8 Kemisk bindning Varfr r CO 2 och

8 Kemisk bindning Varför är CO 2 och Si. O 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? . . .

Alla svaren finns i begreppet kemisk bindning Kap. 8 8. 1 – 8. 4 8. 5 8. 6 8. 7 – 8. 13 Läs Skumma Läs Studera

Jonbindning Exempel: Na. Cl Na+ jonföreningar Cl- Coulombs lag: Q 1, Q 2 = laddningarna = avståndet mellan jonernas centra

Ex. Na. Cl = 2, 76Å = 0, 276 nm Q 1 = +1, Q 2 = -1 — per Na+ - Cl- par På en mol blir det -6, 022· 1023· 8, 37· 10 -19 J = -504 k. J Na+ + Cl- Na. Cl, energin minskar.

Kovalent bindning Ex. H 2, fig. 8. 1, zumdahl Nollpunkten för energin E är definierad vid oändligt avstånd. Attraktion: Repulsion: protoner e+- + eller + + e- - e- Ett optimalt avstånd finns, där E är lägst. H(g) + H(g) H 2(g) E = -458 k. J/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, . . .

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

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

Polära bindningar Om två atomer har olika elektronegativitet blir bindningen + blir bindningen polär Molekylen får ett dipolmoment. + tecken - . Pilen anger vart e- drar sig. Polära molekyler: Vilka molekyler är polära? CO 2, HCl, Cl 2, CCl 4 - - N O H + H 2 O H H H NH 3 + men C H H CH 4 Icke polär H

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

Radie (Å) 3 (K) >> (K+) (O) << (O 2 -) Cs Rb K 2 Ba 2+ Tl 3+ In 3+ Ga 3+ Al 3+ Sr 2+ Ca 2+ Na Cs+ Rb+ K+ Li Al IBr Cl- F- Te 2 S 2 - As 3 P 3 - N 3 - O 2 - Be Cl Na+ 1 Mg 2+ O Li+ Be 2+ laddning B 3+ +3 +2 +1 0 -1 -2 elektroner -3

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.

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 3 D nätverk av + med ett hav av elektroner däremellan: + + + + +

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

28: 6 Q _____ 1·Q 2 Gitterenergin = k · <0 Alltså BD: 5. 9 EMg. O = -3791 k. J/mol, ENa. F = -918 k. J/mol |EMg. O| >|ENa. F|, ty Q = 2 resp 1 Ex. Mg(s) + ½ O 2(g) Mg. O(s)

BD: 56 44 56 115 Steg: H 0 at EIE H 0 at EEA EMg. O 1. Förgasa Mg: Mg(s) Mg(g) H = 147, 7 k. J/mol 2. Jonisera Mg: Mg(g) Mg 2+(g) H = 2189 k. J/mol 3. Dissociera O 2: ½ O 2(g) O(g) H = 249, 2 k. J/mol 4. Jonisera O: O(g) O 2 -(g) H = 657 k. J/mol 5. Bilda Mg. O(s): Mg 2+(g) + O 2 -(g) Mg. O(s) H = -3791 k. J/mol Mg(s) + ½ O 2(g) Mg. O(s) H = -548 k. J/mol Kolla i BD Hf 0 (Mg. O) = -601, 7 k. J/mol

Bindningsenergier i kovalenta bindningar Enkelbindningar Dubbelbindningar Trippelbindningar BD: 4· 6 200 ~ 400 k. J/mol dubbla energin tredubbla energin Bindningslängder C C ( ( ( C C – N och C – O 1, 54Å 1, 34Å 1, 20Å 1, 43Å, bara C – H är under 1Å (~0, 9Å)

Ex. N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(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, 4 k. J/mol + 3· 435, 9 k. J/mol – 6· 391 k. J/mol = -92, 9 k. J/mol Jfm. Hf 0(NH 3)

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.

Lewisstrukturer visar valenselektronerna finns i molekyler. Elektronstruktur med punkter/streck: N (7): [He] 2 s 2 2 sx 1 2 py 1 2 pz 1 N H • , l Ne l, l O l, l cl • , Om s 2 p 6 är helt fyllt fås en oktett: K • , Mg l 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.

Hur man ritar upp en Lewisstruktur: 1. Summera alla atomernas valenselektroner. 2. Förbind alla atomerna med var sitt e- par. 3. Placera övriga elektronpar så att oktettregeln uppfylls. Ex: N 2 H 4 4. Ibland får man ta dubbel- eller trippelbindningar. 5. 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. C 2 H 4 6. Minimera formella laddningarna. 7. Exempel: H 2 O, CO 2, CN- 8. Undentag: BF 3, SF 6, ICl 4 -

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

RESONANS N N o o o NO 3 - : o o Alla tre syrena är likvärda! o o o N Resonans ökar molekylens stabilitet.

Bensen (Kekulé 1865) H H H C C H H C C H C C C H H H C C C H eller

Formell laddning • Fria elektronpar ger 2 elektroner till sin atom. • Enkel kovalent bindning ger 1 elektron/atom. • Dubell kovalent bindning ger 2 elektroner/atom. . . . Xe. O 3 • Lägsta laddningarna är mest sannolikt. • Negativa formella laddningar på de mesta • Elektronegativa atomerna är mest sannolikt.

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

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