Kovalent och polär kovalent bindning. Niklas Dahrén

Transkript

1 Kovalent och polär kovalent bindning Niklas Dahrén

2 Indelning av kemiska bindningar Intramolekylära bindningar Kovalent bindning Polär kovalent bindning Jonbindning Kemisk bindning Dipol- dipolbindning Metallbindning Vätebindning Intermolekylära bindningar van der Waalsbindning (Londonkra?er) Jon- dipolbindning

3 Atomerna hålls samman genom att de delar på valenselektroner I alla typer av kovalenta bindningar delar 2 atomer på valenselektroner så ab båda uppnår ädelgasstruktur. Kallas även för elektronparbindning. Anledningen 7ll a8 atomerna hålls samman är ab de båda atomkärnornas posigva laddningar och de gemensamma elektronernas negagva laddningar abraheras av varandra :Cl. Cl: + + En a%rak(on uppstår mellan de posi(va atomkärnorna och de gemensamma nega(vt laddade elektronerna mellan atomkärnorna.

4 Vanlig kovalent bindning De båda atomerna är lika bra på ab abrahera de gemensamma bindningselektronerna p.g.a. samma (eller nästan samma) elektronegagvitet och därför delar atomerna lika (eller ungefär lika) på elektronerna. Elektronerna kommer därmed a8 befinna sig mib emellan de båda atomerna och vi får ingen laddningsförskjutning. Kovalent bindning :Cl. Cl: + +

5 Hur vet man att det är en vanlig kovalent bindning? 2 lika atomer: Om det är 2 lika atomer så har de båda atomerna samma elektronegagvitet och det innebär ab de delar exakt lika på elektronerna. Exempel: HH, FF, ClCl, CC. C och H: Även bindningen mellan C och H räknas som en vanlig kovalent bindning. C och H har ungefär samma elektronegagvitet och därför kommer vi inte heller här få någon tydlig laddningsförskjutning. 2 icke metaller: Ingen atom får vara en metall. Om föreningen är NaCl, MgCl, CaF 2 eller någon annan förening mellan en metall och en icke metall så är bindningen en jonbindning. Om det enbart ingår metallatomer är det istället frågan om en metallbindning.

6 Bindningen mellan kol och väte är vanlig kovalent bindning trots att det är 2 olika atomer CH 4 Till vänster ser vi summaformeln resp. strukturformeln för en metanmolekyl. I metanmolekylen förekommer enbart kovalenta bindningar. Kol och väte är väldigt lika varandra när det gäller förmågan ab abrahera gemensamma bindningselektroner p.g.a. nästan samma elektronegagvitet. Därför räknas bindningen mellan dessa atomer som en kovalent bindning trots ab de egentligen är olika atomer!

7 Polär kovalent bindning De båda atomerna är olika bra på a8 a8rahera de gemensamma bindningselektronerna p.g.a. en tydlig skillnad i elektronegagvitet mellan atomerna. De gemensamma bindningselektronerna kommer därför vara förskjutna mot den ena atomen vilket gör ab vi får en laddningsförskjutning i molekylen. Polär kovalent bindning.. + H. Cl:.. + +

8 Hur vet man att det är en polär kovalent bindning? 2 olika atomer: Om det är 2 lika atomer så har de båda atomerna samma elektronegagvitet och det innebär ab de delar exakt lika på elektronerna. Därför måste det vara 2 olika atomer om det ska uppstå en polär kovalent bindning. Exempel: OH, HF, O=C=O Ej C och H: Bindningen mellan C och H räknas som en vanlig kovalent bindning. C och H har ungefär samma elektronegagvitet och därför kommer vi inte få någon tydlig laddningsförskjutning. 2 icke metaller: Ingen atom får vara en metall. Om föreningen är NaCl, MgCl, CaF 2 eller någon annan förening mellan en metall och en icke metall så är bindningen istället en jonbindning.

9 Atomernas elektronegativitet avgör vem som är bäst på att attrahera elektroner Hög elektronega7vitet innebär ab atomen är bra på ab abrahera valenselektroner. Följande faktorer avgör en atoms elektronega7vitet: Radien är lika stor hos båda atomerna. Atomens radie: Stor radie innebär ab valenselektronerna inte känner av atomkärnan i särskilt hög grad. Liten radie= hög elektronegagvitet. Ne/oladdningen innanför valensskalet: Det är denna laddning som valenselektronerna känner av. Om neboladdningen är hög (mycket posigv) kommer valenselektronerna abraheras kra?igt. Kallas även för effekgv kärnladdning. 6e 2e 8+ NeBoladdning: 6+ NeBoladdning: 7+ 7e 2e 9+ NeBoladdningen skiljer sig åt. Fluoratomen har högre neboladdning. Syreatom Fluor har högre elektronega7vitet än syre Fluoratom

10 Vilken atom har högst elektronegativitet? 1. Ta reda på neboladdningen 2. Jämför radien (antalet skal) 1e 2e 3+ NeBoladdning: 1+ 1e 8e 2e 11+ NeBoladdning: 1+ Li7umatom Natriumatom Svar: Båda har neboladdningen 1+. Men ligum har ändå högre elektronegagvitet än natrium e?ersom natrium har fler skal och därmed en större radie.

11 Pauling-skalan visar grundämnenas elektronegativitet Högst värden Elektroner avges från vänster Gll höger Lägst värden Bildkälla: hbp://sv.wikipedia.org/wiki/elektronegagvitet Högst värden längst upp i högra hörnet: Liten radie (få skal) plus hög neboladdning (effekgv kärnladdning) innebär stor förmåga ab abrahera valenselektroner. Lägst värden nere i vänstra hörnet: Stor radie (många skal) plus låg neboladdning (effekgv kärnladdning) innebär liten förmåga ab abrahera valenselektroner.

12 Vilken atom drar åt sig elektronerna i nedanstående polära kovalenta bindningar? OH HF NH C=O OH Syre HF Fluor NH Kväve C=O Syre

13 Skillnaden i elektronegativitet avgör bindningen Skillnaden i elektronega7vitet mellan de ingående atomerna avgör vilken bindningen blir. Dessa gränser är dock flytande beroende på vilka ämnen det handlar om. Vissa ämnen kan sägas ha en blandning mellan polär kovalent bindning och jonbindning. Skillnad i elektro- nega7vitet: Över 1,7 0,51,7 Under 0,5 Konsekvens: Elektronerna överförs fullständigt Gll den atom som har högst elektronegagvitet. Elektronerna förskjuts mot den atom som har högst elektronegagvitet. Ingen tydlig förskjutning sker av elektronerna. 0 Ingen förskjutning alls av elektronerna. Typ av kemisk bindning: Övervägande jonbindning Polär kovalent bindning Övervägande kovalent bindning Ren kovalent bindning

14 Vilken typ av intramolekylär bindning bildas mellan följande atomer? 1. Syre och väte? Syre: 3,4 Polär kovalent bindning 3,42,1= 1,3 Väte: 2,1 2. Natrium och klor? Natrium: 0,9 Jonbindning 3,00,9= 2,1 Klor: 3,0 3. Kol och kol? Kol: 2,5 Kovalent bindning 2,52,5= 0 Kol: 2,5

15 Dubbel- och trippelbindningar Ibland får atomerna ädelgasstruktur genom ab dela på fler än 2 elektroner. I en dubbelbindning delar atomerna på totalt 4 elektroner och i en trippelbindning delar atomerna på totalt 6 elektroner.

16 Uppgift: Vilka bindningar förekommer i nedanstående molekyl? Kovalenta bindningar Polära kovalenta bindningar

17 Elektronformler visar hur valenselektronerna är placerade i molekylen

18 Hur går du tillväga när du ska rita en elektronformel? 1. Totala antalet valenselektroner: Ta reda på det totala antalet valenselektroner som de olika atomerna har Gllsammans (alla dessa ska finnas med i elektronformeln). 2. Ädelgasstruktur: SäB ut alla valenselektroner så ab alla ingående atomer får ädelgasstruktur.

19 Uppgift: Rita elektronformeln för koldioxid, CO 2 1. Räkna totala antalet valenselektroner hos de ingående atomerna/jonerna: Kol= 4 st O= 6 st O= 6 st Totalt: 16 st 2. Se 7ll så a8 alla ingående atomer får ädelgasstruktur: Placera ut 16 valenselektroner så ab alla ingående atomer har 8 valenselektroner. Lös ev. problemet med dubbel eller trippelbindningar. Kolatomer är oaast belägna i mi%en av molekylerna eaersom de har förmåga a% skapa 4 bindningar med andra atomer.

20 Uppgift: Avgör vilka bindningar som förekommer i följande molekyler HH NH C=O Kovalent enkelbindning C=C C C CH Kovalent trippelbindning Kovalent dubbelbindning Polär kovalent enkelbindning Polär kovalent dubbelbindning Kovalent enkelbindning OH HF O=C=O Polär kovalent enkelbindning Polär kovalent enkelbindning Polära kovalenta dubbelbindningar CH 4 H 2 O C 2 H 5 OH Kovalenta enkelbindningar Polära kovalenta enkelbindningar Kovalenta enkelbindningar mellan C och H och polär kovalent enkelbindning mellan O och H

21 Se gärna fler filmer av Niklas Dahrén: h8p:// h8p://