Materia 2.0
Rutherford
En kärna med positivt laddade protoner i mitten och elektroner som kretsar runt.
Thomson
Protoner och elektroner är utspridda jämnt i atomen, som en "plumpudding". Elektronerna är inte budna
Dalton
Atomer är odelbara- Alla atomer av ett grundämne är identiska i massa, storlek och kemiska egenskaper, denna modell hade ingen inre struktur
Bohr
Elektronerna kretsar i specifika cirkulära banor med bestämda energinivåer. De avger ljus nör de hoppar till lägre energiskal
Pauliprincipen
Två elektroner i en atom kan inte ha samma kvanttal, varje elektron är unik.
Hunds regel
Fyll enskilda orbitaler i samma energinivå med en elektron vardera (med samma spinn) innan du parar ihop dom. Målet är att minimera avstörning och skapa en stabil konfiguration
Aufbauprinzipien
Fyll orbitalerna från den lägsta energinivån till den högsta.
Hög kokpunkt
Lika med starka bindningar (behövs mer energi för att bryta)
Intra molekylära krafter
Håller ihop atomer INOM en molekyl
Kovalenta och joniska bindningar
Intermolekylära krafter
De svaga krafter som verkar mellan olika molekyler. De påverkar ämnets aggregationsform
Typer av intermolekylära krafter
Dipol-dipol - mellan polära molekyler (har en positiv och en negativ sida) ex: HCl
Jon-dipol - mellan en jon och en polär molekyl ex: NaCl i H2O
Vätebindningar - stark dipol-dipol-kraft som uppstår när väte är bundet till syre (O), kväve (N) och fluor (F) ex: H2O
Van der Waals: svaga krafter, krafter som verkar mellan molekyler med tillfälliga laddningar, är opolära ex: CH4
Katjon
(X+)
Har en extra positiv laddning (brist på en elektron).
Svagare bindning eftersom färre elektroner delas
Anjon
(X-)
Har en extra negativ laddning (en extra elektron)
Starkare bindning eftersom fler elektroner delas.
LCAO-MO teorin
Teori:
Atomorbitaler kombineras för att bilda molekylära orbitaler
Syfte:
Förutspå hur elektroner delas och bestämma bindningslängd
Exempel:
En anjon (X-) har en kortare och starkare bindning än en katjon (X+) på grund av den extra elektronen som ökar elektrontätheten i de bindande orbitalerna
Atomradie
Mått på storleken av en atom, avståndet från atomkärnan till de yttersta valenselektronerna.
Minskar från vänster till höger - kärnladdningen ökar, vilket drar elektronerna närmare
Ökar nedåt - Nya elektronskal läggs till
Joniseringsenergi
Energin som krävs för att ta bort en elektron och omvandla den till en positivt laddad jon
Ökar från vänster till höger - Svårare att ta bort en elektron när de hålls hårdare av kärnan
Minskar nedåt - Lättare att ta bort en elektron när de är längre bort från kärnan.
Första ordningens joniseringsenergi
Energin som krävs för att ta bort den första elektronen från en neutral atom för att bilda en positivt laddad jon
Generellt lägre än efterföljande joniseringsenergin eftersom det är lättast att ta bort en elektron från en neutral atom
Andra ordningens joniseringsenergi
Energin som krävs för att ta bort den andra elektronen från en redan + laddad jon
Vanligtvis högre än den första, eftersom det är svårare att ta bort en elektron från en positivt laddad jon. (Den finns en starkare attraktion mellan kärnan och de återstående elektronerna.
Elektronnegativitet
Kemisk egenskap som mäter en atoms förmåga att attrahera delade elektroner i en kemisk bindning
Ökar från vänster till höger, atomstorleken minskar och kärnladdningen ökar, attraktionen ökar för bindningselektroner
Minskar nedåt, atomstorleken ökar vilket gör att valenselektronerna är längre bort från kärnan och mindre attraherade.
Jonisk bindning: Om två atomer har signifikanta skillnader i elektronnegativitet kommer den mer elektronegativa atomer att “ta” elektroner från den mindre elektronegativa → bindande av joner och en jonisk binding
Kovalent bindning: om två atomer har liknande elektronegativitet, kommer de att dela sina elektroner i en kovalent bindning
Elektronaffinitet
Energin som frigörs eller krävs när en atom tar emot en elektron för att bilda en negativt laddad jon
Ökar från vänster till höger - atomstorleken minskar, vilket gör det lättare att attrahera en elektron
Minskar nedåt - Atomstorleken ökar och elektronerna är längre bort från kärnan.
Huvudkvantal
(n)
Beskriver energinivån och storleken på elektronskalet
Ex . 4p-subskalet ger n=4
Azimutalkvantal
(l)
Beskriver formen på orbitalen
s=0, p=1, d=2 och f=3
Magnetkvantalet
(m)
Beskriver orienteringen i rymden och magnetiska riktningen hos elektronen
s-orbital= 0
p-orbital= -1, 0, 1
d-orbital= -2, -1, 0, 1, 2
f-orbital= -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
Spinkvanttal
(s)
Beskriver elektronens egen rotation och dess magnetiska egenskaper
(spinn ner) -½ eller (spinn upp) +1/2
Redoxreaktioner
En kemisk reaktion där elektroner överförs
Oxidation
Ett ämne avger elektroner (oxidationstalet ökar)
Reduktion
Ett ämne tar upp elektroner (oxidationstalet minskar)
Åskådarjoner
Joner som inte deltar i reaktionen
Titrering
En metod för att bestämma en okänd koncentration av ett ämne
Man tillsätter en lösning med känd koncentration (titrand) tills reaktionen är färdig
Används ofta med en byrett (för att mäta volymen) och en E-kolv (som innehåller provet)
Lewis-struktur och resonans
Lewis-struktur: Visar hur valenselektronerna är ordnade i en molekyl
Resonansstrukturer: Används när en enda Lewis-struktur inte räcker för att beskriva elektronerna. Den verkliga strukturen är en blandning av alla resonsstrukturer
VSEPR_teori (molekylgeometri)
Förutsäger en molekyls form baserat på att elektronpar (både bindande och ensamma) runt en cetralatom stöter bort varandra
Molekylen antar den form som minimerar den avstötningen (ex. tetraedrisk, trigonal, planär och linjär)
Hybridisering
Processen där atomorbitaler blandas för att skapa nya, likvärdiga hydridorbitaler som kan användas för bindningar
Dipolmoment
En molekyl har ett dipolmoment om laddningen är ojämnt fördelad, vilket skapar en positiv och en negativ ände
Molekyler med symmetrisk geometri (ex. CO2) har inget nettodipolmoment, även om de indiciduella bindningarna är polära
Molekylorbitaldiagram (MO)
Ett diagram som visar energinivåerna för orbitaler i en molekyl
Orbitalerna delas in i bindande (lägre energi) och antibindande (högre energi)
Paramegnetism: en molekyl är paramegnetisk om det har oparade elektroner
Bindningstal
Ett mått på hur många bindningar som finns mellan två atomer
Formel: (antal elektroner i bindande orbitaler - antalet elektroner i antibindande orbitaler)/2
Ju högre bindningstal, desto starkare och kortare bindning
Teoretiskt utbyte
Den maximala mängd produkt som kan bildas i en reaktion baserat på mängden reaktanter
Limiterande reaktant: Den reaktant som tar slut först och begränsar mängden produkt som kan bildas.
Löslighet
Principen “lika löser lika” förklarar varför polära ämnen (som vatten) löser polära ämnen, och opolära ämnen (som bensen) löser opolära ämnen. Exempelvis löser sig eten i bensen men inte i vatten
Vätebindningar och kokpunkt
Ämnen med vätebindningar har en högre kokpunkt än likande ämnen utan, eftersom det krävs mer energi för att bryta de starka bindningarna. Exempelvis har HF högre kokpunkt än HCl
Metallbindningar och smältpunkt
Metallbindningar beror på de uýttre valenselektronernas attraktion till atomkärnorna. Ju fler elektroner per atom, desto starkare bindning
Exempel: Magnesium (Mg) har högre smältpunkt än natrium (Na) eftersom varje Mg-atom avger två valenselektroner medan varje Na-atom bara avger en, vilket ger en starkare metallbindning i magnesium
Opolära eller polära
Opolära är när de har samma eller lika mycket elektronegativitet
Polära när det är har tydlig skillnad i elektronegativitet