NTNU Norges teknisk-naturvitenskaelige universitet Fakultet for naturvitenska og teknologi Institutt for materialteknologi TMT4112 KJEMI LØSNINGSFORSLAG TIL ØVING NR. 13, HØST 2009 OPPGAVE 1 Ved bruk av Paulings elektronegativitetsskala. Viktig å benytte tall fra samme skala ved sammenligning. a) i) C<N<O ii) Se<S<Cl iii) Si<Sn<Ge iv)ge<tl<s v) K=Rb<Na vi) Ga<B<O b) i) Si-F ii) P-Cl iii) S-F iv) Si-Cl v) C-H vi) Al-Br OPPGAVE 2 a) 2-metyl-roan (isobutan) sykloheksan fenol b) H 3 C-CH 2 -CH=CH 2 1-buten
2 2-metyl-roen (isobuten) cis-2-buten trans-2-buten OPPGAVE 3 a) Lewis-struktur til et molekyl: i) Finn antall valenselektroner til molekylet. ii) Konstruer bindinger mellom atomene ved å dele elektronar (enkelt, dobbelt eller triel bindinger). iii) Fordel resterende elektroner slik at oktett-regelen er ofylt. Avvik fra oktett-regelen er ikke uvanlig: i) Duett-regelen for H, He (har kun to elektroner rundt seg). ii) B og Be har ofte ikke ofylt oktett-regelen og mangler ett (B) eller to (Be) elektronar. iii) Elementer fra og med eriode 3 kan overskride oktett-regelen. Disse elementene danner i disse tilfellene vanligvis 5 eller 6 bindinger til naboatomer. b) Resonansstruktur: For enkelte molekyler finnes det flere enn én mulig lassering av enkeltog dobbeltbindinger i et og samme molekyl. For disse molekylene konstrueres en resonansstruktur der Lewis-strukturene med enkelt- og dobbeltbindingene lassert ulikt er degenererte. Dvs. at hver struktur har samme energi og at dobbeltbindingen sres likt utover de mulige lasseringene. Resonansstrukturer med lavest formell ladning har lavest energi. c) For grunnstoff fra og med eriode 3 kan også d-orbitalene bidra til kjemiske bindinger. Dette betyr at disse elementene kan overskride oktett-regelen og kan ha flere enn 8 valenselektroner rundt seg. F. eks., svovel som har elektronkonfigurasjon [Ne]3s 2 3 4 3d 0, kan benytte de tomme d-orbitalene til å motta elektroner fra andre mer elektroositive atomer. Oktettregelen tar ikke hensyn til at d-orbitalene er sterkt delaktig i kjemiske bindinger for tyngre elementer.
3 d) For sulfationet er det også mulig å tegne resonansstrukturer med bare enkeltbindinger rundt S- atomet. Dette vil gjøre at oktettregelen ofylles for S, men denne resonansstrukturen er allikevel ikke tatt med her. Grunnen til det er at formell ladning å ionets atomer vil være større (for eksemel +2 å S og -1 å O) og resonansstrukturen har derfor en høyere energi enn de to som er angitt over. De to resonansstrukturene over reresenterer de to mest stabile for sulfat-ionet. e) Lewis strukturen gir informasjon om molekylets geometri med tanke å om bindingsvinkler er rette eller bøyde, og om det er enkelt, dobbelt eller triel binding mellom de ulike atomene i molekylet (angir relativ bindingsstyrke). De kan derimot ikke alltid rediktere riktig bindingsvinkler i molekyler. Lewis strukturer kan heller ikke si noe om molekylets magnetiske egenskaer, dvs. om molekylet har arede eller uarede elektroner. OPPGAVE 4 a) Valens skall elektron reulsjon teorien (VSEPR) er basert å rinsiet om å minimalisere frastøtningen mellom elektronar rundt sentralatomet i et molekyl. i) Bestem Lewis-strukturen til molekylet. ii) Tell antall elektronar rundt sentralatomet, tell dobbelt- og trielbindinger som ett enkelt elektronar.
4 iii) Finn lassering av elektronarene rundt sentralatomet ved å arrangere elektronarene slik at reulsjon mellom dem minimaliseres (dvs. lasser de så langt fra hverandre som mulig). iv) Frie elektronar samt dobbel- og trielbindinger trenger større lass enn bindende elektronar rundt sentralatomet og disse lasseres slik at frastøtningen minimaliseres, for eksemel ekvatoriell osisjon i en trigonal biyramide. Frie elektronar samt dobbel- og trielbindinger vil normalt erturbere (forskyve) den idealiserte geometrien. v) Molekylgeometri bestemmes ved å se bort fra de frie elektronarene. b) c) PCl 5 : Fem elektronar rundt sentralatomet arrangeres i en trigonal biyramide. Molekylet har en ideell trigonal biyramidal struktur der alle P-Cl bindingene er like. POF 3 : Fire elektronar (ser bort fra dobbeltbindingen) rundt sentralatomet arrangeres som et tetraeder. Dobbeltbindingen P=O krever større lass å sentralatomet slik at elektronarene som danner P-F bindingene forskyves mot hverandre. Bindingsvinkel F-P-F < 109.5 og O-P- F > 109.5. Molekylet har en erturbert (forskøvet) tetraedrisk struktur. SF 4 : Fem elektronar rundt sentralatomet arrangeres i en trigonal biyramidal struktur. Det frie elektronaret lasseres ekvatorielt (i det lanet hvor tre av elektronarene er lassert) da dette gir minst frastøtning. Det frie elektronaret til S tar større lass enn de bindende elektronarene i S-F bindingene, og dette gjør at molekylet blir forskjøvet; bindingsvinklene F-S-F blir mindre enn 180 og 120 (som i den ideelle trigonale biyramidale strukturen). Molekylet har en sagkrakk -struktur (noen kaller det også viehuske-struktur). OPPGAVE 5 a) C(s) + CO 2 (g) = 2 CO(g) ΔH f 0-394 2(-111) kj S 6 214 2 198 J K -1 ΔH r,298 = 2(-111) + 394 = -222 + 394 = 172 kj ΔS r,298 = 2 198-6-214 = 396-6-214 = 176 J K -1 b) ΔG r,298 = ΔH r,298-298 ΔS r,298 = 172000-298 176 = 119552 J o DG 119552 ln K = - = = 48,254 RT 8,314 298 K = 1,1 10-21 2 CO = CO2 P CO2 = 1 atm 2 CO = 1,1 10-21 P CO = 3 10-11 atm
5 c) CO er termodynamisk ustabil ved 25 C. Men ved denne temeraturen er reaksjonshastigheten neglisjerbar: Ikke noe av CO2-gassen vil omsettes. Gassblandingen vil ikke komme til likevekt ved denne temeraturen. d) CO2 = CO = 0,5 K = 2 CO CO2 = CO = 0,5 R ln K = G T = H T ΔS H T = RlnK S = 172000 8,314( 0,693) + 176 = 946 K 673 C