Presentasjon lastes. Vennligst vent

Presentasjon lastes. Vennligst vent

1 Metallene Ch 9. 2 Stoffkjemi Periodisitet - Periodesystemet Oppdeling i grupper –s - gruppa ns x –p - gruppa ns 2 np x –d - gruppa ns 2 (n-1)d x.

Liknende presentasjoner


Presentasjon om: "1 Metallene Ch 9. 2 Stoffkjemi Periodisitet - Periodesystemet Oppdeling i grupper –s - gruppa ns x –p - gruppa ns 2 np x –d - gruppa ns 2 (n-1)d x."— Utskrift av presentasjonen:

1 1 Metallene Ch 9

2 2 Stoffkjemi Periodisitet - Periodesystemet Oppdeling i grupper –s - gruppa ns x –p - gruppa ns 2 np x –d - gruppa ns 2 (n-1)d x

3 3 Stoffkjemi S - gruppa –Alkalie og jordalkalie gruppene –Edelgassene p - gruppa –Bor-gruppa –Carbongruppa –Pnikogenene –Kalkogenene –Hologenene d - gruppa – Transisjonsmetallene

4 4 Periodiske egenskaper Ioniske radier Kovalente radier Ionisasjonspotensialer Elektronaffinitet Elektronegativitet Kjemiske egenskaper

5 5 METALLENE

6 6 Metallene Det meste av periodesystemet Metallisk binding –Gjennomgått før Metall-metallbinding der avstanden er kortere enn i metallet –Klustere, metall med få metallatomer

7 7 Kohesiv energi

8 8 Alkalie og jordalakaliemetallene Ionisasjonspotensialer Reduksjonspotensialer Smelte og kokepunkter Salter og løselighet

9 9 Fysikalske egenskaper IP Redpot Li Na K Rb Cs IP Redpot Be Mg Ca Sr Ba

10 10 Fysikalske egenskaper Met ** Met.rad-Sm.pkt-K.Pkt-Tetthet-Subvarme Li Be Na Mg K Ca Rb Sr Cs Ba

11 11 Kjemi Salter som er løselige i vann Metallene løses i vann under utvikling av hydrogengass Ioniske forbindelser Noen komplekser, spesielt for Mg og Be, Klorofyll

12 12 M + 2H 2 O -> M + + H 2 + 2OH - Atomisering Ionisering Solvatisering Reduksjon hydrogen  H  G =  H - T  S ~  H E = -  G / nF

13 13 Hvorfor M 2+ og ikke M + for jordalkaliemetallene Mg + 1/2 Cl 2 -> MgCl  H = -168 kj/mol Mg + Cl 2 -> MgCl 2  H = -642 kj/mol MgCl + MgCl -> Mg + MgCl 2 –  H = * (-164) = -306

14 14 Løselighet Bestemmes for salter stort sett av to faktorer –Gitterenergi Like og små ioner høy gitterenergi Stor forskjell lav gitterenergi Begge store mellomsituasjon –Hydratiseringsenergi Små ioner stor hydratiseringsenergi

15 15 Løselighet / eksempler Be(OH) 2 ………………Ba(OH) 2 –Hydratisering konstant for OH - –Gitterenergien minker mot høyre –Løseligheten øker mot høyre BeSO 4 …………………BaSO 4 –Hydratiseringen minker mot høyre –Gitterenergien lav pga det store sulfationet –Løseligheten avtar mot høyre

16 16 Smeltepunkt for salter Mer ioniske, høyere smeltepunkt BeCl2……………………BaCl2 –Ionisiteten øker mot høyre –Smeltepunktet øker mot høyre

17 17 Transisjonsmetallene Like kjemiske og fysiske egenskaper Regulær variasjon over gruppa Karakteristika: –Alle Metaller –Harde, sterke, høye smeltepunkt –Leder strøm –Danner smelter og legeringer –Løses i syre pga elektrpoitive egenskaper –Variabel valens / oksidasjonstall –Ofte sterke farger, magnetiske forbindelser –Danner komplekser

18 18 Elektronkonfigurasjon

19 19 Oksidasjonstall

20 20 Oksidasjonstrinn Høye oksidasjonstrinn - Mer kovalent karakter i bindingen Mer kovalent karakter i bindingen - surere oksider Sure oksider stabile i basisk miljø Høye oksidasjonstrinn er vanskelige å redusere i basisk miljø

21 21 Sammenligning av de tre periodene Radier –Lantanidekontraksjon og relativistiske effekter gjør at kontraksjonen utblir fra 2. tilø 3. Høye oks-trinn stabile lenger nedover Større tendens til å danne M-M bindinger Dårligere magnetiske egenskaper Mindre tendens til å danne kationer

22 22 Katalytiske egenskaper Varierende oksidasjonstrinn Lett overføring av elektroner i red-oks reaksjoner Redusert aktiveringsenergi Enzymer og industriell katalyse Komplekser har vi behandlet Katalyse behandles grundigere iCh 17

23 23 Frost diagrammer & Latimer diagrammer Red-Oks kjemi Latimerdiagram: O2O2 H2O2H2O2 H2OH2O Hvis potensialet til høyre er større enn det til venstre disproporsjonerer ionet/molekylet

24 24 Disproporsjonering H 2 O 2 (aq) + 2H+(aq) + 2e- -> 2H 2 O(l) E 0 = H 2 O 2 (aq) -> O 2 (g) + 2H+ (aq) +2e E 0 = H 2 O 2 (aq) -> 2 H 2 O(l) +O 2 (g) E 0 = 1.06 E 0 > 0  G < 0 Reaksjonen er spontan

25 25 Frost diagrammer & Latimer diagrammer Red-Oks kjemi FROST DIAGRAMMER: DEFINERER: n*E 0 for et redoks par A + ne - -> A n- Plotter n*E 0 mot oksidasjonstrinn

26 26 Frost diagram N*E 0 for paret X(n)/X(0) plottes mot ox-tallet E = -  G/nF E 0 = -  G 0 /nF n *E 0 =  G 0 /F ; Altså n*E 0 er proporsjonal mot  G 0 Plottet er også et plott av  G 0 mot X(n)/X(0) Når plottet er positivt vil det være en ugunstig reaksjon A + ne - -> A n-

27 27 Frost diagram for oksygen Oksidasjonstrinn N*E O 2 nullpunkt H 2 O 2 -1 * 0.7= -0.7 H 2 O -2 * 1.23= -2.46

28 28 Delreaksjoner O 2 +2H 2 +4e > 2H 2 O  G 0 (I)/F =-2.46 O 2 + H 2 +2e > H 2 O 2  G 0 (II)/F =-0.7 I-II H 2 O 2 + H 2 + 2e > 2H 2 O  G 0 (I-II)/F =  G 0 (I)/F –  G 0 (II)/F =

29 29 Frost diagram for oksygen Oksidasjonstrinn N*E O 2 nullpunkt H 2 O 2 -1 * 0.7= -0.7 H 2 O -2 * 1.23= -2.46

30 30 Aritmetikk X(n 1 ) + n 1 e = X(0)  G 0 1 = -n 1 FE 0 1 X(n 2 ) + n 2 e = X(0)  G 0 2 = -n 2 FE 0 2 X(n 1 ) + (n 1 -n 2 ) e = X(n 2 )  G 0 = - (n 1 -n 2 ) FE 0  G 0 =  G  G 0 2 = -F (n 1 E 0 1 – n 2 E 0 2 ) E 0 = (n 1 E n 1 E 0 2 )/ (n 1 -n 2 ) Dette er vinkelkoeffisienten for et redokspar i FROST-diagrammene

31 31 Implikasjoner av Frosts diagrammer Brattere linjer større potensialer Oksyderende elementer vil mer sansynelig reduseres ved brattere linjer Reduksjonsmidler vil ved en mindre positiv linje lettere oksyderes

32 32 Implikasjoner av Frosts diagrammer Et ion eller et molekyl i et Frost diagram er ustabilt med hensyn til disproposjonering hvis det ligger over en linje mellom de to nærliggende Omvendt hvis ionet eller molekylet ligger under linjen, de to yttrste vil reagere og danne det midterste

33 33 Frost diagrammer for hovedgruppens metaller Oksidasjonstrinn N*E 0 Al 3+ Tl 3+ Tl + In + In 3+ Ga 3+ Al 3+ er stabil, Tl 3+ vil lett reduseres til Tl +

34 34 Termodynamisk betraktning Tl e -> Tl + n*E 0 ~2 Bidraget til E 0 > 0 medfører at det gir bidrag til en  G 0 <0 Al e -> Al n*E 0 ~ - 4 Bidraget til E 0 < 0 medfører at det gir bidrag til en  G 0 >0

35 35 Frost diagrammer for hovedgruppens metaller N*E M Cu 2+ Cu + Ni 2+ Co 2+ CoO 2 Co 3+ Ca 2+ Sc 3+ TiO 2+ Ti 3+ VO 2 + V3+ Mn 2+ V2 + Ti 2+ H 2 MnO 4 HMnO 4 MnO 2 Mn +3 H 2 Cr 2 O 7 Cr3+

36 36 Relativistiske effekter a 0 = 4  0 (h/2  ) 2 / mZe 2 m = M 0 / sqrt[1-(v/c)] ~ Z Hg : Z = 80 m = 1.23 * m 0 a 0 r = a 0 * 0.81

37 37 Relativistiske effekter Kvikksølvets kjemi, flytende Ikke-rel Rel S p p 3/2 p 1/2 S Eksitasjonsenergien for å få til et treverdig tallium blir for høy

38 38 Metall-Metall bindinger Ligandene Bindes på vanlig vis med dative Lewis-syre/base Vi sitter da konseptuelt igjen med et sett d- orbitaler på hvert metall-atom Disse kan lineærkombineres til MOer, og for enkelhets skyld benevner vi dem som vi gjør i de to-atomige molekylene:  Elektroner som ikke benyttes på andre måter inngår i disse orbitale som metall-metall binding 2

39 39 Mo har 6*2=12, + 4- = 16 Det trenges 8 elektroner for å lage de dative bindingene Rest er 8 Metall-bindingen blir da:      


Laste ned ppt "1 Metallene Ch 9. 2 Stoffkjemi Periodisitet - Periodesystemet Oppdeling i grupper –s - gruppa ns x –p - gruppa ns 2 np x –d - gruppa ns 2 (n-1)d x."

Liknende presentasjoner


Annonser fra Google