Hydrider Ch 9.

Presentasjon om: "Hydrider Ch 9."— Utskrift av presentasjonen:

1 Hydrider Ch 9

2 Hydrogen Oksidasjonstall Produksjon NaH -1 , AlH3 -1, NH3 +1, HCl +1
CH4 + H2O -> CO +3H2 Steam reforming - Syntesesgass C(s) + H2O -> CO(g) + H2(g) Vanngass reaksjon CO(g) + H2O -> CO2 + H2 Shift reaksjon

3 Hydrogen Reaksjoner Aktivering ved homolytisk dissosiasjon på metallflater H ……H M M M M M

4 Hydrogen Reaksjoner Heterolytisk dissosiasjon på oksidflater . H- H+
Zn - O - Zn - O - Zn Radikalkjede reaksjon Br2 -> 2Br. Br. + H2 -> HBr + H. H. + Br2 -> HBr + Br.

5 Hydrider Tre typer hydrider Salt-lignende NaH, CaH Metalliske hydrider
Alle d-blokkens metaller fra gruppe 3-5 Hydridgap 7-9 Molekylære, hovedgruppene Elektrondefisiente B2H4 Elektronpresise CH4 Elektronrike NH3

6 Geometrisk struktur av hydrider
VSEPR gir grovt geometrisk struktur NH H2O PH H2S AsH H2Se 91 SbH H2Te 89

7 Hydrogenbindinger, kokepunkte
100 H2O H2Te HF H2Se AsH4 H2S NH3 GeH4 -100 SiH4 CH4

8 Hydridenes stabilitet
Regulær trend i hydridenes stabilitet innen s- og å-blokka For alle i s-blokka DGf < 0 Første periode i p-blokka DGf < 0 Synkende stabilitet nedover i p-blokka NB Dette er relativt til elementene

9 Syntese av hydrider Direkte kombinasjon av elementene
2E + H2(g) -> 2EH Protonering av Brönsted base E- + H2O(aq) -> EH + OH- Dobbel utskifting E`H + EX-> E`X + EH

10 Reaksjonsmønster for hydrider
Heterolytisk deling ved hydrid overføring E-H -> E+ + :H- Homolytisk deling E - H -> E. + H. Heterolytisk deling ved protonoverføring E-H -> :E- + H+

11 Bor Ch 11

12 Bor`s kjemi s2p1 ->sp2 Danner bare tre bindinger Preger Bors kjemi
Elektrondefisient kjemi Preger Bors kjemi Danner kunstige dobbeltbindinger Dative bindinger; Lewis syre Bro-bindinger

13

14 AB2 - molekyl

15 Bindingsavstander i BX3
X Forventet Eksperimentelt B-F B-Cl B-Br

16 Bor:Kunstige dobbeltbindinger
H H B N

17 Dativ binding Lewis-syre Lewis-base
Syrestyrke: BBr3 >> BCl3 > BF3 Motsatt av forventet

18 Brobindinger Diboran 2BH3 -> B2H6 DH = -35 kcal/mol
Tresenter-binding

19 Bor gruppas kjemi Bors kjemi er kovalent - molekylær
Aluminiums kjemi er metallisk med store kovalente innslag B halv metall Al metall Ga metall In metall Tl metall

20 Oksidene B2O3 surt Al2O Amfotært Ga2O “ In2O Basisk Tl2O “

21 Kloridene Sm.pkt Binding BCl3 -107 Kovalent (AlCl3)2 190 Noe kovalent
(GaCl3) Ionisk (InCl3) TlCl TlCl Ustabilt

22 Borsyra BH3 + 3 H2O -> B(OH)3 + 3H2 B(OH)3 + H2O -> B(OH)4- + H+

23 Kommentarer Aluminiumoksid er meget stabilt og dannes lett
Et beskyttende oksidlag beskytter aluminium mot korrosjon Oksidet med kromoksid gir Rubin Oksidet med Titanoksid gir safir Borklustre er ikke viktig del av pensum

24 Carbongruppa Ch 11

25 Stor variasjon mellom elementene

26 Bindingsstyrker i carbongruppa
Bindingsstyreker i kJ/mol Kjededannelse: C>>Si>Ge~Sn>>Pb

27 Grafitt - Diamant van der Waals DG = kJ/mol

28 Ledningsevne i grafitt
Perpendikulært 5 S cm-1 Ledningsevnen øker med temperaturen; oppførsel som halvleder i denne retningen Horisontalt 3*104 Scm-1 Ledningsevnen avtar med temperatur; oppførsel som metall i denne retningen

29 Carbon - klustre “Soccer ball”, C60
Buckminister Fullerener etter arkitekten med samme navn som tegnet geodesic domes som ligner på disse soccerballene K3C60 er supraledende under 18K

30 Carbons oksider Carbonsuboksid C3O2 2C + O2(g) -> 2CO(g) O=C=C=CO
Spaltes til C og CO2 ved 200 grader 2C + O2(g) -> 2CO(g) Dannes ved underskudd på oksygen Meget giftig Viktig i katalyse og komplekskjemien

31 Carbons oksider CO viktig reduksjonsmiddel i framstillingen av metallene Fe2O3(s) + 3CO(g) -> 2Fe(s) +3CO2 C + O2 -> CO2 Ved overskudd av oksygen Karbonsyras anhydrid CO2 + H2O -> H2CO3 H2CO3 -> 2H+ + CO32-

32 Carbider Saline karbider dannes med gruppe 1&2 Metalliske karbider
CaC2 + 2H2O ->Ca2+ + 2OH- + C2H2 Metalliske karbider Interstitielle karbider Metalloide karbider Formes med bor og silisium

33 Silisium Silikater SiO2, Kristobalitt, kvarts Anvendelse
Stort og viktig felt i mineralogi Anvendelse i stållegeringer Halvledere (Silicon valley) Løses i flusssyre Glass Bergkrystall, ametyst, onyks agat

34 Zeolitter Molekylære “siler”
Har en molekylærstruktur som danner kanaler hvor bare spesielle molekyler slipper igjennom Benyttes i strukturselektiv heterogen katalyse Stort sett bygget opp av SiO4 & AlO4

35 Nitrogen-gruppa Pnikogenene
Ch 12

36 Pnikogenene Kovalent kjemi for de første elementene
Økende metallisk karakter nedover Økende oks-tall nedover i gruppa ns2np3 - treverdige forbindelser Skille mellom første og andre periode

37 Nitrogens variable kjemi
Nitrider N3- Kovalente bindinger N2, H2N2, H4N2 Formelt mer enn tre valenser RNO2 Blanede former NH2-, NH4+ Ikke oppfylt oktett-regel NO, NO2

38 Nitrogens hydrider Elektronrike Amoniakk NH3 (salpetersyre)
Hydrazin N2H4 (rakettbrennstoff) Hydroksylamin NH2OH

39 Oksider +5 NO3- OH- NO2, N2O4 +4 NO2- NO+ +3 NO +2 N2O +1 N2 -1 NH3OH+
N2 -1 NH3OH+ -2 N2H5+ N2H4 OCl- -3 NH4+ NH3

40 Salpetersyra N2O5 + H2O -> 2HNO3 Kraftig reduksjonsmiddel
Cu(s) + 4H+ +2NO3- = Cu2+ + 2H2O + 2NO2

41 Frost diagram NE N 6 4 As 2 As P N P Oks -2 -3 -2 -1 1 2 3 4 5

42 Latimerdiagram NO3- N2O4 HNO2 NO N2O N NH3OH N2H5 NH4+ .79 1.11

43 DG = -nFE NO3- N2O4 HNO2 NO N2O 2NO3- + 2e- + 4H+ -> N2O4 + 2H2O E1 = .79 N2O4 + 2e- + H+ -> 2HNO E1=1.07 2HNO2 + 2e- + 2H+ -> 2NO + 2H2O E3=1.0 2NO + 2e- + 2H+ -> N2O + H2O E4=1.59 2NO3- + 8e- + 10H+ -> N2O + H2O E = ? nE= n1E1 +n2E2+n3E3+n4E4 = 8.9 E = 8.9/8 = 1.11

44 Fosfor Tre allotrope former PH3 Halider Hvitt forsfor P4; Ustabilt
Rødt forsfor polymeriserte kjeder av P4 Svart forsfor; lagdelt struktur PH3 Halider

45 Fosforsyrene Orthofosforsyre: P2O5 + 3H2O -> 2H3PO4 Pyrofosforsyre:
2H3PO4 -> H4P2O7 +H2O Metafosforsyre: n/2 H4P2O7 -> (HPO3)n + n/2 H2O

46 Kalkogenene O - S - Se - Te - Po

47 Oksygen To alotrope former O3 -> 3/2 O2 DH = -142 kJ/mol Hydrider
O2 Stabil gass O3 Gass, vinklet molekyl O3 -> 3/2 O2 DH = -142 kJ/mol Hydrider Vann Hydrogenperoksyd

48 Oksygen Oksygen danner forbindelser med alle elementene i periodesystemet Ioniske forbindelser 1/2 O2(g) -> O(g) DH = 248 kJ/mol O(g) + 2e -> O DH = 752 kJ/mol Drivkraften i ioniske forbindelser er gitterenergien som må kompensere for dette

49 Oksygen Lav gitterenergi gir kovalente oksider CO2 SO2 SO3 CrO3

50 Oksider Ioniske oksider Kovalente oksider
AO + H2O -> A OH- Basiske oksider Kovalente oksider AO + H2O -> AO H+ Surt oksid Amfotære oksider reagerer på begge måtene

51 Oksider SURE AMFOTÆRE BASISKE

52 Syrer Binære syrer HX Oksosyrer HnXOm Om-nX(OH)n
O vil formelt ta et elektron fra X og gi en ladning på +1 på X Ladningen på X = m-n Høyere ladning gir sterkere syre

53 Syrestyrken Syre pKa Middel m-n HClO 7.50 HBrO 8.68 ~ 8.5 0
H3AsO H3PO H3PO H3AsO ~ HNO H2CO HNO Stor negati verdi HClO “

54 Kalkogenene Kan danne S--, Se--, Te-- Dominerende kjemi MX2
Økende oksidasjonstall nedover i gruppa Høye oks-tall allerede for svovel; H2SO4 Polymerisering vanlig

55 Forekomst av kalkogener
S2 bare ved svært høye temperaturer Rent svovel som S6, S8, ringer etc Brenner lett til SO2 Svovel reagerer med de fleste elementer på samme måten som oksigen

56 Binære forbindelser Reagerer på tre måter Reduserende Syre
2H2S + O2 -> 2H2O + S(s) Syre H2S -> S-- + 2H+ Metallsulfider S-- + M2+ -> MS Disse har svært varierene løselighet, og felling med H2S benyttes ofte til å skille metallioner i løsning

57 Svovels oksider SO2 dannes ved forbrenning av S
Svovelsyrlingens anhydrid SO2 + H2O -> H2SO3 SO2(g) + 1/2 O2(g) likevekt over V2O5 SO3 DG = -70 kJ/mol Mekanisme ikke kjendt SO3 Svovelsyrenes anhydrid SO3 + H2O -> H2SO4

58 Svovels oksoanioner SO32- Sulfitt SO42- Sulfat S2O32- Tiosulfat
O2S2O Ditionitt O3S2O Ditionat O3S3O Tritionat

59 Halogenene og edelgassene
Ch 13

60 Halogenene - Saltdannere

61 Forbindelser Halogenider Oksider Oksohalogensyrer Polyhalogenider

62 Halogener Elektronegative elementer
Danner forbindelser med alle elementene Bindingsenergiene i X2 F Cl Br I

63 Halogenider Kovalente Polare Ioniske

64 Spesielt for Fluor Lav atomiseringsenergi for F2
Høy elektronegativitet for F Høy gitterenergi for MF Høye oksidasjonstall for metallene og andre elementer HF svak syre pga sterk HF binding

65 Hydrogenhalidenes fysikalske egenskaper

66 INTERHALOGENIDER ClF ClF3 ClF5 IF5 ICl6 Struktur ved VSEPR

67 Klors oksider, oksosyrer og oksoanioner
Cl2O Dikloroksid HClO Underklorsyrling ClO Hypokloritt III HClO2 Klorsyrling ClO2- Kloritt IV ClO2 Klordioksid V HClO Klorsyre ClO Klorat VI Cl2O Diklorheksaoksid VII Cl2O Diklorheptaoksid HClO Perklorsyre ClO Perklorat

68 Frost diagram for klor ClO4- 8 SURT ClO3- 6 HClO2 4 BASISK ClO4- ClO2-
HOCl 2 ClO3- Cl2 ClO- Cl- 5 -1 3 7

69 7 ClO4- Cl2O7 6 5 ClO3- 4 ClO2 H+ HClO2 ClO2- 3 2 HClO ClO- 1 H2O Cl2O Na2CO3 Cl2 H2 H2SO4 -1 HCl Cl-

70 Danner bindinger med fluor og oksygen
Edelgassene Danner bindinger med fluor og oksygen XeF2 , XeF4 , XeF6 XeOF2 , XeOF4 XeO4 , XeO3