Presentasjon lastes. Vennligst vent

Presentasjon lastes. Vennligst vent

1 Hydrider Ch 9. 2 Hydrogen Oksidasjonstall –NaH -1, AlH 3 -1, NH 3 +1, HCl +1 Produksjon –CH 4 + H 2 O -> CO +3H 2 Steam reforming - Syntesesgass –C(s)

Liknende presentasjoner


Presentasjon om: "1 Hydrider Ch 9. 2 Hydrogen Oksidasjonstall –NaH -1, AlH 3 -1, NH 3 +1, HCl +1 Produksjon –CH 4 + H 2 O -> CO +3H 2 Steam reforming - Syntesesgass –C(s)"— Utskrift av presentasjonen:

1 1 Hydrider Ch 9

2 2 Hydrogen Oksidasjonstall –NaH -1, AlH 3 -1, NH 3 +1, HCl +1 Produksjon –CH 4 + H 2 O -> CO +3H 2 Steam reforming - Syntesesgass –C(s) + H 2 O -> CO(g) + H 2 (g) Vanngass reaksjon –CO(g) + H 2 O -> CO 2 + H 2 Shift reaksjon

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

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

5 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 B 2 H 4 Elektronpresise CH 4 Elektronrike NH 3

6 6 Geometrisk struktur av hydrider VSEPR gir grovt geometrisk struktur NH H 2 O PH H 2 S 97.1 AsH H 2 Se 91 SbH H 2 Te 89

7 7 Hydrogenbindinger, kokepunkte CH 4 SiH 4 GeH 4 AsH 4 H2OH2O H2SH2S H 2 Se H 2 Te HF NH

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

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

10 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 11 Bor Ch 11

12 12 Bor`s kjemi s 2 p 1 ->sp 2 Danner bare tre bindinger –Elektrondefisient kjemi Preger Bors kjemi –Danner kunstige dobbeltbindinger –Dative bindinger; Lewis syre –Bro-bindinger

13 13

14 14 AB 2 - molekyl

15 15 Bindingsavstander i BX 3 X Forventet Eksperimentelt B-F B-Cl B-Br

16 16 Bor:Kunstige dobbeltbindinger H B N H

17 17 Dativ binding Lewis-syreLewis-base Syrestyrke: BBr 3 >> BCl 3 > BF 3 Motsatt av forventet

18 18 Brobindinger Diboran 2BH 3 -> B 2 H 6  H = -35 kcal/mol Tresenter-binding

19 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 20 Oksidene B 2 O 3 surt Al 2 O 3 Amfotært Ga 2 O 3 “ In 2 O 3 Basisk Tl 2 O 3 “

21 21 Kloridene Sm.pkt Binding BCl Kovalent (AlCl 3 ) Noe kovalent (GaCl 3 ) 2 78 Ionisk (InCl 3 ) TlCl 431 TlCl 3 25 Ustabilt

22 22 Borsyra BH3 + 3 H2O -> B(OH) 3 + 3H 2 B(OH) 3 + H2O -> B(OH) H +

23 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 24 Carbongruppa Ch 11

25 25 Stor variasjon mellom elementene

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

27 27 Grafitt - Diamant van der Waals  G = kJ/mol

28 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 29 Carbon - klustre “Soccer ball”, C 60 –Buckminister Fullerener etter arkitekten med samme navn som tegnet geodesic domes som ligner på disse soccerballene –K 3 C 60 er supraledende under 18K

30 30 Carbons oksider Carbonsuboksid C 3 O 2 –O=C=C=CO –Spaltes til C og CO 2 ved 200 grader 2C + O 2 (g) -> 2CO(g) –Dannes ved underskudd på oksygen –Meget giftig –Viktig i katalyse og komplekskjemien

31 31 Carbons oksider CO viktig reduksjonsmiddel i framstillingen av metallene –Fe 2 O 3 (s) + 3CO(g) -> 2Fe(s) +3CO 2 C + O 2 -> CO 2 –Ved overskudd av oksygen –Karbonsyras anhydrid CO 2 + H 2 O -> H 2 CO 3 H 2 CO 3 -> 2H+ + CO 3 2-

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

33 33 Silisium Silikater SiO 2, Kristobalitt, kvarts –Stort og viktig felt i mineralogi Anvendelse –i stållegeringer –Halvledere (Silicon valley) Løses i flusssyre Glass Bergkrystall, ametyst, onyks agat

34 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 SiO 4 & AlO 4

35 35 Nitrogen-gruppa Pnikogenene Ch 12

36 36 Pnikogenene Kovalent kjemi for de første elementene –Økende metallisk karakter nedover Økende oks-tall nedover i gruppa ns 2 np 3 - treverdige forbindelser Skille mellom første og andre periode

37 37 Nitrogens variable kjemi Nitrider N3- Kovalente bindinger N 2, H 2 N 2, H 4 N 2 Formelt mer enn tre valenser RNO 2 Blanede former NH 2 -, NH 4 + Ikke oppfylt oktett-regel NO, NO 2

38 38 Nitrogens hydrider Elektronrike Amoniakk NH 3 (salpetersyre) Hydrazin N 2 H 4 (rakettbrennstoff) Hydroksylamin NH 2 OH

39 39 Oksider NO NO 2 - NH 3 OH + N2H5+N2H5+ NH 4 + OH- NO + NO 2, N 2 O 4 NO N2ON2O N2N2 N2H4N2H4 NH 3 OCl - O2O2

40 40 Salpetersyra N 2 O 5 + H 2 O -> 2HNO 3 Kraftig reduksjonsmiddel Cu(s) + 4H + +2NO 3 - = Cu H 2 O + 2NO 2

41 41 Frost diagram NE Oks As N P P N

42 42 Latimerdiagram NO 3 - N 2 O 4 HNO 2 NO N 2 O N 2 NH 3 OH N 2 H 5 NH

43 NO 3 - N 2 O 4 HNO 2 NO N 2 O 2NO e- + 4H + -> N 2 O 4 + 2H 2 O E1 =.79 N 2 O 4 + 2e- + H+ -> 2HNO 2 E1=1.07 2HNO 2 + 2e- + 2H+ -> 2NO + 2H 2 O E3=1.0 2NO + 2e- + 2H + -> N 2 O + H 2 O E4=1.59 2NO e- + 10H + -> N 2 O + H 2 O E = ? nE= n 1 E1 +n 2 E2+n 3 E3+n 4 E4 = 8.9 E = 8.9/8 = 1.11  G = -nFE

44 44 Fosfor Tre allotrope former –Hvitt forsfor P 4 ; Ustabilt –Rødt forsfor polymeriserte kjeder av P 4 –Svart forsfor; lagdelt struktur PH 3 Halider

45 45 Fosforsyrene Orthofosforsyre: P 2 O 5 + 3H2O -> 2H 3 PO 4 Pyrofosforsyre: 2H 3 PO 4 -> H 4 P 2 O 7 +H 2 O Metafosforsyre: n/2 H 4 P 2 O 7 -> (HPO 3 ) n + n/2 H 2 O

46 46 Kalkogenene O - S - Se - Te - Po

47 47 Oksygen To alotrope former –O 2 Stabil gass –O 3 Gass, vinklet molekyl O 3 -> 3/2 O 2  H = -142 kJ/mol Hydrider –Vann –Hydrogenperoksyd

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

49 49 Oksygen Lav gitterenergi gir kovalente oksider –CO 2 –SO 2 –SO 3 –CrO 3

50 50 Oksider Ioniske oksider –AO + H 2 O -> A OH - –Basiske oksider Kovalente oksider –AO + H 2 O -> AO H + –Surt oksid Amfotære oksider reagerer på begge måtene

51 51 Oksider SURE BASISKE AMFOTÆRE

52 52 Syrer Binære syrer HX Oksosyrer –H n XO m –O m-n X(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 53 Syrestyrken Syre pKa Middel m-n HClO 7.50 HBrO 8.68 ~ H 3 AsO H 3 PO H 3 PO H 3 AsO ~ HNO H 2 CO HNO 3 Stor negati verdi 2 HClO 4 “ 3

54 54 Kalkogenene Kan danne S --, Se --, Te -- Dominerende kjemi MX 2 Økende oksidasjonstall nedover i gruppa Høye oks-tall allerede for svovel; H 2 SO 4 Polymerisering vanlig

55 55 Forekomst av kalkogener S 2 bare ved svært høye temperaturer Rent svovel som S 6, S 8, ringer etc Brenner lett til SO 2 Svovel reagerer med de fleste elementer på samme måten som oksigen

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

57 57 Svovels oksider SO 2 dannes ved forbrenning av S –Svovelsyrlingens anhydrid SO 2 + H 2 O -> H 2 SO 3 SO 2 (g) + 1/2 O 2 (g) likevekt over V 2 O 5 SO 3 –  G = -70 kJ/mol Mekanisme ikke kjendt SO 3 Svovelsyrenes anhydrid –SO 3 + H 2 O -> H 2 SO 4

58 58 Svovels oksoanioner SO 3 2- Sulfitt SO 4 2- Sulfat S 2 O 3 2- Tiosulfat O 2 S 2 O 2 2- Ditionitt O 3 S 2 O 3 2- Ditionat O 3 S 3 O 3 2- Tritionat

59 59 Halogenene og edelgassene Ch 13

60 60 Halogenene - Saltdannere

61 61 Forbindelser Halogenider Oksider Oksohalogensyrer Polyhalogenider

62 62 Halogener Elektronegative elementer Danner forbindelser med alle elementene Bindingsenergiene i X 2 –F 2 79 –Cl –Br 2 96 –I 2 76

63 63 Halogenider Kovalente Ioniske Polare

64 64 Spesielt for Fluor Lav atomiseringsenergi for F 2 Høy elektronegativitet for F Høy gitterenergi for MF Høye oksidasjonstall for metallene og andre elementer HF svak syre pga sterk HF binding

65 65 Hydrogenhalidenes fysikalske egenskaper

66 66 INTERHALOGENIDER ClF ClF 3 ClF 5 IF 5 ICl 6 Struktur ved VSEPR

67 67 Klors oksider, oksosyrer og oksoanioner I Cl 2 O Dikloroksid HClO Underklorsyrling ClO - Hypokloritt III HClO 2 Klorsyrling ClO 2 - Kloritt IV ClO 2 Klordioksid V HClO 3 Klorsyre ClO 3 - Klorat VI Cl 2 O 6 Diklorheksaoksid VII Cl 2 O 7 Diklorheptaoksid HClO 4 Perklorsyre ClO 4 - Perklorat

68 68 Frost diagram for klor ClO 4 - ClO 3 - HClO 2 HOCl Cl 2 Cl - ClO 4 - ClO 3 - ClO 2 - ClO - SURT BASISK

69 ClO 4 - ClO 3 - HClO 2 ClO 2 - HClO ClO - Cl - Cl 2 O 7 ClO 2 Cl 2 O Cl 2 HCl H+ H2OH2O H 2 SO 4 H2H2 Na 2 CO 3

70 70 Edelgassene Danner bindinger med fluor og oksygen XeF 2, XeF 4, XeF 6 XeOF 2, XeOF 4 XeO 4, XeO 3


Laste ned ppt "1 Hydrider Ch 9. 2 Hydrogen Oksidasjonstall –NaH -1, AlH 3 -1, NH 3 +1, HCl +1 Produksjon –CH 4 + H 2 O -> CO +3H 2 Steam reforming - Syntesesgass –C(s)"

Liknende presentasjoner


Annonser fra Google