Föreläsningar, kapitel 7 - IFM

Mendelevs periodiska system
Notera luckorna som betecknar element som var okända
vid den tiden. Med hjälp av systement lyckades Mendelev
förutsäga dessa grundämnens egenskaper.

Vårt nuvarande periodiska system. Elementen kan primärt delas
upp i metaller och icke-metaller. Rader bildar perioder och
kolumner bildar grupper. Du bör känna till grupperna ädelgaser,
alkalimetaller, alkaliska jordartsmetaller, halogener,
övergångsmetaller.

Elektronkonfigurationer: Väte
Ökande energi
i denna riktning
”Pil upp”: elektron med
spinn m s =½.
Namn på orbital
”Pil ner” (på följande
bilder): elektron med
m s =-½

Aufbauprincipen
Elektroner adderas en och en till tillgängliga orbitaler som är av samma
typ som de i väteatomen. Orbitalerna besätts i ordning av ökande
energi.
Det vill säga: Nästa elektron placeras i den tillgängliga orbital som har
lägst energi.
Detta för att ge en atom som har så låg energi som möjligt, alltså mest
stabil.

Pauliprincipen
Två elektroner i en given atom kan inte ha samtliga fyra
kvanttal, n, l, m l och m s likadana.
Alternativ formulering:
Det bara kan finnas två elektroner i samma orbital.

Elektronkonfigurationer: Helium
Aufbauprincipen: Addera
nästa elektron till den den
tillgängliga orbital med
lägst energi.
Pauliprincipen: Det får
plats två elektroner i varje
orbital.
Elektron två får alltså också
plats i orbitalen 1s.

Elektronkonfigurationer: Litium
Aufbauprincipen: Addera
nästa elektron till den den
tillgängliga orbital med lägst
energi.
Pauliprincipen: Det får plats
två elektroner i varje orbital.
Elektron tre får alltså inte
plats i orbitalen 1s utan
måste placeras i orbitalen i
näästa energinivå 2s.

Hunds regel
Det tillstånd med flest parallella spinn har lägst energi
Detta får till följd att en elektron placeras ut i varje
orbital med en viss energinivå före fyllda orbitaler
bildas.

Elektronkonfigurationer: Kol
Hunds regel: Om två tillgängliga
orbitaler har lika stor energi är
det fördelaktigast att placera
elektronerna så att det blir så
många prallella spinn som
möjligt. Alltså: Fyll alla
tillgängliga orbitaler på samma
energinivå med en elektron före
två elektroner placeras i någon
av dem.
Elektron sex ska alltså inte
placeras i samma orbital som
elektron fem utan i en annan 2p.

Elektronkonfigurationer: Natrium

Elektronkonfigurationer: Aluminium

Elektronkonfigurationer: Argon

Vissa orbitaler har inte den förväntade energin!!
4s orbitalen har i allmänhet lägre energi än 3d orbitalen
och fylls därför först.
(Notera dock några undantag)
• Detsamma gäller 5s och 4d orbitalerna etc.

Elektronkonfigurationer: Kalium

Elektronkonfigurationer: Scandium

Elektronkonfigurationer: Vanadin

Elektronkonfigurationer: Krom
Kroms elektronkonfiguration utgör
ett undantag som bör memoreras!

Elektronkonfigurationer: Järn

Elektronkonfigurationer: Nickel

Elektronkonfigurationer: Koppar
Koppars elektronkonfiguration utgör
ett undantag som bör memoreras!

Elektronkonfigurationer: Zink

Elektronkonfigurationer: Krypton

Hur specifieras en viss elektronkonfiguration
Metod ett: Antalet elektroner i varje orbital noteras som superskript.
Exempel:
H: 1s 1
O: 1s 2 2s 2 2p 4
Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Hur specifieras en viss elektronkonfiguration
Metod två: Närmaste ädelgasen med färre elektroner noteras
inom hakparentes. Antalet ytterligare elektroner noteras som i
metod ett.
Exempel:
H: 1s 1
O: [He] 2s 2 2p 4
Cr: [Ar]4s 1 3d 5

Lantanoider och aktinoider
Efter ämnet lantan ([Xe]6s 2 5d 1 ) börjar 4f orbitalerna fyllas på.
Anledningen till att de inte gör det förrän efter första 5d orbitalen
är för att dessa orbitaler har mycket lika energi. Detta är också
orsaken till att en 5d orbital ibalnd fylls i stället för en 4f orbital.
De fjorton element som inleds med lantan och i huvudsak har
partiellt fyllda 4f orbitaler kallas lantanoider.
Samma resonemang gäller för de fjorton element som inleds
med aktinium ([Ra]7s 2 6d 1 ). Dessa kallas aktinoider.

Varför detta prat om elektroner och nästan inget om
protoner och neutroner
Det är elektronerna som är viktiga i kemi!
Det är elektroner som försvinner eller tillkommer när joner bildas och
det är elektroner som delas mellan atomer i kovalenta bindningar.
För att förstå vilka reaktioner som kan ske och vilka föreningar som kan
bildas är av största vikt att känna till atomers elektronkonfigurationer
och att kunna gruppera grundämnen utifrån dessa.
”…governs most of physics and all of chemistry…”
Paul Dirac kommenterar sin relativistiska version av Schrödingerekvationen
utan alltför mycket falsk blygsamhet.

Joniseringsenergi
Definition:
Den energi som krävs för att ta bort en elektron från en atom eller
jon i gasfas.
X (g) X + (g) + e -

Joniseringsenergi: Aluminium
Al (g) Al + (g) + e -
Al + (g) Al 2+ (g) + e -
Al + (g) Al 2+ (g) + e -
Al + (g) Al 2+ (g) + e -
I 1 = 580 kJ/mol
I 2 = 1815 kJ/mol
I 3 = 2740 kJ/mol
I 4 = 11 600 kJ/mol
Denna ordning kan förklaras
med aluminiums elektronkonfiguration
samt kärnladdning
i förhållande till
antal elektroner.

Joniseringsenergier: trender
Notera:
1) Joniseringsenergin minskar
generellt för följande ämnen i
samma grupp.
2) Joniseringsenergin ökar i
allmänhet för följande ämnen i
samma period.
3) Vissa undantag från regel 2
Du bör kunna förklara dessa trender!

Elektronaffinitet
Definition:
Den energi som är associeread med att addera en elektron till en
en atom eller jon i gasfas.
X (g) + e - X - (g)
Notera att det ibland frigörs energi då en elektron adderas. Detta
anges som att elektronaffiniteten är negativ (jfr ∆H i kemiska
reaktioner).

Elektronaffinitet: Trender
Förklaring: Elektroner i samma period är inte effektiva för att skärma kärnladdningen
”Attraktionskraften för en till elektron ökar när kärnladdningen ökar”
Förklaring: Elektroner i
”nästa atomskal” binds
svagare.
Läs själv om vissa
undantag i boken.

Atomsradie
En definition av atomradie är halva atomavståndet i
en kovalent bindning i en diatomär molekyl av
atomer.
Notera att för atomer som inte bildar sådana
molekyler måste andra definitioner användas (se
boken).
Oavsett definition är en typisk atomradie av
storleksordningen 1 Å = 100 pm.

Atomradier: Trender
1) Atomer blir större i
följande element i
samma grupp.
2) Atomer blir mindre
i följande element
i samma period.
Förklaring: Orbitaler ökar i
storlek när huvudkvanttalet
ökar
Förklaring: Den effektiva
kärnladdningen och därmed
den elektrostatiska
attraktionen blir större
eftersom skärmningen inte
är effektiv för elektroner i
samma skal.

Alkalimetallerna
Metal
Densitet
(g/cm 3 )
T smält
(°C)
T kok
(°C)
E ionisation
(kJ·mol −1 )
Atomradie
(pm)
Litium 0.53 180 1330 520 152 60
Natrium 0.97 98 892 495 186 95
Kalium 0.86 64 760 419 227 133
Rubidium 1.53 39 668 409 247 148
Cesium 1.87 29 690 382 265 169
Jonradie
(pm)

Alkalimetaller: Några typiska reaktioner
Atomerna bildar alla lätt positiva joner med laddning plus ett och är ytterst
reaktiva. Några typiska reaktioner:
Na(s) + S (s) Na 2 S(s)
6Li(s) + N 2 (g) 2Li 3 N(s)
2Na (s) + O 2 (g) Na 2 O 2 (s)
innehåller natriumjoner och sulfidjoner
innehåller litiumjoner och nitridjoner
innehåller natriumjoner och peroxidjoner

Alkalimetaller: Reduktionsförmåga
Från joniseringsenergierna kan slutsatsen att reduktionsförmågan är i
ordningen
Cs > Rb > K > Na > Li
Det stämmer också i allmänhet och speciellt för rektioner som
involverar fasta alkalimetaller och ickemetaller.

Alkalimetaller: Reaktion med vatten
2M(s) + 2H 2 O(l) H 2 (g) + 2M + (aq) + OH - (aq)
För att förutsäga vilken av alkalimetallerna reagerar lättast enligt ovan
måste förutom deras förmåga som reaktionsmedel även betrakta hur
lätt det är att hydrera de bildade jonerna. Det visar sig att litium
hydreras lättast och att ordningen här är Li > K > Na för de tre lättaste
alkalimetallerna.
Det betyder inte att litium reagerar snabbast med vatten. Anledningen
är den låga kokpunkten för natrium och kalium som gör att de smälter.
Reaktionsytan blir därför större varvid reaktionshastigheten ökar.