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 = (2.31× 10 J ⋅ nm)
r
Polär kovalent bindning:
−19
mellan olika atomer
elektronerna delas ojämnt
kan ge polära molekyler
1
2
se även 8.2
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)
H-H
∆ elektroneg.:
bindning:
elektrondensiteten
0
kovalent
bindning
delas lika
se även 8.3
K+F-
H-Cl
0.9
polär kovalent
bindning
delas ojämnt
3.2
jonbindning
delas inte
Ex: HF polär molekyl
+δ
-δ
I joniska kristaller såsom KF(s) har fullständig
e--laddningsöverföring skett (K+ och Fhar ädelgasstruktur/fylld oktett).
jonbindning: elektrostatisk växelverkan mellan positiva och
negativa joner.
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:
se även 8.4
µ = q×r
H –r F
+q
-q
Molekyler med polära kovalenta bindningar
mellan flera atomer kan också vara polära …
se även 8.5-7
… men de kan också sakna dipolmoment p.g.a
symmetri:
O=C=O
-q
Ex: Linjära
Plana
+2q
-q
Tetraedriska
se även tab 8.2
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 O2-, F-, Ne, Na+, Mg2+, och Al3+
har alla 10 elektroner, [Ne]
D.v.s. de är isoelektroniska
se även tab 8.3
Jonföreningars empiriska formler kan förutses
Na+, Cl-: NaCl
Mg2+, Cl-: MgCl2
Jonradier:
- Jonradien minskar med ökande kärnladdning
för isoelektroniska joner
- Jonradien ökar nedåt i en grupp
se även 8.8
8.5 Energieffekter i joniska föreningar
Faktorer som påverkar
stabiliteten och strukturen för
fasta binära joniska ämnen.
NaCl-strukturen
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)
Delsteg för reaktionen M(s)+ ½X2(g)→ MX(s)
1) sublimering
M(s) → M(g)
∆H1
2) jonisering
M(g) → M+(g) + e-
∆H2
3) dissociation
½X2(g) → X(g)
∆H3
4) elektronaffinitet
X(g) + e- → X (g)
5) gitterenergi
M+(g) + X (g) → MX(s)
∆H5
M(s)+ ½X2(g)→ MX(s)
∆Hsum
-
∆H4
-
Gitterenergin kan här fås från:
∆H5 = ∆Hsum − ∆H1 − ∆H2 − ∆H3 − ∆H4
Se även 8.9
Teoretisk uppskattning av gitterenergin:
QQ
E=k
där k = proportionalitetskonstant
r
1
2
Se även 8.11
8.7 Kovalent kemisk bindning
Kovalent bindning:
Elektronerna attraheras
av två positiva kärnor
- Elektron(moln) ”delas av”
kärnorna
- Systemet av elektroner och
kärnor söker lägsta energi
- 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 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 8.4 + 8.5
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)
8.10-11 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 ⋅ Ar ⋅
⋅⋅
för Lewissymbolerna i molekylen genom att
dela elektronpar
Oktettregeln: 8e- (ns2np6 i fria atomen)
Duettregeln för H, He: 2e- (1s2)
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
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: CO2
Antal
valens-eC
4
2O
2⋅6
Trial-and-error:
O
C
O
16 = 8 par
oktettregeln ej uppfylld
O
C
O
OK!
OK!
OK!
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
F Cl F
tillgängliga d-orbitaler
F
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!
