Föreläsning 12

Kemiska bindningar

Varför bildas kemiska bindningar? Till stor del är det för att sänka systemets potentiella energi (PE). Potentiell energi uppstår genom växelverkan mellan positiva och negativa laddningar. På atomnivå bärs positiva laddningar av protoner och negativa laddningar av elektroner.PE kan beräknas med hjälp av Coulombs lag, som är produkten av två laddningar, Q1 och Q2, dividerad med avståndet mellan laddningarna, d. Om de två laddningarna har samma tecken (+ class=GramE>,+eller -,-) kommer PE att vara ett positivt tal. Likadana laddningar stöter bort varandra, så positivPE är en destabiliserande faktor. Om de två laddningarna har olika tecken kommer PE att vara negativt. Detta tyder på att det finns en attraherande kraft mellan laddningarna och är en stabiliserande faktor. Kemisk bindning leder till en sänkning av PE och till att mer stabila kemiska arter bildas.

Ioniska bindningar

Ioniska bindningar bildas mellan metaller och icke-metaller. Metaller är grundämnena på vänster sida av det periodiska systemet. De mest metalliska grundämnena är Cesium och Francium. Metaller tenderar att förlora elektroner för att uppnå elektronkonfiguration för ädelgaser. Grupperna 1 och 2 (de aktiva metallerna) förlorar 1 respektive 2 valenselektroner på grund av sin låga joniseringsenergi. Icke-metaller är begränsade till grundämnena i det övre högra hörnet av det periodiska systemet. Det mest icke-metalliska grundämnet är fluor. Icke-metaller tenderar att få elektroner för att uppnå ädelgaskonfigurationer. De har relativt hög elektronaffinitet och hög joniseringsenergi. Metaller tenderar att förlora elektroner och icke-metaller tenderar att vinna elektroner, så i reaktioner som involverar dessa två grupper sker en elektronöverföring från metallen till icke-metallen. Metallen oxideras och icke-metallen reduceras. Ett exempel på detta är reaktionen mellan metallen natrium och icke-metallen klor. Natriumatomen avger en elektron för att bilda Na+-jonen och klorinmolekylen får elektroner för att bilda två Cl-joner. Laddningarna på dessa anjoner och katjoner stabiliseras genom att de bildar ett kristallgitter, där varje jon är omgiven av motjoner.

Natriumjonerna, Na+, representeras av de röda sfärerna och kloridjonerna, Cl-, av de gula sfärerna. Formeln för produkten, NaCl,anger förhållandet mellan natriumjoner och kloridjoner. Det finns inga enskilda molekyler av NaCl.

Kovalenta bindningar

Kovalenta bindningar sker mellan icke-metaller. Det sker ingen överföring av elektroner, utan en delning av valenselektroner. Icke-metallerna har alla ganska höga joniseringsenergier, vilket innebär att det är relativt svårt att avlägsna deras valenselektroner. De övriga metallerna har också en relativt hög elektronaffinitet, vilket innebär att de tenderar att dra till sig elektroner. De delar alltså valenceelektroner med andra icke-metaller. De delade elektronerna hålls mellan de två atomkärnorna. Formeln för kovalenta föreningar representerar det faktiska antalet atomer som är bundna för att bilda molekyler, t.ex. C6H12O6 för glukos. Kovalenta arter existerar som enskilda molekyler.

Metalliska bindningar

Metalliska bindningar finns mellan metallatomer. Metaller har relativt låg joniseringsenergi (lätt att ta bort elektroner) men också låg elektronaffinitet (mycket liten benägenhet att få elektroner). Metaller delar alltså elektroner. Det är dock en annan typ av bindning än kovalent bindning. Metaller delar valenselektroner, men dessa är inte lokaliserade mellan enskilda atomer. Istället är de fördelade över hela metallen och är fullständigt delokaliserade. De beskrivs ofta som ett ”hav” av elektroner som flyter fritt mellan atomerna. I figuren nedan försöker man visa detta. De mörkare grå sfärerna är metallkärnorna och kärnelektronerna. De ljusare grå områdena är de löst hållna valenselektronerna, som i praktiken delas av alla metallatomer.

Ionisk bindning – Gitterenergi

Metaller och icke-metaller samverkar för att bilda joniska föreningar. Ett exempel på detta är reaktionen mellan Naoch Cl2.

2 Na(s) + Cl2(g) → 2 NaCl (s)

Länken nedan (som ibland fungerar och ibland inte) visar hur denna reaktion äger rum.
2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)
Det är en extremt exoterm reaktion. Mycket värme avges, vilket tyder på en stor minskning av systemets PE.
Produkten, NaCl, är mycket stabilare än reaktanterna Na och Cl2.
Denna reaktion kan delas upp i några få steg, för att bestämma källan till denna energi. Vi förväntar oss ett stort negativt tal som slutligt svar.

Först joniseras natriumet:
Na (g) → Na+ + e- I1 = 494 kJ/mol
Energi måste tillföras för att ta bort elektronen.
Klor joniseras:
Cl(g) + e- → Cl-sup> (g) Elektronaffinitet = -349 kJ/mol
Energi avges när klor får en elektron.
Summan av dessa två är positiv. Det måste finnas ytterligare ett steg inblandat. Det steget innebär att jonerna sätts samman till ett kristallgitter, så det kallas för gitterenergi.
För NaCl är denna lika med class=GramE>-787 kJ/mol.

Detta representerar den starka attraktionen mellan anjonerna (Cl-)och anjonerna (Na+) som hålls nära varandra. Växelverkan är coulombisk, proportionell mot laddningarnas storlek och tecken och omvänt proportionell mot avståndet mellan dem.

Lewis elektronpricksymboler

Kemisten G.N. Lewis kom på ett enkelt sätt att redogöra för valenceelektronerna när atomer bildar bindningar. Lewis elektronpricksymboler representerar valenceelektronerna på varje atom. Själva elementsymbolen representerar kärnan och kärnelektronerna och varje ”prick” representerar en valenselektron.
Dessa visas nedan:

För metallerna (till vänster om den röda linjen) representerar det totala antalet prickar de elektroner som grundämnet kan förlora för att bilda en katjon. Hos icke-metallerna (till höger om den röda linjen) representerar antalet oparade punkter antalet elektroner som kan bli parade, genom att vinna eller dela på elektroner. Antalet oparade punkter motsvarar alltså antingen den negativa laddningen på den anjon som bildas genom elektronöverföring med en metall eller antalet kovalenta bindningar som grundämnet kan bilda genom att dela elektroner med andra icke-metaller. Mg, med två punkter, tenderar att bilda Mg2+-jonen. Kol, med fyra oparade punkter, kan bilda karbidjonen C4- när det reagerar med metaller, eller kan bilda fyra bindningar när det reagerar med icke-metaller.
Reaktionen mellan Na och Cl2 kan skrivas med hjälp av deras Lewis-elektronpunktstrukturer:
2 Na (s) + Cl2(g) → 2 NaCl (s)
Klor får en valenselektron för att bilda Cl och natrium förlorar en elektron för att bilda Na+. Båda har nu elektronkonfigurationer för ädelgaser.

Ioniska radier

När atomer förlorar elektroner för att bilda katjoner är den joniska radien alltid mindre än atomradien. Det finns färre elektroner, med oförändrad kärnladdning, Z. Detta innebär att de kvarvarande elektronerna kommer att hållas starkare och närmare kärnan. När atomer får elektroner för att bilda anjoner är jonradien alltid större än atomradien. Med fler elektroner blir termen för avstötning mellan elektroner och elektroner större, vilket destabiliserar atomen och gör att elektronerna hamnar längre bort från kärnan. Nedan visas ett diagram över joniska radier.

Elementärt natrium är större än elementärt klor. Men när de joniseras vänds deras relativa storlekar om. Det är mycket svårt att förutsäga absoluta storlekar.
Relativa storlekar kan förutsägas för isoelektroniska serier, arter som har samma antal elektroner. Till exempel O2- och F-båda har 10 elektroner. Kärnladdningen på syre är +8 och kärnladdningen på fluor är +9. De positiva laddningarna ökar, men de negativa laddningarna förblir oförändrade (-10). F- blir alltså mindre på grund av den ökade attraktionen (+9/-10 mot +8/-10). Serierna av In3+, Sn4+ och Sb5+ visar samma tendens. De har alla 46e-, men har kärnladdningar på +49, +50 respektive +51. Sb5+ är den minsta av de tre.