Föreläsning 1. Introduktion och repetition kapitel 1 och 2

Transkript

1 Föreläsning 1 Introduktion och repetition kapitel 1 och 2 1) Upprop 2) Introduktion till organisk kemi 3) Kursprogram 4) Kommentarer kring kursen 5) Atomer 6) Molekyler 7) Joner och radikaler

2 Föreläsning 1 Översikt av KOK012 grundläggande kunskap kemisk bindning (Kap 1-2,, Ö1) kolväten (Kap 3-4, F3-4, Ö2) substituerade kolväten (Kap 5, F4) stereokemi (Kap 6, F5, Ö3) namngivning (F6, Ö3) säkerhet (FSÄK, FLAB) joniska reaktioner RO, RN2, RX (Kap 8, F7, Ö4) substitution (Kap 9, F8-9, Ö4) elimination (Kap 10, 0, Ö5) π-system (=) alkener (Kap 11-12, 1-12, Ö5) aromater (Kap 13-15, 3-15, Ö6) π-system (=O) karbonylkolets kemi (Kap 16-19, 6-19, Ö7-8) övrigt analysmetoder (Kap 7, F21) sammanfattning (Kap 21, F 20) tentamensgenomgång, frågestund

3 5. Atomer Atomer har en positivt laddad kärna Antalet protoner bestämmer vilket grundämne det är exempel:, e, Li Antalet neutroner bestämmer vilken isotop det är exempel: 1, 2, 3

4 5. Atomer Atomer har en positivt laddad kärna som är omgiven av negativt laddade elektroner I första skalet får det plats 2 elektroner Kemi handlar om elektroner! I andra skalet får det plats 8 elektroner -

5 Periodiska systemet 5. Atomer 1 väte e helium Be beryllium B bor kol N kväve O syre F fluor Ne neon Na natrium Mg magnesium Al aluminium Si kisel P fosfor S svavel l klor Ar argon K kalium a kalcium I jod Xe xenon Br brom Kr krypton O syre atomnummer atombeteckning namn 21 Sc skandium Ti titan Y yttrium Zr zirkonium La lantan f hafnium V vanadin r krom Nb niob Mo molybden Ta tantal W volfram Mn mangan Fe järn Ru ruteniu m Re rhenium Os osmium o kobolt Ni nickel Rh rodium Pd palladium Ir iridium Pt platina u koppar Zn zink Ag silver d kadmium Au guld g kvicksilver Ga gallium Ge germanium In indium Sn tenn Tl tallium Pb bly As arsenik Se selen Sb antimon Te tellur Bi vismut Po polonium (209) 37 Rb rubidium Sr strontium s cesium Ba barium Ac aktinium (227) 104 Rf rutherfordium (261) 105 Db dubnium (262) 106 Sg seaborgium (266) 107 Bh bohrium (264) 108 s hassium (277) 109 Mt meitnerium (268) 110 Ds darmstadtium (281) 111 Uuu unununium (272) 112 Uub ununbium (285) 114 Uuq ununquadium (289) 87 Fr francium (223) 88 Ra radium (226) 3 Li litium Tc teknetium At astat (210) 86 Rn radon (222) 60 Nd neodym Pm prometium (145) 62 Sm samarium Eu europium Gd gadolinium Tb terbium Dy dysprosium o holmium Er erbium Tm tulium Yb ytterbium Lu lutetium e cerium Pr praseodym U uran Np neptunium (237) 94 Pu plutonium (244) 95 Am americium (243) 96 m curium (247) 97 Bk berkelium (247) 98 f californium (251) 99 Es einsteinium (252) 100 Fm fermium (257) 101 Md mendelevium (258) 103 Lr lawrencium (262) 90 Th thorium Pa protaktinium No nobelium (259) atomvikt varje skal kan innehålla 2*n 2 elektroner n = skalets nummer problem: 3:e skalet verkar innehålla 8 elektroner (borde vara 18)

6 5. Atomer Elektronerna beskrivs av Schrödingerekvationen δ 2 Ψ δx 2 δ 2 Ψ δy 2 δ 2 Ψ δz 2 8π 2 m h 2 (E-V)Ψ = 0 kvantmekanik (ej i denna kurs) lösningarna är en serie ekvationer Ψ 2 beskriver sannolikheten för att hitta en elektron orbitaler p x p y z p z s-orbital p-orbitaler y d-orbital x

7 5. Atomer Orbitaler har olika energi Regler 1) Aufbau-principen: elektroner fylls på i orbitalen med lägst energi först energi 3d 3p 3s 4d 4p 4s 5d 5p 5s 2) Pauli-principen: maximalt två elektroner i varje orbital 1s 2p 2s = energinivå för en orbital med plats för två elektroner skal 3) unds regel: om det finns flera orbitaler med lika energi får alla en elektron var innan någon får två. problem: 3:e skalet verkar innehålla 8 elektroner lösning: 4s ligger under 3d

8 5. Atomer Orbitaler har olika energi energi 5d 3d 3p 3s 4d 4p 4s 5p 5s 1s 2p 2s = energinivå för en orbital med plats för två elektroner skal exempel: kol (6 elektroner)

9 Elektronegativitet: förmågan hos en atom att dra till sig elektroner stor skillnad i elektronegativitet ger jonbindning exempel litium och fluor Li 1.0 Na 0.9 K 0.8 Be 1.5 B P S 2.5 I 2.5 Br 2.8 N 3.0 l 3.0 O 3.5 F 4.0 Li F Li F

10 Elektronegativitet: förmågan hos en atom att dra till sig elektroner liten skillnad i elektronegativitet ger kovalent bindning där elektronerna delas mellan två atomer exempel vätgas Li 1.0 Na 0.9 K 0.8 Be 1.5 B P S 2.5 I 2.5 Br 2.8 N 3.0 l 3.0 O 3.5 F 4.0

11 Molekylorbitaler linjärkombination av atomorbitaler exempel: vätgas energi antibindande molekylorbital A B A B bindande molekylorbital

12 Molekylorbitaler linjärkombination av atomorbitaler exempel: helium energi antibindande molekylorbital e A e B bindande molekylorbital

13 Oktettregeln ett fyllt yttre elektronskal (8 elektroner) är gynnsamt liknar ädelgaser Lewisstrukturer bild som visar alla elektroner som deltar i bindningar Gilbert Lewis ( )

14 ybridorbitaler kol har 6 elektroner i p skalet problem: det är svårt att se hur metan kan ha fyra ekvivalenta bindningar energi 2s 2p p x p y p z 1s

15 ybridorbitaler kol har 6 elektroner i p skalet lösning: hybridorbitaler energi sp 3 1s

16 ybridorbitaler elektroner är negativt laddade och orbitalerna sprids ut så mycket som möjligt i rymden kol, sp 3 -hybridiserat bindning i papprets plan bindning framåt bindning bakåt Väteatomer

17 ybridorbitaler exempel: etan 0,154 nm kj/mol σ-bindning

18 ybridorbitaler sp 2 -hybridisering ger tre sp 2 -orbitaler och en p-orbital energi 2p sp 2 1s

19 ybridorbitaler sp 2 -hybridisering ger tre sp 2 -orbitaler och en p-orbital möjlighet till dubbelbindningar 0,134 nm kj/mol (347 och 264 kj/mol) σ-bindning π-bindning

20 ybridorbitaler sp-hybridisering ger två sp-orbitaler och två p-orbitaler energi 2p sp 1s

21 ybridorbitaler sp-hybridisering ger två sp-orbitaler och två p-orbital möjlighet till trippelbindningar 0,120 nm kj/mol (347, 231, 231 kj/mol) σ-bindning π-bindningar

22 Molekylorbitaler - igen samma regler gäller för bildning av molekylorbitaler

23 Molekylorbitaler Summering: hybridisering bindning längd (nm) energi (kj/mol) andel s sp 3 enkel % Varför blir bindningarna kortare? sp 2 dubbel sp trippel % 50% p sp 3 sp 2 sp s

24 Molekylorbitaler Summering: hybridisering bindning längd (nm) energi (kj/mol) andel s sp 3 enkel % Varför blir bindningarna svagare? sp 2 dubbel sp trippel % 50% σ-bindning π-bindning

25 7. Joner och radikaler Bindingar kan klyvas på flera olika visa karbanjon proton karbokatjon hydridjon radikaler

26 7. Joner och radikaler Elektronegativa atomer kan ge ske laddningsfördelning F δ δ dipolmoment hög elektrondensitet låg elektrondensitet