Presentation laddar. Vänta.

Presentation laddar. Vänta.

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.

Liknande presentationer


En presentation över ämnet: "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."— Presentationens avskrift:

1 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?... 8

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

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

4 Ex. NaCl  = 2,76Å = 0,276nm Q 1 = +1, Q 2 = -1 — per Na + - Cl - par På en mol blir det -6,022·10 23 ·8,37· J = -504kJ  Na + + Cl -  NaCl, energin minskar.

5 Kovalent bindning Ex.H 2,fig. 8.1, zumdahl Nollpunkten för energin E är definierad vid oändligt avstånd. Attraktion:protoner  e - Repulsion: - ellere - - e - Ett optimalt avstånd finns, där E är lägst. H(g) + H(g)  H 2 (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 Mellanformer jon-/kovalent bindning Ex.HF I verkligheten är alla bindningar mellan olika atomslag mellanformer av jon- och kovalent bindning. H+H+ F-F-  +  - — polär kovalent bindning

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

8 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? CO 2, HCl, Cl 2, CCl 4 N HH H O HH men +H2O+H2O NH 3  + C H HH H CH 4 Icke polär -- --

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

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

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: M g (g)  M g + (g) + e - Detta kräver alltid energi:  E IE > 0BD: 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 (  E EA 0: O -, S - ). X n- (g) + e -  X (n+I)- (g)  E EA BD: 5.10

14 Gitterenergin = k ·< 0BD: 5.9 Q 1 ·Q 2 _____  AlltsåE MgO = -3791kJ/mol, E NaF = -918kJ/mol |E MgO | >|E NaF |, ty Q = 2 resp 1 Ex.Mg(s) + ½ O 2 (g)  MgO(s) 28:6

15 BD: Steg: 56  H 0 at 1. Förgasa Mg: Mg(s)  Mg(g)  H = 147,7kJ/mol 44 E IE 2. Jonisera Mg: Mg(g)  Mg 2+ (g)  H = 2189kJ/mol 56  H 0 at 3. Dissociera O 2 : ½ O 2 (g)  O(g)  H = 249,2kJ/mol 115 E EA 4. Jonisera O: O(g)  O 2- (g)  H = 657kJ/mol 115 E MgO 5. Bilda MgO(s): Mg 2+ (g) + O 2- (g)  MgO(s)  H = -3791kJ/mol Mg(s) + ½ O 2 (g)  MgO(s)  H = -548kJ/mol Kolla i BD  H f 0 (MgO) = -601,7kJ/mol

16 Bindningsenergier i kovalenta bindningarBD: 4·6  Enkelbindningar200 ~ 400kJ/mol  Dubbelbindningar  dubbla energin  Trippelbindningar  tredubbla energin Bindningslängder CC1,54Å CC1,34Å CC1,20Å C – N och C – O1,43Å, bara C – H är under 1Å (~0,9Å) ( (( (

17 Ex.N 2 (g) + 3H 2 (g)  2NH 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) = 945,4kJ/mol + 3·435,9kJ/mol – 6·391kJ/mol = -92,9kJ/molJfm.  H f 0 (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 Elektronstruktur med punkter/streck: N (7): [He] 2s 2 2s x 1 2p y 1 2p z 1   N H, l Ne l, l O l, l cl, K, Mg l Om s 2 p 6 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. Lewisstrukturer visar var valenselektronerna finns i molekyler.

20 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. Exempel:H 2 O,CO 2,CN - Undentag:BF 3,SF 6,ICl 4 -

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:radikalerN = O

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

23 Bensen (Kekulé 1865) C  H HCHC CHCH H  C    C  H HCHC CHCH H  C    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.... XeO 3 Lägsta laddningarna är mest sannolikt. Negativa formella laddningar på de mesta Elektronegativa atomerna är mest sannolikt.

25 VSEPR ger 3D strukturen — 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 HHHH HHHH C All 6 atomerna i ett plan, men elektronerna i bindningen ligger inte i detta plan. Dubbelbindningar räknas som enkelbindningar vid geometrisk härledning av strukturen. Dubbelbindningar:


Ladda ner ppt "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."

Liknande presentationer


Google-annonser