Föreläsning 1. Kemins indelning Enheter Atomer, isotoper och joner Grundämnen och periodiska systemet Atomernas elektronstruktur och atomorbitaler Periodiska egenskaper
Kemi Grundläggande begrepp. Kap. 1. (Se även repetitionskompendiet på hemsidan.) Materiella ämnens sammansättning, egenskaper och omvandlingar (NE). Atomer Molekyler Aggregationstillstånd Andra Molekyler Indelning: Deskriptiva Oorganisk Alla grundämnen Organisk Kolföreningar med C-C-bindningar (vissa undantag) Biokemi Molekyler och makromolekyler med biologisk anknytning. Tillämpade Analytisk Kvalitativ = Vad? Kvantitativ = Hur mycket? Fysikalisk Teorier, förklaringar, förutsägelser, simuleringar (dator-) Teknisk Kemi inom industri och för konsumtionsvaror, läkemedel m.m. Miljökemi - Inverkan på miljö av kemikalier och processer.
Enheter: SI-systemet: m, kg, s, A, mol, K(elvin), cd (candela) Härledda enheter: Ex. tryck = kraft/area = kg m 1 s 2 = Pa(scal) 1 bar = 10 5 Pa = 750,062 torr (mm Hg) 1 atm = 760 torr = 1,01325 10 5 Pa Atomer. 35 17 Cl allmänt A Z X Masstal = A = antal protoner + antal neutroner Atomnr. = Z = antal protoner = antal elektroner för neutral atom Isotoper: samma Z men olika A, ex. Cl-35 och Cl-37, som båda har atomnr. 17. Kemiska och fysikaliska egenskaper lika inom rimlig noggrannhet. Joner. Atom eller molekyler som avgett/upptagit elektroner = joner, laddade. Anjon = negativ laddning, har tagit upp extra elektron(er). Ex. Cl, S 2. Katjon = positiv laddning, har avgett elektron(er), Ex. Na +, Ca 2+. Finns mest i saltgitter och i vattenlösningar. Även fleratomiga (t ex. SO 4 2- ).
Grundämnen Ett slags atomer. Kemiska symboler: Första och ev. andra bokstaven i latinska namnet. Grundämnen förekommer oftast inte i fri atomär form (und. ädelgaser). Metaller: s-, d-, f- och nedre vänstra p-blocket i periodiska syst. Gaser: N 2, O 2, F 2, Cl 2, H 2 + ädelgaser (monoatomära). Vätskor: Hg (metall), Br 2 (icke-metall). Fasta icke-metaller: B, C, P, S, As, I 2. Halvmetaller (förr metalloider): B, Si, Ge, As, (Sn,) Sb, Te, (At). Allotropa former: Rent grundämne i olika molekylära former. Syre: Vanlig syrgas = O 2 (g) eller ozon O 3 (g) Kol: Diamant, grafit eller fulleren.
Atommassor och substansmängder - Enheter. Kap. 12.1 1 a.m.u = u = 1/12 av massan av en atom = 1,66054 10 2 7 6C kg. 1 mol ämne = N A st. formelenheter. N A = 10 3 /u = 6,02214 10 23 mol 1 Substansmängd: antal mol, betecknas n. 13 Molmassa: M (enh. g/mol), Ex. C har molmassan 12,01 g/mol p.g.a. C. n = m M om m = massan av ämnet i g Om massan av en viss substansmängd söks, gäller i stället m = n M Siffervärdet på molmassan i g/mol = siffervärdet för formelmassan i u. Ex. Hur stor substansmängd är 1000 g vatten? n = m/m = 1000/(2 1,008 + 16,000) = 55,5 mol Detta är den substansmängd vatten som ingår i en liter (utspädd) lösning. Empirisk formel = minsta antal atomer med hela tal. Molekylformel = den verkliga (avgränsade) molekylen (om den finns). 12 6
Atomers elektronstruktur och periodiska systemet (Kap. 2). Atomer binds samman i kemiska bindningar genom elektroner. Yttre e = valenselektroner bestämmer kemiska egenskaper. Dessa uppträder periodiskt. Förklaring ur kvantmekanik. Schrödingerekvationen ger vågfunktioner (orbitaler) för elektronrörelserna. Väteatomen. Enklaste atomen, en kärna + en e. Två slags rörelse: Radiell och Rotationsrörelse. Sfärisk symmetri kring kärnan. Beskrivs bäst med polära sfäriska koordinater.
Vågfunktioner för väteatomen. Anger elektrontäthet i viss punkt Ψn,l = Rn,l ( r ) Al ( θ, φ ),ml,ml (radiell del vinkeldel) Tre kvanttal: n = huvudkvanttal = 1, 2, 3, (heltal). Bestämmer energi och utsträckning. E n = (konstant)/n 2 l = orbitalkvanttalet eller bikvanttalet = 0, 1, (n 1). Bestämmer formen. m l = magnetiskt (bi-)kvanttal = - l, - (l 1), (l 1), l (2l + 1) st. Bestämmer riktningen i rymden. Beteckningar: n = 1, 2, 3, 4, 5,.. K, L, M, N, O -skal l = 0, 1, 2, 3 s, p, d, f -underskal Ex. Ψ 100 = 1s, Ψ 310 = 3p o.s.v. Det finns alltid n 2 st med samma energi = degenererade
Utseende hos vågfunktionerna = orbitalerna. Radiell fördelning: P( r ) = 4πr R ( r ) för s-orbitaler. Allmänt (n l 1) st. radiella noder = koncentriska klotytor, nollställen med teckenbyten. Vinkelfördelning: Am,m ( θ, φ ) ( spherical harmonics ). Mått på rotationsrörelse. l 2 2 s-orbital (l = 0) p-orbitaler (3st) (l = 1) d-orbitaler (t.h.) (5 st., l = 2)
Spinn. Kvantmekanisk egenskap hos e (bl.a.). Klassiskt motsv. rotation kring axel genom tyngdpunkten. Gör laddad e till magnetisk dipol. Spinnkvanttal s = ½, magnetiskt spinnkvanttal m s = + 1 / 2 eller ½ (Jmf. l och m l ) En viss elektron i en atom har tot. 4 kvanttal: n, l, m l och m s. Paulis uteslutningsprincip: 2 e i samma atom kan aldrig ha alla kvanttal lika. Konsekvens: Endast 2 e i varje orbital. Atomer med flera elektroner. Kan ej lösas exakt analytiskt p.g.a. växelverkan mellan e. Att beakta vid kvalitativa diskussioner (gäller grundtillståndet): 1. Paulis uteslutningsprincip enl. ovan. En orbital kan alltså maximalt innehålla två e. 2. Aufbau-principen. Orbitaler fylls nedifrån parvis med e efter stigande energi. 3. Hunds regler. Om flera orbitaler har samma energi fylls de så att en e kommer i varje orbital tills alla är ockuperade och med parallella spinn. Först därefter fylls på med e med motsatta spinn.
Obitalernas energiordning. Påverkas av: Penetrering - en inre orbital inkräktar på en yttre. Skärmning (shielding) en inre orbital skärmar av kärnan för en yttre så att den upplever en reducerad kärnladdning (lägre attraktion). Resultatet blir (vanligen): 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d 4f<6p<7s<6d 5f (Hittills räcker detta för påvisade grundämnen.) Detta stämmer med periodiska syst. De 20 första grundämnena visas härintill. Se även fig. 2.15 i boken. Lägsta energitillstånd = Grundtillstånd.
Oktettregeln. Riktlinje för stabila elektronkonfigurationer. Grupper = kolumner i periodiska systemet. Numreras 1-18. Atomer eftersträvar 8 st valenselektroner i yttersta skalet. Ädelgaser har så, blir monoatomära, reaktionsobenägna gaser. Alkalimetaller (gr. 1) har alltid en s-e som lätt avges, de får ox.-talet +I (ox.-tal = oxidationstal = kärnladdning (Z) antal e, mer härom senare). Alkaliska jordartmetaller (gr. 2), har två s-e, avges, ox.-talet blir +II. Kvävegruppen (gr. 15) har tre p-e, tar gärna upp 3 till, ox.-talet blir III. Syregruppen (gr. 16) har fyra p-e, tar gärna upp 2 till, ox-talet blir II. Halogenerna (gr. 17) har fem p-e, tar gärna upp 1 till, ox.-talet blir I. (I kemiska föreningar förkommer andra ox.-tal, mer härom senare.) Gr. 3 12 = övergångsmetaller (inkl. f-elementen lantanoider och aktinoider) där d-e -skal fylls på, har varierande ox.-tal +I till +VIII, bildar joner i vattenlösning med laddning +1 - +3 och komplex. Gruppegenskaperna blir ofta mindre utpräglade i en grupp ju längre ned i gruppen man kommer (tyngre element).
Periodiska egenskaper hos grundämnen. Elektronkonfigurationer: e fylls på enligt tidigare. Se period. syst. Smält- och kokpunkter:
Joniseringsenergier. X(g) X + + e (1:a joniseringsenergin) Maxima för ädelgaser samt vid fyllda och halvfyllda underskal.
Atomradier Skilj på metallradier, van der Waals radier och kovalenta radier. För icke-metaller är r kov < r vdw metaller ej direkt jämförbara.