Kap. 8. Bindning: Generella begrepp, fortsättning 8.5 Energieffekter i binära 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 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) NaCl-strukturen + Delsteg för reaktionen M(s)+ ½X 2 (g) MX(s) 1) sublimering M(s) M(g) 2) jonisering M(g) M + (g) + e - 3) dissociation ½X 2 (g) X(g) 4) elektronaffinitet X(g) + e - X - (g) 5) gitterenergi M + (g) + X - (g) MX(s) Teoretisk uppskattning av gitterenergin: QQ 1 2 E = k r där k=proportionalitetskonstant Se även 8.9 Se även 8.11 8.6 Polär kovalent bindning eller jonbindning Jonisk karaktär hos polära bindningar se även fig 8.13 En jonförening är ett ämne som leder ström i smällt tillstånd
8.7 Kovalent kemisk bindning Kovalent bindning: - Elektron(moln) delas av kärnorna - Systemet av elektroner och kärnor söker lägsta energi - Får grupper av atomer att uppföra sig som en enhet. H Elektronerna attraheras av två positiva kärnor Bindningar: H C H Modell! H Bekvämt Lokaliserade(?) elektroner Uppför sig på likartat sätt i olika omgivningar 8.8 Bindningsenergier Bindningsenergi är den energi som krävs för att bryta en bindning Trender för enkel, dubbel och trippelbindningar Kortare och starkare bindningar se även tab 8.4 + 8.5 Reaktionsenergin från bindningsenergierna: H Σn D(brutna bindningar) Σn D(nya bindningar) energin som går åt energin som frigörs D representerar bindningsenergin per mol bindningar Kemisk reaktion: Omfördelning av bindningar
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 13) 3. Beskrivning av orbitalerna (kap. 9, Fö 14) 8.10 Lewisstrukturer Lewissymboler: Lewisstrukturer: Symbolen för grundämnet och en prick för varje valenselektron i en atom av det ämnet 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
Eller på svenska: F F = bindande elektronpar eller ensamma ( fria ) elektronpar 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 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 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 6) Om flera tunga atomer i molekylen och det blir elektroner över, antag att de extra elektronerna hamnar på centralatomen 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!
8.12 Resonans Ex: NO 3 - s. 373 Den verkliga elektronstrukturen är ett medelvärde av dessa tre så kallade resonansstrukturer. Resonans: Fler än en rimlig (giltig) Lewisstruktur kan skrivas för en molekyl LE-modellen antar lokaliserade elektroner, men elektronerna är egentligen delokaliserade (de kan röra sig över hela molekylen).