KEMA02 Oorganisk kemi – grundkurs F6 · 2013. 4. 16. · Periodiska systemet Grundämnenas förekomst . Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institution

KEMA02 Oorganisk kemi – grundkurs

F6

Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institution / CAS / KEMA02 VT13 / CP

Deskriptiv kemi – Huvudgrupperna Atkins & Jones kap 15


Översikt kapitel 15

•  Trender i periodiska systemet

•  Väte

•  Grupp 1: Alkalimetaller

•  Grupp 2: Alkaliska jordartsmetaller

•  Grupp 13/III: Borgruppen

•  Grupp 14/IV: Kolgruppen

•  Grupp 15/V: Kvävegruppen – pniktogener

•  Grupp 16/VI: Syregruppen – kalkogener (malmbildare)

•  Grupp 17/VII: Halogenerna (saltbildare)

•  Grupp 18/VIII: Ädelgaser


Varför deskriptiv kemi?

•  Kemisk allmänbildning och allmänkunskap

•  Trender gör att man kan förutsäga egenskaper

•  Användningsområden. Vad finns? Vad finns inte?

•  Biologiska, icke-biologiska och artificiella system

•  Kemins inflytande på samhälle och biologi


Periodiska systemet

Periodiska systemet


Periodiska systemet

Grundämnenas förekomst


Trender Trender i huvudgrupperna •  De flesta kemiska egenskaper och trender kan förklaras utifrån förhållandet

mellan kärnladdningen och antalet valenselektroner samt avståndet mellan kärnan och valenselektronerna.

•  Effektiv kärnladdning och skärmning

•  Högre elektronskal ligger längre från kärnan

•  För huvudgrupperna, som har sina valenselektroner i s- ochh p-orbitaler vilka ligger relativt nära kärnan, är skärmningen inte så effektiv


Trender – Atomradie Atomradien minskar

Ato

mra

dien

öka

r


Trender – Jonradier OBS! Skilj på anjoner och katjoner!

Jonradien minskar Jonradien minskar

Jonr

adie

n ök

ar


Trender – Joniseringsenergi Joniseringsenergi – Den energi som krävs för att avlägsna en elektron Jämför t ex alkalimetaller och halogener F(g) → F+(g) + e–

Joniseringsenergin ökar

Joni

serin

gsen

ergi

n m

insk

ar

Tabell över 1:a joniseringsenergin (kJ•mol–1)


Trender – Polariserbarhet Poliserbarhet – Hur lätt elektronmolnet runt en atom kan formas/förskjutas av ett närliggande elektriskt fält

Polariserbarhet


Trender – Elektronaffinitet Elektronaffinitet – Den energi som frigörs när en elektron tillförs en atom i grundtillståndet.

F(g) + e– → F–(g)

•  Är högst till höger i periodiska systemet

•  Inte lika tydlig trend i grupperna

Elektronaffinitet


Trender – Elektronegativitet Elektronegativitet – Mått på hur en atom i en förening drar till sig elektrontäthet. Ämnena längst till vänster i P.S. kallas ibland för elektropositiva.

Elektronegativiteten ökar E

lekt

rone

gativ

itete

n m

insk

ar

Elektronegativitet, värden enligt Paulings skala


Ba(OH)2(aq)

Ni-elektrod

Framställning •  Ångreformering (vattenånga reduceras med kol eller naturgas).

C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)

CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3 H2(g)

I gasfas sker även vattengasjämvikten som kan nyttjas för att få mer H2.

CO(s) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)

•  Elektrolys av vatten: 2 H2O + 2 e– H2(g) + 2 OH–(aq)

•  I laboratoriet: 2 HCl(aq) + Zn(s) H2(g) + ZnCl2(aq)

•  I framtiden? 2 H2O 2 H2(g) + O2(g)

Fe/Cu

ca 1000°C katalysator

Väte (1s1)

Ni

Vattengas: blandning av f a H2 och CO. Kan modifieras till syntesgas

NaOH(aq)

Na2CO3(aq) + H2O

Ljusenergi


Föreningar av väte och dess egenskape r •  H2 – mycket användbart för reduktioner t ex hydrogenering (N2, omättade

kolväten m m)

•  H+ (proton, vätejon), skrivs ofta H3O+ i vattenlösning

•  H– (hydridjon) bildar t ex hydrider med metaller

•  Kovalenta hydrider, t ex BH3, AlH3

Viktigt! Föreningar med H bundet till N, O och F bildar vätebindningar till elektronpar på andra N, O och F.


Alkalimetaller (ns1)

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr •  Egenskaper

o  Starkt reducerande

Li+(aq) + e– ⟶ Li(s) e° = – 3,0 V

2 Li(s) + 2 H2O ⟶ 2 Li+(aq) + H2(g) + 2 OH–(aq)

o  Mjuka, låg densitet, låg smältpunkt o  Har basiska oxider och hydroxider (NaOH, Li2O)


Alkalimetaller (ns1) •  Framställning

o  Natriummetall – Downsprocessen sker elektrolytiskt

Summaformel: Na+ + Cl– ⟶ Na(l) + ½ Cl2(g)

CaCl2 tillsätts för att sänka smältpunkten för NaCl. Varför bildas inte metalliskt kalcium?

o  Kalium löser sig för mycket i CaCl2(l). Man får använda annan metod (Thermal method).

KCl(l) + Na(g) ⟶ K(g) + NaCl(s)

o  NaOH framställs genom elektrolys av vattenlösning av NaCl – Kloralkaliprocessen

2 NaCl(aq) + 2 H2O(l) Cl2(g) + 2 NaOH(aq) + H2(g)

•  Användning o  Li-batterier o  Katjonsalten mycket vanliga (NaCl, KBr, NaHCO3) o  Na+ och K+ biologiskt mycket viktiga

Elektrolys


Alkaliska jordartsmetaller (ns2) Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra •  Egenskaper

o  Metalliska (beryllium har dock vissa ickemetalliska egenskaper) o  Starkt reducerande

Mg2+(aq) + 2 e– ⟶ Mg(s) e° = – 2,4 V

o  Högre smält- och kokpunkter än alkalimetallerna o  Har basiska oxider och hydroxider (MgO, CaO, Ca(OH)2)

•  Framställning av metallerna o  Elektrolys eller kemisk reduktion av klorider eller oxider

•  Användning o  Magnesium lättaste metallen för konstruktioner o  Mg2+ och Ca2+ biologiskt viktiga

!  Mg2+ klorofyll, DNA och RNA klyvning och bildning

!  Ca2+ benvävnad och tandemalj (hydroxiapatit Ca5(PO4)3(OH))

o  Beryllium – röntgenrör, legeras med Cu för ökad styrka


Borgruppen (ns2p1) B, Al, Ga, In, Tl •  Egenskaper

o  Bor – halvmetall, halvledare o  Al, Ga, In, Tl – metalliska (de metalliska egenskaperna ökar neråt i gruppen) o  Al är den mest förekommande metallen i jordskorpan

•  Viktiga föreningar o  Borax, Na2B4O7•10 H2O, används i värmetåligt glas o  Borsyra, B(OH)3 är en svag syra

B(OH)3 + H2O B(OH)3(OH2)

B(OH)3(OH2) + H2O B(OH)4– + H3O+

•  BX3 och AlX2 (X = F, Cl, Br, -CH3) är Lewissyror BH3 kan ej isoleras, förekommer endast som dimer B2H6. AlH3 instabil


Framställning av aluminium •  Hallprocessen

Elektrolys av aluminiumoxid, Al2O3, i smälta med grafitelektrod. Kryolit (Na3AlF6) tillsätts för att sänka smältpunkten.

1 ton Al kräver 15 000 kWh. 17 miljoner ton produceras per år

•  Ren Al2O3 framställs genom Bayerprocessen Al2O3•x H2O 2 Al(OH)3(s) Al2O3(s) + 3 H2O(g)

Al3+ + 3 e– ⟶ Al(l) x 4

2 O2– + C(s, gr) ⟶ CO2(g) + 4 e– x 3

2 Al2O3(l) + 3 C(s, gr) ⟶ 4 Al(l) + 3 CO2(g)

1. NaOH(aq)

2. CO2(g)

1200°C


Kolgruppen (ns2p2) C, Si, Ge, Sn, Pb •  Egenskaper

o  C – icke-metall, max fyra bindningar o  Si, Ge – halvmetaller, halvledare, 4–6 bindningar o  Sn, Pb – metaller

•  Skillnaden mellan C och Si o  Inerta C–C bundna kolkedjor och dubbelbindningar o  Max bindningstal: C 4, Si 6

Skillnaderna bero till stor del på skillnad i storlek, elektronegativitet samt tillgång på d-orbitaler (Si)

•  Oxider av C och Si är sura (CO2, t ex H2SiO4 ortokiselsyra)

4 H3O+(aq) + SiO44– + x H2O SiO2(s)•xH2O(gel) + 6 H2O(l)

ortosilikatjon kiselgel (silica gel)


Kolgruppen (ns2p2) •  Kolmonoxid CO

o  Formell anhydrid till myrsyra (HCOOH) o  Nästan helt olöslig i vatten o  Färglös, luktlös, brandfarlig och mycket toxisk o  Kan fungera både som Lewissyra och –bas o  Bildar komplex med metalljoner (binder t ex hårdare än O2 till Fe i hemoglobin, därav

giftverkan).

•  Silikater o  SiO2 förekommer naturligt i sand och kvarts o  SiO2 har nätverksstruktur, rymdnät av SiO4-tetraedrar med gemensamma hörn o  Vissa ädelstenar och halvädelstenar är kiseldioxid med föroreningar som ger färg o  Ortosilikater – avgränsade flerkärniga

silikater, t ex zirkon ZrSiO4

(cubic zirkon, fuskdiamanter, är ZrO2)


Kolgruppen (ns2p2) •  Renframställning av kisel

Framställs från kvartsit (granulär form av kvarts) genom reduktion högrent kol.

SiO2(s) + 2 C(s) Si(s) + 2 CO(g)

Därefter behandling med klorgas

Si(s) + 2 Cl2(g) SiCl4(l)

Kiseltetrakloriden destilleras och reduceras med vätgas

SiCl4(l) + H2(g) Si(s) + 4 HCl(g)

Si renas därefter genom omkristallisering och zonsmältning •  Användningsområden för kisel

Kisel används ofta i halvledare som finns i bland annat kretskort, dioder och hårddiskar

Δ


Kolgruppen (ns2p2) •  Viktiga former av kol, C

o  Grafit (sp2) o  Diamant (sp3) o  Aktivt kol – granulat av mikrokristallint kol. Har mycket stor specifik yta, föroreningar i

vätskor och gaser kan tas bort genom adsorption. o  Fullerener – kristallina ihåliga former, klot (t ex C60 Buckminsterfulleren) eller rör

(nanotuber) o  Stenkol (coal) – fossilt kol med låg vätehalt (75–90% C) o  Koks (coke) – stenkol upphettad utan luft (O2), högre kolhalt, färre flyktiga ämnen o  Träkol (charcoal) – trä eller organiskt material upphettat utan luft

Diamant Grafit


Kolets kretslopp o  bild

Karbonat- mineral t ex CaCO3

CO2 atmosfär 0,03 vol% vatten 350 ppm

Växter

Djur

Dött organiskt material

Fotosyntes

Andning

Andning

Bakteriell nebrytning

Förbränning


Kolets kretslopp och växthuseffekten o  bild



Kvävegruppen – pniktogenerna (ns2p3) N, P, As, Sb, Bi •  Egenskaper

o  N, P – ickemetaller o  As, Sb – halvmetaller, halvledare o  Bi – metall

•  N2 är en mycket stabil förening Atmosfären innehåller 76 vol% N2

•  Viktiga allotroper av P o  Vit fosfor (P4), mycket reaktiv och giftig

Kemoluminiscens i fuktig luft o  Röd fosfor, lite mindre reaktiv

http://www.periodicvideos.com/

Bindningsentalpi för diaatomära föreningar kJ/mol

Värme utan luft (O2)


Kvävefixering •  Ammoniakframställning via Haber-Boschmetoden

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

o  Kräver hög temperatur (400°C) och därmed högt tryck (200 atm) o  H2 från ångreformering (�CO2-utsläpp) eller elektrolys (dyrt)

•  Ammoniak används främst för framställning av gödningsmedel och sprängämnen och är den mest producerade kemikalien i mol räknat

•  Biologisk kvävefixering

Görs av bakterier vid låga temperaturer och lågt tryck (1 atm) med hjälp av nitrogenaser som har FeMo kofaktor

N2 + 8 H+ + 8 e– + 16 ATP ⟶

2 NH3 + H2 + 16 ADP + 16 PO43–

Fe kat.

400°C, 200 atm


Kvävets kretslopp o  bild

NOx, NH3

N2 atmosfär 76 vol%

Växter

Djur


Fotokemisk kvävefixering

Urinämne och -syra

Bakteriell nebrytning

Denitrifikation

Biologisk kvävefixering Haber-Bosch

Oorganiskt material t ex NaNO3


Viktiga kväveföreningar •  Kvävoxider och syror

o  HNO3 salpetersyra, framställs genom Ostwaldprocessen (se Atkins för alla steg)

Summaformel: 2 NH3(g) + 2 O2(g) HNO3(l) + H2O(l)

o  HNO2 salpetersyrlighet o  NO2 kvävedioxid, radikal o  NO kvävemonoxid, radikal, neurotransmittor o  N2O dikväveoxid, lustgas o  NaNO2 natriumnitrit, används för konservering av kött

Pt kat.


Viktiga fosforföreningar •  Fosforsyra och anhydrider

o  H3PO4 fosforsyra (ortofosforsyra) o  H4P2O7 difosforsyra (pyrofosforsyra)

•  Adenosintrifosfat, ATP Hydrolys av anhydridbiningningar ger energi!

•  Ca5(PO4)3(OH) hydroxiapatit, viktigt mineral, finns även i ben och tandemalj

Difosforsyra anhydrid av fosforsyra


Syregruppen – kalkogenerna (ns2p4) O, S, Se, Te, Po •  Egenskaper

o  O, S, Se – ickemetaller o  Te, Po – halvmetaller, halvledare o  Po är radioaktiv

•  Viktiga skillander mellan syre och svavel o  O2 (21 volym% i atmosfären), O3 ozon o  S8 (ring), svavel kan bilda långa kedjor (katenering) och ringar (S6–20) o  O2 är paramagnetisk, S8 är diamagnetisk

•  Framställning o  O2 framställs genom destillering av kondenserad luft o  Svavel bryts med hjälp av Frasch-processen eller produceras genom oxidation av

H2S i naturgas


Svavelsyra •  H2SO4 – världens ”viktigaste” kemikalie. Framställs i större mängd (massa) än

någon annan oorganisk kemikalie.

•  Framställs genom kontaktmetoden

•  Används vid framställning av gödningsmedel, rengöringsmedel, petroleumprodukter etc, etc

•  Utsläpp av SO2 är ett stort miljöproblem. Varför?

•  SIV extra viktigt!

Görs i 98% H2SO4


Halogenerna (ns2p5) F, Cl, Br, I, At •  Egenskaper

o  Alla halogener är ickemetaller (At är radioaktivt) o  F är det mest elektronegativa elementet o  F2 är det mest oxiderande och reaktiva ämnet

•  Framställning o  F2 framställs genom elektrolys av KF (kaliumflourid) i HF (fluorvätesyra) o  Cl2 framställs genom elektrolys av NaCl o  Br2 och I2 framställs genom kemisk oxidation av salter med Cl2 som oxidationsmedel

•  Användning o  F2 används till framställning av teflon och fluorerade kolväten o  Cl2 används för kemikalieproduktion (organisk och oorganisk), blekning m m o  Br2 används för organisk syntes och i flamskyddsmedel o  I2, i form av I3–, används som redoxpar i TiO2-solceller o  NaClO, natriumhypoklorit, används i desinfektions- och blekmedel o  NaI används i bordssalt med jod

•  HF fluorvätesyra, mycket farlig (trots pKa ca 3). Löser upp glas!


Ädelgaserna (ns2p6) He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn •  Rn är radioaktivt •  Mycket oreaktiva (inerta) mononatomära gaser •  Alla utom He och Rn utvinns genom destillation av kondenserad luft •  He utvinns ur naturgas som kan innehålla upp till 7% He •  Rn bildas ur radioaktivt sönderfall av Ra •  4He2+ kallas för α-partikel och bildas vid radioaktivt sönderfall •  Flytande helium används som kylmedium (< 4 K) för magnetröntgen, NMR m m •  Ne används i neonskyltar. Ger röd-orange ljus, men inblandning av andra ädelgaser

(krypton, argon) ger andra färger •  Xe är den enda ädelgasen som bildar någorlunda stabila kemiska föreningar, t ex XeF4,

XeO3

Ädelgaskonstverk av Tom Anthony

Documents

KEMA02 Oorganisk kemi – grundkurs F6 · 2013. 4. 16. · Periodiska systemet Grundämnenas förekomst . Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institution