Kemiska bindningar

Matti Hotokka

Definition

Praktisk definition

En bindning består av ett elektronpar, som befinner sig mellan de bundna atomerna

Vardera atom bidrar med en elektron till bindningen

H H+ H H

Kemisk bindning

Elektroner mellan atomer

Elektroner limmar atomer ihop

2σg

2σu

W. L. Jorgensen och L. Salem, The organic chemist’s book of orbitals, Academic Press, London, 1973.

Hög elektrontäthetmellan atomerna =>Bindning

Glest med elektronermellan atomkärnorna=> Ingen bindning

Kemisk bindning

Atomorbitalerna måste tränga in i varandra

1σg

1σu Atomorbitalerna tränger Inte i varandra => Ingen bindning => Endast valensorbitalerbeaktas

Kemisk bindning

Energetiskt: De bindande orbitalerna är besatta, de repellerande orbitalerna vakanta

ψ

Ψ’J

-2.18x10-18

-2.59x10-18

1.16x10-18

φ1s(A) Φ1s(B)

H2

Kemisk bindning

Energetiskt: Ju mera orbitalerna tränger i varandra desto lägre är molekylorbitalenergin

Atom A Atom BMolekyl

1s 1s1σu

1σg

2s 2s

2p 2p

2σu

2σg

3σu

3σg

1πu

1πg

E

Nästan ingen ändringi orbitalenergin

Ganska stor ändring i orbitalenergin

Mycket stor vinst i σ-orbitalensorbitalenergi

Kemisk bindning

Energetiskt: Repellerande orbitaler besatta => Ingen kemisk bindning

ψ

Ψ’

φ1s(A) Φ1s(B)

Heliummolekyl

Elektronhöljets form

En σ-bindning

Längs linjen mellan atomerna

Cigarrformad

+ →

Elektronhöljets form

En σ-bindning

Olika varianter

+ → s+s orbital

→ p+p

s+p orbital→

→ Hybridorbital + s

→ Hybrid+hybrid

Elektronhöljets form

En π-bindning

Tvådelad

+ →

Klassificeringar

Kovalent bindning

Elektronerna i bindningen är (ungefär) jämnt fördelade mellan atomerna

Typiska i organiska molekyler

Exempel

• Bindningen i vätemolekylen

• Kol-kolbindningen i etan

• Kol-vätebindningen i organiska föreningar

Klassificeringar

Jonisk bindning

Elektronerna i bindningen ligger i närheten av den mera elektronegativa atomen

Typiska i oorganiska salter

Exempel

• Vätefluorid

• Natriumklorid

Klassificeringar

En verklig bindning

Exakt kovalenta bindningar existerar (t.ex. i O2)

Totalt joniska bindningar finns ej (t.ex. HF kommer nära)

Oftast har bindningen både kovalent och jonisk karaktär. Den joniska karaktären anges som procentsats

Bindningen kallas jonisk om skillnaden av atomernas elektronegativiteter är stor

Elektronegativitet

Joniseringspotential Ei

Energin, som krävs för att avlägsna en elektron från atomen / molekylen

Energin för reaktionen

eAA

Elektronegativitet

Elektronaffinitet Eea

Energin som vinnes genom att lägga till en elektron i atomen / molekylen

Energin för reaktionen

AeA

Elektronegativitet

Elektronegativitet x

Atomens / molekylens förmåga att attrahera elektroner till sig

Mycket intuitivt begrepp

Flera sätt att kvantifiera, här Mullikens ekvation

2

eaiMM EEKx

eV15.3

1MK

Elektronegativitet

Ei (eV)* Eea (eV)** xM x***

H 13.595 0.80* 2.3 2.20

He 24.481 -0.23 3.8

Li 5.39 0.63 0.96 0.97

Be 9.32 0.38 1.5 1.47

B 8.296 0.19 1.3 2.01

C 11.256 1.12* 2.0 2.50

N 14.53 -0.18 2.3 3.07

O 13.614 1.466* 2.4 3.50

F 17.418 3.448* 3.3 4.10

Ne 21.559 -0.28 3.4

*CRC Handbook of Chemistry and Physics; ** Berry, Rice, Ross: Physical Chemistry;*** Allred, Rochow, J. Inorg. Nucl. Chem. 5(1958) 264.

Bindningstyper

Enkel bindningAv typen σ

DubbelbindningBestår av en σ- och en π-bindning

Konjugerade dubbelbindningarDelokaliserade π-elektroner

KoordinationsbindningBindningens båda elektroner kommer från samma

atomT.ex. vätebindning

Kolatomens elektroner

Betrakta en sp3-hybridiserad kolatom

Den har fyra likvärda valensorbitaler

Den har 6 elektroner varav två placeras i 1s

De fyra återstående elektronerna går i var sin hybridorbital

C

C

H

Enkel bindning

En elektron från vardera atom

Betrakta t.ex. C-atom med sp3 hybridisering

C + H

C

H

En sp3-hybridiserad kolatom kan bilda 4 st enkla bindningar.

Enkel bindning

Två sp3-hybridiserade kolatomer: C + C

C

C

C

C

Enkel bindning

En sp3-hybridiserad kolatom kan inte bilda dubbelbindningar ty den har inga fria p-atomorbitaler

Enkel bindning

Betrakta en sp3-hybridiserad syreatom

8 elektroner, varav 6 valenselektroner

O O

H H

Fria elektronpar

Kan inte bilda bindningar

C

H H

H

Tre elektroner, ingen bindning.Fritt elektronpar.

ψ

Ψ’

Notation

Varje elektronpar visas som ett streck

Lewis strukturformel

O

H H

Fria elektronpar

C C

H

H

H

HDubbelbindning; ena strecketvisar elektronparet i σ-bindningen,andra i π-bindningen.

Konjugerade dubbelbindningar

Lewis formel: Alternerande dubbla och enkla bindningar

Fel bild: Varje bindnings styrka är ca. 1.5

Konjugerade dubbelbindningar

Cyklisk konjugerad molekyl: aromatisk

Lewis Närmare sanning

Konjugerade dubbelbindningar

Resonansstrukturer

Lewis försök att ge en bättre bild av bindningarna

Den riktiga strukturen är medelvärdet av alla resonansstrukturer

Konjugerade dubbelbindningar

Rätt bild: använd kvantkemiska metoder, t.ex. Hückels metod

π-elektronerna är delokaliserade, de är inte bundna till en viss C-C bindning utan är jämnt fördelade i alla sex bindningar i bensen.

Koordinationsbindning

Bindningens båda elektroner kommer från samma atom

N

H+

N

H +

Koordinationsbindning

Komplexförening

Donor: ger bort sitt elektronpar

Acceptor: tar emot elektronparet

Zn

NH3

NH3

NH3H3 N

2+

Koordinationsbindning

Ligander

De grupper som binder sig till en central atom, som ofta är en övergångsmetalljon

Således t.ex. ML43+

Fe

CO

CO

COOC

3+

Koordinationsbindning

Komplexförening

Kelat: Liganden binder på minst två ställen

Zn

NH2

2+CH2H2 C

H2 N

H2 C CH2

NH2H2 N

Ligand: Etylendiamin

Koordinationsbindning

Vätebindning

Avstånd: Mät gärna de tunga atomernas avstånd

H-F H-F279 pm

Ca 180 pm

Koordinationsbindning

Vätebindning

Riktning

H

H

H

O

O

δ+

δ+

2δ-

δ+

2δ-

Fasta tillståndet

Bandstruktur

Orbitalerna övergår till band i fasta tillståndetε

H-H H-H-H-H H-H-H-H-H-H H∞

. . .

Band

Band

Fasta tillståndet

Ferminivå EF

Energin av de översta elektronernaε

H

EF

Fasta tillståndet

Isolerande material

Det översta besatta bandet är helt besattε

Helt besatt band

Vakant band

Isolerar ty elektronerna är så trängda,att de inte kan röra på sig. För att göraen elektron rörlig måste den lyftas tilldet vakanta bandet. Detta kräver energinsom motsvarar energigapet mellan banden

Gap

Fasta tillståndet

Metall

Det överst besatta bandet är bara delvis fylltε

Elektronerna i det delvisBesatta bandet blir rörligadå de får en minimalenergiökning

Delvis besatt band

Vakant band

Fasta tillståndet

Halvledare

Isolator där gapet mellan det besatta och vakanta bandet är kort

ε

Helt besatt band

Vakant band

Gap

Energin, som krävs för attexcitera en elektron, är inteoöverkomligt stor.

Fasta tillståndet

DopningAtt ersätta några atomer i kristallstrukturen med

andra

Skapar nya energinivåer

Det vanliga materialet för halvledare är kisel, som är 4-värt.

Ersätter man några kiselatomer med 3-värda atomer, t.ex. Al, får man en halvledare av p-typ

Ersätter man kiselatomer med 5-värda atomer, t.ex.P, får man en halvledare av n-typ

Fasta tillståndet

I p-typ ger dopningsatomerna en vakant energinivå till nära det besatta bandet

ε

Helt besatt band

Vakant band

Extra band i p-dopat material

Fasta tillståndet

I n-typ ger dopningsatomerna en besatt energinivå till nära det vakanta bandet

Extra band i n-dopat material

ε

Helt besatt band

Vakant band