Metallene Ch 9.

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

1 Metallene Ch 9

2 Stoffkjemi Periodisitet - Periodesystemet Oppdeling i grupper
s - gruppa nsx p - gruppa ns2 npx d - gruppa ns2 (n-1)dx

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

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

5 METALLENE

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 Kohesiv energi

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

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

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

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 M + 2H2O -> M+ + H2 + 2OH- Atomisering Ionisering Solvatisering
Reduksjon hydrogen DH DG = DH - TDS ~ DH E = - DG / nF

13 Hvorfor M 2+ og ikke M+ for jordalkaliemetallene
Mg + 1/2 Cl2 -> MgCl DH = -168 kj/mol Mg + Cl2 -> MgCl DH = -642 kj/mol MgCl + MgCl -> Mg + MgCl2 DH = * (-164) = -306

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 Løselighet / eksempler
Be(OH)2 ………………Ba(OH)2 Hydratisering konstant for OH- Gitterenergien minker mot høyre Løseligheten øker mot høyre BeSO4 …………………BaSO4 Hydratiseringen minker mot høyre Gitterenergien lav pga det store sulfationet Løseligheten avtar mot høyre

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

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 Elektronkonfigurasjon

19 Oksidasjonstall

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 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 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 Frost diagrammer & Latimer diagrammer Red-Oks kjemi
1.76 0.7 H2O2 O2 H2O 1.23 Hvis potensialet til høyre er større enn det til venstre disproporsjonerer ionet/molekylet

24 Disproporsjonering H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e- -> 2H2O(l) E0 = +1.76
H2O2(aq) -> O2(g) + 2H+ (aq) +2e E0 = -0.70 2H2O2 (aq) -> 2 H2O(l) +O2(g) E0 = 1.06 E0 > DG < 0 Reaksjonen er spontan

25 Frost diagrammer & Latimer diagrammer Red-Oks kjemi
DEFINERER: n*E0 for et redoks par A + ne- -> A n- Plotter n*E0 mot oksidasjonstrinn

26 Frost diagram N*E0 for paret X(n)/X(0) plottes mot ox-tallet
E = -DG/nF E0 = -DG0 /nF n *E0 = DG0/F ; Altså n*E0 er proporsjonal mot DG0 Plottet er også et plott av DG0 mot X(n)/X(0) Når plottet er positivt vil det være en ugunstig reaksjon A + ne- -> A n-

27 Frost diagram for oksygen
N*E0 O2 nullpunkt -1 H2O2 -1 * 0.7= -0.7 -2 H2O -2 * 1.23= -2.46 Oksidasjonstrinn -2 -1

28 Delreaksjoner O2 +2H2+4e > 2H2O DG0(I)/F =-2.46
O2 + H2+2e > H2O DG0(II)/F =-0.7 I-II H2O2 + H2 + 2e > 2H2O DG0(I-II)/F = DG0(I)/F – DG0(II)/F =

29 Frost diagram for oksygen
N*E0 O2 nullpunkt -1 H2O2 -1 * 0.7= -0.7 -2 H2O -2 * 1.23= -2.46 Oksidasjonstrinn -2 -1

30 Aritmetikk X(n1) + n1e = X(0) DG01= -n1FE01
X(n1) + (n1-n2) e = X(n2) DG0 = - (n1-n2) FE0 DG0= DG01- DG02= -F (n1E01 – n2E02) E0 = (n1E01 - n1E02)/ (n1-n2) Dette er vinkelkoeffisienten for et redokspar i FROST-diagrammene

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 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 Frost diagrammer for hovedgruppens metaller
N*E0 Tl 3+ 2 Al 3+ er stabil, Tl 3+ vil lett reduseres til Tl + Tl+ In+ In3+ -2 Ga3+ -4 Al3+ +1 +2 +3 Oksidasjonstrinn

34 Termodynamisk betraktning
Tl e -> Tl+ n*E0 ~2 Bidraget til E0 > 0 medfører at det gir bidrag til en DG0<0 Al e -> Al n*E0 ~ - 4 Bidraget til E0 < 0 medfører at det gir bidrag til en DG0>0

35 Frost diagrammer for hovedgruppens metaller
N*E0 HMnO4 6 4 CoO2 H2MnO4 H2Cr2O7 2 Co 3+ Cu+ Cu2+ MnO2 M Ni 2+ Co 2+ Mn +3 VO2+ -2 Mn 2+ V2+ Ti 2+ Cr3+ VO 2+ V3+ TiO 2+ -4 Ti 3+ Ca 2+ -6 Sc 3+ +2 +4 +6

36 Relativistiske effekter
a0 = 4pe0 (h/2p)2 / mZe2 m = M0 / sqrt[1-(v/c)] <v> ~ Z Hg : Z = 80 m = 1.23 * m0 a0r = a0 * 0.81

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

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: d d* pp* dd* Elektroner som ikke benyttes på andre måter inngår i disse orbitale som metall-metall binding 2

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: s2 p4 d2