26
IGCSEKUWAIT.COM AS Chemistry Unit 2 Notes Shapes of molecules and Ions Pairs of electrons will repel each other as far as possible (due to electrostatic repulsion) Finding the shape: 1. Draw dot and cross 2. Count the number of electron pairs – bond pairs and lone pairs 3. Decide the shape adopted by the electron pairs 4. Look at the number of lone pairs and decide the shape adopted by the atom 5. Draw shape, including bond angles ELECTRON PAIRS SHAPE EXAMPLE BOND ANGLES AND 3D SHAPE 2 bond pairs Linear BeCl 2 180 o 3 bond pairs Trigonal Planar BCl 3 120 o 4 bond pairs Tetrahedral CH 4 109.5 o 5 bond pairs Trigonal Bipyramidal PCl 5 6 bond pairs Octahedral SF 6 90 o Lone pairs repel more than bond pairs because they are attracted to a single nucleus and not shared by two atoms

IGCSEKUWAIT.COM. AS.Chemistry.Unit.2.Notes. …igcsekuwait.com/AS Chemistry Unit 2 Notes.pdf · AS.Chemistry.Unit.2.Notes. ... electrons.which.makes.atemporary!dipole.This.affects.surrounding.atoms

  • Upload
    vuque

  • View
    216

  • Download
    2

Embed Size (px)

Citation preview

IGCSEKUWAIT.COM  

AS  Chemistry  Unit  2  Notes  

Shapes  of  molecules  and  Ions    

• Pairs  of  electrons  will  repel  each  other  as  far  as  possible  (due  to  electrostatic  repulsion)  • Finding  the  shape:    

1. Draw  dot  and  cross  2. Count  the  number  of  electron  pairs  –  bond  pairs  and  lone  pairs  3. Decide  the  shape  adopted  by  the  electron  pairs    4. Look  at  the  number  of  lone  pairs  and  decide  the  shape  adopted  by  the  atom    5. Draw  shape,  including  bond  angles  

 

 ELECTRON  PAIRS  

 SHAPE  

 EXAMPLE  

BOND  ANGLES  AND  3D  SHAPE  

 2  bond  pairs  

 Linear  

 BeCl2  

180o  

 3  bond  pairs  

 Trigonal  Planar  

 BCl3  

 120o  

 4  bond  pairs  

 Tetrahedral    

 CH4  

109.5o    

5  bond  pairs    

Trigonal  Bipyramidal    

PCl5  

     

6  bond  pairs  

   

Octahedral  

   

SF6  

  90o  

 

• Lone  pairs  repel  more  than  bond  pairs  because  they  are  attracted  to  a  single  nucleus  and  not  shared  by  two  atoms  

IGCSEKUWAIT.COM  

• Lone  pairs  reduce  bond  angles  between  bonding  pairs.  Each  lone  pair  reduces  predicted  bond  angle  between  bonding  electrons  by  2.5  degrees.    

4  election  pairs  on  the  central  atom  –  based  on  the  tetrahedral  shape:    

4  bond  pairs  =  tetrahedral  (e.g.  CH4  and  NH4+)  -­‐  109.5o            

 ELECTRON  PAIRS  

 SHAPE  

 EXAMPLE  

 BOND  ANGLES  AND  3-­‐D  

SHAPE  

   

3  bond  pairs  and  1  lone  pair  

 

   

Trigonal  Pyramidal  

   

NH3  

107o  

   2  bond  pairs  and  2  lone  

pairs    

   

Bent/non-­‐linear  

   

H2O  

   

Organic  molecules:    

• Tetrahedral  around  carbon  if  saturated  e.g.  C3H8  or  trigonal  planar  around  carbon  if  there  is  a  C=C  bond.    

• In  C2H4  ,  the  double  bond  reduces  the  bond  angle  further  (its  electron  rich)    

Multiple  Bonds:    

• Count  as  one  bond  pair  of  electrons  for  purpose  of  determining  the  shape.    

• E.g.  CO2  is  linear:  

 

Carbon  Structures:  

• Carbon  has  several  allotropes  –  different  molecular  structures  due  to  differences  in  bonding.    

• Diamond:  Each  carbon  atom  forms  4  identical  bonds  to  neighbouring  carbon  atoms  giving   a   tetrahedral   arrangement.   Because   of   the   strong   covalent   bonds,   diamond  has   a   VERY   high   melting   temperature,   is   extremely   hard   (the   hardest   known  substance)  and  cannot  conduct  electricity  –  no  free  e-­‐.    

• Graphite:  Carbon  atoms  in   layers.  Within  a  layer,  each  carbon  atom  is  bonded  to  3  other  carbons  –  the  4th  outer  e-­‐  is  delocalised  and  free  to  move:  conducts  electricity.  

Layers   of   graphite   are   weakly   bonded   to   each   other   –   London   forces.   Also   has   a   very   high  melting  point.  

IGCSEKUWAIT.COM  

• Fullerenes:   Consist   of   32+   carbon   atoms.   Buckminsterfullerene   has   60   carbon  atoms.   Ball-­‐shaped   molecules.   The   fourth   outer   e-­‐   is   delocalised,   so   conduct  electricity.    

• Nanotubes:    Fullerenes   in  the  form  of  tubes.  Very  small  and  stiffer  than  other  known  materials.   If   embedded   in   polymers   they  may  produce  materials  with   good  electrical  conductivity  and  strength.    

Intermediate  bonding  and  bond  polarity:    

• Electronegativity:  ability  of  an  atom  to  attract  an  electron  pair  in  a  covalent  bond.  Increases  ACROSS  the  period  (Fluorine  is  the  most  EN  element)  and  decreases  down  groups.    

• Differences   in   elecronegativity  between   two  elements  will   result   in   electrons  being  pulled  further  to  one  end,  and  there  will  be  POLARITY  in  the  bond  e.g:          

•  If  the  difference  is  large  enough,  electrons  will  be  transferred  –  IONIC  BOND.    • Small,  highly  charged  cations  (e.g.  Al3+)  are  highly  polarizing,  and  will  pull  electrons  toward  

then  very  strongly,  especially  from  a  large  anion  (e.g.  I-­‐),  resulting  in  a  covalent  bond  (AlI3  )      

• If  molecule   is   SYMMETRICAL,   there   is   no   overall   polarity.   E.g.   CCl4.   The   dipoles  cancel  out.    

• Unsymmetrical   molecules   containing   polar   bonds   will   be   polar   molecules   –   describes   as  having  a  permanent  dipole.      

• Polar  bonds  will  deflect  a  stream  of  water  (because  water   is  polar)  e.g.  CH3Cl  deflects,  CCl4  doesn’t.    

Intermolecular  Forces:    

• 3  types  of  forces  BETWEEN  molecules:  London  forces/Van  der  Waals  (weakest),  Permanent  dipole-­‐dipole  and  Hydrogen  bonding  (strongest)  

1. London/VdW:   Found   in   ALL   molecules.   Caused   by   an   unequal   distribution   of  electrons  which  makes  a  temporary  dipole.  This  affects  surrounding  atoms  causing  induced   dipoles.   The   net   result   is   a  weak   attractive   force.   Everything   has   London  forces,  and  the  MORE  electrons,  the  STRONGER/LARGER  the  force.  

2. Permanent  dipole-­‐dipoles:  delta-­‐plus  of  one  molecule  is  attracted  to  delta-­‐minus  of  another  molecule:    

3. Hydrogen  bonding:  The  attraction  between  a  hydrogen  attached  to  Fluorine,  Oxygen  or  Nitrogen  on  one  molecule  and  an  F,  O,  N  atom  on  another  molecule.  e.g.:  hydrogen  bonding  in  water:    

Trends  in  physical  properties  by  intermolecular  forces:    

• Alkane  boiling  points   increase  with   carbon   chain   length,  because   the  number  of  electrons  increases,  so  more  London  forces.    

IGCSEKUWAIT.COM  

• Branched  chain  alkanes  have  LOWER  boiling  points  than  straight  chains  because  they  can’t  pack  as  closely  together,  whereas  straight  chains  can  pack  together  closely  (greater  surface  area  in  contact)  therefore  the  IMF  forces  are  greater  and  they  have  higher  boiling  points.    

• Alcohols  have  very  high  boiling  points  (lower  volatility  –  harder  to  evaporate)  due  to  strong  hydrogen  bonding.      

• HF   has   a   high   boiling   point   due   to   hydrogen  bonding.  The  graph  dips  down  to  HCl,  HBr  and  HI,  which  all  have  dipole-­‐  dipole  interactions  but  the  number   of   electrons   is   increasing,   so   there   are  additional   London   forces  which   raise   the   boiling  points.    

 

Solubiliy:    

• Affected  by  bonding,  and  usually  a  substance  will  only  dissolve  if  the  strength  of  the  new  bonds  formed  is  the  same,  or  greater  than  the  strength  of  the  bonds  that  are  broken.    

• Ionic  compounds  dissolve  in  polar  substances  such  as  water,  because  the  ions  are  attracted  to   the   polar   molecules   and   they   surround   the   ions   and   pull   them   away   from   the   ionic  lattice.  This  releases  energy  known  as  the  hydration  enthalpy.  This  can  only  happen  if  the  hydration  enthalpy  is  big  enough  to  overcome  the  lattice  enthalpy.  (Hydration  vs.  Lattice)    

• Alcohols  are  soluble  in  water,  because  they  form  hydrogen  bonds  with  it.    • Non-­‐polar  molecules  wont   form  hydrogen   bonds  with  water,   so   don’t   dissolve   in   it.   E.g.  

halogenoalkanes  like  chlorobutane.      • Generally  ‘like  dissolves  like’    

Example  question:  State  and  explain  the  solubility  of  hexane  in  water    

Hexane   molecules   are   held   together   by   London   forces.   Water   molecules   are   held   together   by  hydrogen  bonds.  Hexane  can’t  make  hydrogen  bonds  with  water,  so  the  two  liquids  do  not  mix  or  dissolve  in  each  other  –  immiscible.    

 

Redox  

• Oxidation   number:   the   number   of   electrons   that   need   to   be   lost   or   gained   to   become   a  neutral  atom.    

• Uncombined  elements  are  0    • F  is  always  -­‐1,  group  1  are  +1,  group  2  are  +2,  oxygen  is  -­‐2  (except  in  peroxides  H2O2  where  

its  -­‐1),  H  is  +1  (except  metal  hydrides  where  its  -­‐1)  • Oxidation  numbers  in  a  neutral  compound  add  up  to  zero,  and  in  a  polyatomic  ion  add  up  to  

the  charge.    • Ionic  half  equations  are  used  for  redox  processes  –  when  oxidation  and  reduction  take  place  

together  in  a  reaction.    

IGCSEKUWAIT.COM  

• If  species  are  reduced,  electrons  are  on  the  LEFT  • If  species  are  oxidised,  electrons  are  on  the  RIGHT  • Half  equations  are  then  added  together  for  the  full  redox  equation    • E.g.  :  The  overall  equation  for  the  oxidation  of  I-­‐  ions  by  MnO4

-­‐  ions  is  obtained  from  the  two  half  equations:    

 MnO4

-­‐  +  8H+  +  5e-­‐                                      Mn2+  +  4H2O    And  

                                                                                                                                                     2I-­‐                                      I2  +  2e-­‐    

• For  oxidising  agents  that  contain  OXYGEN,  e.g.  MnO4-­‐  ,  you  will  need  H+  on  the  LEFT  and  H2O  

on  the  RIGHT    (oxygen  can’t  swim)    • The  MnO4

-­‐  half  equation  has  5e-­‐  but  the  I-­‐  equation  has  2e-­‐  ,  so  to  make  them  both  have  the  same  number  of  electrons  (so  they  can  cancel  out  when  the  equations  are  added  together),  the  MnO4

-­‐  equation  has   to  be  multiplied  by  2,  and   the   I-­‐   equation  multiplied  by  5,   so   that  they  both  have  10e-­‐  

• They  are  then  added  together  to  give:      

2MnO4-­‐  +  16H+  +  10I-­‐                                                          2Mn2+  +  8H2O  +  5I2  

 

• Disproportionation:  when  one  species  is  both  oxidised  AND  reduced  at  the  same  time    

e.g.:          Cl2  +  H2O         HCl  +  HClO                              0        -­‐1            +1  

 

The  periodic  table  –  Group  2    

• Have  their  highest  energy  electrons  in  an  s  sub-­‐shell,  hence  they  are  called  s-­‐block  elements.    

Ionization  energy  (I.E)  trends:    

• Going  down  the  group,  there  is  an  extra  electron  shell  compared  to  the  element  above,  and  the  atomic  radius  is  increasing    

• The  outer  electrons  are  increasingly  further  away  from  the  nucleus;  therefore  the  attractive  force  is  less.    

• The  extra  inner  shells  shield  the  outer  electrons  from  the  attraction  of  the  nucleus    • Therefore,  the  ionization  energies  DECREASE  down  the  group    (gets  easier  to  remove  an  e-­‐  )  

Reactions  of  group  2  elements  with  Oxygen,  Water  and  Chlorine:    

1. Burn  in  Oxygen  to  form  solid  oxides,  often  burning  with  a  bright  flame                                                            e.g.:      2Mg(s)  +  O2  (g)                              2MgO(s)  

 

IGCSEKUWAIT.COM  

2. React  with  water  to  form  metal  hydroxide  and  hydrogen:                                                            e.g.:          Ca(s)  +  2H2O  (l)                                                              Ca  (OH)  2  (aq)  +  H2  (g)  

 

Mg  reacts  rapidly  with  steam:      Mg(s)  +  H2O  (g)                                MgO  +  H2  

 

3. React  with  chlorine  to  form  solid  metal  chlorides:                                                          e.g.:          Mg(s)  +  Cl2  (g)                              MgCl2(s)    

Reactions  of  group  2  OXIDES  and  HYDROXIDES:  

 

1. Group  2  oxides  react  with  water  to  form  metal  hydroxides,  which  dissolve.  They  are  also  alkaline    

  e.g.:        CaO(s)  +  H2O  (l)                                        Ca  (OH)  2  (aq)    

 

2. Group  2  oxides  and  hydroxides  are  BASES      

• They  neutralise  dilute  acids  e.g.:  HCl  or  HNO3    • Form  the  corresponding  salt  and  water  

 e.g.:            MgO(s)  +  2HCl  (aq)                                                              MgCl2  (aq)  +  H2O  (l)  

                         CaO(s)  +  2HNO3  (aq)                                                                Ca  (NO3)2  (aq)  +  H2O  (l)  

 Hydroxides  are  the  same:            Ca  (OH)2  (aq)  +  2HCl(aq)                                    MgCl2  (aq)  +  H2O  (l)  

 

Solubility  trends  of  hydroxides  and  sulphates:    

• Generally  compounds  of  group  2  elements  that  contain  singly  charged  negative  ions  (e.g.  OH-­‐)  INCREASE  in  solubility  down  group    

• Compounds  with  doubly  charged  -­‐ve  ions  (e.g.  SO42-­‐)  DECREASE  in  solubility  down  group.  

 

 

     

 

Reactivity  INCREASES  down  group,  as  the  I.E  decreases:    

Be  doesn’t  react  

Mg  with  steam  

Ca  steadily  

Sr  fairly  quick  

Ba  rapidly  

 

Solubility  of  HYDROXIDES  

INCREASES  down  the  group  

Mg  (OH)  2        Insoluble  

Ca  (OH)  2    

Sr  (OH)  2

Ba  (OH)  2  Most  soluble  

 

Solubility  of  SULFATES  DECREASES  

down  the  group  

MgSO4          Most  soluble  

CaSO4      

SrSO4

BaSO4                  Insoluble    

 

IGCSEKUWAIT.COM  

Thermal  Stability  of  group  1  and  2  CARBONATES  and  NITRATES    

• Thermal  decomposition:  when  a  substance  decomposes  when  heated    • The  more  thermally  stable  a  substance  is,  the  more  heat  it  requires  to  break  it  down.    • The  carbonate  and  nitrate  ions  are  LARGE  and  can  be  made  UNSTABLE  by  a  cation.  The  

greater  the  polarising  power  of  the  cation,  the  greater  the  distortion  and  the  LESS  stable  the  anion.    

• The  further  down  the  group,  the  larger  the  cations  and  less  distortion  caused  therefore  the  MORE  stable  the  carbonate/nitrate  anion.  Thermal  stability  increases  down  a  group.  

• Group  2  compounds  are  LESS  THERMALLY  STABLE  than  group  1  (more  distortion  by  +2  cation)    

Group  1  

• Carbonates:  From  sodium  carbonate  down  group  1,  the  carbonates  will  NOT  DECOMPOSE  on  heating  –  thermally  stable.      

• Nitrates:    From  sodium  nitrate  down  group  1,  the  nitrates  decompose  to  form  the  nitrite  and  oxygen    

                                                                                             e.g.:      KNO3(s)                                              2KNO2(s)  +  O2  (g)  

   

Group  2  

• Carbonates:  Lithium  and  group  2  carbonates  decompose  to  form  an  oxide  and  carbon  dioxide      

  e.g.:        CaCO3(s)                                                            CaO(s)  +  CO2  (g)  

       Li2CO3(s)                                          Li2O(s)  +  CO2  (g)  

• Nitrates:  Lithium  and  group  2  nitrates  decompose  to  form  the  oxide,  nitrogen  dioxide  and  oxygen.    

                                                                                             e.g.:        Ca(NO3)2  (s)   2CaO  (s)  +  4NO2  (g)  +  O2(g)      

           4LiNO3(s)                                                                    2Li2O(s)  +  4NO2  (g)  +  O2(g)  

 

Testing  thermal  stability  of  nitrates  and  carbonates:    

1. Nitrates:      • How  long  it  takes  until  a  brown  gas  -­‐  NO2  –  is  produced.  It  is  toxic,  so  must  be  done  in  fume  

cupboard  2. Carbonates:    • How  long  it  takes  for  carbon  dioxide  to  be  produced  –  tested  using  limewater  which  turns  

cloudy.    

Potassium  Nitrite  

Potassium  Nitrate  

IGCSEKUWAIT.COM  

Flame  tests:    

1. Mix  small  amount  of  compound  with  few  drops  of  hydrochloric  acid  2. Heat  a  platinum  or  nichrome  wire  in  hot  flame  to  clean  it.    3. Dip  the  wire  into  the  compound  and  hold  it  in  hot  flame.    

Electrons  are  being  excited  to  higher  energy  levels  by  the  heat  energy.  When  the  electrons  return  to  the  lower  energy  levels,  they  emit  energy  in  the  form  of  visible  light.    

Flame  colours  of  group  1  and  2  compounds:    

Group  1:  Lithium  –  RED                                                      Group  2:    Magnesium  –  WHITE    

                               Sodium  –  YELLOW                                                                                          Calcium  –  BRICK  RED  

                               Potassium  –  LILAC                                                                                            Strontium  –  CRIMSON  RED  

                                                                                                                                                                                             Barium  –  GREEN    

The  periodic  table  –  group  7,  the  HALOGENS  

• Non-­‐metallic  elements,  VERY  reactive.    • Diatomic  covalent  molecules  • OXIDISING  agents  (they  are  reduced  themselves),  and  become  less  oxidising,  or  reactive  

down  the  group.    

 

Reactions  of  halogens:    

1. Disproportionation  with  alkalis  –  NaOH  or  KOH  

COLD  alkali  to  give  halide  and  halate  (I)  ions:                                            HOT  alkali  to  give  halide  and  halate  (V)  ions:    

                                       X2  +  2NaOH                                  NaXO  +  NaX  +  H2O                          3X2  +  6NaOH                                  NaXO3  +  5NaX  +3H2O  

                                       X2(g)  +  2OH-­‐(aq)              XO-­‐

(aq)  +  X-­‐(aq)  +H2O                    3X2  (g)  +  6OH-­‐(aq)                                                XO3

-­‐  (aq)  +  5X-­‐  +  3H2O  

O.S:                          0                                  +1                    -­‐1                                        0                                                                        +5          -­‐1  

e.g:                            I2  +  2NaOH                                        NaIO  +        NaI  +        H2O          3Br2  +  6NaOH                          NaBrO3  +  5NaBr  +  3H2O                                                                                      

Halogen   Physical  state  and  colour   Appearance  in  water   Appearance  in  hydrocarbon  solvent  

Fluorine   Pale  yellow  gas   N/A   N/A  

Chlorine   Green  gas   Pale  yellow/green  solution  

Pale  yellow/green  solution  

Bromine   Red-­‐brown  liquid   Red/brown/orange   Red/brown/orange  

Iodine   Grey  solid   Brown   Pink/violet  

Sodium  iodate  (I)    

Sodium  iodide  

Sodium  bromate  (V)  

Sodium  bromate  

IGCSEKUWAIT.COM  

2. Oxidise  metals,  non-­‐metals  and  ions    

• Metals:    e.g.  fluorine  and  chlorine  react  with  iron  to  form  iron  (III)  halides    • Iron  is  oxidised:                                      2Fe                                      2Fe3+  +  6e-­‐  • Chlorine  is  reduced:      3Cl2  +  6e-­‐                                                          6Cl-­‐  • Overall  equation:  3Cl2(g)  +  2Fe(s)                                  2FeCl3(s)    

 • Non  metals:  e.g.  chlorine  reacts  with  sulphur  to  form  sulphur  (I)  chloride.  Sulphur  is  oxidised  

to  +1  and  chlorine  is  reduced  to  -­‐1)  • S8(s)  +  4Cl2(g)                                                    4S2Cl2(l)  

 • Ions:  e.g.  all  halogens  except  iodine  (weak  oxidising  agent)  will  oxidise  iron  (II)  ions  to  iron  

(III)  ions  in  solution.  The  solution  will  change  colour  from  green  to  orange.  • 2Fe2+(aq)                                                          2Fe3+  (aq)  +  2e-­‐  

 

Reactions  of  Halides:    

1. Potassium  halides  with  concentrated  sulphuric  acid:    • React  to  give  a  hydrogen  halide.    • The  trend  in  strength  of  the  halide  ions  as  reducing  agents  is:  I-­‐  >  Br-­‐  >  Cl-­‐  

KCl  and  H2SO4:  

• KCl(s)  +  H2SO4(l)                                                        KHSO4(s)  +  HCl(g)    

But  hydrogen  chloride  is  not  a  strong  enough  reducing  agent  to  reduce  the  sulphuric  acid,  so  reaction  stops  there.  Misty  fumes  of  hydrogen  chloride  gas  will  be  seen  when  it  comes  into  contact  with  moisture  in  air.  This  is  NOT  a  redox  reaction  –  O.S  of  halide  and  sulphur  stay  the  same  (-­‐1  and  +6)  

KBr  and  H2SO4:  

• KBr(s)  +  H2SO4(l)                                                          KHSO4  (s)  +  HBr(g)    

This  reaction  gives  misty  fumes  of  hydrogen  bromide  gas,  and  the  HBr  is  strong  enough  to  reduce  the  H2SO4  in  a  redox  reaction.    

Then  this  reaction:  2HBr  +  H2SO4  (l)                                                        Br2(g)  +  SO2(g)  +  2H2O(l)  

O.S  of  Br:                                            -­‐1                          0                                                                        OXIDATION                                                                                                                                                  

 O.S  of  S:                                                                          +6                                                                    +4                                              REDUCTION  

KI  with  H2SO4:    

•  KI(s)  +  H2SO4(l)                                                    KHSO4(S)  +  HI(g)    • 2HI  +  H2SO4(l)                                                          I2(s)  +  SO2(g)  +  2H2O(l)  

IGCSEKUWAIT.COM  

• Same  first  two  reactions,  but  because  iodine  is  a  very  strong  reducing  agent,  it  goes  further,  and  reduces  SO2  to  H2S  :    

• 6HI(g)  +  SO2(g)                                                        H2S(g)  +  3I2(s)  +  2H2O(l)    

O.S  of  I:                                  -­‐1                                                                                                  0                                                                        OXIDATION  

O.S  of  S:                                                      +4                                                  -­‐2                                                                                              REDUCTION  

• H2S  is  a  toxic  gas,  and  gives  a  bad  egg  smell.    

 

2. Hydrogen  Halides  with  ammonia  and  water    • Hydrogen  halides  are  colourless  gases.  They  are  very  soluble,  and  dissolve  in  water  

to  make  STRONG  acids:                                                                      HCl  (g)                                                            H+

(aq)  +  Cl-­‐  (aq)                          (dissociation)      

• Hydrogen  chloride  forms  hydrochloric  acid;  hydrogen  bromide  forms  hydrobromic  acid  and  so  on.      

• With  ammonia:    react  to  form  white  fumes  of  the  corresponding  ammonium  halide:                                                                  NH3  (g)  +  HCl(g)                                                          NH4Cl(s)  

 

3. Displacement  by  more  reactive  halogens  • The  oxididising  strengths  of  the  halogens  can  be  seen  in  their  displacement  reaction  

with  halides.    • E.g.                                                            Br2(aq)  +  2KI(aq)                                                          2  KBr(aq)  +  I2(aq)  • The  bromine  displaces  the  iodine  ions  (it  oxidises  them)  giving  iodine  I2(aq)  and  

potassium  bromide    • A  halogen  will  displace  a  halide  from  solution  if  the  halide  is  below  it  in  the  periodic  

table    

4. Silver  nitrate  solution,    and  silver  halides  solubility  in  ammonia  and  reactions  with  sunlight:    

• To  test  for  halides  in  solution:    1. Add  dilute  nitric  acid  –  this  removes  ions  that  could  interfere  with  test  and  ppt.  2. Add  silver  nitrate  solution  (AgNO3(aq)  )  • A  precipitate  of  the  silver  halide  will  form,  the  reaction  is:    

                                                           Ag+  (aq)  +  X-­‐(aq)                                        AgX(s)  

The  colour  of  precipitate  identifies  the  halide,  and  they  have  different  solubility’s  in  ammonia  solution:    

• Chloride  Cl-­‐  :  White  ppt  which  dissolves  in  dilute  NH3  (aq)  and  darkens  in  sunlight  

IGCSEKUWAIT.COM  

• Bromide  Br-­‐  :  Cream  ppt,  dissolves  in  concentrated  NH3  (aq)  and  darkens  in  sunlight  • Iodide  I-­‐  :  Yellow  ppt,  insoluble  in  concentrated  NH3  (aq)  and  does  NOT  darken  in  

sunlight.    The  reaction  of  silver  halides  with  sunlight  (decomposition)  is:                                                                                    2AgBr                                2Ag  +  Br2  

 

Making  predictions  about  fluorine  and  astatine  from  trends  in  group  7:  

• Number  of  electrons  increases  down  group,  so  London  forces  will  increase.  Astatine  will  be  a  solid  and  have  the  highest  boiling  temperature.    

• Electronegativity  decreases  down  group,  so  astatine  will  have  lowest  EN  value.  • Fluorine  will  be  most  oxidising  

Kinetics    

• Reactions  only  happen  when:  Particles  collide  in  the  correct  orientation,  and  they  possess  the  activation  energy  (minimum  amount  of  kinetic  energy  particles  need  to  react).  This  is  the  collision  theory.  

• Enthalpy  profile  diagram:  

 

 

 

• Factors  affecting  the  rate  of  reaction:  concentration,  temperature,  pressure,  surface  area  and  catalysis.    

 

Factor   How  it  affects  rate  

Explanation  

Concentration  (solution)  

Pressure  (gas)  

Increasing  conc./pressure  increases  rate  

The  particles  become  more  crowded,  therefore  collide  more  times  which  increases  the  reaction  rate.    

Surface  area  (solids)  

Increasing  surface  area  increases  rate  

The  smaller  the  size  of  reacting  particles,  the  greater  the  total  surface  area.  Increasing  surface  area  means  larger  area  is  exposed  for  reaction  and  more  collisions.    

 Temperature  

Increasing  temperature  increases  rate  

Increasing  temperature  means  the  average  speed  of  reacting  particles  increases,  therefore  more  collisions  per  second.      

 Catalyst  

Speeds  up  the  reaction  

Lower  the  activation  energy  by  providing  an  alternative  route.  If  activation  energy  is  lower,  more  particles  will  have  enough  energy  to  react.    

IGCSEKUWAIT.COM  

Maxwell-­‐Boltzmann  distribution:  

• Shows  distributions  of  molecular  energies  in  a  gas  • When  temperature  is  increased,  particles  will  have  more  kinetic  energy  and  move  faster.  

This  means  that  more  particles  will  have  energies  greater  than  the  activation  energy  and  will  react.  This  changes  the  shape  of  the  Maxwell  Boltzmann  distribution  curve  pushing  it  to  the  right,  with  a  peak  lower  than  the  original.    

 

 

 

 

 

 

Catalysts:  

• Increase   the   rate  of  a   reaction  by  providing  an  alternative   reaction  pathway  with  a   lower  activation  energy.  It  is  chemically  unchanged  at  the  end  of  the  reaction.  

 

 

 

 

 

 

• Homogenous  catalysts:  in  the  same  state  as  the  reactants.    • Forms  intermediates  with  the  reactants,  which  the  products  are  then  formed  from.  • The  activation  energy  needed  to  form  the  intermediates  and  the  products  from  the  

intermediates  is  lower  than  that  needed  to  make  the  products  directly  from  the  reactants.            

 

 

Only  molecules  in  this  region  can  react  –  

molecules  have  a  higher  energy  than  the  activation  energy  

Total  number  of  gas  molecules  under  the  

curve  

Higher  temperature    

Lower  temperature      

IGCSEKUWAIT.COM  

Chemical  Equilibia  

• Many  reactions  do  not  go  to  completion  because  the  reaction  is  reversible    • Dynamic  equilibrium:  When  the  rates  of  the  forward  and  reverse  reactions  are  equal.  It’s  

dynamic  because  individual  molecules  react  continuously.  It  is  at  equilibrium  because  no  net  change  occurs  (overall  concentrations  remain  constant  

• Equilibrium  can  only  happen  in  a  CLOSED  system.  

The  effect  of  conditions  on  the  position  of  equilibrium:    

• Controlled  by  Le  Chatelier’s  principle:  When  a  system  at  equilibrium  is  subjected  to  a  change,  it  will  behave  in  such  a  way  to  counteract  that  change.  

• Temperature  is  a  very  important  way  to  control  industrial  processes,  because  it  is  the  most  effective  factor  (general  rule  –  increase  in  10K  doubles  the  rate  of  reaction.    

• Pressure  is  very  expensive  to  use  in  equilibrium  processes.  

• The  red-­‐brown  gas  NO2  exists  in  equilibrium  with  pale  yellow  N2O4  :                                                                        N2O4                2NO2    

• The  forward  reaction  is  endothermic.  • If  the  position  of  equilibrium  shifts  to  left  the  

mixture  pales    • If  the  position  of  equilibrium  shifts  to  right  the  mixture  darkens  

 

 

ORGANICS  –  Alcohols:    

 • General  formula:  CnH2n+1OH    where  the  functional  group    is  C-­‐OH  • Examples:      CH3OH  –  Methanol  –  used  for  fuels  and  plastics.    

  CH3CH2OH  –  Ethanol  –  fuels,  alcoholic  drinks     CH3CH2CH2OH  –  Propan-­‐1-­‐ol       CH3CHOHCH3  -­‐  Propan-­‐2-­‐  ol    

• Can  be  primary  secondary  or  tertiary  alcohols:  

 

Reactions  of  alcohols:  

IGCSEKUWAIT.COM  

1. Combustion  of  alcohols:    

                                                     C2H5OH(l)  +  3O2(g)     2CO2(g)  +3H2O(g)  

2. Reaction  with  Sodium:      2Na(s)  +  2CH3CH2OH  (l)       2CH3CH2O-­‐Na+  +  H2  (g)  

                             Sodium  +  ethanol                                          sodium  ethoxide  +  hydrogen  

            And  the  longer  the  hydrocarbon  chain,  the  less  reactive  with  sodium.    

3. Substitution  reactions  to  form  halogenoalkanes:    Alcohols  react  with  PCl5  (Phosphorus  (v)  Chloride),  releasing  hydrogen  chloride  gas  which  forms  misty  fumes  in  air      

CH3CH2OH  (l)  +  PCl5     CH3CH2Cl  (l)  +  POCl3  (l)  +  HCl  (g)    

• The  OH  is  swapped  for  the  Cl,  and  this  reaction  can  be  used  as  a  test  for  an  –OH  group.  The  steamy  fumes  that  are  produced  turn  blue  litmus  paper  red  (because  HCl  dissolves  to  form  a  strong  acid)  

• To  make  a  chloroalkane,  just  mix  a  tertiary  alcohol  (most  reactive)  and  hydrochloric  acid  together.  This  will  give  an  impure  chloroalkane  which  can  be  purified.  

 

4. Oxidation  of  alcohols:    

Must  be  familiar  with  these  functional  groups:  

 

• To  oxidise  alcohols  we  use  acidified  potassium  dichromate  solution.  • This  is  orange  in  colour  and  is  a  mixture  of  sulphuric  acid,  H2SO4  and  K2Cr2O7.  • The  orange  colour  is  due  to  the  Cr6+  ions  in  K2Cr2O7.  • If  it  oxidises  (i.e.  the  Cr6+  ions  become  reduced)  then  the  solution  turns  green.  

                                                                                         Cr6+(aq) +                    3e-­‐ Cr3+(aq)                                                                                        Orange                                                                                                                          Green    

 

 

 

• The  results  show  that  only  primary  and  secondary  alcohols  can  be  oxidised,  and  tertiary  alcohols  cannot  be  oxidised,  therefore  remains  orange.    

Observations  made:  

Sodium  fizzes,  bubbles  form,  sodium  disappears,  and  white  solid  product  forms  

IGCSEKUWAIT.COM  

 

Oxidation  of  primary  alcohols:  

• A  primary  alcohol  can  be  oxidised  to  an  aldehyde  and  then  to  a  carboxylic  acid.  This  is  carried  out  using  an  oxidising  agent:  Mixture  of  sulphuric  acid,  H2SO4  (souce  of  H+)  and  potassium/sodium  dichromate,  K2Cr2O7  

• To  stop  oxidising  at  the  aldehyde,  you  must’  allow  the  product  to  distil  over’  • To  get  the  carboxylic  acid,  you  heat  under  reflux  

 

Primary  alcohol  to  aldehyde  

 

 

 

• This  is  the  distillation  apparatus.    • The  aldehyde  has  to  be  distilled  off  as  it  forms  

as  it  can  be  oxidised  further  • Distillation  evaporates  and  condenses  liquids  at  

different  temperatures.    Collect  the  liquid  you  want  around  its  boiling  point  and  discard  any  others          

 

Primary  alcohol  to  carboxylic  acid  

 

• When  making  the  carboxylic  acid  the  mixture  is  refluxed.  • Heated  strongly  with  an  excess  of  the  acidified  potassium  or  

sodium  dichromate,  and  the  alcohol  will  be  completely  oxidised  passing  through  the  aldehyde  stage  to  form  a  carboxylic  acid.    

HEAT  

IGCSEKUWAIT.COM  

• Refluxing  allows  you  to  heat  /  boil  volatile  liquids  for  a  long  time.  The  condenser  stops  the  volatile  liquids  evaporating  off  ,  because  any  vaporised  compounds  are  cooled,  condense  and  drip  back  down  to  the  reaction  mixture    

 

Oxidation  of  secondary  alcohols:    

• Secondary  alcohols  are  oxidised  to  ketones  ONLY.  Do  not  undergo  further  oxidation.  • This  can  be  done  by  refluxing  the  secondary  alcohol  with  acidified  sodium/potassium  

dichromate.  

   

 

 

 

 

Summary:  

Primary  alcohol Aldehyde   Carboxylic  acid Secondary  alcohol Ketone   No  reaction Tertiary  alcohol No  reaction  

Halogenoalkanes    

• Halogenoalkanes  have  the  general  formula  CnH2n+1X.      X  is  a  halogen.  • Can  also  be  primary,  secondary  and  tertiary  like  alcohols.  • When  naming,  the  halogen  part  is  named  first  (prefix  chloro-­‐,  bromo-­‐,  iodo-­‐)  followed  by  

name  of  alkane  • E.g.  CH3Cl  =  Cloromethane  

 CH3CH2Br  =  Bromoethane  • If  there  is  more  than  one  halogen  di-­‐  and  tri-­‐  are  used  to  indicate  the  number  of  halogens  

present,  e.g.  CH2BrCH2Br  =  1,2-­‐dibromoethane    

Reactions  of  Halogenoalkanes:    

• Halogenoalkanes  contain  polar  bonds  because  the  halogen  is  more  electronegative  than  the  carbon.  This  leaves  a  carbon  with  a  delta  +  charge,  making  it  open  to  attack  by  nucleophiles.  

IGCSEKUWAIT.COM  

• Nucleophiles:  attracted  to  electron  deficient  atom,  d+  and  donate  a  pair  of  electrons  to  form  a  new  covalent  bond    

• The  halogen  will  be  replaced  by  the  nucleophile,  which  gives  a  substitution  reaction,  giving  a  new  functional  group.    

1. Halogenoalkanes  react  with  aqueous  alkalis  to  form  ALCOHOLS      

• Aqueous  hydroxide  ions  need  to  substitute  the  halogen.  Sodium  hydroxide  NaOH(aq)  or  potassium  hydroxide  KOH(aq)  can  be  used.  

• The  reaction  is  called  hydrolysis  and  usually  carried  out  under  reflux  • Hydrolysis:    is  a  reaction  with  water  or  aq  hydroxide  ions  that  break  a  chemical  compound  

into  two  compounds  

 

 

 

 

 

Mechanism:  

 

 

 

Water  can  act  as  a  nucleophile  too,  but  it  is  a  much  slower  reaction:  

 

First  step  

 

 

Second  step  

 

 

The  overall  equation  with  water:    

 

IGCSEKUWAIT.COM  

• If  water  with  dissolved  silver  nitrate  is  used,  this  can  tell  us  about  the  reactivities  of  halogenoalkanes    

• When  water  and  an  alcohol  react,  and  an  alcohol  is  formed,  the  silver  nitrate  will  react  with  the  halide  ions  when  they  form  giving  a  silver  halide  precipitate    

• The  precipitate  that  forms  first  indicates  which  halogenoalkanes  hydrolyses  first:                                              Tertiary  halogenoalkanes  –  precipitate  forms  immediately                                      Secondary  halogenoalkanes  –  precipitate  forms  after  several  seconds                                          Primary  halogenoalkanes  –  precipitate  forms  after  several  minutes    

• This  shows  that  the  reactivity  is  tertiary  3o  >  secondary  2o  >  primary  1o      

2. Halogenoalkanes  react  with  alcoholic  ammonia  to  form  amines    

• Ammonia  NH3  has  a  lone  pair  of  electrons,  and  can  therefore  act  as  a  nucleophile  • Alcoholic  ammonia  –  ammonia  dissolved  in  ethanol.    • Heated  under  reflux  

 

 

 

 

 

 

3. Alcoholic  alkali  to  form  alkenes    

When  a  halogenoalkane  reacts  with  alcoholic  alkali,  e.g.  potassium  hydroxide,  KOH  in  hot  ethanol,  an  alkene  is  made  

• This  is  an  elimination  reaction    • Heated  under  reflux    

 

 

Uses  of  halogenoalkanes:  

• Halogenoalkanes  are  used  as  fire  retardants  and  refrigerants    

MECHANISM  

 

           Step  1  

 

 

         Step  2  

In  the  second  step,  and  ammonia  molecule  removes  hydrogen  from  the  NH3  

group  to  form  an  ammonium  ion  (NH4+)  

This  can  then  react  with  the  Br-­‐  ion  from  step  1,  to  form  ammonium  bromide:  

NH4Br  

Overall  reaction:  with  ethanol  and  under  reflux  

 

 

IGCSEKUWAIT.COM  

• Chlorofluorocarbons  (CFCs)  used  to  be  used  in  the  past  because  of  their  unique  properties  (non-­‐toxic,  non-­‐flammable,  unreactive),  but  it  was  found  that  they  deplete  the  ozone  layer  in  the  atmosphere,  so  are  being  phased  out  (see  notes  later)  

• Other  halogenoalkanes  such  as  hydrofluorocarbons  (HFCs)  are  now  used  as  safer  alternatives.  

Mechanisms:    

Free  radical  –  species  with  an  unpaired  electron  

Electrophile  –  species  that  accepts  a  pair  of  electrons  

Nucleophile  –  species  that  donates  a  pair  of  electrons  

Substitution  –  one  species  is  replaced  by  another  

Addition  –  joining  two  or  more  molecules  together  to  make  a  larger  molecule  

Elimination  –  when  a  small  species  is  eliminated  from  a  larger  molecule  

Oxidation  –  loss  of  electrons.  Also  is  the  gain  of  oxygen/loss  of  hydrogen  

Reduction  –  gain  of  electrons.  Also  is  the  loss  of  oxygen/gain  of  hydrogen  

Hydrolysis  –  Splitting  up  using  water  (usually  in  form  of  OH-­‐  ions)  

Polymerisation  –  joining  together  monomers  into  long  carbon-­‐chain  polymers.  

Redox  –  any  reaction  where  electrons  are  transferred  between  two  species  

 

Bond  breaking  –  homolytic  and  heterolytic:  

• Homolytic  –  when  the  bond  breaks  evenly,  and  one  electron  moves  to  each  atom.  This  forms  two  free  radicals  as  both  atoms  now  have  an  unpaired  electron.  The  unpaired  electron  makes  free  radicals  very  reactive.    

• Heterolytic  –  when  the  bond  breaks  evenly,  and  both  electrons  from  the  shared  electron  pair  move  to  one  atom.  This  forms  two  different  species:  a  positively  charged  cation  –  an  electrophile,  and  a  negatively  charged  anion  –  a  nucleophile      

When  drawing  curly  arrows  –  double  headed  arrow  shows  movement  of  electron  pair;  single  headed  arrow  shows  movement  of  single  electron.    

Should  be  able  to  recall  these  reaction  mechanisms  from  unit  1:  Electrophilic  addition  and  free  radical  substitution:    

 

Hydrogen  bromide  to  alkenes:  

IGCSEKUWAIT.COM  

 

• Free  radical  substitution  of  chlorine  in  alkanes:  • Initiation,  propagation,  termination                                                                                            

                                                                       

Predicting  the  type  of  mechanism:    

• Polar  bonds  always  break  heterolytically  • A  nucleophile  can  attack  the  d+    atom  in  a  polar  bond    • An  electrophile  can  attack  an  electron-­‐  rich  part  of  a  molecule  –  e.g.  the  C=C  bond  in  alkenes  

 

All  reagents  used  in  AS  chemistry  (helpful  to  learn  them):  

• Nucleophiles:  OH-­‐(aq),  NH3  (alcoholic),  PCl5,  NaBr/H2SO4  or  PBr5,  P/I2    

• Electrophiles:  H2,  X2,  HX                                                                                                                                                                                                                    • Oxidation  [O]:  KMnO4  /H+,  K  2Cr2O7/H+      • Other:  KOH  in  hot  ethanol,  Cl2  /  u.v  light,  RO  –OR/  u.v  light  (polymerisation)  

 

OZONE  

• Ozone  molecules  –  O3    • The  ozone  layer  is  at  the  edge  of  the  stratosphere    • It  filters  out  most  of  the  harmful  UV  radiation  which  can  damage  DNA  in  cells  causing  skin  

cancer  and  can  also  cause  eye  cataracts.    • Ozone  is  formed  when  UV  radiation  from  the  sun  hits  oxygen  molecules.  This  forms  two  free  

radicals.  The  free  radicals  then  combine  with  other  oxygen  molecules  to  form  ozone  molecules                                                                                                          O2  +  U.V                                    O*  +  O*                                                                                                                                                                                              O2  +  O*                                    O3  

 • The  ozone  layer  is  constantly  being  replaced,  and  there  is  a  natural  balance  between  

formation  of  new  ozone  and  breakdown  of  ozone  molecules  :      O2  +  O*                                  O3  • It  was  discovered  that  the  ozone  layer  is  thinning  in  places,  and  a  hole  in  the  ozone  was  

discovered  over  Antarctica  –  this  means  that  more  harmful  UV  will  reach  the  earth.    • The  decrease  in  ozone  concentrations  is  due  to  CFCs  –  chlorofluorocarbons.    • Because  of  their  un-­‐reactivity,  CFCs  don’t  decay  and  reach  the  upper  atmosphere  and  the  

ozone  layer,  where  several  reactions  happen:    

1)          CFCs  are  broken  down  by  UV  light,  forming  chlorine  free  radicals                                                                                                                                                                                            CCl3F2  (g)                                                          CCl2F*(g)  +  Cl*(g)  

2)  The  free  radicals  are  catalysts,  and  react  with  ozone  to  form  an  intermediate  –  ClO*,  and  O2  

H+  =  acidified  

*  =  free  radical  

IGCSEKUWAIT.COM  

    Cl*(g)  +  O3  (g)        O2  (g)  +  ClO*(g)    

                               ClO*(g)  +  O3  (g)                                      2O2  (g)      +  Cl*(g)  

 

3)  The  overall  reaction  is:                                    2O3  (g)                        3O2  (g)          (Cl  is  the  catalyst)      

 

• Nitrogen  oxides  are  produced  from  car  and  aircraft  engines  and  thunderstorms.  Like  chlorine  radicals,  NO*  also  act  as  catalysts  :  

  NO*  +  O3     O2  +  NO2*  

                 NO2*  +  O3                                  2O2  +  NO*  

 

IR  

• Some  molecules  absorb  energy  from  infrared  radiation.  This  makes  the  bonds  vibrate    • Vibrations  occur  in  one  of  2  ways,  a  stretching  vibration  or  a  bending  vibration  

• Every  bond  vibrates  at  its  own  unique  frequency  depending  on:    

1. Bond  strength  2. Bond  length  3. Mass  of  atom  at  either  end  of  the  bond  

• Oxygen  O2  ,  and  Nitrogen  N2  don’t  absorb  infrared  radiation,  but  CO2  ,  H2O,  nitric  acid  (NO)  ,  and  methane  (CH4)  do  absorb  infrared  radiation.  They  absorb  IR  because  they  change  their  polarity  as  they  vibrate  (due  to  the  movement  of  dipoles  in  polar  bonds)  

• Gases  that  do  absorb  IR  radiation  are  called  greenhouse  gases  –  they  stop  some  of  the  radiation  emitted  by  the  earth  from  escaping  into  space.    

What  the  spectrum  look  like:  • The  spectrum  gives  us  'peaks'  which  are  actually  absorbance  troughs.    • These  troughs  are  caused  by  a  frequency  of  IR  light  being  absorbed  from  a  bond  vibrating  

bond.    • Each  'peak'  is  characteristic  to  a  specific  bond  /  atoms    

             

 

The  Cl  free  radical  is  regenerated  and  goes  on  to  attack  other  ozone  molecules.  This  shows  that  one  

CFC  molecule  can  destroy  thousands  of  ozone  molecules  

IGCSEKUWAIT.COM  

Identification  of  functional  groups:  

• We  have  just  seen  that  the  peak  on  an  IR  spectra  are  due  to  specific  bonds  (and  atoms)  vibrating  or  stretching.    

• The  frequency  at  which  you  find  an  absorbance  peak  is  therefore  unique  to  bonds  and  atoms  at  each  end  of  the  bond.    

• This  means  that  functional  groups  will  give  specific  peaks.    

Bond   Functional  group   Wavenumber/frequency  

C=O   Aldehydes,  ketones,  carboxylic  acids   1640  -­‐  1750  

C-­‐  H   Organic  compounds   2850  -­‐  3100  

O-­‐  H   Carboxylic  acids  2500  -­‐  3300  

(very  broad)  

O-­‐  H   Alcohols  (hydrogen  bonded)   3200  -­‐  3550  (broad)  

N-­‐H   Amines   3200-­‐3500  

C-­‐X   Halogenoalkanes   500-­‐1000  

Alcohols:  

The  IR  spectrum  for  methanol,  CH3OH  is  shown  below:    

 

• The  peak  at  3230  -­‐  3500  represents  an  O  -­‐  H  group  in  alcohols.    

 

 

Aldehydes  and  ketones:  

 

• The  IR  spectrum  for  propanal,  CH3CHO  is  shown:    

• The  peak  at  1680  -­‐  1750  represents  a  C=O  group  in  aldehydes  and  ketones.    

IGCSEKUWAIT.COM  

Aldehydes  and  ketones:  

The  IR  spectrum  for  propanoic  acid,  CH3CH2COOH  is  shown:    

• The  peak  at  2500  -­‐  3300  represents  an  O  -­‐  H  group  in  a  carboxylic  acid.    

• The  peak  at  1680  -­‐  1750  represents  a  C=O  group  in  a  carboxylic  acid.    

 

Mass  spec    

• Ionisation  in  a  mass  spectroscope  is  usually  done  by  electron  bombardment.    • Electron  bombardment  knocks  another  electron  out  of  the  molecule  producing  a  positive  

molecular  ion  -­‐M+.    

C2H5OH  +  e-­‐        à    C2H5OH+  +  2e-­‐  

• The  molecular  ion  has  the  same  mass  as  the  Mr  of  the  molecule.    • As  we  have  a  mass  and  a  charge  we  can  use  a  mass  spectrometer  to  determine  the  Mr  (m/z).    

Fragmentation:  

• Excess  energy  from  the  ionisation  process  causes  bonds  in  the  organic  molecule  to  vibrate  and  weaken.    

• This  causes  the  molecule  to  split  or  fragment  into  smaller  pieces.    • Fragmentation  gives  a  positively  charged  molecular  fragment  ion  and  a  neutral  molecule:    

C2H5OH  à  CH3  +  CH2OH+  

• The  fragment  ion,  CH2OH+  has  a  mass  and  charge  so  we  can  use  a  mass  spectrometer  to  determine  the  Mr  (m/z)  of  that  fragment.    

• Fragment  ions  can  be  broken  up  further  to  give  a  range  of  m/z  values.    • The  m/z  values  correspond  to  the  Mr's  of  the  molecule  and  its  fragments.    • The  Mr  of  the  molecule  is  always  the  highest  m/z  value  -­‐  i.e.  this  molecule  has  not  been  

fragmented  so  it  must  have  the  highest  Mr.    • The  one  below  is  for  ethanol.    It  has  a  m/z  of  46  which  is  also  its  Mr.    

IGCSEKUWAIT.COM  

Fragmentation  patterns:  

• Mass  spectroscopy  is  used  to  identify  and  determine  the  structures  of  unknown  compounds.    • Although  2  isomers  will  have  exactly  the  same  M+  peak,  the  fragmentation  patterns  will  be  

unique  to  that  molecule,  like  a  fingerprint.    • In  practice  mass  spectrometers  are  linked  to  a  database  and  the  spectra  is  compared  until  an  

exact  match  is  found:    

• These  are  the  mass  spectra  for  pentane  and  a  structural  isomer  of  pentane,  2  methylbutane.    • The  M+  peak  is  the  same  for  each  but  the  fragmentation  patterns  are  different.    

Identifying  fragment  ions:  

• When  you  look  at  a  mass  spectrum,  other  peaks  seem  to  look  more  important  than  the  M+  peak.    

• These  fragment  peaks  give  clues  to  the  structure  of  the  compound.    • Even  simple  structures  give  common  peaks  that  can  be  identified:    

m/z  value  

Possible  identity  of  the  fragment  ion  

15   CH3+  

29   C2H5+  

43   C3H7+  

57   C4H9+  

17   OH+  

• Functional  groups  are  a  good  place  to  start,  OH  =  m/z  of  17    • Some  fragments  are  more  difficult  to  identify  as  these  will  have  undergone  molecular  

rearrangement.    

Identification  of  organic  structures:  

• A  mass  spectrum  will  not  only  tell  you  the  Mr  (from  the  M+  peak),  but  it  can  also  tell  you  some  of  the  structural  detail.    

• These  peaks  have  been  labelled  with  a  letter:    

IGCSEKUWAIT.COM  

   

 

 

 

• The  mass  spectrum  above  has  been  produced  from  hexane.    • The  following  reactions  show  how  the  molecule  could  fragment  to  form  the  fragment  ions  

57  and  43:    

 

 

 

 

 

 

 

 

Green  Chemistry    

Processes  in  the  chemical  industry  are  being  reinvented  to  make  them  more  sustainable  or  ‘greener’  by:    

1. Changing  to  renewable  resources:  e.g.  plastics  made  from  crude  oil  can  be  made  from  plant  products  

2. Making  more  efficient  use  of  energy.  E.g.  in  the  pharmaceutical  industry  microwave  radiation  is  used  to  heat  the  reacting  mixture  directly  rather  than  using  conventional  heating  systems  which  heat  the  reaction  vessel  which  passes  on  heat  to  the  reaction  mixture  –  less  efficient.    

3. Finding  alternatives  to  very  hazardous  chemicals  e.g.  some  chemicals  can  harm  humans,  other  living  organisms  or  the  environment.    

4. Discovering  catalysts  for  reactions  with  higher  atom  economies.  This  is  important  because  a  high  atom  economy  means  less  waste  is  produced  and  this  makes  the  best  use  of  resources.    

5. Reducing  waste  and  preventing  pollution  of  the  environment.  E.g.  creating  recyclable  or  using  products  to  conserve  raw  materials  and  where  possible  waste  should  be  recycled  or  biodegradable.  

 

IGCSEKUWAIT.COM  

Effects  of  greenhouse  gases:    

• Infrared  radiation  IR  from  the  sun  has  a  short  wavelength  and  most  of  it  passes  through  the  atmosphere  and  is  absorbed  by  the  earth’s  surface.    

• The  earth  heats  up,  and  re-­‐emits  longer  wavelength  IR.  Any  greenhouse  gases  in  the  atmosphere  effectively  reflect  the  longer  wavelength  IR  which  warms  the  atmosphere.    

• The  relative  greenhouse  effect  of  a  gas  varies  because  molecules  absorb  IR  differently.    • The  global  warming  potential  of  a  gas  combines  it  ability  to  absorb  IR  with  its  lifetime  in  

the  atmosphere.  The  concentration  of  a  gas  in  the  atmosphere  also  affects  GWP.  E.g.  CO2  has  a  low  global  warming  potential,  but  the  concentrations  of  it  are  increasing.  CFCs  have  a  much  higher  GWP  but  the  overall  concentrations  are  very  low.      

Anthropogenic  and  natural  climate  change:    

• Anthropogenic:  results  from  human  activities,  e.g.  burning  fossil  fuels  and  deforestation.  These  increase  levels  of  CO2,  methane  and  other  gases  over  relatively  short  timescales.  

• Natural  climate  change:    natural  processes  such  as  dissolving  of  CO2  in  sea  water  or  formation  of  carbonates  in  rocks  over  hundreds  of  years.  Volcanic  eruptions  can  also  cause  climate  change.    

Carbon  neutrality  and  carbon  footprint:    

• A  carbon  neutral  fuel  is  one  for  which  the  release  of  CO2  in  its  manufacture  and  burning  equals  the  absorption  of  CO2  as  the  raw  material  is  grown  or  the  fuel  formed.  Only  certain  biofuels  can  be  considered  carbon  neutral  

• A  carbon  neutral  process  occurs  when  there  is  no  overall  carbon  emission  into  the  atmosphere.    

• A  carbon  footprint  in  general  is  a  measure  of  the  amount  of  carbon  dioxide  emitted  through  the  use  of  fossil  fuels.  It  is  often  measured  in  tonnes  of  carbon  dioxide,  and  can  be  calculated  for  an  individual,  a  household,  an  organisation  or  over  a  product  lifecycle  for  manufactured  goods.  

• The  fuel  petrol  is  definitely  not  carbon  neutral  -­‐  releases  CO2  into  atmosphere  which  was  trapped  in  the  earth  millions  of  years  ago.  

• Bioethanol  is  more  or  less  carbon  neutral-­‐  produced  by  fermentation  of  sugar  from  crops.  It’s  thought  of  as  being  carbon  neutral  as  the  CO2  released  when  burnt  was  removed  by  the  crop  as  it  grew.  However,  there  are  still  carbon  emissions  when  considering  the  whole  process.  

• Hydrogen  gas  can  be  carbon  neutral  .  

   

 

J