1 / 39

Metallene

Metallene. Ch 9. Stoffkjemi. Periodisitet - Periodesystemet Oppdeling i grupper s - gruppa ns x p - gruppa ns 2 np x d - gruppa ns 2 (n-1)d x. Stoffkjemi. S - gruppa Alkalie og jordalkalie gruppene Edelgassene p - gruppa Bor-gruppa Carbongruppa Pnikogenene Kalkogenene

blake
Download Presentation

Metallene

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  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 • 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. IP Redpot Li 5.39 -3.02 Na 5.14 -2.71 K 4.34 -2.92 Rb 4.18 -2.99 Cs 3.89 -3.02 IP Redpot Be 9.32 18.21 -1.70 Mg 7.64 15.03 -2.38 Ca 6.11 11.87 -2.76 Sr 5.69 11.03 -2.89 Ba 5.21 10.00 -2.90 Fysikalske egenskaper

  10. Fysikalske egenskaper • Met ** Met.rad-Sm.pkt-K.Pkt-Tetthet-Subvarme • Li 1.52 186 1326 0.53 155 • Be 1.11 1287 2970 1.85 321 • Na 1.86 98 880 0.97 109 • Mg 1.60 651 1107 1.74 150 • K 2.27 63 760 0.86 90 • Ca 1.95 842 1487 1.54 193 • Rb 2.48 39 700 1.53 86 • Sr 2.15 769 1384 2.6 164 • Cs 2.65 29 670 1.87 79 • Ba 2.22 725 1140 3.5 179

  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 -> MgCl2DH = -642 kj/mol • MgCl + MgCl -> Mg + MgCl2 • DH = -642 -2* (-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 diagrammerRed-Oks kjemi Latimerdiagram: 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 > 0 DG < 0 Reaksjonen er spontan

  25. Frost diagrammer & Latimer diagrammerRed-Oks kjemi FROST DIAGRAMMER: 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 motX(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 0 -1 H2O2 -1 * 0.7= -0.7 -2 H2O -2 * 1.23= -2.46 Oksidasjonstrinn -2 0 -1

  28. Delreaksjoner O2 +2H2+4e > 2H2O DG0(I)/F =-2.46 O2 + H2+2e > H2O2 DG0(II)/F =-0.7 I-II H2O2 + H2 + 2e > 2H2O DG0(I-II)/F = DG0(I)/F – DG0(II)/F = - 1.76

  29. Frost diagram for oksygen N*E0 O2 nullpunkt 0 -1 H2O2 -1 * 0.7= -0.7 -2 H2O -2 * 1.23= -2.46 Oksidasjonstrinn -2 0 -1

  30. Aritmetikk X(n1) + n1e = X(0) DG01= -n1FE01 X(n2) + n2 e = X(0) DG02= -n2FE02 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 + 0 Tl+ In+ In3+ -2 Ga3+ -4 Al3+ +1 +2 +3 Oksidasjonstrinn

  34. Termodynamisk betraktning Tl 3+ + 2e -> Tl+ n*E0 ~2 Bidraget til E0 > 0 medfører at det gir bidrag til en DG0<0 Al 3+ + 3e -> 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 Co 3+ 2 Cu+ Cu2+ MnO2 0 M Ni 2+ Co 2+ Mn +3 VO2+ -2 Cr3+ Mn 2+ V2+ Ti 2+ 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

More Related