1 / 26

Kemisk bindning

8. Kemisk bindning. Varför är CO 2 och SiO 2 så olika? och grafit och diamant? Varför dominerar N i luften, men O i marken? Hur kan levande organismer skilja på Fe 2+ i hemoglobin. och Mg 2+ i klorofyll ? Varför behövs vissa vitaminer? Varför är vissa ämnen giftiga? Vad är livet? .

herve
Download Presentation

Kemisk bindning

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. 8 Kemisk bindning Varför är CO2 och SiO2 så olika? och grafit och diamant? Varför dominerar N i luften, men O i marken? Hur kan levande organismer skilja på Fe2+i hemoglobin och Mg2+i klorofyll? Varför behövs vissa vitaminer? Varför är vissa ämnen giftiga? Vad är livet? ...

  2. Alla svaren finns i begreppet kemisk bindning Kap. 8 8.1 – 8.4 Läs 8.5 Skumma 8.6 Läs 8.7 – 8.13 Studera

  3. Jonbindning jonföreningar Exempel: NaCl Coulombs lag: Cl- Na+ Q1, Q2 = laddningarna  = avståndet mellan jonernas centra

  4. Ex. NaCl  = 2,76Å = 0,276nm Q1 = +1, Q2 = -1 — per Na+ - Cl- par På en mol blir det -6,022·1023·8,37·10-19J = -504kJ  Na+ + Cl-  NaCl, energin minskar.

  5. Kovalent bindning Ex. H2, fig. 8.1, zumdahl Nollpunkten för energin E är definierad vid oändligt avstånd. Attraktion: protonere- Repulsion: -eller e- - e- Ett optimalt avstånd finns, där E är lägst. H(g) + H(g)  H2(g) E = -458kJ/mol Bindningslängden: avståndet mellan två bundna atomer. Kovalenta bindningar dominerar i biologin. De ingående + + + + atomslagen är samtliga elektronegativa F, O, N, Cl, H, C, S, P, ...

  6. F- H+ Mellanformer jon-/kovalent bindning Ex. HF I verkligheten är alla bindningar mellan olika atomslag + - — polär kovalent bindning mellanformer av jon- och kovalent bindning.

  7. B 2,0 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0 Li 1,0 H 2,1 Na0,9 Cl 3,0 K 0,8 Br 2,8 Periodiska systemet Rb 0,8 I 2,5 Cs0,7 At 2,2 Fr 0,7 Elektronegativitetförmågan att attrahera elektroner Linus Paulings elektronegativitetsvärden Np (BD: tabell 4·4, sid. 49) Elektronegativiteten ökar Ex. H – H Cl – H F – H Cl – Na Np0 0,9 1,9 2,1 Bindnings typer kovalent  polär kovalent  jon

  8. O H H H N C H H H H H H Polära bindningar Om två atomer har olika elektronegativitet blir bindningen blir bindningen polär . Pilen anger vart e- drar sig. Molekylen får ett dipolmoment. + - + tecken Polära molekyler: Vilka molekyler är polära? CO2, HCl, Cl2, CCl4 Icke polär - - men +H2O NH3 + CH4

  9. Elektronfigurationer för joner Ca [Ar] 4s2 Ca2+ [Ar] O [He] 2s2 2p4 O2-[Ne] Isoelektriska joner: joner med samma elektronfiguration. Ex. S2-, Cl-, K+, Ca2+ = [Ar] = samma antal e-. radierna minskar men kärnans laddningar ökar med Z, jonradierna minskar med Z. 2e- + stabila joner

  10. 3 2 Ba2+ Sr2+ Tl3+ Ca2+ 1 In3+ Mg2+ Ga3+ Al3+ Be2+ B3+ laddning elektroner Radie (Å) Cs (K) >> (K+) (O)<< (O2-) As3- Rb Te2- P3- K I- Br - Se2- Cl- S2- Na Cs+ N3- Rb+ Li K+ O2- F- Al Be Na+ Cl O Li+ +3 +2 +1 0 -1 -2 -3

  11. Gitterenergi (eng. Lattice energy) Varför bildas salter M+X- ? Svar: En stor energivinst fås då och packas tätt.Däremot kostar det energi att bilda jonerna ut grundtillståndens atomer. + -

  12. + + + + + + + + + + + + + + + + + + Joniseringsenergi = den minsta energi som krävs för att lyfta ut en elektron från en atom i grundtillståndet i gasfas: Mg(g)  Mg+(g) + e- Detta kräver alltid energi: EIE > 0 BD: 4.1 Metallerna har låga joniseringsenergier och blir därför ett 3D nätverk av med ett hav av elektroner däremellan: +

  13. Elektronaffinitet: upptaget av en elektron, dvs bildnadet av en anjon innebär ibland energivinst (EEA < 0: C, O, F) och ibland en energiförlust (EEA > 0: O-, S-). Xn-(g) + e-  X(n+I)-(g) EEA BD: 5.10

  14. 28:6 Q1·Q2 _____ Gitterenergin = k · < 0 BD: 5.9  Alltså EMgO = -3791kJ/mol, ENaF = -918kJ/mol |EMgO| >|ENaF|, ty Q = 2 resp 1 Ex. Mg(s) + ½ O2(g)  MgO(s)

  15. BD: Steg: 56 H0at 1. Förgasa Mg: Mg(s)  Mg(g) H = 147,7kJ/mol 44 EIE 2. Jonisera Mg: Mg(g)  Mg2+(g) H = 2189kJ/mol 56 H0at3. Dissociera O2: ½ O2(g)  O(g) H = 249,2kJ/mol 115EEA 4. Jonisera O: O(g)  O2-(g) H = 657kJ/mol 115 EMgO 5. Bilda MgO(s): Mg2+(g) + O2-(g)  MgO(s) H = -3791kJ/mol Mg(s) + ½ O2(g)  MgO(s) H = -548kJ/mol Kolla i BD Hf0 (MgO) = -601,7kJ/mol

  16. ( ( ( ( Bindningsenergieri kovalenta bindningar BD: 4·6  Enkelbindningar200 ~ 400kJ/mol  Dubbelbindningar  dubbla energin  Trippelbindningar  tredubbla energin Bindningslängder C C 1,54Å C C 1,34Å C C 1,20Å C – N och C – O 1,43Å, bara C – H är under 1Å (~0,9Å)

  17. Ex. N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) H = ? H = energin som behövs att bryta bindningar  energin som frigjorts när bindningar bildas. BD: 4·6 H = E(NN) + 3·E(HH) – 2·3 E(NH) = 945,4kJ/mol + 3·435,9kJ/mol – 6·391kJ/mol = -92,9kJ/mol Jfm. Hf0(NH3)

  18. Lewisstrukturer Kemi = interaktion mellan och -laddningar. De inre elektronerna (core elektrons) dras så tätt till kärnan att vi kan betrakta dem + en liten positivt laddad sfär. Runt den finns ett fåtal valenselektroner. Det är dessa som gör kemin. + -

  19. Lewisstrukturer visar var valenselektronerna finns i molekyler. H •, l Ne l, l O l, l cl •, K •, Mg l Om s2p6 är helt fyllt fås en oktett: l Ar l Oktettregeln: Atomerna försöker dela elektronerna mellan sig för att båda ska kunna bilda oktetter. Undantag: B, Be, ibland S, P mfl. i 3:e perioden. Elektronstruktur med punkter/streck: N (7): [He] 2s2 2sx1 2py1 2pz1      N

  20. Hur man ritar upp en Lewisstruktur: • Summera alla atomernas valenselektroner. • Förbind alla atomerna med var sitt e- par. • Placera övriga elektronpar så att oktettregeln uppfylls. Ex: N2H4 • Ibland får man ta dubbel- eller trippelbindningar. • Om många atomer ingår: placera först ut enkelbindningarna mellan atomerna, sedan restrerande elektronpar på de yttersta atomerna. Om centralatomen inte får full oktett: gör dubbelbindning(ar). Ex. C2H4 • Minimera formella laddningarna. • Exempel: H2O, CO2, CN- • Undentag: BF3, SF6, ICl4-

  21. Mer om oktettregeln ... • C, N, O, F uppfyller alltid oktettregeln • B och Be: < 8e-, mycket reaktiva • Grundämnena i andra perioden kan inte ha mer än 8e-. • Grundämnena i 3:e eller högre perioder kan ha mer än 8e-, i d orbitaler. Udda elektroner: radikaler N = O

  22. RESONANS  NO3- : N N  o o o o N N o o o o o o  o o Alla tre syrena är likvärda! Resonans ökar molekylens stabilitet.

  23. H C  H C H  C C  H   H  C C  H C  H H  C   C H C H C  H H  C  Bensen (Kekulé 1865) eller

  24. Formell laddning • Fria elektronpar ger 2 elektroner till sin atom. • Enkel kovalent bindning ger 1 elektron/atom. • Dubell kovalent bindning ger 2 elektroner/atom. ... ... XeO3 • Lägsta laddningarna är mest sannolikt. • Negativa formella laddningar på de mesta • Elektronegativa atomerna är mest sannolikt.

  25. VSEPRger3Dstrukturen— Valence Shell Electron Pair Repulsion Molekylers 3D-struktur är mycket viktig, särskilt i biokemin. Experimentellt kan 3D strukturen bestämmas med röntgenkristallografi, NMR mm. På skrivborden kan man förutsäga 3D strukturen bra med Lewisstrukturer + VSEPR. Den enkla regeln: elektronparen försöker undvika varandra, särskilt fria elektronpar.

  26. H H H H C C Dubbelbindningar: All 6 atomerna i ett plan, men elektronerna i bindningen ligger inte i detta plan. Dubbelbindningar räknas som enkelbindningar vid geometrisk härledning av strukturen.

More Related