Lektion 1: Kemisk regning, periodisk system, navngivning
Symbol
m
n
N
M
V
r
Vm
T
c
NA
R
Betegnelse
Masse
Stofmængde
Antal partikler
Molarmasse (molare
masse)
Volumen (=rumfang)
densitet
rumfanget af et mol ideal
gas (ved 298 K og 1 bar)
den absolutte temperatur,
ºC temperatur + 273,15
stofkoncentration
Avogadro konstanten
Gaskonstanten
1
Hyppigste enhed
g
mol
g/mol
m3 (1 m3=1000 L; 1 cm3=1 mL)
kg/dm3, kg/L, g/L
ca 24,8 L
K
mol/L
6,022*1023 mol-1
8,3144626 m3⋅Pa⋅K−1⋅mol−1
8314,4626 L⋅Pa⋅K−1⋅mol−1
0,083144626 L⋅bar⋅K−1⋅mol−1
0,082057366 L⋅atm⋅K−1⋅mol−1
Lektion 2: Reaktionsligninger
1.Støkiometrisk beregning med molmasse og koefficienterne i en afstemt reaktion
(med kendt masse A og søgt masse B)
2.Procent-udbytte i en reel proces:
3. Masse-% for opløst stof i en opløsning eller for et atom i et molekyle
4. Molalitet c =stofmængde per liter opløsning (et koncentrations- mål); kan
bestemmes med masse og molmasse af opløst stof
5. Fortynding fra c1, V1 i starten til slut-volumen V2 og lavere koncentration c2 (Vadded
er tilføjet volumen)
2
Lektion 3: Elektroner, orbitaler og periodiske trends
Symbol
Betegnelse
Energi E for en
Formel//hyppigste
enhed
E=h·n = h·(c/l)
elektromagnetisk bølge
h
c
R¥
Plancks konstante
Lysets hastighed
Bølgelængde for overgang
mellem skal n og m i
hydrogenatomet
Rydberg konstant
6,626·10-34 J·s
3·108 m/s
1ö
æ 1
= R¥ ç 2 - 2 ÷
l
n ø
èm
1
1,097·10-2 nm-1
• kvantental:
n= 0, 1, …
l=0, 1,…n-1
ml=-l, …, 0, …+l
ms=+/-½
• Antal orbitaler i hver skal n: n2 orbitaler med plads til 2n2 elektroner
• Effektiv kerneladning Zeff
Zeff = Z −Elektronafskærmning
Elektronens energi i skal n:
Eelektron=-const·(Zeff/n)2
•
3
Lektion 4: Bidninger
bindingsorden
( # bonding e
Bond order =
-
- # antibonding e -
)
2
Lektion 5: Energi
Reaktionsentalpi fra bindings-dissociations energi:
ΔH = D(reaktant bindinger) − D(produkt bindinger)
Reaktionsentalpi fra entalpi for at danne molekylet fra ”standard-stoffer”:
Forandring i Gibbs fri energi:
ΔG = ΔH − T ΔS
ΔG < 0 for spontane processer
Hastighed for gasmolekyler:
proportional til1/√(m )
Idealgasligningen: PV=nRT
R=0,0831 L⋅bar⋅K−1⋅mol−1
R=0,0820 L⋅atm⋅ K−1⋅mol−1
4
Lektion 6: Faste stoffer og opløsninger
1. Koncentrationsmål:
Molalitet =(mol opløst stof)/kg opløsningsmiddel; mol/kg skrives som m
Stofmængdekoncentration eller molaritet c=(mol opløst stof)/liter opløsning (mol/l=M)
Molbrøk(A) = XA =(antal mol A)/totalt antal mol
Masse%(A) = (masse af A)/totalmasse*100%
ppm (A) = (masse af A)/totalmasse*106 ppm (ppm står for parts per million)
ppb (A) = (masse af A)/totalmasse*109 ppb (ppb står for parts per billion)
2. Henry’s lov:
Opløselighed = k P
k= Henry konstant for den specifikke gas i vand ved 25 oC: O2: 1.3 mM/atm CO2:
32 mM/atm N2: 0.6 mM/atm
3. Forandring i frysepunkt (=smeltepunkt; ΔTf) og kogepunkt (ΔTb)
ΔTf = Kf´m´i
ΔTb=Kb´m´i
Van’t Hoff Factor : i=
4. Osmotisk tryk P
5
Lektion 7: Reaktionskinetik
6
Lektion 8: Ligevægt
A. Ligevægtskonstanten beskriver ligevægtsfordelingen:
aA+bB
cC+dD
Under ligevægt gælder
[𝑪]𝒄𝒆𝒒 [𝑫]𝒅𝒆𝒒
𝑲𝒄 =
[𝑨]𝒂𝒆𝒒 [𝑩]𝒃𝒆𝒒
for gasformige reaktanter kan man også definere ligevægtsfordelingen af partialtryk
𝒑𝒄𝒆𝒒 𝒑𝒅𝒆𝒒
𝑲𝒑 = 𝒂 𝒃
𝒑𝒆𝒒 𝒑𝒆𝒒
B. Ligevægtskonstanten for inverse reaktioner: Hvis reaktant og produkt bytter
plads, gælder K’=1/K
C. Ligevægtskonstanten for sumreaktioner (individuelle ligevægtsreaktioner med
ligevægtskonstanter K1 og K2)
Ktotal=K1*K2
D. Reaktionskvotient
[ 𝑪 ] 𝒄 [𝑫 ] 𝒅
𝑸𝒄 =
[𝑨]𝒂 [𝑩]𝒃
Hvis Q<K: reaktionen er spontan fra venstre til højre
Hvis Q>K: reaktionen er spontan i den omvendte retning
Hvis Q=K: reaktionen er i ligevægt
E. I vand ved 25ºC gælder
K w = [H3O+ ][OH- ] = 1.0 ´ 10-14
éëH3O+ ùû =
1.0 ´ 10 -14
éëOH- ùû
pH=-log [H3O+]; pOH=-log [OH-]; pH+pOH=14
7
Lektion 9: Ligevægtsberegninger
1. Ligevægtskonstanter for syrer og baser:
pKa+pKb=14 for et konjugeret syre-base par
2. Omregning mellem [H3O+], Kaog c0 for en syre
3. Omregning [OH-], Kb, c0 for en base
[𝑶𝑯! ] = [−𝑲𝒃 + )(𝑲𝒃 ² + 𝟒𝒄0𝑲𝒃 )]/𝟐
husk at pH+pOH=14
4. Titrering af stærk syre med stærk base (for pH<7)
[𝐻! ]"#$%&'
𝑐()"# 𝑉()"# − 𝑐*%(# 𝑉*%(#
=
𝑉()"# + 𝑉*%(#
8
5. Titrering af svag syre med stærk base:
Ved Halv-ækvivalenspunkt er pH= pKa
6. Henderson-Hasselbalch ligning, omregning mellem pKa, pH, syreform og baseform:
æ - ö
[A ] ÷
pH = pK a + log ç
ç [HA] ÷
è
ø
Ligningen fungerer også med stofmængdeforholdet
7. Pufferblænding ud fra stock-opløsninger af base- og syreform
8. Hvis man regner ud fra faststofferne, beregner stofmængdeforholdet og ved, hvilken
sammenlagte koncentration af HA og A- der skal være; ud fra det kendte forhold nA-/nHA og
det kendte og nHA+nA- kan man løse for stofmængden og regne om til massen af pufferkomponenterne
9. Opløselighedsproduktet Ksp er ligevægtskonstanten for en ligevægt mellem faststof og
opløste stoffer.
Stofmængden af faststof der er gået i opløsning per volumen opløsningsmiddel er
opløselighed s (i mol/L).
9
Lektion 10: Drivkraften af kemiske reaktioner
•
Sammenhæng mellem forandring i fri energi og reaktionskvotienten (de to størrelser der
beskriver spontant forløb af en reaktion):
∆G=RTln(Q/K)
•
Sammenhæng mellem forandring i fri energi under standardbetingelser og
ligevægtskonstanten:
𝟎
∆𝑮𝟎 = −𝑹𝑻𝒍𝒏(𝑲); 𝑲 = 𝒆!∆𝑮 /𝑹𝑻
•
For koblede reaktioner gælder:
∆𝑮𝟎𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 = ∆𝑮𝟎𝟏+ ∆𝑮𝟎𝟐
𝑲𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 = 𝑲𝟏 ∙ 𝑲𝟐
•
For elektronoverførelse (redox reaktioner):
Elektromotorisk kraft E=E(reduktion)-E(oxidation)
E er positiv i en spontan elektronoverførelse
F=Faraday constant =96485 J/(V*mol); n= antal overførte elektroner
•
Under standardbetingelser:
•
Beregning af ligevægtskonstanten ud fra tabelværdien E0
•
Nernst Ligningen: Koncentrationsafhængig spænding E:
10
Lektion 11: Kernekemi
Kernemagnetisme µ er proportional til kernespin S
µ∝S
(begge har en direktionalitet, er vektorer; kernen kan have spin fordi proton og neutron har spin)
MRI bruger kernemagnetisme til klinisk billeddannelse; NMR spektroskopi til kemisk
strukturopklaring, 3D strukturopklaring mm
13
C er stabil og magnetisk; 14C er instabil (radioaktiv) og ikke-magnetisk
Hyppige slags radioaktive henfald:
Enheder for radioaktivitet:
Datering med 14C
Datering med 40K
Massedefekt: DE = Dm×c2
1eV=1.6*10-19 J=96,48 kJ/mol
11
Lektion 12: Overgangsmetaller og Komplekser
Spektrokemisk serie:
I- < Br- < Cl- < OH- < F- < H2O < NH3 < en < CN- < CO
(en = 1,2-ethandiamin; kaldes også ethylendiamin)
Husk:
E=h·n = h·(c/l)
Farve på overgangsmetalkomplekser:
12
Lektion 13: Organisk kemi
Funktionelle grupper:
13
Appendix: Reaktionsligninger
Eksempler fra medicin og natur
Uskadeliggørelse af cyanid:
CN-(aq) + HO2- → OCN-(aq) + OHOpløsning af kalksten med sur regn:
CaCO3(s) + 2 SO2(aq) + H2O ® CO2(g) + Ca2+(aq) + 2 HSO3–(aq)
Aerob stofskifte:
C6H12O6 (aq) + 6 O2 (g) ® 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)
Fotosyntese:
6 CO2 (g) + 6 H2O(l) ® 6 O2 (g)+ C6H12O6 (aq)
Forskellige tekniske anvendelser
Haber-Bosch og Ostwald proces (giver i summen nitrat fra nitrogen):
Haber-Bosch:
N2(g) + 3 H2(g) ® 2 NH3(g)
Ostwald:
NH3(g) + 2 O2(g) ® HNO3(aq) + H2O(g)
Kontaktprocessen:
S ( s ) + O2 ( g ) ® SO2 ( g )
Heat
2 SO2 ( g ) + O2 ( g ) ¾¾¾¾¾
® 2 SO3 ( g )
V2O5 catalyst
SO3 ( g ) + H2O ® H2SO 4
Oxidation af ædelmetaller med “Kongevand” (HCl/HNO3):
Au ( s ) + 3 NO3 - ( aq ) + 6 H+ ( aq ) + 4Cl- ( aq ) ® AuCl4 - ( aq ) + 3 NO2 ( g ) + 3 H2O (I )
14
Oxider og hydrider med vand
Oxider med vand:
Basisk:
Na2O(s) + H2O(l) ® 2 Na+(aq) + 2 OH-(aq)
CaO(s) + H2O(l) ® Ca2+(aq) + 2 OH-(aq)
Sur:
CO2(aq) + H2O(l) ® HCO3–(aq) + H3O+(aq)
SO2(aq) + H2O(l) ® HSO3–(aq) + H3O+(aq)
SO3(aq) + H2O(l) ® HSO4–(aq) + H3O+(aq)
P4O6(aq) + 10 H2O(l) ® 4 H2PO3–(aq) + 4 H3O+(aq)
P4O10(aq) + 10 H2O(l) ® 4 H2PO4–(aq) + 4 H3O+(aq)
Alkalimetaller med vand:
2 Na(s) + 2 H2O(l) ® 2 NaOH(aq) + H2
=
2 Na(s) + 2 H2O(l) ® 2 Na+ + 2 OH-(aq) + H2
Jordalkalimetaller med vand:
Ca (s) + 2 H2O(l) ® Ca(OH)2 + H2 (s eller aq)
Ioniske hydrider med vand:
CaH2(s) + 2H2O(l) ® Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) + 2 H2(g)
NaH(s) + H2O(l) ® Na+(aq) + OH-(aq) + H2(g)
Fremstilling af hydrogen:
CH4(g) + H2O(g) ®
CO(g) + 3 H2(g)
CO(g) + H2O(g) ® CO2(g) + H2(g)
15
M(s) + 2 H+(aq) ® M2+(aq) + H2(g)
Forbrænding og relaterede redox reaktioner
Alkalimetaller med oxygen i overskud:
4 Li(s) + O2(g) ® 2 Li2O(s) Lithiumoxid O22 Na(s) + O2(g) ® Na2O2(s) Natriumperoxid O22K(s) + O2(g) ® KO2(s)
Kaliumsuperoxid O2Forbrændning af C med ilt:
2 C(s) + O2(g) → 2 CO(g) (begrænsende ilt)
2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g)
Forbrænding af Phosphor
Begrænsende ilt:
ount of O 2: P4 ( s ) + 3 O 2 ( g ) ® P4O 6 ( s )
ount of O : P4 ( s ) + 3 Oilt:
( g ) ® P O (s )
ount of O 22: Overskud
P4 ( s ) + 5 O 22 ( g ) ® P44O610 ( s )
ount of O 2 : P4 ( s ) + 5 O 2 ( g ) ® P4O10 ( s )
Forbrænding af hydrogen:
2 H2(g) + O2(g) ® 2H2O (g)
(omvendt: elektrolyse)
Disproportionering af Hydrogenperoxid:
2 H2O2(l) ® 2 H2O(l) + O2(g)
“Selective catalytic reduction” af NOx (bilkatalysator):
4 NH3(g) + 4 NO(g) + O2(g) ® 4 N2(g) + 6 H2O(g)
(en komproportionering)
16