Matti Vardera atom bidrar med en elektron till bindningen H + H H H. Kemisk bindning Elektroner mellan

  • View
    2

  • Download
    0

Embed Size (px)

Text of Matti Vardera atom bidrar med en elektron till bindningen H + H H H. Kemisk bindning Elektroner...

  • Kemiska bindningar

    Matti Hotokka

  • Definition

    Praktisk definition

    En bindning består av ett elektronpar, som befinner sig mellan de bundna atomerna

    Vardera atom bidrar med en elektron till bindningen

    H H+ H H

  • Kemisk bindning

    Elektroner mellan atomer

    Elektroner limmar atomer ihop

    2σg

    2σu

    W. L. Jorgensen och L. Salem, The organic chemist’s book of orbitals, Academic Press, London, 1973.

    Hög elektrontäthet mellan atomerna => Bindning

    Glest med elektroner mellan atomkärnorna => Ingen bindning

  • Kemisk bindning

    Atomorbitalerna måste tränga in i varandra

    1σg

    1σu Atomorbitalerna tränger Inte i varandra => Ingen bindning => Endast valensorbitaler beaktas

  • Kemisk bindning

    Energetiskt: De bindande orbitalerna är besatta, de repellerande orbitalerna vakanta

    ψ

    Ψ’ J

    -2.18x10-18

    -2.59x10-18

    1.16x10-18

    φ1s(A) Φ1s(B)

    H2

  • Kemisk bindning

    Energetiskt: Ju mera orbitalerna tränger i varandra desto lägre är molekylorbitalenergin

    Atom A Atom BMolekyl

    1s 1s1σu

    1σg

    2s 2s

    2p 2p

    2σu

    2σg

    3σu

    3σg

    1πu

    1πg

    E

    Nästan ingen ändring i orbitalenergin

    Ganska stor ändring i orbitalenergin

    Mycket stor vinst i σ-orbitalens orbitalenergi

  • Kemisk bindning

    Energetiskt: Repellerande orbitaler besatta => Ingen kemisk bindning

    ψ

    Ψ’

    φ1s(A) Φ1s(B)

    Heliummolekyl

  • Elektronhöljets form

    En σ-bindning

    Längs linjen mellan atomerna

    Cigarrformad

    + →

  • Elektronhöljets form

    En σ-bindning

    Olika varianter

    + → s+s orbital

    → p+p

    s+p orbital→

    → Hybridorbital + s

    → Hybrid+hybrid

  • Elektronhöljets form

    En π-bindning

    Tvådelad

    + →

  • Klassificeringar

    Kovalent bindning

    Elektronerna i bindningen är (ungefär) jämnt fördelade mellan atomerna

    Typiska i organiska molekyler

    Exempel

    • Bindningen i vätemolekylen

    • Kol-kolbindningen i etan

    • Kol-vätebindningen i organiska föreningar

  • Klassificeringar

    Jonisk bindning

    Elektronerna i bindningen ligger i närheten av den mera elektronegativa atomen

    Typiska i oorganiska salter

    Exempel

    • Vätefluorid

    • Natriumklorid

  • Klassificeringar

    En verklig bindning

    Exakt kovalenta bindningar existerar (t.ex. i O2)

    Totalt joniska bindningar finns ej (t.ex. HF kommer nära)

    Oftast har bindningen både kovalent och jonisk karaktär. Den joniska karaktären anges som procentsats

    Bindningen kallas jonisk om skillnaden av atomernas elektronegativiteter är stor

  • Elektronegativitet

    Joniseringspotential Ei Energin, som krävs för att avlägsna en elektron

    från atomen / molekylen

    Energin för reaktionen

      eAA

  • Elektronegativitet

    Elektronaffinitet Eea Energin som vinnes genom att lägga till en

    elektron i atomen / molekylen

    Energin för reaktionen

      AeA

  • Elektronegativitet

    Elektronegativitet x

    Atomens / molekylens förmåga att attrahera elektroner till sig

    Mycket intuitivt begrepp

    Flera sätt att kvantifiera, här Mullikens ekvation

     

      

      

    2

    eaiMM EEKx eV15.3

    1 MK

  • Elektronegativitet

    Ei (eV)* Eea (eV)** x M x***

    H 13.595 0.80* 2.3 2.20

    He 24.481 -0.23 3.8

    Li 5.39 0.63 0.96 0.97

    Be 9.32 0.38 1.5 1.47

    B 8.296 0.19 1.3 2.01

    C 11.256 1.12* 2.0 2.50

    N 14.53 -0.18 2.3 3.07

    O 13.614 1.466* 2.4 3.50

    F 17.418 3.448* 3.3 4.10

    Ne 21.559 -0.28 3.4

    *CRC Handbook of Chemistry and Physics; ** Berry, Rice, Ross: Physical Chemistry; *** Allred, Rochow, J. Inorg. Nucl. Chem. 5(1958) 264.

  • Bindningstyper

    Enkel bindning Av typen σ

    Dubbelbindning Består av en σ- och en π-bindning

    Konjugerade dubbelbindningar Delokaliserade π-elektroner

    Koordinationsbindning Bindningens båda elektroner kommer från samma

    atom T.ex. vätebindning

  • Kolatomens elektroner

    Betrakta en sp3-hybridiserad kolatom

    Den har fyra likvärda valensorbitaler

    Den har 6 elektroner varav två placeras i 1s

    De fyra återstående elektronerna går i var sin hybridorbital

    C

  • C

    H

    Enkel bindning

    En elektron från vardera atom

    Betrakta t.ex. C-atom med sp3 hybridisering

    C + H

    C

    H

    En sp3-hybridiserad kolatom kan bilda 4 st enkla bindningar.

  • Enkel bindning

    Två sp3-hybridiserade kolatomer: C + C

    C

    C

    C

    C

  • Enkel bindning

    En sp3-hybridiserad kolatom kan inte bilda dubbelbindningar ty den har inga fria p- atomorbitaler

  • Enkel bindning

    Betrakta en sp3-hybridiserad syreatom

    8 elektroner, varav 6 valenselektroner

    O O

    H H

  • Fria elektronpar

    Kan inte bilda bindningar

    C

    H H

    H

    Tre elektroner, ingen bindning. Fritt elektronpar.

    ψ

    Ψ’

  • Notation

    Varje elektronpar visas som ett streck

    Lewis strukturformel

    O

    H H

    Fria elektronpar

    C C

    H

    H

    H

    H Dubbelbindning; ena strecket visar elektronparet i σ-bindningen, andra i π-bindningen.

  • Konjugerade dubbelbindningar

    Lewis formel: Alternerande dubbla och enkla bindningar

    Fel bild: Varje bindnings styrka är ca. 1.5

  • Konjugerade dubbelbindningar

    Cyklisk konjugerad molekyl: aromatisk

    Lewis Närmare sanning

  • Konjugerade dubbelbindningar

    Resonansstrukturer

    Lewis försök att ge en bättre bild av bindningarna

    Den riktiga strukturen är medelvärdet av alla resonansstrukturer

  • Konjugerade dubbelbindningar

    Rätt bild: använd kvantkemiska metoder, t.ex. Hückels metod

    π-elektronerna är delokaliserade, de är inte bundna till en viss C-C bindning utan är jämnt fördelade i alla sex bindningar i bensen.

  • Koordinationsbindning

    Bindningens båda elektroner kommer från samma atom

    N

    H+

    N

    H +

  • Koordinationsbindning

    Komplexförening

    Donor: ger bort sitt elektronpar

    Acceptor: tar emot elektronparet

    Zn

    NH3

    NH3

    NH3H3 N

    2+

  • Koordinationsbindning

    Ligander

    De grupper som binder sig till en central atom, som ofta är en övergångsmetalljon

    Således t.ex. ML4 3+

    Fe

    CO

    CO

    COOC

    3+

  • Koordinationsbindning

    Komplexförening

    Kelat: Liganden binder på minst två ställen

    Zn

    NH2

    2+CH2H2 C

    H2 N

    H2 C CH2

    NH2H2 N

    Ligand: Etylendiamin

  • Koordinationsbindning

    Vätebindning

    Avstånd: Mät gärna de tunga atomernas avstånd

    H-F H-F 279 pm

    Ca 180 pm

  • Koordinationsbindning

    Vätebindning

    Riktning

    H

    H

    H

    O

    O

    δ+

    δ+

    2δ-

    δ+ 2δ-

  • Fasta tillståndet

    Bandstruktur

    Orbitalerna övergår till band i fasta tillståndetε

    H-H H-H-H-H H-H-H-H-H-H H∞

    . . .

    Band

    Band

  • Fasta tillståndet

    Ferminivå EF Energin av de översta elektronerna

    ε

    H

    EF

  • Fasta tillståndet

    Isolerande material

    Det översta besatta bandet är helt besatt ε

    Helt besatt band

    Vakant band

    Isolerar ty elektronerna är så trängda, att de inte kan röra på sig. För att göra en elektron rörlig måste den lyftas till det vakanta bandet. Detta kräver energin som motsvarar energigapet mellan banden

    Gap

  • Fasta tillståndet

    Metall

    Det överst besatta bandet är bara delvis fyllt ε

    Elektronerna i det delvis Besatta bandet blir rörliga då de får en minimal energiökning

    Delvis besatt band

    Vakant band

  • Fasta tillståndet

    Halvledare

    Isolator där gapet mellan det besatta och vakanta bandet är kort

    ε

    Helt besatt band

    Vakant band

    Gap

    Energin, som krävs för att excitera en elektron, är inte oöverkomligt stor.