Kemisk bindning I, Chemical bonds A&J kap. 2

Transkript

1 Kemisk bindning I, Chemical bonds A&J kap. 2

2 Dagens Olika bindningstyper - Jonbindning - Kovalent bindning - Polär kovalent bindning - Metallbindning Elektronegativitet - Jonbindning eller kovalent bindning? Lewisstrukturer - Oktettregeln - Resonansstrukturer - Formell laddning Nästa vecka -VSEPR (valence shell electron pair repulsion). Beskriver geometrin hos molekyler. - Hybridorbitaler Linjär kombination av atomorbitaler (från samma atom) genererar s.k. hybridorbitaler vilka beskriver en molekyls geometri. - MOT - (Molecular Orbital Theory) Atomorbitaler från olika atomer bildar s.k. molekylorbitaler. Beskriver en molekyls bindingsenergier och stabilitet

3 Vad är en kemisk bindning?

4 Kemisk bindning - Energi och avstånd Potentiell energi r Bindningslängd r Repulsion Attraktion Attraktion Bindningsenergi Stabilt tillstånd

5 Jonbindning Attraktion mellan positiva joner (katjoner) och negativa joner (anjoner) E P,12 = z 1e z 2 e 4πε 0 r 12 = 2.307z 1z 2 r J r 12 i nm

6 E P,12 = z 1 e z 2 e 4πε 0 r 12 = 2.307z 1 z 2 r J

7 Jonbindning Vilka joner kan bildas? - De som får ädelgaskonfiguration - Ädelgaskonfiguration + d-skal - De som dessutom har ett inert par

8 Joner Inert par - e - - 3e - In In + In 3+

9 Jonbindning Övergångsmetallerna kan förlorar en eller flera elektroner. I d-blocket har (n-1)d-elektronerna nu lägre energi än (n)s elektronerna. (T.ex. 3d har lägre energi än 4s för Fe) Övergångsmetallkatjonerna M k+ får därför alltid konfigurationen [ädelgas](n-1)d m (n)s 0 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd La-Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg

10 Vanliga katjoner och anjoner 1+ H Li N a K Rb Cs Fr 2+ Be C a Sr Ba Ra Sc Ti V C r M n F e C o N i C u Y Zr Nb M o Tc Ru Rh Pd Ag Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Lr 2+ Hg 2 2+ B C N O F Al S i P S C l Z n Ga Ge A s S e B r C d In S n Sb Te I Hg Tl P b Bi Po At He Ne Ar Kr Xe Rn Elektronkonfiguration för Cu +? [Ar]3d 10

11 Nitridjon - Elektronkonfiguration N + 3e - N 3-

12 Lewisstrukturer och kovalent bindning Ett delat elektronpar - elektronparbindning

13 När delas elektroner och när får vi joner? Tumregel: jonbindningsinslaget är dominerande när skillnaden i elektronegativitet är >2 ( χ > 2)

14 Elektronegativitet

15 Elektronegativitet Linus Pauling beräknade elektronegativiteter från bindningsenergier Men de kan också fås från joniseringsenergier och elektronaffiniteter. Kan alltså i princip beräknas med hjälp av elektronkonfigurationerna och det periodiska systemet

16 Lewisstruktur Elektronparbindningar tecknas med streck

17 Hur man ritar Lewisstrukturer -Räkna antalet valenselektroner. Glöm inte att ta hänsyn till ev. laddning. Dela med två för att få antal elektronpar. -Rita ut atomerna i den ordning de sitter ihop. Om du inte vet, gör ett rimligt antagande. -Bind ihop atomerna med elektronpar. -Gör kompletta oktetter för alla atomer genom att placera ut de återstående elektronparen. -Tar elektronerna slut, gör dubbelbindningar för att uppnå 8 elektroner runt varje atom. Rita Lewisstrukturen för ättiksyra!!

18 Lewisstrukturen för ättiksyra

19 Hur ser Lewisstrukturen ut för ättiksyraanjonen? Resonansstrukturer! Ättiksyraanjonen (acetatjonen) kan sägas vara en blandning av dessa två Lewisstrukturer

20 Resonansstrukturer Resonansstrukturer innebär att en enda Lewisstruktur inte ger en rättvisande bild av molekylen Nitratjonen t.ex. har tre lika långa N-O bindningar

21 Resonansstrukturer Strukturer med flera resonansformer är mer stabila (lägre energi)

22 Formell laddning (på viss atom) = V - (L + 0.5S) Där Formell laddning V = antal valenselektroner på den fria atomen L = antal fria elektroner S = antal delade elektroner Den mest stabila strukturen (lägst energi) ges av den Lewisstruktur som har formell laddning närmast noll på alla atomer Hur ser tiocyanatjonen ut? SCN -, CNS - eller CSN -?

23 Hur ser tiocyanatjonen ut? Valenselektroner N: 5 st C: 4 st S: 6 st Ladd: 1 st 16 st (totalt 8 elektronpar) Bäst med negativa laddningar på mest elektronegativa atomerna

24 Problem med oktettregeln? Lewisstrukturer för PCl 4, PCl 6 - och PCl 5? P måste få ha mer än 8 elektroner, hur?

25 Problem med oktettregeln? Fyll på med d-elektroner om det finns lediga platser! Stort gap Litet gap P

26 Hur mycket energi som behövs för att bryta en bindning

27 Kortare bindning = starkare?

28 Kovalenta atomradier

29 Bindningsstyrka Ökar med bindningsordningen (enkel, dubbel osv). Minskar med ökat antal fria elektronpar på grannatomerna Minskar när atomradierna ökar. Resonans stabiliserar molekyler, dvs den totala bindningsstyrkan ökar