Föreläsning 1.
Kemins indelning
Enheter
Atomer, isotoper och joner
Grundämnen och periodiska systemet
Atomernas elektronstruktur och atomorbitaler
Periodiska egenskaper
Kemi – Grundläggande begrepp. Kap. 1.
(Se även repetitionskompendiet på hemsidan.)
Materiella ämnens sammansättning, egenskaper och omvandlingar (NE).
Atomer – Molekyler – Aggregationstillstånd
↓↑
Andra Molekyler
Indelning:
Deskriptiva
• Oorganisk – Alla grundämnen
• Organisk – Kolföreningar med C-C-bindningar (vissa undantag)
• Biokemi – Molekyler och makromolekyler med biologisk anknytning.
Tillämpade
• Analytisk – Kvalitativ = Vad? – Kvantitativ = Hur mycket?
• Fysikalisk – Teorier, förklaringar, förutsägelser, simuleringar (dator-)
• Teknisk – Kemi inom industri och för konsumtionsvaror, läkemedel m.m.
• Miljökemi - Inverkan på miljö av kemikalier och processer.
Enheter: SI-systemet: m, kg, s, A, mol, K(elvin), cd (candela)
Härledda enheter: Ex. tryck = kraft/area = kg⋅⋅m −1⋅s −2 = Pa(scal)
1 bar = 105 Pa = 750,062 torr (mm Hg)
1 atm = 760 torr = 1,01325⋅⋅ 105 Pa
35
A
Cl
allmänt
Atomer.
17
ZX
Masstal = A = antal protoner + antal neutroner
Atomnr. = Z = antal protoner = antal elektroner för neutral atom
Isotoper: samma Z men olika A, ex. Cl-35 och Cl-37, som båda har atomnr. 17.
Kemiska och fysikaliska egenskaper lika inom rimlig noggrannhet.
Joner.
Atom eller molekyler som avgett/upptagit elektroner = joner, laddade.
Anjon = negativ laddning, har tagit upp extra elektron(er). Ex. Cl−, S2−−.
Katjon = positiv laddning, har avgett elektron(er), Ex. Na+, Ca2+.
Finns mest i saltgitter och i vattenlösningar. Även fleratomiga (t ex. SO42-).
Grundämnen – Ett slags atomer.
Kemiska symboler: Första och ev. andra bokstaven i latinska namnet.
Grundämnen förekommer oftast inte i fri atomär form (und. ädelgaser).
• Metaller: s-, d-, f- och nedre vänstra p-blocket i periodiska syst.
• Gaser: N2, O2, F2, Cl2, H2 + ädelgaser (monoatomära).
• Vätskor: Hg (metall), Br2 (icke-metall).
• Fasta icke-metaller: B, C, P, S, As, I2.
• Halvmetaller (förr metalloider): B, Si, Ge, As, (Sn,) Sb, Te, (At).
• Allotropa former: Rent grundämne i olika molekylära former.
Syre: ”Vanlig” syrgas = O2(g) eller ozon O3(g)
Kol: Diamant, grafit eller fulleren.
Atommassor och substansmängder - Enheter. Kap. 12.1
1 a.m.u = u = 1/12 av massan av en atom 126 C = 1,66054⋅⋅10−27 kg.
1 mol ämne = NA st. formelenheter.
NA = 10−3/u = 6,02214 ⋅1023 mol −1
Substansmängd: antal mol, betecknas n.
Molmassa: M (enh. g/mol), Ex. C har molmassan 12,01 g/mol p.g.a. 136 C.
n=
m
M
om m = massan av ämnet i g
Om massan av en viss substansmängd söks, gäller i stället m = n ⋅ M
Siffervärdet på molmassan i g/mol = siffervärdet för formelmassan i u.
Ex. Hur stor substansmängd är 1000 g vatten?
n = m/M = 1000/(2⋅⋅1,008 + 16,000) = 55,5 mol
Detta är den substansmängd vatten som ingår i en liter (utspädd) lösning.
Empirisk formel = minsta antal atomer med hela tal.
Molekylformel = den verkliga (avgränsade) molekylen (om den finns).
Atomers elektronstruktur och periodiska systemet (Kap. 2).
Atomer binds samman i kemiska bindningar genom elektroner.
Yttre e− = valenselektroner bestämmer kemiska egenskaper.
Dessa uppträder periodiskt.
Förklaring ur kvantmekanik.
Schrödingerekvationen ger vågfunktioner (orbitaler) för
elektronrörelserna.
Väteatomen. Enklaste atomen, en kärna + en e−.
Två slags rörelse: Radiell och Rotationsrörelse.
Sfärisk symmetri kring kärnan. Beskrivs bäst med polära sfäriska
koordinater.
Vågfunktioner för väteatomen. Anger elektrontäthet i viss punkt
Ψ n ,l ,ml = Rn ,l ( r ) ⋅ Al ,ml ( θ ,φ )
(radiell del · vinkeldel)
Tre kvanttal:
• n = huvudkvanttal = 1, 2, 3, … (heltal). Bestämmer energi och
utsträckning.
En = − (konstant)/n2
• l = orbitalkvanttalet eller bikvanttalet = 0, 1, …(n – 1). Bestämmer
formen.
• ml = magnetiskt (bi-)kvanttal = - l, - (l – 1), … (l – 1), l (2l + 1) st.
Bestämmer riktningen i rymden.
Beteckningar: n = 1, 2, 3, 4, 5, ..
K, L, M, N, O…-skal
l = 0, 1, 2, 3
s, p, d, f -underskal
Ex. Ψ100 = 1s , Ψ310 = 3p o.s.v.
Det finns alltid n2 st med samma energi = degenererade
Utseende hos vågfunktionerna = orbitalerna.
2
2
Radiell fördelning: P ( r ) = 4πr ⋅ R ( r ) för s-orbitaler. Allmänt (n – l – 1)
st. radiella noder = koncentriska klotytor, nollställen med teckenbyten.
Vinkelfördelning: Am ,ml ( θ ,φ ) (”spherical harmonics”). Mått på
rotationsrörelse.
s-orbital (l = 0)
d-orbitaler (t.h.)
(5 st., l = 2)
p-orbitaler (3st) (l = 1)
Spinn.
Kvantmekanisk egenskap hos e− (bl.a.). Klassiskt motsv. rotation kring axel
genom tyngdpunkten. Gör laddad e− till magnetisk dipol.
Spinnkvanttal s = ½ , magnetiskt spinnkvanttal ms = + 1/2 eller – ½
(Jmf. l och ml)
En viss elektron i en atom har tot. 4 kvanttal: n, l, ml och ms.
Paulis uteslutningsprincip: 2 e− i samma atom kan aldrig ha alla kvanttal lika.
Konsekvens: Endast 2 e− i varje orbital.
Atomer med flera elektroner.
Kan ej lösas exakt analytiskt p.g.a. växelverkan mellan e−.
Att beakta vid kvalitativa diskussioner (gäller grundtillståndet):
1.
Paulis uteslutningsprincip enl. ovan. En orbital kan alltså maximalt
innehålla två e− .
2.
Aufbau-principen. Orbitaler fylls nedifrån parvis med e− efter stigande
energi.
3.
Hunds regler. Om flera orbitaler har samma energi fylls de så att en e−
kommer i varje orbital tills alla är ockuperade och med parallella
spinn. Först därefter fylls på med e− med motsatta spinn.
Obitalernas energiordning.
Påverkas av:
• Penetrering - en inre orbital inkräktar på en yttre.
• Skärmning (shielding) – en inre orbital skärmar av kärnan för en yttre så
att den upplever en reducerad kärnladdning (lägre attraktion).
Resultatet blir (vanligen):
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d≅
≅4f<6p<7s<6d ≅5f…
(Hittills räcker detta
för påvisade grundämnen.)
Detta stämmer med periodiska syst.
De 20 första grundämnena
visas härintill.
Se även fig. 2.15 i boken.
Lägsta energitillstånd =
Grundtillstånd.
Oktettregeln. Riktlinje för stabila elektronkonfigurationer.
Grupper = kolumner i periodiska systemet. Numreras 1 - 18.
Atomer eftersträvar 8 st valenselektroner i yttersta skalet.
Ädelgaser har så, blir monoatomära, reaktionsobenägna gaser.
Alkalimetaller (gr. 1) har alltid en s-e− som lätt avges, de får ox.-talet +I
(ox.-tal = oxidationstal = kärnladdning (Z) − antal e−, mer härom senare).
Alkaliska jordartmetaller (gr. 2), har två s-e−, avges, ox.-talet blir +II.
Kvävegruppen (gr. 15) har tre p-e−, tar gärna upp 3 till, ox.-talet blir –III.
Syregruppen (gr. 16) har fyra p-e−, tar gärna upp 2 till, ox-talet blir –II.
Halogenerna (gr. 17) har fem p-e−, tar gärna upp 1 till, ox.-talet blir –I.
(I kemiska föreningar förkommer andra ox.-tal, mer härom senare.)
Gr. 3 – 12 = övergångsmetaller (inkl. f-elementen lantanoider och aktinoider)
där d-e−-skal fylls på, har varierande ox.-tal +I till +VIII, bildar joner i
vattenlösning med laddning +1 - +3 och komplex.
Gruppegenskaperna blir ofta mindre utpräglade i en grupp ju längre ned i
gruppen man kommer (tyngre element).
Periodiska egenskaper hos grundämnen.
•
•
Elektronkonfigurationer: e− fylls på enligt tidigare. Se period. syst.
Smält- och kokpunkter:
•
Joniseringsenergier. X(g) → X+ + e− (1:a joniseringsenergin)
Maxima för ädelgaser samt vid fyllda och halvfyllda underskal.
•
Atomradier
Skilj på metallradier, van der Waals´ radier och kovalenta radier.
För icke-metaller är rkov < rvdW metaller ej direkt jämförbara.
