Kapitel 1. Kapitel 2. Kemiska grundvalar. Atomer, Molekyler och Joner

Transkript

1 Kapitel 1 Kemiska grundvalar Kapitel Kemi: en översikt 1.2 Den vetenskapliga metoden 1.3 Storheter och enheter 1.4 Osäkerheter i mätningar 1.5 Signifikanta siffror och beräkningar 1.6 Enhetskonvertering 1.7 Temperatur 1.8 Densitet 1.9 Materians indelning Avsnitt 1.5 Signifikanta siffror och beräkningar Avsnitt 1.9 Materians indelning Signifikanta siffror i beräkningar 1. Vid multiplikation och division skall svaret avrundas till antalet signifikanta siffror som den minst signifikanta termen i beräkningen = Vid addition och subtraktion skall svaret avrundas till samma antal decimaler som den term i beräkningen med minst antal decimaler Corrected Kapitel 2 Atomer, Molekyler och Joner Kapitel Kemins tidiga historia 2.2 Kemiska lagar 2.3 Daltons atomteori 2.4 Tidiga experiment att karaktärisera atomen 2.5 Den moderna synen på atomstrukturen: en introduktion 2.6 Molekyler och joner 2.7 En introduktion till periodiska systemet 2.8 Namngivning av enkla föreningar 1

2 Avsnitt 2.8 Namnge enkla föreningar Binära Jonföreningar (typ I): 1. Katjonen först, sedan anjonen 2. Monoatomär katjon: grundämnesnamnet Ca 2+ = kalciumjon 3. Monoatomär anjon: rot + -id Cl = kloridjon 4. Saltet: katjonnamnet + anjonnamnet CaCl 2 = kalciumklorid Avsnitt 2.8 Namnge enkla föreningar Binära Jonföreningar (typ II): 1. För metaller som kan bilda mer än en slags katjon används en romersk siffra i namnet ex: PbCl 2 Pb 2+ är katjonen som är tvåvärd (2+ II) PbCl 2 = bly(ii)klorid Avsnitt 2.8 Namnge enkla föreningar Binära föreningar (typ III): 1. Föreningar mellan två ickemetaller 2. Det första grundämnet i formeln namnges först. 3. Det andra grundämnet namnges som om det vore en anjon. 4. Använd prefix för att ange atomförhållandet 5. Men använd aldrig mono- Avsnitt 2.8 Namnge enkla föreningar Att namnge binära föreningar Ex: P 2 O 5 = difosforpentoxid Avsnitt 2.8 Namnge enkla föreningar Föreningar med sammansatta joner (typ IV): 1. Namnges som binära jonföreningar (typ I) 2. Sammansatt katjon: jonnamnet NH 4+ = ammoniumjon 3. Sammansatt anjon: jonnamnet NO 3 = nitratjonjon 4. Saltet: katjonnamnet + anjonnamnet NH 4 NO 3 = ammoniumnitrat Avsnitt 2.8 Namnge enkla föreningar Övning Vilken av de följande ämnen är namngivet felaktigt? a) KNO 3 kaliumnitrat b) TiO 2 titan(ii)oxid c) Sn(OH) 4 tenn(iv)hydroxid d) PBr 5 fosforpentabromid e) CaCrO 4 kalciumkromat 2

3 Kapitel 3 Kapitel 3 Stökiometri 3.1 Räkna genom att väga 3.2 Atommassor 3.3 Molbegreppet 3.4 Molmassa 3.5 Problemlösning 3.6 Kemiska föreningar 3.7 Kemiska formler 3.8 Kemiska reaktionslikheter 3.9 Balansera reaktionslikheter 3.10 Stökiometriska beräkningar 3.11 Begränsande reaktant Avsnitt 3.1 Räkna genom att väga Kan utföras om den genomsnittliga massan för partiklarna är känd. Man utgår sedan från att dessa är identiska. Avsnitt 3.4 Molmassa Förhållandet mellan massa (m), molmassa (M) och substansmängd (n) m = M n g = g mol mol Avsnitt 3.10 Stökiometriska beräkningar Stökiometriska beräkningar Balanserade reaktionslikheter kan användas till att beräkna mängderna av ämnen som reagerar och produceras i kemiska reaktioner. Avsnitt 3.10 Stökiometriska beräkningar Hur mycket vatten bildas vid förbränning av 100. g etanol? 1. C 2 H 5 OH (l) + 3 O 2(g) 2 CO 2(g) + 3 H 2 O (l) Etanol: m = 100 g n = m/m 2. M = = 46,068 g/mol n = 100 g / g/mol = mol 3. Molförhållande C 2 H 5 OH : H 2 O = 1 : 3 4. n(h 2 O) = 3 n(c 2 H 5 OH) = mol = mol 5. Vatten: n = mol m = n M M = = g/mol m = mol g/mol = g 6. Svar: Det bildas 117 g vatten 3

4 Avsnitt 3.10 Stökiometriska beräkningar Tankemodell Avsnitt 3.11 Begränsande reaktant Konklusion Metan är den begränsande reaktanten. Vatten finns kvar i produktblandningen efter fullständig reaktion. Avsnitt 3.11 Begränsande reaktant Bestäm begränsande ingrediens Avsnitt 3.11 Begränsande reaktant Övning I en process reagerar ammoniakgas med fast koppar(ii)oxid till kvävgas, metallisk koppar och vattenånga. Om 18.1 g NH 3 (g) tillförs till 90.4 g CuO(s), hur stor massa N 2 (g) kan då teoretiskt bildas? Kapitel 4 Kapitel 4 Reaktioner i vattenlösningar 4.1 Vatten, ett lösningsmedel 4.2 Starka och svaga elektrolyter 4.3 Lösningskoncentrationer 4.4 Olika slags kemiska reaktioner 4.5 Fällningsreaktioner 4.6 Olika sätt att teckna reaktionslikheter 4.7 Stökiometri för fällningsreaktioner 4.8 Syra-basreaktioner 4.9 Redoxreaktioner 4.10 Balansera redoxreaktioner 4

5 Avsnitt 4.1 Materia Vatten, ett lösningsmedel Fysikaliska Heterogena metoder Blandningar Föreningar Homogena Blandningar Rena ämnen Kemiska metoder Fysikaliska metoder Vattenlösningar Grundämnen Atomer Avsnitt 4.3 Lösningskoncentrationer Koncentration Molar (M) = mol av löst ämne per liter lösningsmedel mol M l Protoner Kvarkar Kärnor Elektroner Neutroner Kvarkar n C = V Avsnitt 4.3 Lösningskoncentrationer V 1 C 1 n 1 = n 2 V 1 C 1 = V 2 C 2 Avsnitt 4.4 Olika slags kemiska reaktioner Reaktioner i vattenlösning C V = 1 2 C1 V2 V 2 Fällningsreaktioner Ag + (aq) + Cl (aq) AgCl(s) Syra-basreaktioner H + (aq) + OH (aq) H 2 O(l) Redoxreaktioner Zn(s) + 2H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (aq) C 2 Vid spädning ändras inte mängden löst ämne Avsnitt 4.6 Olika sätt att teckna reaktionslikheter Utfällning av silverklorid 1. Molekylreaktionen AgNO 3 (aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO 3 (aq) 2. Totaljonreaktionen Ag + (aq) + NO 3 (aq) + Na + (aq) + Cl (aq) Kapitel 5 Gaser AgCl(s) + Na + (aq) + NO 3 (aq) 3. Nettojonreaktionen Ag + (aq) + Cl (aq) AgCl(s) 5

6 Kapitel Tryck 5.2 Gaslagarna från Boyle, Charles och Avogadro 5.3 Den ideala gaslagen 5.4 Stökiometri för gasfasreaktioner 5.5 Daltons lag för partialtryck 5.6 Den kinetiska gasteorin 5.7 Effusion och Diffusion 5.8 Verkliga gaser 5.9 Egenskaper hos några verkliga gaser 5.10 Atmosfärens kemi Avsnitt 5.1 Tryck 1 mol flytande N 2 vid -196 C har densiteten 0.81 kg/l och upptar l. I gasform vid 0 C har N 2 densiteten g/l och upptar 22.4 l. Avsnitt 5.4 Stökiometri för gasfasreaktioner Övning 2.80 l metangas vid 25 C, 1.65 atm. och 35.0 l syrgas vid 31 C, 1.25 atm. blandas och antänds varpå det bildas koldioxid och vatten. Hur stor massa utgör koldioxiden i blandningen vid 125 C och 2.50 atm. om vi antar fullständig reaktion. Kapitel 6 Termokemi 8.31 g Kapitel Energi och omvandling 6.2 Entalpi och kalorimetri 6.3 Hess lag 6.4 Standardbildningsentalpi 6.5 Energikällor 6.6 Förnyelsebara energikällor Avsnitt 6.1 Energi och omvandling Termodynamiska storheter består av två delar: (1) ett nummer som anger magnituden av förändringen och (2) ett tecken som anger förändringens riktning. Riktningen anges ALLTID från systemets synvinkel. 6

7 Avsnitt 6.2 Entalpi och kalorimetri Entalpi, H Entalpi = H = E + p V ΔH = ΔE + p ΔV Avsnitt 6.2 Entalpi och kalorimetri Kalorimetri Vetenskapen för mätning av reaktionsvärmet Vid konstant tryck: q p = ΔH = C H2O m H2O ΔT H2O Inre Energi = E = Σ(KE+PE) ΔE = q + w = q p ΔV Vid konstant volym: q v = ΔE = C H2O m H2O ΔT H2O Vid konstant tryck: q p = ΔE + p ΔV ΔH = q p = värmeenergiflöde Avsnitt 6.2 Entalpi och kalorimetri Kalorimetri Konstant tryck Avsnitt 6.2 Entalpi och kalorimetri Övning Beakta förbränningen av propan: C 3 H 8 (g) + 5O 2 (g) 3CO 2 (g) + 4H 2 O(l) ΔH = 2221 kj/mol Antag att all värme i processen kommer från förbränningen av propan. Beräkna ΔH då 5.00 g propan förbränns i ett överskott av syre vid konstant tryck. 252 kj Avsnitt 6.3 Hess lag Hess lag 1. Entalpiförändringen är oberoende reaktionsvägen N 2 (g) + O 2 (g) 2NO(g) ΔH = 180 kj + 2NO(g) + O 2 (g) 2NO 2 (g) ΔH = 112 kj N 2 (g) + 2O 2 (g) 2NO 2 (g) ΔH = 68 kj 2. Omvänd reaktion ger teckenbyte: N 2 (g) + O 2 (g) 2NO(g) ΔH = 180 kj 2NO(g) N 2 (g) + O 2 (g) ΔH = 180 kj 3. Om reaktionen multipliceras med en siffra, multipliceras ΔH med samma siffra. 6NO(g) 3N 2 (g) + 3O 2 (g) ΔH = 540 kj Avsnitt 6.4 Standardbildningsentalpier Entalpiförändringen vid kemiska reaktioner kan beräknas ur standardbildningsentalpierna för reaktanter och produkter. ΔH r = Δn Δ H f (produkter) - Δn ΔH f (reaktanter) värdet ΔH r beror på hur reaktionslikheten är given om reaktionen är omvänd, är ΔH r omvänd om koefficienten för en reaktion multipliceras med en siffra, multipliceras ΔH r med samma siffra. grundämnen i sitt standardtillstånd, ΔH f = 0 7

8 Avsnitt 6.4 Standardbildningsentalpier Utnyttjande av standardbildningsentalpier CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(l) ΔH reaction = ( 75 kj) ( 394 kj) + ( 572 kj) = 891 kj Avsnitt 6.4 Standardbildningsentalpier Övning Beräkna ΔH för reaktionen: 2Na(s) + 2H 2 O(l) 2NaOH(aq) + H 2 (g) m.h.a. följande standardbildningsentalpier: ΔH f (kj/mol) Na(s) 0 H 2 O(l) 286 NaOH(aq) 470 H 2 (g) 0 ΔH = 368 kj Kapitel 7 Kapitel 7 Atomstruktur och periodicitet 7.1 Elektromagnetisk strålning 7.2 Materians karaktär 7.3 Väteatomens ljusspektrum 7.4 Bohrs atommodell 7.5 Den kvantmekaniska atommodellen 7.6 Kvanttal 7.7 Orbitalformer och energinivåer 7.8 Elektronspinn och Pauliprincipen 7.9 Atomer med fler än en elektron 7.10 Periodiska systemets historia 7.11 Aufbauprincipen och det periodiska systemet 7.12 Periodiska trender i atomegenskaper 7.13 Egenskaper hos en grupp: alkalimetallerna Avsnitt 7.1 Elektromagnetisk strålning Klassificering av Elektromagnetisk strålning. Avsnitt 7.2 Materians karaktär Elektromagnetisk strålning har både våg-lika och partikel-lika egenskaper. 8

9 Avsnitt 7.3 Väteatomens ljusspektra Väteatomens ljusspektrum Kontinuerligt spektrum: er alla av ljusets våglängder. Ger vitt ljus Bandspektrum : er bara några av ljusets våglängder. Här t.e.x. väteatomens ljusspektrum Avsnitt 7.5 Den kvantmekaniska atommodellen Schrödingerekvationen $Hψ = Eψ ψ = vågfunktion = matematisk operator $H E = atomens totala fria energi Ekvationens lösningar är vågfunktioner ψ för ett visst värde på E (en viss energi). En sådan vågfunktion ψ kallas en orbital. Avsnitt 7.5 Den kvantmekaniska atommodellen Den radiella sannolikhetsdistributionen. Erhålls om rymden runt atomkärna delas upp i skal (likt en lök) och man beräknar sannolikheten för elektronen att hittas i något av skalen Avsnitt 7.9 Atomer med fler än en elektron Polyelektroniska atomer Schrödingerekvationen kan inte lösas exakt för atomer med fler än en elektron pga elektronkorrelationsproblemet Ekvationen löses dock approximativt genom att beakta att elektronerna avskärmas från kärnladdningen genom repulsionen de utövar på varandra Lösningarna ger vätelika orbitaler för alla atomer i periodiska systemet. Avsnitt 7.9 Atomer med fler än en elektron Energinivåerna för orbitalerna Avsnitt 7.11 Aufbauprincipen och periodiska systemet Ett diagram som summerar ordningen med vilken orbitalerna fylls i polyelektroniska atomer 9

10 Avsnitt 7.11 Aufbauprincipen och periodiska systemet Elektronkonfigurationen och periodiska systemet Avsnitt 7.13 Egenskaper hos en grupp: alkalimetallerna Periodiska systemet Några tankar 1. Det är antalet valenselektroner som slutligen bestämmer ett grundämnes kemi. 2. Elektronkonfigurationen kan långt bestämmas utifrån grundämnets placering i det periodiska systemet. 3. Viktiga grupper av grundämnen i det periodiska systemet har olika namn. Kapitel 8 Kapitel 8 och 9 Kemisk bindning: allmänna begrepp och orbitaler 8.1 Olika typer av kemisk bindning 8.2 Elektronegativitet 8.3 Polära bindningar och dipolmoment 8.4 Joner: elektronkonfiguration och storlekar 8.5 Energiomsättning vid bildning av binära jonföreningar 8.6 Partiell jonkaraktär hos kovalenta bindningar 8.7 Den kovalenta bindningen: en modell (teori) 8.8 Kovalenta bindningsenergier och kemiska reaktioner 8.9 Valensbindningsteorin (VB) 8.10 Lewisstrukturer 8.11 Undantag från oktettregeln 8.12 Resonansstrukturer 8.13 Molekylgeometri: Repulsion mellan elektronpar (VSEPR) Kapitel Hybridisering och Valensbindningsteorin (VB) 9.2 Molekylorbitalsteori (MO) 9.3 Bindning i diatomära homonukleära molekyler 9.4 Bindning i diatomära heteronukleära molekyler 9.5 Valensbindnings- (VB) och molekylorbitalteorin (MO) Avsnitt 8.1 Olika typer av kemisk bindning Växelverkan mellan två väteatomer ur energiaspekten 59 10

11 Avsnitt 8.3 Polära bindningar och dipolmoment De tre möjliga bindningstyperna Avsnitt 8.6 Partiell jonkaraktär hos kovalenta bindningar Procent jonkaraktär a) en kovalent bindning mellan identiska atomer b) en polär kovalentbindning mellan två olika atomer c) jonbindning utan delande av elektroner. Avsnitt 8.9 Avsnitt 8.10 Valensbindningsteorin (VB) Lewisstrukturer Den kovalenta bindningen 1. Beskrivning av valenselektronarrangemang (Lewisstrukturen) 2. Beskrivning av geometrin (VSEPR modellen). 3. Beskrivning av vilka atomorbitaler som används för att dela elektroner H H C H H Rita Lewisstrukturer Rita Lewisstrukturer för följande molekyler: a) HF b) N 2 c) NH 3 d) CH 4 e) CF 4 f) NO + Avsnitt 8.13 Molekylgeometri: repulsion mellan elektronpar (VSEPR) Valensskalelektronparsrepulsion (VSEPR) Avsnitt 9.1 Hybridisering och valensbindningsteorin (VB) Hybridisering av C-atomens 2s orbital och de tre 2p orbitalerna till fyra sp 3 orbitaler 11

12 Avsnitt 9.1 Hybridisering och valensbindningsteorin (VB) Ett energinivådiagram för hybridiseringen av en 2s och tre 2p orbitaler till fyra sp 3 orbitaler Avsnitt 9.2 Molekylorbitalteorin (MO) Molekylorbitalsteorin MO Likt den kvantmekaniska atommodellen för atomorbitaler är MO den kvantmekaniska lösningen till organsiationen av valenselektroner i molekyler. Skiljer sig från valensbindningsteorin främst genom att elektronerna sägs vara delokaliserade snarare än att vara lokaliserade mellan ett givet par av atomer. Avsnitt 9.2 Molekylorbitalteorin (MO) Typer av MO bindande: har lägre energi än atomorbitalerna från vilka de bildas. Avsnitt 9.2 Molekylorbitalteorin (MO) Kombination av vätets 1s atomorbitaler till MO antibindande: har högre energi än atomorbitalerna från vilka de bildas. Avsnitt 9.2 Molekylorbitalteorin (MO) Ett molekylorbital energinivå-diagram för H 2 molekylen Kapitel 10 Vätskor och fasta faser 12

13 Kapitel Mellanmolekylära krafter 10.2 Det flytande tillståndet 10.3 En introduktion till olika strukturer i fasta faser 10.4 Struktur och bindning i metaller 10.5 Kol och kisel: makromolekylära nätverk 10.6 Molekylföreningar som fasta faser 10.7 Jonföreningar som fasta faser 10.8 Ångtryck och fasomvandlingar 10.9 Fasdiagram Avsnitt 10.1 Mellanmolekylära krafter Mellanmolekylära krafter Krafter mellan (ej inom) molekyler. dipol-dipolkrafter vätebindningar London-dispersionskrafter Avsnitt 10.3 The En introduktion Mole till olika slags fasta faser Diffraktion av röntgenstrålar i gittret. Avsnitt 10.3 The En introduktion Mole till olika slags fasta faser Klasser av kristallina ämnen Fasta jonföreningar: Har joner i gitterpunkterna i gittret som beskriver det fasta ämnet (NaCl). Fasta molekylföreningar: Har molekyler i gitterpunkterna i gittret som beskriver det fasta ämnet (socker, is). Fasta atom föreningar: Har atomer i gitterpunkterna i gittret som beskriver det fasta ämnet (diamant, grafit, metaller) Avsnitt 10.3 The En introduktion Mole till olika slags fasta faser Tre klasser av kristallina ämnen Avsnitt 10.3 The En introduktion Mole till olika slags fasta faser Tre klasser av kristallina ämnen Atomic Ionic Molecular

14 Avsnitt 10.8 Ångtryck och fasomvandling Ångtryck Är partialtrycket av ångan ovanför en vätska. Bestäms principiellt av storleken av de mellanmolekylära krafterna i vätskan. Ökar signifikant med temperaturen. Flyktiga vätskor har höga ångtryck. Avsnitt 10.8 Ångtryck och fasomvandling En vätska i en sluten behållare Initialt Efter ett tag Avsnitt 10.8 Ångtryck och fasomvandling Upphettningskurva för vatten. Avsnitt 10.8 Ångtryck och fasomvandling Clausius Clapeyroekvationen P Δ vap, T H vap 1 1 P vap, T R T2 T1 1 ln = 2 P vap = ångtryck ΔH vap = förångningsentalpi R = J/K mol T = absolut temperatur (i Kelvin) Avsnitt 10.9 Fasdiagram Fasdiagram för vatten Kapitel 11 Egenskaper hos lösningar 83 14

15 Kapitel Lösningssammansättning 11.2 Energiomsättning för lösningar 11.3 Faktorer som påverkar lösligheten 11.4 Ångtryck över lösningar 11.5 Kokpunktshöjning och fryspunktssäkning 11.6 Osmotiskt tryck 11.7 Kolligativa egenskaper hos elektrolytlösningar 11.8 Kolloider Avsnitt 11.1 Lösningssammansättning Koncentrationsuttryck 1. Molaritet (M) = 2. Mass (vikts) procent = 3. Molfraktion (X A ) = 4. Molalitet (m) = mol av upplöst ämne liter lösning massa av upplöst ämne lösningens massa mol av ämne A totala moltalet i lösningen mol av upplöst ämne lösningsmedlets massa Avsnitt 11.3 The Faktorer Mole som påverkar lösligheten Henrys lag Avsnitt 11.4 Ångtryck över lösningar En lösning och rent lösningsmedel i ett slutet system Mängden gas som löser sig i en lösning är direkt proportionell mot gasens tryck ovanför lösningen (gäller enbart då ingen reaktion mellan den lösta gasen och lösningsmedlet sker). P = k C P = partialtrycket av en gas ovanför lösningen C = koncentrationen av den lösta gasen k = konstant Avsnitt 11.4 Ångtryck över lösningar Raoults lag Närvaron av ett oflyktigt ämne i en lösning sänker lösningsmedlets ångtryck. P soln = X solvent P solvent P soln = ångtrycket för lösningen X solvent = molfraktionen av lösningsmedlet P solvent = ångtrycket av det rena lösningsmedlet Avsnitt 11.5 Kokpunktshöjning och fryspunktsänkning Kolligativa egenskaper Beror enbart av antalet, inte typen, av partiklar som det lösta ämnet ger upphov till i en ideal lösning. Kokpunktsförhöjning Fryspunktssänkning Osmotiskt tryck 15

16 Avsnitt 11.5 Kokpunktshöjning och fryspunktsänkning Kokpunktshöjning Ett oflyktigt ämne i lösning höjer kokpunkten för lösningen enligt ΔT = K b m solute ΔT = kokpunktshöjningen i K (eller C) K b = den molala kokpunkthöjningskonstanten (den är lösningsmedelsspecifik) m = det lösta ämnets molalitet Avsnitt 11.5 Kokpunktshöjning och fryspunktsänkning Fryspunktsäkning Ett oflyktigt ämne i lösning sänker fryspunkten för lösningen enligt ΔT = K f m solute ΔT = fryspunktsänkningen i K (eller C) K f = den molala fryspunktsänkningskonstanten (lösningsmedelsspecifik) m = det lösta ämnets molalitet Avsnitt 11.5 Kokpunktshöjning och fryspunktsänkning Fasdiagram för rent vatten och en vattenlösning Avsnitt 11.6 Osmotiskt tryck Osmos och osmotiskt tryck Osmos: Flödet av rent lösningsmedel genom en semipermeabel hinna till ett lösningsmedel. Osmotiskt tryck: Differens mellan ångtrycket över lösningen jämfört med det rena lösningsmedlet. π = C R T π = det osmotiska trycket C = lösningens koncentration i molar R = allmänna gas konstanten T = lösningens temperatur i Kelvin Avsnitt 11.6 Osmotiskt tryck Visualisering av osmotiskt tryck Avsnitt 11.6 Osmotiskt tryck Övning Då 33.4 mg av ett ämne löses i 10.0 ml vatten vid 25 C har lösningen ett osmotiskt tryck på 558 torr. Beräkna ämnets molmassa. 111 g/mol 16

17 Avsnitt 11.7 Kolligativa egenskaper hos elektrolytlösningar Jonpar Avsnitt 11.7 Kolligativa egenskaper hos elektrolytlösningar van t Hoff faktor 17