Kap. 8. Bindning: Generella begrepp 8.1 Kemiska bindningar: olika typer

Bindningslängd: avståndet mellan atomer vid energiminimum

Bindningsenergi: Energivinsten vid minimum jämfört med fria atomerna, energin för att bryta en bindning

se även 8.1

Bindningstyper Kovalent bindning:

mellan lika atomer elektroner delas jämnt Jonbindning:

elektrostatisk interaktion mellan positiva och negativa joner

Interaktionen mellan joner, Coulombs lag:

⋅×= −

r

QQnmJE 2119 )1031.2(

Polär kovalent bindning: mellan olika atomer elektronerna delas ojämnt kan ge polära molekyler se även 8.2

8.2 Elektronegativitet

Elektronegativitet är ett mått på en atoms förmåga att dra elektroner till sig i en molekyl

N,O,F mest elektronegativa (F allra mest) se även 8.3

Ex: HF polär molekyl I joniska kristaller såsom KF(s) har fullständig e--laddningsöverföring skett (K+ och F- har ädelgasstruktur/fylld oktett). jonbindning: elektrostatisk växelverkan mellan positiva och negativa joner.

ökar

minskar

H-H H-Cl K+F-

∆ elektroneg.: 0 0.9 3.2 bindning: kovalent polär kovalent jonbindning

bindning bindning

elektrondensiteten delas lika delas ojämnt delas inte

+δ -δ

8.3 Polaritet och dipolmoment

En tvåatomig molekyl som har en del som är positivt laddad och en del som är negativt laddad är polär, och den har ett dipolmoment:

rq ×=µ

Molekyler med polära kovalenta bindningar mellan flera atomer kan också vara polära …

… men de kan också sakna dipolmoment p.g.a symmetri:

Ex: Linjära Plana Tetraedriska

O = C = O -q +2q -q

H – F +q -q

r

se även 8.4

se även 8.5-7

se även tab 8.2

8.4 Joner: elektronkonfigurationer och radier Jonföreningar:

- elektrostatisk attraktion mellan tätt packade, motsatt laddade joner

- bildas då en atom som lätt joniseras reagerar med och avger elektroner till en atom som har hög elektronaffinitet

se även fig s 350

Jonerna får ädelgaskonfigurationer

Tex O2-, F-, Ne, Na+, Mg2+, och Al3+ har alla 10 elektroner, [Ne] D.v.s. de är isoelektroniska

se även tab 8.3 Jonföreningars empiriska formler kan förutses

Na+, Cl-: NaCl Mg2+, Cl-: MgCl2

Jonradier:

- Jonradien minskar med ökande kärnladdning för isoelektroniska joner

- Jonradien ökar nedåt i en grupp se även 8.8

8.5 Energieffekter i joniska föreningar Faktorer som påverkar stabiliteten och strukturen för fasta binära joniska ämnen. Coulomb (elektrostatisk) växelverkan: attraktion mellan laddningar av motsatt laddning, repulsion om lika laddning Se även 8.10

Gitterenergi (”Lattice energy”): Energiändringen när en jonisk fast (kristallin) förening bildas från jonerna i gasfas.

M+(g) + X-(g) → MX(s)

+ −−−−

NaCl-strukturen

Delsteg för reaktionen M(s)+ ½X2(g)→ MX(s)

1) sublimering M(s) → M(g) ∆H1

2) jonisering M(g) → M+(g) + e- ∆H2

3) dissociation ½X2(g) → X(g) ∆H3

4) elektronaffinitet X(g) + e- → X

-(g) ∆H4

5) gitterenergi M+(g) + X-(g) → MX(s) ∆H5

M(s)+ ½X2(g)→ MX(s) ∆Hsum

Gitterenergin kan här fås från:

∆H5 = ∆Hsum − ∆H1 − ∆H2 − ∆H3 − ∆H4 Se även 8.9

Teoretisk uppskattning av gitterenergin:

=r

QQkE 21 där k = proportionalitetskonstant

Se även 8.11

8.7 Kovalent kemisk bindning

Kovalent bindning: - Elektron(moln) ”delas av” kärnorna - Systemet av elektroner och kärnor söker lägsta energi - Får grupper av atomer att uppföra sig som en enhet.

Bindningar: • Modell! • Bekvämt

• Lokaliserade(?) elektroner

• Uppför sig på likartat sätt i olika omgivningar

Kemisk reaktion: Omfördelning av bindningar

C H

H

H

H

Elektronerna attraheras av två positiva kärnor

8.8 Bindningsenergier Bindningsenergi (D) är den energi som krävs för att bryta en bindning D: A-B → A + B Trender för enkel, dubbel och trippelbindningar →Kortare och starkare bindningar→

se även tab 8.4 + 8.5

8.9 Lokaliserade elektron-bindningsmodellen

En enkel modell för att beskriva kovalenta bindningar.

Lokaliserade-elektron (LE) modellen: Atomerna binder till varandra genom att dela elektronpar, varvid atomernas orbitaler används. Modellen har 3 delar:

1. Lewisstrukturer: valenselektron-arrangemang

2. VSEPR: Molekylgeometri (kap. 8.13, Fö 12)

3. Beskrivning av orbitalerna (kap. 9, Fö 13)

8.10-11 Lewisstrukturer

Lewissymboler: Symbolen för grundämnet och en prick för varje valenselektron i en atom av det ämnet

Lewisstrukturer: Visar hur valenselektronerna arrangerar sig eller delar upp sig mellan atomerna i en kovalent bunden molekyl

Stabila molekyler får ädelgasstruktur för Lewissymbolerna i molekylen genom att dela elektronpar Oktettregeln: 8e- (ns2np6 i fria atomen) Duettregeln för H, He: 2e- (1s2)

Ex: H⋅ + ⋅H → H : H eller H – H

Ar ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅

⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅

⋅⋅⋅⋅ F ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅

→

⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ +

⋅⋅⋅⋅ F ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ F ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ F

⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅

⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ Likt

⋅⋅⋅⋅ Ne ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅

Eller på svenska:

” –” = bindande elektronpar eller ensamma (”fria”) elektronpar

Skrivregler för Lewisstrukturer (1):

1) Summera ihop alla valenselektroner

2) Rita in bindande elektronpar mellan atomerna

3) Placera ut resterande elektroner så att duettregeln för H och oktettregeln för 2:a periodens element uppfylls

Ex: CO2

F F

O C O

Antal valens-e- C 4 2 O 2⋅6

16 = 8 par

Trial-and-error:

oktettregeln ej uppfylld

O C O OK! OK! OK!

Grundämnen i tredje perioden följer ofta oktettregeln men kan överskrida den genom att använda tomma d-orbitaler

Skrivregler för Lewisstrukturer (2):

1) Summera ihop alla valenselektroner

2) Rita in bindande elektronpar mellan atomerna

3) Placera ut resterande elektroner så att duettregeln för H och oktettregeln för 2:a periodens element uppfylls

4) 3:e (och däröver) periodens element kan överskrida oktettregeln när bindande elektronpar ritas in

5) Om det blir över elektroner efter det att oktettregeln är uppfylld för alla atomer, placera dem på atomen som har tillgängliga d-orbitaler

6) Om flera tunga atomer i molekylen och det blir elektroner över, antag att de extra elektronerna hamnar på centralatomen

Anm: Undantag från regel 3): Exv. bor kan bilda föreningar med färre än 8 e- runt B. Men C,N,O,F följer alltid oktettregeln!

F Cl F F