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: ⋅ × = - r Q Q nm J E 2 1 19 ) 10 31 . 2 ( Polär kovalent bindning: mellan olika atomer elektronerna delas ojämnt kan ge polära molekyler se även 8.2
This document is posted to help you gain knowledge. Please leave a comment to let me know what you think about it! Share it to your friends and learn new things together.
Transcript
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:
⋅×= −
r
QQnmJE 2119 )1031.2(
Polär kovalent bindning: mellan olika atomer elektronerna delas ojämnt kan ge polära molekyler se även 8.2
8.2 Elektronegativitet
Elektronegativitet är ett mått på en atoms förmåga att dra elektroner till sig i en molekyl
N,O,F mest elektronegativa (F allra mest) se även 8.3
Ex: HF polär molekyl I joniska kristaller såsom KF(s) har fullständig e--laddningsöverföring skett (K+ och F- har ädelgasstruktur/fylld oktett). jonbindning: elektrostatisk växelverkan mellan positiva och negativa joner.
elektrondensiteten delas lika delas ojämnt delas inte
+δ -δ
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:
rq ×=µ
Molekyler med polära kovalenta bindningar mellan flera atomer kan också vara polära …
… men de kan också sakna dipolmoment p.g.a symmetri:
Ex: Linjära Plana Tetraedriska
O = C = O -q +2q -q
H – F +q -q
r
se även 8.4
se även 8.5-7
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. 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)+ 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) ∆H4
5) gitterenergi M+(g) + X-(g) → MX(s) ∆H5
M(s)+ ½X2(g)→ MX(s) ∆Hsum
Gitterenergin kan här fås från:
∆H5 = ∆Hsum − ∆H1 − ∆H2 − ∆H3 − ∆H4 Se även 8.9
Teoretisk uppskattning av gitterenergin:
=r
QQkE 21 där k = proportionalitetskonstant
Se även 8.11
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.
Bindningar: • Modell! • Bekvämt
• Lokaliserade(?) elektroner
• Uppför sig på likartat sätt i olika omgivningar
Kemisk reaktion: Omfördelning av bindningar
C H
H
H
H
Elektronerna attraheras av två positiva kärnor
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 elektron-bindningsmodellen
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 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
Ar ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅
⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅
⋅⋅⋅⋅ F ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅
→
⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ +
⋅⋅⋅⋅ F ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ F ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ F