Kemisk bindning 8 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? ...

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

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

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.

atomslagen är samtliga elektronegativa F, O, N, Cl, H, C, S, P, ... 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, ...

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

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 Br 2,8 I At 2,2 Ex. H – H Cl – H F – H Cl – Na Np 0 0,9 1,9 2,1 Bindnings typer kovalent  polär kovalent  jon

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 C H Icke polär - - N H O H men + H2O NH3 + CH4

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

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

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

Kolla i BD Hf0 (MgO) = -601,7kJ/mol 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 H0at 3. Dissociera O2: ½ O2(g)  O(g) H = 249,2kJ/mol 115 EEA 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

Bindningsenergier i kovalenta bindningar BD: 4·6  Enkelbindningar 200 ~ 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) (

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)

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 var valenselektronerna finns i molekyler. Elektronstruktur med punkter/streck: N (7): [He] 2s2 2sx1 2py1 2pz1      N 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.

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-

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

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

Bensen (Kekulé 1865) C  H H C H  C  C  H H C H  C  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. ... ... XeO3 Lägsta laddningarna är mest sannolikt. Negativa formella laddningar på de mesta Elektronegativa atomerna är mest sannolikt.

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.

Dubbelbindningar: H C 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.