KE02: Kemins mikrovärld
Annika Nyberg annika.nyberg@mattliden.fi samt wilma! Kursbok: Kaila et al KEMI 2 Kemins mikrovärld
Bedömning Prov: 80% Inlämningsuppgifter: 20%
Period 1: KE02 Period 3: KE04 (KE05 Period 5: KE06 Kemins mikrovärld Metaller och material Reaktioner och jämvikt) Labbkurs Nästa år: KE05 KE07 Reaktioner och jämvikt Repetitionskurs
Grunderna för gymnasiets läroplan 2003: Kursens mål är att de studerande skall känna till sambanden mellan ämnenas struktur och deras egenskaper kunna utnyttja kemiska formler, tabeller och system för att klarlägga egenskaper hos kemiska föreningar förstå organiska föreningars strukturer och känna till metoder som används för att bestämma dem med hjälp av olika experiment och modeller kunna undersöka fenomen som hör samman med ämnenas strukturer, egenskaper och reaktioner.
CENTRALT INNEHÅLL grundämnenas egenskaper och det periodiska systemet elektronhöljets strukturer och atomorbitaler bestämning av oxidationstal och föreningsformler kemisk bindning, bindningsenergi och kemiska ämnens egenskaper hybridisering av atomorbitaler och organiska föreningars bindnings- och rymdstrukturer isomeri
Kursens innehåll Atomens struktur, Periodiska systemet Elektronernas energi Starka bindningar, hybridisering Svaga bindningar Labb: Bestämning av antalet kristallvattenmolekyler i kopparsulfat Organisk kemi: isomeri
1.1 Atomens struktur Enligt nutida uppfattning består atomerna av protoner, elektroner och neutroner. Protonerna och neutronerna är uppbyggda av två slags kvarkar. Elektronerna hör till leptonerna.
De negativt laddade elektronerna dras p.g.a elektrisk växelverkan till de positivt laddade protonerna. Den elektriska laddningen hos varje proton och varje elektron är lika stark. I grundtillståndet har en atom alltid lika många protoner och elektroner = NEUTRAL.
Atomnumret (Z): antalet protoner i atomens kärna Masstalet (A) = det sammanlagda antalet protoner och neutroner
Grundämne Alla atomer som har samma antal protoner i kärnan är ett och samma grundämne. 98 grundämnen förekommer naturligt,118 har identifierats (nov 2011).
Isotop Atomer av samma grundämne, som har olika antal neutroner i kärnan. Isotoper har: - Samma antal protoner = samma atomnummer (Z) - Olika antal neutroner, alltså olika masstal (A)
Relativ atommassa, Ar Eftersom en enskild atom har en så liten massa, använder man sig av en relativ atommassa där C-12 isotopen givits det exakta värdet 12. Grundämnenas relativa atommassor är vägda medeltal av de relativa atommassorna för grundämnets naturligt förekommande isotoper.
Ex. Neon förekommer i naturen som tre isotoper med de relativa atommassorna 19,992, 20,994 och 21,991. Motsvarande procentuella andelar är 90,92%, 0,26% och 8,82%. Räkna ut tabellvärdet, dvs. den relativa atommassan för grundämnet neon.
1.3 Periodiska systemet Atomerna är placerade enligt stigande atomnummer (Z ) = antal protoner = antal elektroner Perioden (vågrätt) anger antalet elektronskal hos atomen Gruppen (lodrätt) anger antalet ytterelektroner. Grundämnen i samma grupp har liknande kemiska egenskaper. http://periodictable.com/ http://www.rsc.org/periodic-table/ http://education.jlab.org/itselemental/
http://www.ptable.com/?lang=sv
Huvudgrupperna Grupp 1. Alkalimetaller: en ytterelektron, ytterst reaktiva Grupp 2. Jordalkalimetaller: 2 ytterelektroner, reaktiva Grupp 17. Halogenerna, 7 ytterlektroner. Grupp 18: Ädelgaserna, oktett, reagerar ytterst ogärna.
Atomradie Atomradien minskar mot höger, eftersom antalet protoner (Z) och elektroner växer och den ökande elektriska dragningskraften drar elektronerna närmare kärnan. Atomradien växer neråt, eftersom antalet elektronskal ökar.
Joners storlek I de positivt laddade katjonerna har kärnan oförändrat antal protoner de färre elektornerna dras starkare till kärnan radien blir mindre De negativt laddade anjonerna har flera elektroner än protoner och dessa dras sämre till kärnan radien blir större
Elektronegativitet (kurs 1) Ju större elektronegativitet, desto starkare drar grundämnets atomer till sig elektronerna i en bindning. Fluor är det mest elektronegativa grundämnet och har värdet 4,0. De övriga grundämnenas värden har erhållits genom att jämföra dem med fluor.
1.2 Elektronernas energi Enligt Bohr s atommodell är elektronerna partiklar som kretsar kring kärnan i banor på bestämda energinivåer. Endast väteatomens struktur och egenskaper kan förklaras med denna modell. http://www.youtube.com/watch?v=ofp-ohiq6wo
Enligt den kvantmekaniska atommodellen har elektronen både partikel- och vågegenskaper. (de Broglie) Det är endast möjligt att beräkna sannolikheten för att en elektron är på ett bestämt område i rymden ett visst ögonblick. (Heisenbergs osäkerhetsprincip) Schrödingers vågekvation: https://en.wikipedia.org/wiki/schr%c3%b6dinger_equation
Elektronerna i en atom kan ha bara vissa bestämda mängder energi = energin är kvantiserad. Elektronerna i en atom finns på bestämda energinivåer som beskrivs med hjälp av fyra olika kvanttal. Huvudkvanttalet, n: elektronens energi och avstånd från kärnan. n= 1, 2, 3, osv. Bikvanttalet, l: beskriver formen på det område i rymden där en elektron med största sannolikhet kan påträffas. Dehär tredimensionella områdena kallas orbitaler. l= 0,1,2,3 eller alternativt s,p,d,f. Magnetiska kvanttalet, m: orbitalens riktning i förhållende till atomens andra orbitaler med lika stor energi. T.ex. m = px, py, pz Spinnkvanttalet, s: riktningen på elektronernas rotation kring sin axel, antingen medurs eller moturs. s= +1/2 eller -1/2, alternativt.
Atomorbitaler http://www.youtube.com/watch?v=smt5dcex0kg
Atomorbitalernas energinivåer
Elektronkonfigurationen för ett grundämne Då man använder den kvantmekaniska atommodellen för att avbilda en atom, måste varje elektron beskrivas med hjälp av de fyra kvanttalen. Elektronernas placering i de olika orbitalerna beskrivs med hjälp av den s.k. Uppbyggnadsprincipen.
Uppbyggnadsprincipen 1. Minimienergiprincipen: Elektronerna placeras i orbitalerna enligt ökande energi, så att de med lägsta energin fylls upp först. 2. Pauliprincipen: Varje elektron i en atom har en egen kombination av de fyra kvanttalen Varje orbital kan innehålla högst två elektroner (och de har då motsatt spinn). 3. Hunds regel: Elektronerna fyller upp orbitaler med samma energiinehåll, t.ex. px, py, pz, så att så många elektroner som möjligt är opariga (= de har parallella spin). 1s
Bestäm elektronkonfigurationen för grundämnet aluminium. Al (Z = 13) is 1s22s22p63s23p1 or [Ne]3s23p1
Ex. Bestäm elektronkonfigurationen för grundämnet kalium/ zink.
Undantag De orbitaler som är tomma, till hälften fyllda eller helt fyllda är stabilare och energetiskt fördelaktigare. Ex. Bestäm elektronkonfigurationen för krom och koppar.
Cr Cu
Övergångselementen kan inte uppnå ädelgaskonfiguration, men ger vanligtvis först bort sina yttersta s- elektroner och därefter d-elektroner. Ex. Bestäm elektronkonfigurationen för zinkjonen, Zn 2+
Zn 2+
Grundämnenas periodiska system kan indelas i block beroende på hur orbitalerna fylls upp.
Elektronaffinitet Den energi som frigörs eller binds då en atom i gasfas får en extra elektron. T.ex. F (g) + e- F (g) - Ju negativare elektronaffinitet, desto lättare bildar grundämnets atomer negativa joner.
http://www.youtube.com/watch?v=uixxjtjpvxk Jonisationsenergi Den minsta energimängd som förmår lösgöra den yttersta elektronen i en atom i gasfas (ger en bild av hur starkt eller svagt en atom binder elektronen till sig)
Excitering En elektron kan flyttas från grundenerginivån till en högre energinivå ifall tillräckligt med energi tillförs = den exciteras. Detta läge är instabilt och då elektronen faller tillbaka till den ursprungliga grundnivån, avges den energimängd som upptogs vid exciteringen i form av elektromagnetisk strålning (t.ex UV eller synligt ljus).
Demo: Lågreaktion K+ Pb2+ Cu2+ Ba2+ Na+ Ca2+ Sr2+ Li+ 410 nm 440 nm 490 nm 554 nm 580 nm 600 nm 650 nm 650 nm 4.8 x 10-19J 4.1 x 10-19J 3.4 x 10-19J 3.3 x 10-19J 3.1 x 10-19J 3.1 x 10-19J
Sammanfattning av trender i det periodiska systemet
Formler Empirisk formel Molekylformel Fullständig strukturformel Förenklad strukturformel Skelettformel (streckformel) Molekylmodell Tredimensionell strukturformel
1.4 Empiriska formeln (proportionsformeln) Den empiriska formeln anger förhållandet i enkla heltal mellan de grundämnen som ingår i en förening. T.ex. C6H12O6 Förhållandet mellan substansmängderna C:H:O är Föreningens empiriska formel är då
För att kunna skriva en förenings kemiska formel bör man veta vilka grundämnen den består av och i vilket förhållande. En förenings kemiska sammansättning kan bestämmas på experimentell väg genom förbränning. De grundämnen som ingår i föreningen reagerar med luftens syre och bildar oxider. Reaktionsprodukternas massor fastställs. Demo: Empiriska formeln för magnesiumoxid.
Massprocent Då man undersöker en förening tar man ofta först reda på den procentuella sammansättning av de grundämnen som ingår i den. Grundämnets andel i massprocent = grundämnets atommassa x 100% föreningens molmassa Ex. Den procentuella sammansättningen av ett ämne konstaterades vara: 59,96 mass-% kol, 13.42 mass-% väte, 26.62 mass-% syre. Beräknar föreningens empiriska formel.
Förbränningsanalys Vanligaste metoden för att bestämma sammansättningen hos en förening som består av kol, väte och syre. Kolet förbränns till koldioxid och vätet till vatten. Mängderna kan sedan bestämmas med en gaskromatograf. https://www.youtube.com/watch?v=q0pm-k0svoq Ex. (Kemisten s. 113) Då man förbrände 1,453 g av en förening som innehöll endast kol och väte och möjligen syre, bildades 1,742 g vatten och 3,192 g koldioxid. Vilken var föreningens empiriska formel?
Masspektrometri Ex. En förening innehåller 12.79 mass-% kol, 2.15 mass-% väte samt 85.06 mass-% brom. Dess molmassa bestämdes med masspektrometer till 187,9 g/mol. Bestäm föreningens a) empiriska formel och b) molekylformel.
Då en syra med molmassan 194.13 g/mol analyserades, konstaterades den innehålla 0.25 g väte, 8.0 g svavel och 16.0 g syre. Bestäm föreningens empiriska formel och molekylformel.