Noter PDF

Preview

Summary

BegreberHomogeneous: Blandet (på molekylært niveau) Heterogeneous: Ublandet (på molekylært niveau)Exoterm: Reaktion danner varme Endoterm: Reaktion optager varmeNavngivningOxidationstrin: Alkalimetal-ioner Jordalkalimetal-ioner Halogenid Overgangsmetaller kan være mange ting - se tabelStarter med ov...

Description

Begreber Homogeneous: Blandet (på molekylært niveau) Heterogeneous: Ublandet (på molekylært niveau) Exoterm: Reaktion danner varme Endoterm: Reaktion optager varme

Navngivning Oxidationstrin: Alkalimetal-ioner Jordalkalimetal-ioner Halogenid Overgangsmetaller kan være mange ting - se tabel

Starter med overgangsmetal Metal(oxidationstrin)rest Eks.: Jern(II)chlorid Jern(II)oxid Jern(III)oxid

Fundamentale ligninger Koncentration = stofmængde / volumen : Stofmængde = masse / molmasse :

Kemist reaktion Forbrændingsmotor

Der er ligemeget på hver side

Begrænsende reaktant Krudt

= = =

Elektrolyt Elektrolytter er en opløsning, der kan lede strøm Stærk elektrolyt: -

Før ligevægt: Ved ligevægt: Svag elektrolyt: -

n 0

n 0

0 n

0 n

mol mol

Oxidationstrin 1) Summen af OT skal være lig molekylets (eller atomets) ladning 2) I molekyler er OT for Li, Na, K, Rb, Cs altid +1 3) OT for Be, Mg, Ca, Sr, Ba er altid +2, Al altid +3 i molekyler 4) OT for F, Cl, Br er -1 i molekyler 5) H har OT +1 6) O har OT -2 Jo højere på listen, jo vigtigere

Redox Kendetegnes ved at der udveksles elektroner Den der afgiver elektroner oxideres Den der optager elektroner reduceres 1) Korreger for elektroner i halvreaktioner mht. OT: Den samlede nettoændring i elektroner skal være nul. 2) Afstemning af ladninger: i sur væske og i basisk væske. I neutral væste kan benyttes begge. 3) Afstemning med hensym til antal H og O - tilføj et passende antal . 4) Find fællesnævner for elektroner og læg halvreaktioner sammen. Eks.: Fra reglerne med OT ses at i MgO eksisterer Mg har overført 2 elektroner til O Reaktionen kan beskrived med følgende 2 elprocesser Oxidation Reduktion Eks.:

Antallet af elektroner skal gå op Eks.: OT

+7

1) Halvreaktion

2) Ladninger

+4

+4

+6

3) 4) 5) Quickway

Afstem med

Spændingsrække

Jo højere metallet er jo letter reagerer det og bliver oxideret

Termodynamik

Kvantekemi

Exitation: Tilføre man en elektron i en orbital en masse energi, vil det springe til den næste skal. Emmision: Lys bliver udsendt, når exitation sker

Kvantetal To elektroner i samme atom, må ikke have samme fire kvantetal. Kvantetal fungere som en adresse.

Hydrogen Helium

Aufbau princippet

Bindinger Generelt

Coulombs lov:

: Energi : Ladning af to elektroner : Afstand mellem to elektroner Oktetregel Atomer vil gerne lige ædelgasser og dermed have 8 elektroner i yderste skal. Bemærk: Atomer i den øverste række i det periodiske system vil kun have 2 atomer (dupletreglen).

Stærke bindinger: - Ion-binding - Kovalent binding - Metal-binding

Bindingsorden

= ikke bindende bindende samme med pi

Ion-binding I atomer er de elektroner, der omkredser atomkernen, ordnet i såkaldte skaller, der hver har plads til et bestemt antal elektroner. Da atomerne ifølge oktetreglen "foretrækker" at have den yderste skal (der har indflydelse på atomets kemiske reaktionsevne) fyldt til det maksimale antal elektroner, ses det ofte at atomer (især af reaktionsivrige stoffer) optager eller afgiver elektroner for at opnå, at den yderste (tilbageværende) skal indeholder det størst mulige antal elektroner. Derved bliver atomerne elektrisk ladede, dvs. to sådanne ioner med elektrisk ladning af forskellige fortegn vil tiltrækkes og knytte sig til hinanden på grund af den elektriske tiltrækning mellem dem. - Styret af elektrostatisk +/- tiltrækningskraft fra coulombs lov

-

Kovalent Kovalente bindinger forekommer mellem atomer (ikke-metaller) hvis elektronegativitetsforskel er mindre end 2. Den kovalente binding dannes af et elektronpar som deles mellem de to atomer. Den kovalente bindings styrke kommer fra elektrondensiteten mellem de to atomer. I nogle bindinger stammer elektronparret fra det ene af atomerne. Kovalente bindinger kan være mere elle mindre polære - alt efter elektronegativitetsforskellen mellem de to atomer. Hvis elektronegativitetsforskellen er 0 (som den er mellem ens atomer fx H2 eller O2) er det en ren kovalent binding, hvis elektronegativitetsforskellen er stor, fx 2, så er der tale om en polær kovalent binding (fx H-Cl). Ved polære kovalente bindinger kan den ene ende af molekylet have en negativ partielladning mens den anden ende af molekylet kan have en positiv partielladning. Det mere elektronegative atom "trækker" den negative ladning hen imod sig. Hvis elektronegativitetsforskellen bliver tilstrækkeligt stor er der ikke længere tale om en kovalent binding men om en ionbinding. -

Metal-binding Metalkrystallerne er opbygget af metalatomer som har afgivet deres yderste elektroner til en fælles "elektronsky" som flyder frit mellem de positive metalatomer. Elektronskyen binder metalatomerne sammen, denne bindingstype kaldes en metalbinding. Da elektronerne kan "flyde frit" er metallerne gode varmeledere og elektriske ledere. Metalatomerne sidder i et metalgitter som danner krystallen. -

Van der waal-binding Van der Waals bindinger er forholdsvis svage kemiske bindinger eller vekselvirkninger som opstår når elektronfordelingen i en partikel - det kan være et atom (ædelgasserne) eller et molekyle - er ujævnt fordelt. Herved opstår der en forskydning af partiklens elektriske ladning hvorved den får dipolkarakter. Dipoler i forskellige partikler vil påvirke hinanden og derved tiltrækkes. Styrken af londonbindingerne afhænger af antallet af elektroner i partiklerne, jo flere elektroner jo større styrke har bindingen. Dette viser sig eksempelvis i forskellen i kogepunkt mellem ædelgasserne, jo flere elektroner jo større kogepunkt dvs. der skal større energi til at drive atomerne fra hinanden. De samme gælder de upolære alkaner hvor kogepunktet stiger med stigende antal elektroner i molekylet. Da bindingstypen involverer elektronerne virker londonbindinger mellem alle atomer og molekyler, stærkest mellem partikler som har mange

elektroner.

- Mellem permanente dipoler (Keeson force) - Mellem permament dipol og -

Hydrogen-binding Hydrogenbindinger opstår som elektrostatiske vekselvirkninger mellem elektropositive hydrogenatomer og elektronegative flour-, oxygen- og nitrogenatomer. Figur 1(a) viser et vandmolekyle hvor oxygenatomet "trækker" elektronerne til sig, derved bliver oxygenatomet lidt negativt ladet mens hydrogenatomerne bliver lidt positive. I figur 2(b) ses at denne ladningsforskydning gør at vandmolekylerne kan danne hydrogenbindinger mellem hydrogenatomerne og oxygenatomerne. Hydrogenbindinger kan også dannes mellem grupper i et enkelt molekyle (se fx. citrinin) eller mellem forskellige molekyler som i DNA-baser (se figur 2). Hydrogenbindinger spiller en stor rolle for stabiliteten af DNA. I proteiner har hydrogenbindingerne ligeledes en stor betydning for deres stabilitet og foldningsmønster. Hydrogenbindingerne er i sig selv ikke særligt stærke, men deres antal (fx i DNA) gør at de samlet set virker stabiliserende. Hydrogenbindinger kan betragtes som svage kovalente bindinger hvor elektronparret der udgør bindingen kommer fra det ledige elektronpar på F, O eller Natomet. -

Lewis struktur Resonanshybrider er molekyler hvor den samme lewis struktur kan skrives på flere måder

VSEPR Valence Shell Electron Pair Repulsion

Organisk kemi

Funktionelle grupper Kaldet substituenter når indsat i et molekyle ofte kaldet "R"

Organiske molekyler Isomere molekyler har samme molekyleformel men forskellige strukturer

Alkaner

Cycloalkaner

Alkener

Alkyner

Aromatiske hydrocarboner Plan struktur

Alkoholer mmmm......