1 / 70

Hydrider

Hydrider. Ch 9. 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. Hydrogen. Reaksjoner

elisa
Download Presentation

Hydrider

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. Hydrider Ch 9

  2. Hydrogen • Oksidasjonstall • NaH -1 , AlH3 -1, NH3 +1, HCl +1 • Produksjon • CH4 + H2O -> CO +3H2 • Steam reforming - Syntesesgass • C(s) + H2O -> CO(g) + H2(g) • Vanngass reaksjon • CO(g) + H2O -> CO2 + H2 • Shift reaksjon

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

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

  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 B2H4 • Elektronpresise CH4 • Elektronrike NH3

  6. Geometrisk strukturav hydrider • VSEPR gir grovt geometrisk struktur • NH3 106.6 H2O 104.5 • PH3 93.8 H2S 97.1 • AsH3 91.8 H2Se 91 • SbH3 91.3 H2Te 89

  7. Hydrogenbindinger, kokepunkte 100 H2O H2Te HF 0 H2Se AsH4 H2S NH3 GeH4 -100 SiH4 CH4

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

  9. Syntese av hydrider • Direkte kombinasjon av elementene • 2E + H2(g) -> 2EH • Protonering av Brönsted base • E- + H2O(aq) -> EH + OH- • Dobbel utskifting • E`H + EX-> E`X + EH

  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. Bor Ch 11

  12. Bor`s kjemi • s2p1 ->sp2 Danner bare tre bindinger • Elektrondefisient kjemi • Preger Bors kjemi • Danner kunstige dobbeltbindinger • Dative bindinger; Lewis syre • Bro-bindinger

  13. AB2 - molekyl

  14. Bindingsavstander i BX3 X Forventet Eksperimentelt B-F 1.52 1.30 B-Cl 1.87 1.75 B-Br 1.99 1.87

  15. Bor:Kunstige dobbeltbindinger H H B N H H

  16. Dativ binding Lewis-syre Lewis-base Syrestyrke: BBr3 >> BCl3 > BF3 Motsatt av forventet

  17. Brobindinger Diboran 2BH3 -> B2H6DH = -35 kcal/mol Tresenter-binding

  18. 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

  19. Oksidene • B2O3 surt • Al2O3 Amfotært • Ga2O3 “ • In2O3 Basisk • Tl2O3 “

  20. Kloridene • Sm.pkt Binding • BCl3 -107 Kovalent • (AlCl3)2 190 Noe kovalent • (GaCl3)2 78 Ionisk • (InCl3)2 586 • TlCl 431 • TlCl3 25 Ustabilt

  21. Borsyra BH3 + 3 H2O -> B(OH)3 + 3H2 B(OH)3 + H2O -> B(OH)4- + H+

  22. 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

  23. Carbongruppa Ch 11

  24. Stor variasjon mellom elementene

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

  26. Grafitt - Diamant van der Waals DG = -2.90 kJ/mol

  27. 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

  28. Carbon - klustre • “Soccer ball”, C60 • Buckminister Fullerener etter arkitekten med samme navn som tegnet geodesic domes som ligner på disse soccerballene • K3C60 er supraledende under 18K

  29. Carbons oksider • Carbonsuboksid C3O2 • O=C=C=CO • Spaltes til C og CO2 ved 200 grader • 2C + O2(g) -> 2CO(g) • Dannes ved underskudd på oksygen • Meget giftig • Viktig i katalyse og komplekskjemien

  30. Carbons oksider • CO viktig reduksjonsmiddel i framstillingen av metallene • Fe2O3(s) + 3CO(g) -> 2Fe(s) +3CO2 • C + O2 -> CO2 • Ved overskudd av oksygen • Karbonsyras anhydrid • CO2 + H2O -> H2CO3 • H2CO3 -> 2H+ + CO32-

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

  32. Silisium • Silikater SiO2, Kristobalitt, kvarts • Stort og viktig felt i mineralogi • Anvendelse • i stållegeringer • Halvledere (Silicon valley) • Løses i flusssyre • Glass • Bergkrystall, ametyst, onyks agat

  33. 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 SiO4 & AlO4

  34. Nitrogen-gruppaPnikogenene Ch 12

  35. Pnikogenene • Kovalent kjemi for de første elementene • Økende metallisk karakter nedover • Økende oks-tall nedover i gruppa • ns2np3 - treverdige forbindelser • Skille mellom første og andre periode

  36. Nitrogens variable kjemi • Nitrider N3- • Kovalente bindinger N2, H2N2, H4N2 • Formelt mer enn tre valenser RNO2 • Blanede former NH2-, NH4+ • Ikke oppfylt oktett-regel NO, NO2

  37. Nitrogens hydrider • Elektronrike • Amoniakk NH3 (salpetersyre) • Hydrazin N2H4 (rakettbrennstoff) • Hydroksylamin NH2OH

  38. Oksider NO3- +5 OH- NO2, N2O4 +4 NO+ NO2- O2 +3 NO +2 N2O +1 0 N2 NH3OH+ -1 N2H5+ -2 N2H4 OCl- NH4+ -3 NH3

  39. Salpetersyra N2O5 + H2O -> 2HNO3 Kraftig reduksjonsmiddel Cu(s) + 4H+ +2NO3- = Cu2+ + 2H2O + 2NO2

  40. Frost diagram NE N 6 4 As 2 As P 0 N P Oks -2 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5

  41. Latimerdiagram NO3- N2O4 HNO2 NO N2O N2 NH3OH N2H5 NH4+ .79 1.07 1.0 1.59 1.77 -1.87 1.41 1.27 1.11

  42. DG = -nFE NO3- N2O4 HNO2 NO N2O .79 1.07 1.0 1.59 2NO3- + 2e- + 4H+ -> N2O4 + 2H2O E1 = .79 N2O4 + 2e- + H+ -> 2HNO2 E1=1.07 2HNO2 + 2e- + 2H+ -> 2NO + 2H2O E3=1.0 2NO + 2e- + 2H+ -> N2O + H2O E4=1.59 2NO3- + 8e- + 10H+ -> N2O + H2O E = ? nE= n1E1 +n2E2+n3E3+n4E4 = 8.9 E = 8.9/8 = 1.11

  43. Fosfor • Tre allotrope former • Hvitt forsfor P4; Ustabilt • Rødt forsfor polymeriserte kjeder av P4 • Svart forsfor; lagdelt struktur • PH3 • Halider

  44. Fosforsyrene Orthofosforsyre: P2O5 + 3H2O -> 2H3PO4 Pyrofosforsyre: 2H3PO4 -> H4P2O7 +H2O Metafosforsyre: n/2 H4P2O7 -> (HPO3)n +n/2 H2O

  45. Kalkogenene O - S - Se - Te - Po

  46. Oksygen • To alotrope former • O2 Stabil gass • O3 Gass, vinklet molekyl • O3 -> 3/2 O2 DH = -142 kJ/mol • Hydrider • Vann • Hydrogenperoksyd

  47. Oksygen • Oksygen danner forbindelser med alle elementene i periodesystemet • Ioniske forbindelser • 1/2 O2(g) -> O(g) DH = 248 kJ/mol • O(g) + 2e -> O2-DH = 752 kJ/mol • Drivkraften i ioniske forbindelser er gitterenergien som må kompensere for dette

  48. Oksygen • Lav gitterenergi gir kovalente oksider • CO2 • SO2 • SO3 • CrO3

  49. Oksider • Ioniske oksider • AO + H2O -> A 2+ + 2OH- • Basiske oksider • Kovalente oksider • AO + H2O -> AO2-- + 2H+ • Surt oksid • Amfotære oksider reagerer på begge måtene

More Related