.Kemiska föreningar. Kap. 3.

Transkript

1 Föreläsning 2 Kemiska bindningar Kovalenta, polära kovalenta och jonbindningar. Elektronegativitet. Diatomära molekyler Molekylorbitaler, bindande och antibindande. Bindningstal. Homo- och heteroatomära molekyler. Fleratomära, centralatomer och ligander

2 .Kemiska föreningar. Kap. 3. Olika grundämnen (atomer) hålls ihop av kemiska bindningar. Kovalenta: Delade elektronpar. Oftast mellan icke-metaller. Ex. Cl 2 klorgas Joniska: En eller flera elektroner övergår från ett grundämne till ett annat och joner bildas. Oftast mellan metall och icke-metall. Ex. NaCl koksalt Polära kovalenta: Delade elektronpar, men en atom tar mer av elektronparet. Partiell laddning på varje atom, en dipol uppkommer. µ = δ e r (r = bindningslängden, e = elementarladdningen) e = 1, As (0 < δ < 1)

3 Elektronegativitet. Elektronegativiteten = ett ämnes förmåga att dra till sig elektroner. Ökar uppåt och åt höger i periodiska systemet. Värden enligt Pauling visas nedan. Se även Fig i boken.

4 Är en bindning övervägande jonisk eller kovalent? Skillnaden i elektronegativitet mellan de deltagande atomerna avgör. Om skillnaden är mindre än 1,7: övervägande kovalent. Om skillnaden är större än 2,1: övervägande jonisk. Däremellan osäkert, polär kovalent. Alla bindningar mellan lika atomer (skillnaden = 0) är fullständigt kovalenta, t.ex. Cl-Cl-bindningen i klorgas (Cl 2 ). I NaCl är skillnaden 3,2 0,9 = 2,3 dvs. huvudsakligen jonbindning. I HCl är skillnaden 3,2 2,2 = 1,0 dvs. huvudsakligen kovalent. Tumregel: Metall - ickemetall = jonbindning (kan ha kovalent inslag) Ickemetalll - ickemtall = kovalent (ev. polär)

5 Valensbindningsteori (VB-teori) och Lewisstrukurer. Kap Bygger på oktettregeln = 8 yttre elektroner kring varje atom, delade eller odelade. (Gäller ej H och He, som klarar sig med 2.) Yttre elektroner = valenselektroner. Antal/neutral atom fås från periodiska systemet. Endast dessa elektroner tas med i diskussionen. Varje elektronpar finns bara i en bindning eller som ett icke bindande elektronpar på en atom. En bindning kan bestå av ett, två eller tre elektronpar = enkel, dubbelresp. trippelbindning. Tecknas X-X, X=X resp. X X. (Elektronpar betecknas här med streck av praktiska skäl.) Ex. Rita Lewisstruktur för vatten (H 2 O). O har 6 st. val.-e, 2 x H har 2 st., totalt 8. O får 2 icke-bindande e -par, de kvarvarande e går ihop med var sin e från H till två bindande e - par. (Molekylen är inte vinkelrät, mer härom i kap. 8.) Ex. Motsvarande struktur för ammoniak (NH 3 ): (Genomför själv resonemanget!)

6 VB - MO VB-teorin har lokaliserade elektronpar varje par finns bara i en bindning. Varje elektronpar visas med ett streck, ex. H-H. Svåra fall löses med resonansstrukturer = mesomerer (Organ. del) MO-teorin har delokaliserade elektronpar finns i molekylorbitaler som kan vara spridda över en större del av molekylen. Svårare att åskådliggöra. MO-teori för diatomära molekyler. Lika atomer. L.C.A.O. = Linjärkombinationer av atomorbitaler. Ψ = N MO c i i= 1 Φ AO N st AO:s ger N st MO:s med olika koefficienter Uppkommer genom växelverkan mellan AO:s när atomerna närmar sig varandra. Bra växelverkan om: Lika symmetri kring bindningsaxeln (krav för växelverkan ö.h.t.) God överlappning = atomerna tillräckligt nära varandra Närliggande energier hos växelverkande AO:s

7 H 2 + He 2 1:a perioden. Sammanförande av två H-atomer med en e vardera (två AO:s = två 1s H ) ger en bindande och en antibindande MO. (AO:s i resp. ur fas.) Bindande MO håller ihop molekylen, antibindande motverkar bindn. H 2 har två e som fyller den bindande orbitalen, man får en bindning. He 2 skulle haft 4 e som skulle fyllt båda MO:s, den antibind. släcker ut den bind. och ingen bindning fås. He är en monoatomär gas. T. h. visas hur energin beror av bindningslängden för de båda MO:s Dessa bindningar med cirkulärt tvärsnitt kallas σ-bindningar. Antibindande skrivs ofta σ*.

8 Period 2, Li Ne. Li Be går som med H He. 2s-AO:s växelverkar, Li 2 finns (som gas) Motsvarande Be är monoatomär. (1s-AO:s kommer för långt ifrån varandra, ingen växelverkan) I resten av perioden B Ne kommer även 2p-AO:s med. Om z-axeln = bindningsaxeln kommer 2p z att växelverka bättre än 2p x och 2p y De båda 2p z -AO:s går samman till en bind. och en antibind. σ-orbital. De båda 2p och 2p x y bildar två bindande och två antibindande π- resp. π*- MO:s enl. mittfig. Eftersom de växelverkar sämre blir energigapet mindre. Två lober, över resp. under bindningsaxeln. Energidiagrammet blir som längst t.h. Härmed finns alltså totalt 8 MO:s från 2x4 AO:s!

9 Man kan indela orbitalerna i jämna och ojämna (subskript g resp. u). Jämn byter inte tecken vid inversion, dvs. att man går från valfri punkt (x,y,z) genom inversionscentrum (= origo, mitt i bindn.) till (-x,- y,-z). Ojämn byter tecken. Det gäller att bindande σ-orb. och antibind. π-orb. är g medan antibindande σ-orb. och bind. π-orb. är u. (Kolla själva!) Eftersom det finns bindande och antibindande σ-orb. som skapats dels av 2s och dels av 2p z kan dessa blandas två och två så att energidiagrammet ser ut som figuren visar. MO:s energiordning beror av vilka atomer som ingår. Man fyller på med e nedifrån tills antalet är fyllt. 1 b = ( n Bindningstal: b n a ) 2 n b och n a = antal e i bind. resp. antib. MO Värden: Li 2 1, Be 2 0, B 2 1, C 2 2, N 2 3, O 2 2, F 2 1, Ne innebär monoatomär gas.

10 Bindningsegenskaper m.m. MO-teori förklarar kända molekylegenskaper t.ex. Syrgas (O 2 ) är paramagnetiskt, ty de två mest energirika e hamnar i varsin degenererad π*-orbital med parallella spinn. Kvävgas (N 2 ) har en mycket stark bindning, ty bindningstalet är 3. Detta är skälet till att kvävgas är inert och svårt för växter att ta upp direkt ur luften.

11 Heteroatomära diatomära molekyler. Eftersom de har två olika atomer är de inte inversionssymmetriska. g- och u-subskripten försvinner. Atomorbitaler har olika energier dvs. grad av växelverkan varierar. Molekylorbitaler blir L.C.A.O. av olika AO:s. Grad av växelverkan bestämmes av energigap och konstanternas storlek. Två AO:S med olika energi, en från varje atom (X och Y): Bindande: Ψb = cx Φ X + cy ΦY Mest e vid atom Y som är mest elektronegativ. Antibind. Ψa = c X Φ X cy ΦY Mest e vid atom X som är minst elektronegativ. I Ψ b är c X < c Y och i Ψ a är c X > c Y. Energidiagram längst t.h. Mest av den AO som ligger närmast MO energimässigt. Detta är vågfunktioner för polära kovalenta bindningar. Extremfall: Den elektroneg. atomen har så låg AO-energi att ingen växelv. uppstår. Då råder jonbindning. (Mer härom längre fram.)

12 Fleratomiga molekyler. Här kan någon atom, centralatomen, dela elektroner med flera andra atomer, liganderna, som kan vara av samma slag eller olika. I H 2 O är syreatomen centralatom och vätena ligander. Geometrin bestäms av att även de icke-bindande elektronparen tar plats (repellerar varandra och bindande elektronpar). Svårt här att beskriva molekylorbitaler utan symmetrianalys, kan inte beskrivas som renodlat bindande eller antibindande. VB-teori för tredim. struktur beskrivs i bokens kap. 8 längre fram.