Download pdf - Kemisk bindning - Amazon Web Servicesh24-files.s3.amazonaws.com/174087/737931-RoVmu.pdfKemisk bindning 1 Det är få grundämnen som förekommer i ren form i naturen. De ﬂesta söker

Litterarum radices amarae, fructus d

ulce

s

© Jonas Arvidsson, 2015

Kemisk bindning

1

Det är få grundämnen som förekommer i ren form i naturen. De flesta söker en kompis med kompletterande egenskaper. Detta kan ske på några olika sätt, både inom molekylen och mellan molekylen.



ulce

s

Mål med avsnittet

När vi är färdiga med detta avsnitt skall du kunna:

Förklara följande begrepp: jonbindning, kovalent bindning, elektronegativitet, polära bindningar, dipoler, vätebindning, metallbindning och van der Waals-bindning

Tillämpa dessa kunskaper för att avgöra egenskaper hos olika typer av kemiska föreningar

2



ulce

s

JonbindningJoner med ädelgasskal är stabila Olika laddning attraherar

I en jonkristall binds jonerna till varandra med jonbindning

+

Na Cle–

+

Na+ Cl–

+ –

3

Alla grundämnen strävar efter att få ett fullt yttre elektronskal eftersom detta är den stabilaste formen. I sitt ursprungliga tillstånd är det bara ädelgaserna som har detta. Alla andra grundämnen måste antingen ge bort elektroner, ta upp elektroner eller dela elektroner med någon annan atom. Elektroner kan inte bara kastas bort eller tas upp, utan det måste finnas både en elektrongivare och en elektrontagare. Det bildas då joner, som är atomer som är laddade. Normalt bildar metaller positiva joner och grundämnen till höger i det periodiska systemet negativa joner (undantaget ädelgaserna).

Precis som med magneter, attraherar postivia och negativa joner varandra. De föreningar som bildas kallas salter. De ingående jonerna arrangerar sig i ett regelbundet gitter och kan i princip bilda hur stora kristaller som helst. I fast form leder de inte ström, men i smält form och upplösta i vatten är de goda ledare.



ulce

s

+ energi

Kovalent bindningKallas också elektronparbindning Ett eller flera elektronpar är gemensamma för två atomer

+

H:H

4

:Cl.. .. . + Cl−Cl:Cl.

. .. . :Cl:Cl:

. . . .. . . .

O=O:O... . + O:

. .. . O:.. :O .. .

.. .

N≡N:N.. .

:N.. .

+ :N:::N:

Vid kovalent bindning delar två atomer ett eller flera elektronpar. Detta bildar små enheter och inte de stora kristaller som förekommer hos jonföreningar. Man kallar dessa för molekylföreningar. Det är alltid icke-metaller som bildar molekylföreningar med kovalent bindning eftersom de inte inte klarar av att ta elektroner från någon annan icke-metall. För att få fullt yttre elektronskal kan det behövas att de delar på ett, två eller tre elektronpar.



ulce

s

H. .HH

H... .C

. .

Kol är specielltKol har fyra valenslektroner

5

109°

Kol är mycket speciellt. De fyra valenselektronerna gör att att kolatomen kan binda fyra andra atomer. Dessa kan vara atomer som behöver en ytterligare elektron, inklusive andra kolatomer.

MetallbindningExtrem form av kovalent bindning

En eller flera valenselektroner per atom rör sig nästan fritt i hela metallbiten

Antal elektroner varierar och avgör metallens egenskaper

Legering förändrar egenskaperna

Stål (Fe + C, Ni, Cr, V, Mo…) Mässing (65% Cu, 35% Zn) Brons (ca 80% Cu, 20% Sn)


ulce

s


2+ 2+ 2+ 2+2+ 2+

2+ 2+ 2+ 2+2+ 2+

2+ 2+ 2+ 2+2+ 2+

2+ 2+ 2+ 2+2+ 2+

2+ 2+ 2+ 2+2+ 2+

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e– e–e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e– e–

e–

e–e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–e–

6

Metaller har en mycket speciell form av kovalent bindning. I metallbiten rör sig valenselektronerna nästan fritt, vilket innebär att alla de ingående metallatomerna delar på alla valenselektronerna. Atomkärnorna ordnas i ett regelbundet mönster som gör att metallen är formbar. Så fort man blandar i någon annan metall (legerar) ändras egenskaperna eftersom det nu inte råder en lika ordnad struktur för atomkärnorna – legeringen blir hårdare.

Sammansatta joner


ulce

s


NO3–

N..

...O..

: :

O..::O..

::

.

SO42– CO32–

:S:.... C

....

O..

: :

O..::O..

::

..

O..

: :

:O:..

:O.... O:

..

..

Hur får kväve i nitratjonen och kol i karbonatjonen sina 8 elektroner?

7

I formelsamlingen finns en tabell över joner, inklusive sammansatta joner. Dessa visar också ett specialfall av kovalent bildning. Elektronerna har här inte räckt till för att alla de ingående atomerna skall få fullt elektronskal, utan de har ”stulit” en eller flera elektroner från en metall för att bli nöjda. För att se hur det har gått till, är det enklast att skriva ut alla de ingående valenselektronerna med prickar som i bilden. Vi ser då att för sulfatjonen fattas det två elektroner för att svavel och de fyra syreatomerna alla skall få ta del av åtta elektroner. För nitrat och karbonatjonerna är det lite knepigare. I bilden ser du att kväve respektive kol bara ser ut att ha tillgång till 6 elektroner. Detta löses genom en dubbelbindning. Det går inte att säga till vilket syre denna dubbelbindning finns, utan den roterar runt i jonen. Ingressbilden på hemsida för detta avsnitt visar hur man tänker att det ser ut.



ulce

s

Jämförelse

8

Föreningar med jonbindning Föreningar med kovalent bindning

Jonbindning finns i den typ av föreningar man kallar jonföreningar, t.ex. NaCl, MgI2, AlBr3, AgNO3

Kovalent bindning finns dels i vissa grundämnen, t.ex. H2, O2, N2, Cl2, dels i molekylföreningar såsom H2O, CO, CH4.

Även i sammansatta joner, t.ex NO3–, NH4+

Jonbindningar är starka bindningarI molekylerna binds atomerna med starka kovalenta bindningar. Mellan molekylerna finns (oftast) endast

svaga attraktionskrafter.

Jonföreningar bildas när en metall reagerar med en icke-metall

Molekylföreningar bildas när två icke-metaller reagerar med varandra

Ämnena består av joner och bildar jonkristaller Ämnena är uppbyggda av små avgränsade enheter

Leder ström i smält form och i vattenlösning, men inte i fast form

Leder inte elektrisk ström

Fasta ämnen vid rumstemperatur. Höga smält- och kokpunkter

Oftast låga smält- och kokpunkter. Många är gaser vid rumstemperatur

Denna sammanfattning visar de viktigaste skillnaderna mellan jonföreningar (jonbindning) och molekylföreningar (kovalent bindning).



ulce

s

.

9

F4,0O

3,5N3,0

Cl3,0

C2,5B

2,0

Br2,8

I2,5

S2,5

Se2,4

Te2,1

At2,2

Po2,0

P2,1

As2,0

Si1,8

Ge1,8

Sb1,9

Sn1,8

Bi1,9

Pb1,9

Al1,5

Ge1,6

In1,7

Tl1,8

Zn1,6

Cd1,7Hg1,9

Cu1,9

Ag1,9Au2,4

Ni1,9Pd2,2

Pt2,2

Co1,9Rh2,2

Ir2,2

Fe1,8Ru2,2

Os2,2

Mn1,5Tc1,9

Re1,9

Cr1,6Mo1,8

W1,7

U1,4

V1,6

Nb1,6

Ta1,5

Pa1,4

Ti1,5

Zr1,4

Hf1,3

Th1,3

Sc1,3

Y1,2

Ac1,1

Be1,5

Mg1,2

Ca1,0

Sr1,0

Ba0,9

Ra0,9

Li1,0

Na0,9

K0,8

Rb0,8

Cs0,7

Fr0,7

H2,1

Elektronegativitet är ett mått på hur starkt de olika atomerna i en

molekyl attraherar elektroner.

s 76

Beroende på hur atomen ser ut, främst beroende på antal valenselektroner och antal skal, är de olika bra på att dra åt sig elektroner. Bäst är fluor (hög siffra), sämst är alkalimetallerna (de lämnar ju hellre ifrån sig en elektron). En variant av denna tabell har du i din formelsamling. När du tittar på värdena inser du att jonföreningar har stor skillnad.

Polära bindningar


ulce

s


Ämnesexempel HF HCl HBr HI

Skillnad i elektronegativitet 1,9 0,9 0,7 0,4

Typ av bindning Jonbindning Polär kovalent Opolär kovalent

Ämnesexempel Natriumklorid Väteklorid Klorgas

Joner eller atomer Na+ Cl– H+ Cl– Cl

Elektronegativitet Na = 0,9 Cl = 3,0 H = 2,1 Cl = 3,0 Cl = 3,0

Skillnad 2,1 0,9 0

Typ av ämne Jonförening Molekylförening Molekylförening

Område >1,8 0,9 – 1,8 <0,9

∂-∂+-+

10

Tabellen visar skillnader i elektronegativitet mellan olika typer av bindningar. Gränserna är inte exakta, utan de är endast angivna för vägledning. Jonföreningar har stor skillnad mellan metallen och icke-metallen. I molekylföreningar är det liten skillnad eller ingen alls, såsom blir fallet när det är två atomer av samma grundämne som står sig ihop. Det knepiga blir för ämnen som befinner sig mellan dessa båda ytterligheter. Dessa molekylföreningar är elektriskt neutrala utåt, men elektrontätheten är ofta större på en sida. Detta kallas polär kovalent bindning och molekylföreningen kallas dipol.

Dipoler

Polära molekyler attraherar varandra

Betyder mycket för ämnets smält- och kokpunkt

Vätebindning – bindning mellan två starkt elektronegativa atomer förmedlad av en mellan dem liggande väteatom


ulce

s


∂-∂+

+

–+

–

+

– +

–

+–

+

–

Attraherar

Repellerar

11

De negativa och positiva ändarna hos dipoler attraherar varandra och gör att även molekylföreningar kan vara fasta ämnen vid rumstemperatur. Vatten är ett bra exempel på en dipol. V-strukturen gör att det finns fler elektroner vid syret och färre elektroner vid de båda väteatomerna. Vattenmolekylerna kommer därför att ordna sig i ett mönster, som blir tydligare ju kallare vattnet är. Vatten är också ett specialfall av vätebindning. Denna innebär att en väteatom ligger mellan två starkt elektronegativa atomer. Detta kan vara syre som i vatten, men också andra atomer. Vätebindning är en av de krafter som ger struktur åt stora molekyler, till exempel proteiner.



ulce

s

van der WaalsbindningÄven oplära atomer och molekyler påverkar varandra eftersom de förekommer i både fast och flytande form under vissa betingelser

+ +

++

∂- ∂+

++

∂- ∂+ ∂- ∂+

H – H H – H

H – HH – H∂- ∂+

H – HH – H

∂- ∂+ ∂- ∂+

12

Även opolära molekyler påverkar varandra. De flesta är gasformiga vid rumstemperatur, men storleken på molekylen avgör vad kokpunkten är. Bilden visar hur man tänker sig hur van der Waals-kradter uppstår i vätgasmolekyler. De två elektroner som de båda vätgasatomerna delar på snurrar i ett moln kring de båda protonerna. Vid ett visst tillfälle är de båda elektronerna mer på en sida än den andra. Detta gör att den ena sida blir lite mer elektronegativ och en andra lite elektropositiv. Detta påverkar närliggande molekyler eftersom den elektronegativa sidan stöter bort elektroner från den närmaste sidan hos de andra molekylerna. Dessa attraktionskrafter är mycket svaga jämfört med de andra vi diskuterat.



ulce

s

Olika kokpunkt

Ämne Kokpunkt

Metan -164°C

Metanol 65°C

Metansyra 101°C

Etan -89°C

Etanol 89°C

Etansyra 118°C

13

Det enda som skiljer metan och etan är att etan har ytterligare ett kol. Båda molekylerna opolära, men det finns större chans till oregelbundenheten i elektronmolnet hos en större molekyl. Det är därför som etan har högre kokpunkt än metan. Hos polära molekyler påverkar molekylerna varandra mycket mer, så därför är både metanol och etanol flytande vid rumstemperatur. Etansyra är ännu mer polär än etanol, så därför har etansyra högre kokpunkt än etanol.



ulce

s

Sammanfattning

Kemisk bindning är ett grundläggande begrepp, som är viktigt att förstå vid diskussioner om kemiska egenskaper och kemiska reaktioner

Vi har tittat på: Jonbindning Kovalent bindning Metallbindning Bindning i sammansatta joner Polär bindning van der Waals-bindning Vätebindning

14

Nästa avsnitt i kemikursen kommer att handla om kemiska reaktioner och då är en förståelse för kemisk bindning viktig. Till din hjälp har du boken och de övningsuppgifter vi arbetet med under lektionerna.



ulce

s

Jonbindning 1

15

Grundämne Tecken Grupp Jonens formel Jonens namn

Aluminium

Barium

Brom

Flour

Jod

Kalcium

Kalium

Klor

Kväve

Magnesium

Natrium

Syre

Al 13 Al3+ AluminiumjonBa 2 Ba2+ BariumjonBr 17 Br – BromidjonF 17 F – FluoridjonI 17 I – JodidjonCa 2 Ca2+ KalciumjonK 1 K+ KaliumjonCl 17 Cl – KloridjonN 15 N3– NitridjonMg 2 Mg2+ MagnesiumjonNa 1 Na+ NatriumjonO 16 O2– Oxidjon s 82