Kap. 8. Bindning:
Generella begrepp, fortsättning
Delsteg för reaktionen M(s)+ ½X2(g)→ MX(s)
8.5 Energieffekter i binära joniska
föreningar
Faktorer som påverkar
stabiliteten och strukturen för
fasta binära joniska ämnen.
1) sublimering
M(s) → M(g)
2) jonisering
M(g) → M+(g) + e-
3) dissociation
½X2(g) → X(g)
4) elektronaffinitet
X(g) + e- → X (g)
5) gitterenergi
M+(g) + X (g) → MX(s)
-
-
Se även 8.9
NaCl-strukturen
Teoretisk uppskattning av gitterenergin:
Coulomb (elektrostatisk) växelverkan:
attraktion mellan laddningar
av motsatt laddning, repulsion
om lika laddning
+
−
QQ
E=k
där k=proportionalitetskonstant
r
1
2
Se även 8.11
Se även 8.10
Gitterenergi (”Lattice energy”):
Energiändringen när en jonisk fast (kristallin)
förening bildas från jonerna i gasfas.
+
8.6 Polär kovalent bindning eller jonbindning
Jonisk karaktär hos polära bindningar
se även fig 8.13
-
M (g) + X (g) → MX(s)
En jonförening är ett ämne som leder ström i smällt
tillstånd
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.
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
H
Bindningar:
H
C H
• Modell!
H
• Bekvämt
• Lokaliserade(?) elektroner
• Uppför sig på likartat sätt
i olika omgivningar
Kemisk reaktion: Omfördelning av bindningar
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
8.9 Lokaliserade elektronbindningsmodellen
8.10 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
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)
⋅⋅
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
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: NO3-
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).
