TMT4130 - Eksamensforberedende

Fortell om de ulike kvantetallene. Hva slags navn, symbol og verdi har de?

1.

Navn: Hovedkvantetall

Symbol: n

Verdi: Z+ (positive heltall)

Info: Energien til atomorbital

2.

Navn: Orbitalvinkelmomentkvantetall

Symbol: l

Verdi: n-1

Info: Fasongen til orbitalen

3.

Navn: Magnetisk kvantetall

Symbol: ml

Verdi: -l til 0 til +l

Info: Beskriver retningen i rommet

4.

Navn: Magnetisk spinnkvantetall

Symbol: ms

Verdi: +1/2, -1/2

Info: Beskriver spinnet

Utred om atomorbital. Hva er prinsippet, navnene og fasongene (s, p, d)?

Prinsipp:

Atomorbitaler er områder i rommet rundt atomkjernen der det er høy sannsynlighet for å finne elektroner. Dette er løsninger av Schrödingers ligning.

Navn:

l = 0 -> s-orbital

l = 1 -> p-orbitaler

l = 2 -> d-orbitaler

l = 3 -> f-orbitaler

Fasong:

S- orbital: en runding/ballong rundt origo

P-orbital: Disse har to regioner med høy elektrontetthet som ligger langs de tre akser (x, y og z) og har en nodalplan i midten som gjør formen til en åttetall.

D-orbital: 5 forskjellige typer med mer spesifikke romlige orienteringer.

F-orbital: Komplekse og har større variasjon.

Hva er nodalplan og hvordan bestemmer man fortegnet?

Et nodalplan er området det er null sannsynlighet å finne elektroner.

Antall nodalplan = Orbitalvinkelmomentkvantetall, l

Fortegnet til nodalplanet avhenger av hvordan bølgefunksjonen er definert i forhold til koordinatsystemet og valget av retning.

Så for å finne fortegnet til nodalplanet, ser du på hvordan elektrontettheten endres mens du krysser det. Hvis elektrontettheten endrer seg fra positiv til negativ, er det et skifte, og du kan velge det som referansepunkt for fortegnet.

1e- atomet

- Kunn ett elektron og en atomkjerne

- radien r fra e- til kjernen = den potensielle energien (siden det ikke er noen andre e- tilstedet)

Eks. H, He+, Li2+

Aufbau-prinsippet

Beskriver rekkefølgen der elektroner fyller atomorbitaler i et atom når det dannes. Elektroner blir plassert i de laveste energiorbitalene først før de går videre til høyere energinivåer.

Paulis utelukkelsesprinsipp

To elektroner i samme atom kan ikke ha de samme kvantetallene.

Dette betyr at hvert elektron må ha unike kvantetall, noe som fører til at de fyller orbitalene parvis med motsatt spin.

Hunds regel

Når orbitaler av samme energi er tilgjengelige, fyller elektronene dem først med parallelle spinn før de parer dem.

Dette betyr at elektronene helst unngår å pare seg i samme orbital for å minimere elektron-elektronavstøtning.

Hva er skjerming?

Elektronet i et atomorbital ser en lavere kjerneladning pga skjerming. Hvor stor skjermingen er avhenger av hvilket orbital elektronet befinner seg.

e- i s- orbitaler skjermer best

e- i f- orbitaler skjermer dårligst.

s > p > d > f

Hva er trendene for de periodiske egenskapene?

Atomradius/ioneradius, ioniseringsenergi, elektronaffinititet, elektronegativitet og polarisasjon.

Øker mot høyre:

- Ioniseringsenergi

- Elektronaffinitet

- Elektronegativitet

Synker mot høyre:

- Atom/ionradius

Øker nedover:

- Atom/ionradius

- Polarisering

Synker nedover:

- Ioniseringsenergi

- Elektronaffinitet

- Elektronegativitet

Hvordan bestemmer man Lewisstruktur?

1. Skriv ned atomene.

2. Finn totalt antall valenselektroner.

3. Bestem atomers oktettstatus.

4. Tegn bindinger mellom atomene.

5. Fyll i ufordelte elektroner.

6. Sjekk totalt antall valenselektroner.

7. Sjekk atomers oktettstatus.

8. Juster elektronpar for multiple bindinger om nødvendig.

Hvordan bestemmer man hvor mange valense elektroner et atom har?

Dette er det samme som gruppenummeret atomet tilhører i peridodesystemet.

Hva er resonansstruktur?

Beskriver ulike måter å representere en molekylær struktur på, hvor atomers plassering og bindinger er de samme, men fordelingen av elektroner er forskjellig.

Den resonansstrukturen som har lavest formell ladning er mest stabil.

Hva er formell ladning?

Den elektriske ladningen til et atom i en molekylær struktur eller et ion.

Beregnes ved å trekke fra antalle ikke-deltatte elektroner og halvparten av delt elektronpar fra det totale antallet valenselektroner i et atom.

FC = antall valenselektroner i nøytralt atom−antall ikke-deltatte elektroner− 1/2​*antall delt elektronpar

Hvis formell ladning er positiv, betyr det at atomet har tapt elektroner og har en netto positiv ladning. Hvis det er negativt, betyr det at atomet har fått elektroner og har en netto negativ ladning. Hvis formell ladning er null, betyr det at atomet har oppfylt oktettregelen og er elektrisk nøytralt.

(Vi ønsker en negativ formell ladning på elektronegative atomer)

Hva står VSEPR for?

Hva er prinsippet til VSEPR?

Valenselektronrepulsjonsmodellen

Prinsipp: minimalisere repulsjoner mellom områder med høy elektron-tetthet

Hva er reglene for VSEPR-modellen?

1. Identifiser sentralatom.

(atomet med høyest gruppenummer eller lavest elektronegativitet. Ofte det første)

2. Tell valenselektronpar.

3. Forutsi elektronisk geometri.

4. Forutsi molekylær geometri.

5. Navngi geometrien.

Hva bestemmer geometrien?

De bindende elektronparene.

Antall elektronpar - arrangement

2 - lineært

3 - trigonalt plan

4 - tetraeder

5 - trigonal bipyramide

6 - oktaeder

Hvordan ser de ulike hybridiseringsmodellene ut? Lineær, trigonalt plan, tetraeder, trigonal bipyrmaide og oktaedriske

sp = lineær

sp2 = trigonalt plan

sp3 = tetraeder

sp3d = trigonal bipyramide

sp3d2 = oktaedriske

Tetraeder struktur

3D trekant. 4 kanter.

Trigonal bipyramide struktur

Dobbel 3D trekant.

5 kanter.

(Se for deg at trekantene står oppå hverandre)

Oktaeder struktur

Dobbel pyramide (oppå hverandre).

6 kanter.

Hva er valensbåndteorien?

Valensbindingsteorien baserer seg på kvantemekanikk. Bindinger oppstår ved at elektroner fra hvert atom som deltar i bindingen pares.

Tegn et MO-diagram

(VELDIG viktig å kunne!)

1. Tegn atomorbitalene

2. Identifiser energinivået (eks. 1s tegnes lavt og 2p høyere opp)

3. Lag MO-dragrammet (tegn vannrett linje for å representere energinivåene

4. Tegn molekylære orbitaler

5. Identifiser bindinger og antibindinger

6. Legg til elektroner

Fortell om enhetscellen

En enhetscelle er den minste byggesteinen til et krystallinsk faststoff. Den representerer den minste enheten som gjentas i alle retninger for å danne det periodiske mønsteret i krystallen.

Fortell om de 7 krystallsystemene

1. Kubisk (romsentrert, flatesentrert, primærsentrert)

- like lange sider og rette vinkler

- Alle aksene er like lange, og vinklene mellom dem er 90 grader.

Eks. NaCl

2. Tetragonal

- Enhetscellen har like lange sider, men bare en akse er vinkelrett på de to andre.

- To akser er like lange

Eks. ZnS

3. Ortorombisk

- Tre akser av forskjellig lengde, 90 graders vinkler.

- Ingen av aksene er like lange.

Eks. CaCO3

4. Monoklin:

- Enhetscellen har tre akser av forskjellig lengde, men bare to av dem er vinkelrette.

- Tre akser av forskjellige lengde, to vinkelrett

Eks. Gips

5. Trigonalt

- Enhetscellen har like lange sider, men vinklene er ikke 90 grader.

- Alle tre akser er like lange, men vinklene mellom dem er mindre enn 90 grader.

Eks. CaCO3

6. Hexagonal

- Enhetscellen har seks sider, hvorav tre er like lange og danner en vinkel på 120 grader, mens de andre tre er like lange, men står vinkelrett på de første.

Eks. Grafitt og wurtzitt (ZnS).

7. Triklint:

- Enhetscellen har tre akser av forskjellig lengde, og ingen av dem er vinkelrette mot de andre.

- Vinklene mellom akser er forskjellige fra 90 grader.

Eks. Labradoritt

Hvordan ser de tetteste kulepakningene ut?

hcp og ccp.

1. Kubisk tett pakning (ccp):

Partiklene er stablet i lag som ABABAB ..., der hvert lag er forskjøvet fra det forrige. Hver partikkel har 12 nærmeste naboer.

2. Hexagonal tett pakning (hcp):

Lagene er ordnet i ABCABC ... mønster, der hvert lag er forskjøvet fra det forrige. Hver partikkel har også 12 nærmeste naboer.

Hvordan ser de mer åpne pakningene ut?

Bcc og fcc

1. Kubisk romsentrert (bcc): Partiklene er i hjørnene og midten av en kube. Hvert atom har 8 nærmeste naboer.

2. Primitiv kubisk: vanlig kube, CN: 6, 55% av volumet er fylt

Hva er koordinasjonstall? CN

Antall nærmeste ionenaboer med motsatt ladning

Hva er krystallstrukturen til NiAs?

Anioner (As-): hcp

Kationer (Na+): alle okt. hull

CN (kation): 6

CN (anion): 6

Arsen ligger i et trigonalt prisme

Hvordan ser krystallstrukturen til NaCl ut?

Anioner (Cl-): ccp

Kationer (Na+): alle okt. hull

CN (kation): 6

CN (anion): 6

NaCl radius:

rc/ra = 102 pm / 181 pm = 0.56

rc = 0.56ra > rokt = 0.414ra

Hvordan ser krystallstrukturen til ZnS (zinkblende) ut?

Anioner (S2-): ccp

Kationer (Zn2+): 1/2 tet. hull

CN (kation): 4

CN (anion): 4

rc / ra = 0.4

0.4 > 0.225 :)

Hva er krystallstrukturen til Würsitt?

Anioner (S2-): hcp

Kationer (Zn2+): 1/2 tet. hull

CN (kation): 4

CN (anion): 4

Radiusforholdsregelen:

Hva er den, hvilke type hull er okkupert og hvilken krystallstruktur har de?

(KS) Zinkblende:

(Hull) Tetraedrisk

0.225 < rc/ra < 0.414

(KS) NaCl og NiAs:

(Hull) Oktaedrisk

0.414 < rc/ra < 0.732

(KS) CsCl:

(Hull) Kubisk

0.732 < rc/ra

Hva er krystallstrukturen til Fluoritt (CaF2)?

Anioner (F-): primitiv kubisk

Kationer (Ca2+): 1/2 kubiske hull

CN (kation): 8

CN (anion): 4

Hva er krystallstrukturen til Antifluoritt (Na2O)?

Anioner (O2-): ccp

Kationer (Na+): alle tetr. hull

CN (kation): 4

CN (anion): 8

Hva er krystallstrukturen til Rutil (TiO2)?

Anioner (O2-): hcp

Kationer (Ti4+): 1/2 okt. hull

CN (kation): 6

CN (anion): 3

Hva er krystallstrukturen til CdI2?

Anioner (I-): hcp

Kationer (Cd2+): 1/2 okt. hull

CN (kation): 6

CN (anion): 3

Hva er krystallstrukturen til CdCl2?

Anioner (Cl-): ccp

Kationer (Cd2+): 1/2 okt. hull

CN (kation): 6

CN (anion): 3

Hva er krystallstrukturen til Perovskitt (ABX3)?

A: Stort kation

B: lite kation

X: Anion (oftest O)

Anioner (O2-): ccp

Kationer (A): ccp

Kation (B): okt. hull

CN (kation A): 12

CN (kation B): 6

CN (anion): 12

Hva er krystallstrukturen til Spinell (AB2O4)?

Anioner (O2-): ccp

Kationer (A): 1/8 tet. hull

Kationer (B): 1/2 okt. hull

CN (kation): 4/6

CN (anion): 3

Hva er krystallstrukturen til CsCl?

Anioner (Cl-): primitiv kubisk

Kationer (Cs+): alle kubiske hull

CN (kation): 8

CN (anion): 8

rkub = 0.732ra

CsCl:

rc/ra = 174 pm / 187 = 0.96

rc = 0.96ra > rkub = 0.732ra

0.96 > 0.732 :)

Hvordan predikerer man struktur?

Ved hjelp av radiusforholdsregelen: x = rc / ra

0.225 < x < 0.414 tetraedrisk hull

0.414 < x < 0.732 oktaedrisk hull

x > 0.732 kubisk hull

Hvordan regner man ut gitterentalpi?

ΔH_L = gitterentalpi

Alltid positiv.

ΔH_L = (N_A |zazb|) / d (1- 34.5 pm/d) 1.21*10^5 kJpmmol-1)

MX(s) = M+(g) + X-(g)

- Må re på elektrostatiske interaksjoner

- Columbs lov

- Bakgrunn for Born-Mayer ligningen

Hva er Born-Mayer ligningen?

ΔH_L = (N_A |zazb e^2|) / (4 pi e_0 d) (1- d/d) 1.2110^5 kJpmmol-1)

Hva er kapustinkii ligningen?

ΔH_L = (N_A |zazb|) / d (1- d/d) 1.2110^5 kJpmmol-1)

Defekter

Avvik eller uregelmessigheter i den periodiske strukturen til et faststoff. Disse avvikene kan være mangler i atomer, feil i atomposisjoner eller overflødige atomer eller ioner.

Tre typer:

1. Intrinsikke defekter

- iboende i rent materiale

2. Ekstrinsikke defekter

- doping

3. Punktdefekter

- vakanser

- feilplasserte

Ikke-støkiometri

Avvik fra ideel struktur. Minst ett av atomene i forbindelsen kan inneha flere oksidasjonstall.

Eks. Fe-1-xO i wurzittstruktur

Hvordan tegner man båndstruktur?

1. Start med å tegne aksen for energinivåene langs den horisontale aksen.

2. Tegn båndene som representerer tillatte energitilstander for elektronene. Vanligvis er det valensbåndet (hvor valenselektronene er) og ledningsbåndet (hvor elektronene kan bevege seg fritt).

3. Fyll båndene med elektroner i henhold til Paulis eksklusjonsprinsipp og Hund's regel.

4. Hvis det er et båndgap, tegn en luke mellom valens- og ledningsbåndene, og merk energinivåene til båndene.

Hvordan tegner man elektrisk ledningsevne?

1. Elektrisk ledningsevne er avhengig av hvor godt elektronene kan bevege seg gjennom materialet.

2. I en leder er ledningsbåndet delvis fylt, og det er mange ledige elektroniske tilstander nær valensbåndet. Dette tillater enkeltbevegelse av elektroner, noe som resulterer i høy ledningsevne.

3. I en isolator er valens- og ledningsbåndene adskilt av et stort båndgap, og det er få eller ingen ledige tilstander i ledningsbåndet. Dette begrenser elektronbevegelse, og materialet har lav ledningsevne.

4. I en halvleder er båndgapet mellom valens- og ledningsbåndene moderat, slik at noen elektroner kan hoppe over gapet og bli ledere når de blir eksitert.

Fortell om de ulike brønstedsyrene: akvasyrer, hydroksosyrer og oksosyrer

Akvasyrer:

- Syrer som gir fra seg protoner i form av vannmolekyler.

- Eks. HCl og H2SO4 (H2O = base)

Hydroksosyrer:

- Syrer som gir fra seg protoner i form av hydroksygrupper (OH-)

.- Eks. H3PO4 og H2CO3 (OH- = baser)

Oksosyrer:

- Syrer som inneholder oksygenatom som er bundet til et annet atom gjennom en dobbeltbinding, vanligvis til et hydrogenatom(OH).

Eks. H2SO4 og H3PO4 (O = protongiver)

Hva er forskjellen mellom sure, basiske og amfotære oksider?

Kom med noen eksempler.

Sure: danner sure løsninger når de reagerer med vann. Gir fra seg protoner.

Eks. CO2

Basiske: danner basiske løsninger når de reagerer med vann. Tar opp protoner.

Eks. Na2O

Amfotære: fungerer som både sure og basiske oksider, avhenigig av hvilken type stoff de reagerer med.

Eks. Al2O3

Hvordan identifiserer man lewis syrer og baser?

Syre:

- Tar til seg elektroner

- Elektronpar-akseptor

Eks. B(Me)3

Base:

- Avgir elektroner

- Elektronpar-donor

Eks. NH3

Hva er supersyre og superbase?

Supersyre:

Sterkere enn 100% H2SO4

Eks. H2F+

Superbase:

Sterkere base enn OH-

Hva er definisjonen på harde/myke syrer/baser.

Kom med noen eksempler.

Harde syrer/baser:

Harde syrer og baser er de som har en tendens til å samhandle med hverandre gjennom sterke elektrostatiske krefter.

Harde syrer har vanligvis små atomer med høy ladningstetthet og liten polariserbarhet.

Harde baser har vanligvis små, sterkt elektronegative atomer eller ioner.

Eks.

Harde syrer:

H+, Li+, Na+, Mg2+

Harde baser:

F-, OH-, O2-

Myke syrer/baser:

Myke syrer og baser er de som har en tendens til å samhandle med hverandre gjennom svakere elektrostatiske krefter og ofte gjennom koordinasjonsbindinger.

Myke syrer har vanligvis store atomer med lavere ladningstetthet og høyere polariserbarhet.

Myke baser har vanligvis store, svakt elektronegative atomer eller ioner.

Eks.

Myke syrer:

Au+, Ag+, BH3

Myke baser:

CN-, CO, I-, S2-

Hva er ligander og nomenklatur?

Ligand: Et ion eller molekyl som kan binde seg til sentralatom i et kompleks, men som også kan eksistere på egenhånd.

Nomenklatur: Betegner et regelverk for bruk av navn eller fagord.

- Viktigere å kunne lese enn å kunne skrive!

Fortell om de strukturelle isomere (koblingsisomere, ioniseringsisomere, koordinasjonsisomere og hydratisomere).

1. Koblingsisomere

- Forskjellige måter atomene kan være bundet på.

- Ulike strukturer og egenskaper.

Eks. NO2-, KN og KO

2. Ioniseringsisomere

- Gir forskjellige ioniske arter når de løses i vann

Eks. Ligand eller motion bytter posisjon (motionet er det som er ladningsbalanserende)

3. Koordinasjonsisomere

- Kompleksforbindelser hvor ligandene er forskjellige, men antallet og typen koordinative bindinger er like.

Eks. Anion og kation bytter plass

4. Hydratisomere

- Kompelsforbindelser der vannmolekylgrupper er bundet på forskjellige steder rundt et sentralt metallion.

Hva er de ulike steroisomere?

1. Geometrisk isomere: cis/trans og fac/mer

cis/trans MB4C2

fac/mer MB3C3

2. Optisk isomere MA2B2C2

Eneste som skiller de optiske isomere er dreining av planpolarisert lys

- Kan skille dem ved å la dem reagere med et annet kiralt kompleks. Da får dem forskjellige egenskaper

Hvordan vet man antall e- i et d-metall kation?

VIKTIG

Antallet elektroner i et d-metallkation kan bestemmes ved å se på ladningen til kationet og kjente egenskaper ved elementet.

D-metallkationer mister elektroner for å danne positive ioner. Derfor er antallet elektroner i kationen lik differansen mellom antallet elektroner i det nøytrale atomet og ladningen til kationen.

Hva er krystallfeltteorien?

Krystallfeltteorien tar utgangspunkt i elektrostatisk frastøtning mellom ligandenes elektroner og d-elektroner i sentralatomet. De d-orbitalene som ligger nærmest ligandene får høyest energi, mens de d-orbitalene som er plassert slik at de føler minst frastøtning for lavest energi.

- Ser på ligander som punktladninger

Hva er nomenklaturen (prinsippene) for å kunne navngi komplekser?

OBS! Kation (+) navngis før i koordinasjonsforbindelser

For komplekser gjelder:

1. Ligander navngis før metallion

2. Navn på ligander

3. Antall ligander: mono, di (bis), tri (tris), tetra, penta,..

4. Oksidasjonstall til kation angis i parantes(romertall)

5. Dersom flere forskjellige ligander: alfabetisk orden

6. Anion: -at på slutten av metallnavn

Gi eksempler på noen typiske ligander og deres navn

NH3 - Ammine

H2O - Aqua

CO - Carbonyl

Br- - Bromido

CN- - cyanido