elektronkonfigurasjon: 1σ2 2σ2 1π4 3σ2. CO ønsker å gi bort sitt HOMOelektroner. Blir dipol med negativ ladning på C. (?)
Bindingsorden, b
nb = antall elektroner i bindende orbitaler
b = ½ (nb - na)
na = antall elektroner i anti-bindende orbitaler
Høyere bindingsorden svarer til sterkere bindingsstyrke. Bindingsordenen angir antall
bindinger mellom atomene.
Polyatomære molekyler
Energien til MO øker med økende antall nodalplan.
Overlapp mellom orbitaler med:

Samme fortegn  bindende karakter

Motsatt fortegn  anti-bindende karakter

Ingen overlapp  ikke-bindende karakter
Navngivning på MO:

a, b – ikke degenerert MO

e – dobbelt degenerert MO

t – trippel degenerert MO
Sammenligning av teorier

VSEPR og VB: Lokaliserte elektroner.

MO teori: Elektroner i MO delokalisert over hele molekylet
Kap. 3 – Struktur til faster stoffer
En krystall kan ses på som et tredimensjonalt gitter. En enhetscelle er den minste repeterende
enheten i gitteret.
Gitterpunkt: Posisjon der atomer, ioner etc. kan sitte.
Typer enhetsceller:

Primitiv – 1 gitterpunkt

Romsentrert – 2 gitterpunkter

Flatesentrert – 4 gitterpunkter
Det finnes 7 forskjellige krystallstrukturer, bestemt av parameterne (a, b, c) og (α, β, γ).
Koordinasjonstall (CN): Antall nærmeste naboer (CN ≤ 12)
Hulrom i tetteste kulepakning
Oktaedrisk hull: roh = 0,414r

6 kuler rundt hvert hull

6 okt. hull pr. kule
1 okt. hull pr. kule totalt
Utledning av størrelse på roh:
a = 2r, b = 2r, c = 2r + 2roh.
a2 + b2 = c2  (2r)2 + (2r)2 = (2r + 2roh)2  √
√
√

𝑟𝑜

(√
) 
0,4 4𝑟
Tetraedrisk hull: rth = 0,225r

4 kuler rundt hvert hull

8 tetraedriske hull pr. kule

Utledning av størrelse på rth:
2 tetraedriske hull pr. kule totalt
Utledning av størrelse på rth:
Strukturer til metaller
For metaller er hcp eller ccp mest vanlig. For alkalimetallene er bcc mest vanlig.
Polonium (Po) er det eneste metallet med primitiv kubisk som struktur ved normale
omstendigheter.
Polymorfisme oppstår som resultat av at bindingene i metallatomene er lite retningsbestemte.
Polymorfisme: Metallets evne til å krystalliseres i flere ulike strukturer, avhengig av trykk og
temperatur. Altså faser av ulik krystallstruktur, men med samme kjemisk sammensetning. Økt
temperatur  mindre tettpakket (pga. vibrasjoner; krever mer plass). Økt trykk  mer
tettpakket.
En polymorf er en fase med gitt krystallstruktur.
Atomradius til metallatomer minker når CN minker.
Legeringer (alloys)
En legering er en blanding av metaller; vanligvis av to elektropositive metaller.
Typer legeringer:

Substitusjonell legering
o Metallatomer byttes ut med andre metallatomer hvis:

De har tilnærmet til radius

Krystallstrukturen til de to metallene er den samme

De elektropositive egenskapene til metallene er like
Substitusjonell
o Smibare (kan valses)
o Eks: Bronse (Cu/Sn), rustfritt stål (Fe, 12 % Cr)

Interstitiell legering
o Mindre atomer går i hull i gitteret til metallstrukturen
(på interstitielle posisjoner)
Interstitiell
o Sprø (må støpes til ønsket form)
o Eks: Støpejern (Fe med mer enn 2,1 % C)
Ioneforbindelser
AK-KH (Anioner i Kulepakning, Kationer i Hull)
Kationer må være i kontakt med alle anionene, altså må kationet ≥ hullet.
Kubisk hull: rkh = 0,732r
Tabell: Krystallstruktur ioneforbindelser
Kulepakning
Tetraedrisk hull
Oktaedrisk hull (CN=6)
(CN=4)
ccp
Kubisk hull
(CN=8)
ZnS (sinkblende)1/2
NaCl (steinsalt)
Na2O (anti-fluoritt)
CdCl2 (lagstruktur)1/2
CaF2 (Ca i ccp)
ABO3 (perovskitt)*:
A og O i ccp, B i okt. hull
AB2O4 (spinell):
CN = 12
O2- i ccp, A i av tetr. hull, B i av okt. hull
74 vol % fylt
hcp
ZnS (würtzitt) 1/2
NiAs
CdI2 (lagstruktur) 1/2
TiO2 (rutil)1/2
CN = 12
74 vol % fylt
Primitiv kubisk
CsCl
CaF21/2
CN = 8 (?)
1/2
= halvparten av hull fylt
* = ABO3 (perovskitt) kan også ses på som BO6 oktaeder; B: CN = 6 med A: CN = 12.
Ioneradius

Øker nedover en gruppe, minker fra venstre mot høyre

Avtar med økende ladning for kationer

Øker med økende ladning for anioner

Øker med økende CN

Anioner > kationer
Tabell: Radiusforholdsregel
Størrelse kation/anion
CN (1:1 og 1:2)
Koordinasjon (kation) Krystallstruktur
0,225 <
< 0,414
4:4
Tetraedrisk
ZnS (ccp og hcp) (4,4)
0,414 <
< 0,732
6:6 og 6:3
Oktaedrisk
NaCl (ccp), NiAs (hcp)
0,732 <
<1
8:8 og 8:4
Kubisk
CsCl (8,8), CaF2 (8,4)
=1
12
Gitterentalpi
MX (s)  M+ (g) + X- (g),
ΔHL > 0
Gitterentalpi (ΔHL) = entalpiendring for reaksjonen over. Alltid positiv
𝛥𝐻𝐿 ∝
|𝑍𝐴 𝑍𝐵 |
𝑑
(endoterm). Størst gitterentalpi  mest stabil.
ZA = ladning til ion A
Eks: ΔHL til CaO er ca. 4 ganger så stor som NaCl.
ZB = ladning til ion B
Defekter og ikke-støkiometri
Alle krystaller med T > 0 K har defekter.
Intrinsikke defekter (i rene materialer)

Schottky-
Schottky-defekt
defekt
o Kation + anionvakanspar (vakans = tomplass)
o Kun i ioniske forbindelser
o Mest vanlig i strukturer med høy CN (eks. ccp/hcp)

Frenkel-defekt
o Kationvakans + interstitielt kation
o Oftere i forbindelser med større kovalent
karakter
Frenkeldefekt
o Forekommer oftest i strukturer med lav CN
Ekstrinsikke defekter

Forurensning/doping; eks: Cr i Al2O3 gir rubin.

Fargesenter: Defekter som endrer absorbsjonsegenskapene for synlig lys, IR- og UVstråling. Eks: Elektron fanget i en anionvakans (kalles F-senter).
Ikke-støkiometri (avvik fra ideell støkiometri)

Aktuelt for kationer som kan ha mer enn et oksidasjonstall (d-blokk, f-blokk og tyngre
p-blokk elementer).

Eks: FeO (Fe kan ha oksidasjonstall +II og +III)
MO-teori for faste stoffer
Metallisk leder: Elektrisk ledningsevne (σel) minker med økende T
Halvleder: Elektrisk ledningsevne øker med økende T
Isolator: Veldig lav elektrisk ledningsevne (hvis den kan måles: Øker m/økende T)
Superleder: Ingen elektrisk motstand under en bestemt T
Overlapp av en rekke AO i et fast stoff gir mange MO med omtrent lik energi. Dette gir et
elektronbånd. Disse båndene er separert av båndgap; energiverdier uten molekylorbitaler.
Fra s-orbitalen får vi et s-bånd, og tilsvarende et p-bånd fra p-orbitalen. Siden p-orbitalen
ligger høyere i energi enn s-orbitalen, får vi ofte båndgap mellom s- og p-båndet.
Merk: Hvis vekselvirkningen mellom s- og p-orbitalene er sterk nok vil båndene bli bredere,
og vi kan gå overlapp.
Merk: Elektronbånd trenger ikke nødvendigvis å være rene s-, p-, d-, eller f-bånd.
Fermi-nivået er det høyeste okkuperte nivået ved T = 0 K (kan sammenlignes med HOMO).
Halvfulle elektronbånd gir opphav til elektrisk ledningsevne. Grunnen til dette er at når
elektronbåndet ikke er fult kan elektronene nærme Fermi-nivået eksiteres til tomme orbitaler i
nærheten. Dette gjør at disse elektronene kan bevege seg relativt fritt, slik at forbindelsen får
elektrisk ledningsevne. Dette er tilfelle for metalliske ledere.
Grunnen til at den elektriske ledningsevnen for metalliske ledere minker med økt T, er at den
økte vibrasjonen til atomene gjør at elektronene har større vanskeligheter for å bevege seg
gjennom det faste stoffet.
Valensbånd: Båndet med høyeste energi som inneholder elektroner (eks: s-båndet)
Ledningsbånd: Det tomme båndet som ligger over valensbåndet i energi (eks: p-båndet)
Tilstandstetthet: Antall tilstander (x-aksen) per energienhet (y-aksen) i båndet.
I et båndgap er tilstandstettheten lik null.
Ledningsbånd
Metall
Metall
Hos metallene er valensbåndet (s-båndet) delvis fult, og det er
mange elektroner ved Fermi-nivået. Dette fører til høy elektrisk
ledningsevne.
Valensbånd
Semi-metall
I et semi-metall er valensbåndet helt fult, men energiforskjellen
Semi-
mellom valensbåndet og ledningsbåndet er tilnærmet lik null.
Dette gjør at elektroner kan eksiteres opp til ledningsbåndet og
metall
gi elektrisk ledningsevne, men denne er ikke like god som for
metaller. Eks: Grafitt.
Isolator
Et fast stoff er en isolator hvis det er nok elektroner til stede til
Isolator
å fylle valensbåndet fullstendig, i tillegg til at det er et stort
båndgap (> 4 eV) mellom valensbåndet og ledningsbåndet. Det
store båndgapet hindrer at elektronene kan eksiteres opp 
ingen ledningsevne (eller veldig liten).
Halvledere
Intrinsikk halvleder (i rene materialer)

Båndgapet er såpass lite av at noen elektroner kan eksisteres til
ledningsbåndet og bevege seg fritt. I tillegg vil det bli dannet
positive hull i valensbåndet, slik at valenselektronene kan
bevege mer på seg. Ved økt temperatur eksiteres flere
elektroner, og vi får økt elektrisk ledningsevne.
n-type
Ekstrinsikk halvleder (dopet)

Erstatter noen metallatomer for å danne et lite ekstra
elektronbånd. Dette båndet muliggjør eksitasjon av
elektroner uavhengig av temperaturen.

N-type halvleder
o Elektronbåndet som dannes kalles donorbånd.
Dette båndet ligger veldig nærme ledningsbåndet.
o Dopes m/atom som er mer negativt (flere
valenselektroner)  donorbånd blir fort fylt, og
elektroner kan lett eksiteres derfra opp til ledningsbåndet.
o Eks: As (gruppe 15) i Si (gruppe 14).

p-type
P-type halvleder
o Elektronbåndet som dannes kalles akseptorbånd.
o Dopes m/atom som er mer positivt (færre valenselektroner)  akseptorbåndet
blir tomt. Ved høyere temperaturer vil elektroner fra valensbåndet (s-båndet)
kunne eksisteres til akseptorbåndet. Dette gjør at det blir mer plass for
elektronene i ledningbåndet, slik at den elektriske ledningsevnen øker.
o Eks: Ga (gruppe 13) i Si (gruppe 14).
Kap. 4 – Syrer og baser (4.4 – 4.16)
Amfotære oksider i alle
oksidasjonstall: ABGGIPS (Al,
Be, Ga, Ge, In, Pb, Sn)
Sure oksider ved høye o-tall,
amfotære ved lavere: ABS (As,
Bi, Sb)
Sure oksider til høyre i
periodesystemet, basiske til venstre.
Amfotære: ASGGIPS ved alle o-tall og
En oksosyre er en syre der det sure protonet sitter på en OH-gruppe som har en nabo
oksogruppe (=O). Mer presist er det en syre som:

Inneholder oksygen

Inneholder minst et annet element

Har minst ett hydrogenatom festet til oksygen

Danner et ion ved å miste et eller flere protoner
Paulings regler:

Styrken til oksosyrer øker med økende antall O-atomer: HClO4 > HClO3 > HClO2

For oksosyrer av typen OpE(OH)q, vil pKa = 8-5p

pKa øker med 5 for hvert proton som fjernes
Obs! Syrestyrke: BF3 < BCl3 < BBr3 (motsatt av forventet med tanke på Χ – tanken er at BF3
er den sterkeste Lewis-syren siden F har høyeste elektronegativitet, dette er altså feil). Dette
er pga. π-binding med bor sin tomme 2p-orbital (BF3 danner den sterkeste π-bindingen).
En Lewis syre er en elektron-akseptor, mens en Lewis base er en elektron-donor.
Harde Lewis syrer/baser består av små ioner/atomer, og den kjemiske bindingen har derfor
stor ionisk karakter.
En supersyre er en syre som protolyserer bedre enn 100 % svovelsyre. Supersyrer dannes når
en sterk Lewis syre reagerer med en sterk Brønsted syre. Eks: SbF5 (sterk Lewis syre) + 2 HF
(sterk Brønsted syre)  SbF6- + H2F+ (til sammen en supersyre)
Kap. 7 – Koordinasjonsforbindelser
Koordinasjonsforbindelse: Nøytral eller ionisk forbindelse der minst ett ion er et kompleks.
Kompleks: Forbindelse med sentralatom eller -ion omgitt av et sett med av ligander.
Ligander: Ion eller molekyl som er bundet til et sentralatom i et kompleks (men som også
kan eksistere på egen hånd).

Monodentate ligander: Ligander som er bundet til ett atom.
Forbindelse med
monodentat ligand (NH3)

Polydentate ligander: Ligander som har mer enn ett bindingspunkt på sentralatomet
(bi-, tridentat).
Bidentat ligand (C2O42−)
festet til metallatomet (Cr).

Ambi-dentat ligand: Ligander som kan binde seg til sentralatomet med flere
forskjellige atomer. Dette gir koblingsisomeri (linkage isomeri). Eks: NO2- kan bindes
til et metall med N og O; [M - NO2-] gir nitrito-κN og [M - ONO-] gir nitrito-κO. (κ
angir hvilket atom som er bundet til sentralatomet).

Chelat: Kompleks der en ligand skaper en ring som inkluderer metallatomet. Slike
komplekser er ofte mer stabile på grunn av chelat-effekten (økt stabilitet som følge av
økt entropi).
Eksempel på chelat, der den bidentate
liganden etylendiamin bindes til
sentralatomet i en ring. Legg merke til
Nomeneklatur (navngivning av komplekser): Kationer (positive ioner) navngis generelt før
anioner (negative ioner), hvis det er flere ioner i forbindelsen. Eks: [Co(NH3)6]Cl3 leses
heksaaminkobolt(III)triklorid.
d-metall komplekser
Koordinasjonstallet bestemmes hovedsakelig av tre faktorer:
1. Størrelsen på sentralatomet/ionet (større atom/ion lengre ned i periodesystemet 
høyere C.N.)
2. Sterisk interaksjon mellom ligandene (størrelsen til ligandene spiller en rolle (store,
«bulkete» ligander gir lavere C.N.))
3. Elektronisk interaksjon mellom sentralatom og ligander (e- - konfigurasjon til kation)

CN = 2: Lineære komplekser, eks: AgCl2-

CN = 3: Sjeldne

CN= 4:
o Tetraedrisk (mest vanlig), eks: MnO4o Plankvadratisk (kan ha geometrisk isomeri, hvis strukturen er MX2L2).

CN=5: Mindre vanlig enn 4 og 6 koordinasjon. Eks: Hemoglobin.

CN=6: Mest vanlig for d0 til d9
o Oktaedrisk (vanlig); nesten alle M3+ - komplekser
o Trigonal prisme (sjeldent)
Stereoisomere - geometrisk isomeri

cis – trans isomeri: Plankvadratiske komplekser, MA2B2

fac – mer isomeri: Oktaedriske komplekser, MA3B3
Kap. 20 – d-metall komplekser (20.1, 20.2)
Kystallfelteorien – Basert på ionisk modell (elektrostatisk interaksjon)

Ser på ligander som negativt ladede punktladninger

Elektrostatisk interaksjon mellom ligandene og elektronene i d-orbitalen til
sentralmetallionet (ligandene frastøter elektronene)

Resulterer i oppsplitting av d-orbitalen i grupper med forskjellig energi
Oktaedriske komplekser
d-orbitalen splittes i en lav-energi trippeldegenerert sett (t2g) og et høyere-energi sett (eg).
2 av d-orbitalene har e- - tetthet langs aksene (eg: dz2, dx2-y2)
og det vil derfor være sterk interaksjon med ligandene (som
er orientert langs x, y og z aksen).
3 av d-orbitalene har e- - tetthet mellom aksene (t2g: dxy, dxz,
dyz ). Dette gjør at det er svakere interaksjon med
ligandene.
Ligandfelt stabiliseringsenergi (LFSE)
Energimengden relativ i forhold til Δo. Sier noe om hvor stabilt komplekset er.
x = antall elektroner i t2g
e- - konfigurasjon: t2gxegy
y = antall elektroner i eg
P = paringsenergien
LFSEO = (0,4x – 0,6y)Δo - nP
n = antall flere parede elektroner enn for fritt atom (sfærisk felt)
Sterkt felt: P < Δo
Svakt felt: P > Δo
Sterkt felt gir færre uparede elektroner, altså lavspinn.
Eks med d5: Sterkt felt: t2g5eg0, LFSE = 2,0Δo – 2P
Svakt felt: t2g3eg2, LFSE = (0,4*3 – 0,6*2) – 0P = 0.
Påvirker størrelsen av Δo:

Spektrokjemisk serie (type ligand)
o Δo øker i rekkefølgen: I- < Cl- < H2O < NH3 < CO

Spektrokjemisk rekke (type kation)
o Δo øker i rekkefølgen: Mn2+ < Fe2+ < Rh3+ < Pt4+
o Δo øker med økende oksidasjonstall
o Δo øker nedover innen en gruppe: 3d < 4d < 5d
Magnetiske egenskaper

Komplekser med uparede elektroner er paramagnetiske (blir tiltrukket av et
magnetfelt). UPT (Uparede elektroner, paramagnetisk, tiltrekkes).

Komplekser med kun parede elektroner er diamagnetisk (blir frastøtt av et magnetfelt,
eks: superledere). K-PDF (Kun Parede elektroner, diamagnetisk, frastøtes).
Tetraedriske komplekser
Nå peker ingen av d-orbitalene direkte mot ligandene. Dette
fører til svakere interaksjon, altså mindre oppsplitting. ΔT < Δo,
ΔT
Δo. I slike komplekser er ofte ΔT < P, slik at vi nesten
bare får høyspinn (svakt felt).
De tre d-orbitalene med elektrontetthet mellom aksene peker
mer mot ligandene enn dz2 og dx2-y2. Elektronkonfigurasjonen
blir nå: ext2y, og LFSET = (0,6x – 0,4y)ΔT.
Plankvadratiske komplekser
Kan forekomme for d8 – komplekser (pga. laver energi), men det kreves ofte store ligander
langt til høyre i den spektrokjemiske serien.
ΔSP > Δo, ΔSP = 1,3 Δo
Jahn-Teller effekten
Tetragonal forskyvning ved å «dra» ligandene i zaksen utover. Pga. økningen i avstand fra
sentralatomet vil interaksjonen mellom ligandene
langs z-aksen og orbitalene gå ned. Dermed vil
orbitalene med størst elektrontetthet langs z-aksen
gå ned i energi.
Ligandfeltteorien
Krystallfeltteorien begrenses av at den ser på ligander som negative punktladninger, og tar
ikke hensyn til overlapp mellom ligandene og metallenes orbitaler.
I ligandfeltteorien ser man spesielt på d orbitalene til sentralmetallatomet. Valensorbitalen til
metallet og liganden lager SALC’er (symmetry-adapted linear combinations).
Oktaedrisk kompleks: Hver ligand har en okkupert orbital
(eks. LP til NH3) som kan brukes til å danne σ-binding med
sentralatomets AO. Sentralatomet kan benytte seg av s, px,
py, pz, dx2-y2 og dz2 til σ-overlapp.
4p
Symmetri
σ-overlapp?
s
a1g
Ja
px, py, pz
t1u
Ja
dx2-y2, dz2
eg
Ja
dxy, dxz, dyz
t2g
Nei
Metall
4s
orbital
3d
De seks bindende orbitalene fra sentralmetallatomet danner
seks SALC’er, som danner σ-binding med ligandene. t2g blir ikke-bindende, siden den ikke
danner σ-binding. De 6 laveste MO på diagrammet har stor ligand-karakter.
Ligandenes elektroner fyller opp de bindende MO med lavest energi. Metallets elektroner
fylles i t2g og eg.
π-overlapp: I ligandfeltteorien tar man også hensyn til π-bindinger.
Da vil orbitaler på liganden (eks. p fra Cl-) overlappe med t2g til
metallet.
π-donor: En π-donor ligand har (før danner bindinger) fulle orbitaler
med π-symmetri. Disse ligger lavere i energi enn metallets orbitaler.
Når de danner MO med metallatomet, vil de bindende MO ligger
lavere i energi enn ligand-orbitalen, mens de anti-bindende MO ligger
høyere i energi enn d-orbitalen til sentralmetallatomet. Elektronene fra
liganden går i bindende MO, mens elektronene fra metaller går den
π-donor:
t2g anti-bindende
Δo mindre
anti-bindende t2g med stor karakter av metallet. Dette fører til at avstanden mellom eg og t2g
blir mindre. Altså får vi mindre Δo.
Eks. på π-donor ligander: I-, Br-, Cl- (ofte ligander til venstre i den spektrokjemiske serien).
π-akseptor: En π-akseptor ligand har tomme orbitaler som kan danne
π-overlapp. En π-akseptor orbital er gjerne en ledig anti-bindende
orbital på liganden (ofte LUMO) som ligger høyere i energi enn
metallets d-orbital. På grunn av dette vil det bli dannet MO der den
bindende t2g har stor karakter av metallet. Pga. bindende ligger den
lavere i energi, og dette fører til større Δo.
Eks. på π-akseptor ligander: PR3, CO2 (ofte ligander til høyre i den
spektrokjemiske serien).
π-akseptor:
t2g bindende
Δo større