Kap. 8. Bindning: Generella begrepp

Transkript

1 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: QQ E = ( J nm) r Polär kovalent bindning: mellan olika atomer elektronerna delas ojämnt kan ge polära molekyler se även 8.2

2 8.2 Elektronegativitet Elektronegativitet är ett mått på en atoms förmåga att dra elektroner till sig i en molekyl ökar minskar N,O,F mest elektronegativa (F allra mest) se även 8.3 H-H H-Cl K + F - elektroneg.: bindning: kovalent polär kovalent jonbindning bindning bindning elektrondensiteten delas lika delas ojämnt delas inte Ex: HF polär molekyl +δ -δ 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.

3 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: µ = q r H r F +q -q Molekyler med polära kovalenta bindningar mellan flera atomer kan också vara polära se även 8.4 se även men de kan också sakna dipolmoment p.g.a symmetri: O = C = O -q +2q -q Ex: Linjära Plana Tetraedriska se även tab 8.2

4 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 O 2-, F -, Ne, Na +, Mg 2+, och Al 3+ har alla 10 elektroner, [Ne] D.v.s. de är isoelektroniska se även tab 8.3 Jonföreningars empiriska formler kan förutses Na +, Cl - : NaCl Mg 2+, Cl - : MgCl 2 Jonradier: - Jonradien minskar med ökande kärnladdning för isoelektroniska joner - Jonradien ökar nedåt i en grupp se även 8.8

5 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 NaCl-strukturen + 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)

6 Delsteg för reaktionen M(s)+ ½X 2 (g) MX(s) 1) sublimering M(s) M(g) H 1 2) jonisering M(g) M + (g) + e - H 2 3) dissociation ½X 2 (g) X(g) H 3 4) elektronaffinitet X(g) + e - X - (g) H 4 5) gitterenergi M + (g) + X - (g) MX(s) H 5 M(s)+ ½X 2 (g) MX(s) H sum Gitterenergin kan här fås från: H 5 = H sum H 1 H 2 H 3 H 4 Se även 8.9 Teoretisk uppskattning av gitterenergin: QQ 1 2 E = k r där k = proportionalitetskonstant Se även 8.11

7 8.7 Kovalent kemisk bindning Kovalent bindning: - Elektron(moln) delas av kärnorna - Systemet av elektroner och kärnor söker lägsta energi Elektronerna attraheras av två positiva kärnor - Får grupper av atomer att uppföra sig som en enhet. H Bindningar: H C H Modell! H Bekvämt Lokaliserade(?) elektroner Uppför sig på likartat sätt i olika omgivningar Kemisk reaktion: Omfördelning av bindningar

8 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

9 8.9 Lokaliserade elektronbindningsmodellen 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)

10 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 - (ns 2 np 6 i fria atomen) Duettregeln för H, He: 2e - (1s 2 ) Ar Ex: H + H H : H eller H H F + F F F Likt Ne

11 Eller på svenska: F = bindande elektronpar eller ensamma ( fria ) elektronpar F 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: CO 2 Antal valens-e - C 4 2 O = 8 par Trial-and-error: O C O oktettregeln ej uppfylld O C O OK! OK! OK!

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