Kemiska bindningar. Matti Hotokka

Transkript

1 Kemiska bindningar Matti Hotokka

2 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

3 Kemisk bindning Elektroner mellan atomer Elektroner limmar atomer ihop 2σ u Glest med elektroner mellan atomkärnorna => Ingen bindning 2σ g Hög elektrontäthet mellan atomerna => Bindning W. L. Jorgensen och L. Salem, The organic chemist s book of orbitals, Academic Press, London, 1973.

4 Kemisk bindning Atomorbitalerna måste tränga in i varandra 1σ u 1σ g Atomorbitalerna tränger Inte i varandra => Ingen bindning => Endast valensorbitaler beaktas

5 Kemisk bindning Energetiskt: De bindande orbitalerna är besatta, de repellerande orbitalerna vakanta J 1.16x10-18 Ψ -2.18x10-18 φ 1s (A) Φ 1s (B) -2.59x10-18 ψ H 2

6 Kemisk bindning Energetiskt: Ju mera orbitalerna tränger i varandra desto lägre är molekylorbitalenergin E 3σ u 2p 1π g 1π u 3σ g 2p Mycket stor vinst i σ-orbitalens orbitalenergi 2s 2σ u 2s Ganska stor ändring i orbitalenergin 2σ g 1s 1σ u 1σ g 1s Nästan ingen ändring i orbitalenergin Atom A Molekyl Atom B

7 Kemisk bindning Energetiskt: Repellerande orbitaler besatta => Ingen kemisk bindning Heliummolekyl Ψ φ 1s (A) Φ 1s (B) ψ

8 Elektronhöljets form En σ-bindning Längs linjen mellan atomerna Cigarrformad +

9 En σ-bindning Olika varianter Elektronhöljets form + s+s orbital s+p orbital p+p Hybridorbital + s Hybrid+hybrid

10 Elektronhöljets form En π-bindning Tvådelad +

11 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

12 Klassificeringar Jonisk bindning Elektronerna i bindningen ligger i närheten av den mera elektronegativa atomen Typiska i oorganiska salter Exempel Vätefluorid Natriumklorid

13 Klassificeringar En verklig bindning Exakt kovalenta bindningar existerar (t.ex. i O 2 ) 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

14 Elektronegativitet Joniseringspotential E i Energin, som krävs för att avlägsna en elektron från atomen / molekylen Energin för reaktionen A A e

15 Elektronegativitet Elektronaffinitet E ea Energin som vinnes genom att lägga till en elektron i atomen / molekylen Energin för reaktionen A e A

16 Elektronegativitet Elektronegativitet x Atomens / molekylens förmåga att attrahera elektroner till sig Mycket intuitivt begrepp Flera sätt att kvantifiera, här Mullikens ekvation x M K M E i E 2 ea K M ev

17 Elektronegativitet E i (ev)* E ea (ev)** x M x*** H * He Li Be B C * N O * F * Ne *CRC Handbook of Chemistry and Physics; ** Berry, Rice, Ross: Physical Chemistry; *** Allred, Rochow, J. Inorg. Nucl. Chem. 5(1958) 264.

18 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

19 Kolatomens elektroner Betrakta en sp 3 -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

20 Enkel bindning En elektron från vardera atom Betrakta t.ex. C-atom med sp 3 hybridisering C + H C C En sp 3 -hybridiserad kolatom kan bilda 4 st enkla bindningar. H H

21 Enkel bindning Två sp 3 -hybridiserade kolatomer: C + C C C C C

22 Enkel bindning En sp 3 -hybridiserad kolatom kan inte bilda dubbelbindningar ty den har inga fria p- atomorbitaler

23 Enkel bindning Betrakta en sp 3 -hybridiserad syreatom 8 elektroner, varav 6 valenselektroner O O H H

24 Fria elektronpar Kan inte bilda bindningar H Ψ ψ C Tre elektroner, ingen bindning. Fritt elektronpar. H H

25 Notation Varje elektronpar visas som ett streck Lewis strukturformel Fria elektronpar H H C C O H H H H Dubbelbindning; ena strecket visar elektronparet i σ-bindningen, andra i π-bindningen.

26 Konjugerade dubbelbindningar Lewis formel: Alternerande dubbla och enkla bindningar Fel bild: Varje bindnings styrka är ca. 1.5

27 Konjugerade dubbelbindningar Cyklisk konjugerad molekyl: aromatisk Lewis Närmare sanning

28 Konjugerade dubbelbindningar Resonansstrukturer Lewis försök att ge en bättre bild av bindningarna Den riktiga strukturen är medelvärdet av alla resonansstrukturer

29 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.

30 Koordinationsbindning Bindningens båda elektroner kommer från samma atom H + H + N N

31 Koordinationsbindning Komplexförening Donor: ger bort sitt elektronpar Acceptor: tar emot elektronparet NH 3 2+ H 3 N Zn NH 3 NH 3

32 Koordinationsbindning Ligander De grupper som binder sig till en central atom, som ofta är en övergångsmetalljon Således t.ex. ML 4 3+ CO 3+ OC Fe CO CO

33 Koordinationsbindning Komplexförening Kelat: Liganden binder på minst två ställen H 2 C H 2 N H 2 N Zn CH 2 NH 2 2+ NH 2 Ligand: Etylendiamin H 2 C CH 2

34 Koordinationsbindning Vätebindning Avstånd: Mät gärna de tunga atomernas avstånd Ca 180 pm H-F H-F 279 pm

35 Koordinationsbindning Vätebindning Riktning H O δ + 2δ - δ + H H 2δ - O δ +

36 Fasta tillståndet ε Bandstruktur Orbitalerna övergår till band i fasta tillståndet Band... Band H-H H-H-H-H H-H-H-H-H-H H

37 Fasta tillståndet Ferminivå E F Energin av de översta elektronerna ε E F

38 Fasta tillståndet Isolerande material Det översta besatta bandet är helt besatt ε Vakant band Gap 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 Helt besatt band

39 Fasta tillståndet Metall Det överst besatta bandet är bara delvis fyllt ε Vakant band Elektronerna i det delvis Besatta bandet blir rörliga då de får en minimal energiökning Delvis besatt band

40 Fasta tillståndet Halvledare Isolator där gapet mellan det besatta och vakanta bandet är kort ε Vakant band Gap Energin, som krävs för att excitera en elektron, är inte oöverkomligt stor. Helt besatt band

41 Fasta tillståndet Dopning Att ersätta några atomer i kristallstrukturen med andra Skapar nya energinivåer Det vanliga materialet för halvledare är kisel, som är 4-värt. Ersätter man några kiselatomer med 3-värda atomer, t.ex. Al, får man en halvledare av p-typ Ersätter man kiselatomer med 5-värda atomer, t.ex.p, får man en halvledare av n-typ

42 Fasta tillståndet I p-typ ger dopningsatomerna en vakant energinivå till nära det besatta bandet ε Vakant band Extra band i p-dopat material Helt besatt band

43 Fasta tillståndet I n-typ ger dopningsatomerna en besatt energinivå till nära det vakanta bandet ε Vakant band Extra band i n-dopat material Helt besatt band