Kovalent Binding og Valensbindingsmetoden: Eksempler og Beregninger

TEMA 5. Kovalente binding. Valensbinding-metoden.
Opgave 1. Tegn den strukturelle formel for natriumhydrogensulfat, og angiv typerne af kemiske bindinger i molekylet: ionbinding, kovalent, polær, ikke-polær kovalent, koordinationsbinding, metallisk, hydrogenbinding.
Løsning: NaHSO4⁻

Bindingen O – Na – ionbinding
Bindingen O – S – polær kovalent binding
Bindingen O – H – polær kovalent binding

Opgave 2. Tegn den strukturelle formel for ammoniumnitrit, og angiv bindingstyperne i dette molekyle. Vis, hvilke bindinger der brydes ved dissociation. Forklar, hvad en hydrogenbinding er. Giv eksempler på dens indflydelse på stoffers egenskaber.

N – H – polær kovalent binding
Mellem NH4⁺ og NO2⁻ – ionbinding
Hydrogenbindinger: Denne type binding opstår i forbindelser, hvor hydrogenatomet er bundet til stærkt elektronegative atomer (N, O, F). De dannede forbindelser har stor polaritet og skaber en dipol, hvor hydrogen befinder sig ved den positive ende. Denne dipol kan interagere med en ledig elektronpar hos oxygen (eller nitrogen og fluor), som tilhører et andet eller samme molekyle. En sådan interaktion kaldes en hydrogenbinding.

Hydrogenbindinger kan være:

• intermolekylære, f.eks. i vand (H2O), ammoniak (NH3), hydrogenfluorid (HF)

• intramolekylære, f.eks. i proteiner, 2-hydroxybenzaldehyd

Ifølge ændringer i molekylvægte i rækkerne:
H2O – H2S – H2Se – H2Te
HF – HCl – HBr – HI
NH3 – AsH3 – SbH3

Bør kogepunktet stige gradvist, men der observeres unormalt høje kogepunkter for H2O, NH3 og HF, hvilket forklares ved tilstedeværelsen af hydrogenbindinger.

Den stærkeste binding burde være i HF (da F er det mest elektronegative element), men vand har højere kogepunkt, fordi det danner to hydrogenbindinger.

Opgave 3. Angiv bindingstyperne i følgende molekyler: CH3Br, CaO, I2, NH4Cl. Hvad er hovedegenskaberne ved disse bindingstyper?

Løsning.
CH3Br — kovalent binding.

Atomorbitale er rumligt orienteret, hvilket medfører retningsbestemt overlap, altså har kovalente bindinger en bestemt orientering.

CaO – ionbinding.
Atomer søger at opnå en stabil oktetstruktur ved at afgive eller optage elektroner. Atomer, der optager elektroner, bliver anioner (negative), og dem der afgiver elektroner, bliver kationer (positive). Når anioner og kationer mødes, dannes ionbindinger. Ionbindinger opstår typisk mellem metaller og ikke-metaller, hvor forskellen i elektronegativitet er stor (>2,1).

Ionforbindelser har ofte lignende egenskaber. De danner grupper, som igen danner større strukturer som LinClm – kaldet krystaller – fordi ionbindinger ikke har retningsbestemthed eller mætning.

I2 – ikke-polær kovalent binding.
Hvis en kovalent binding dannes mellem ens atomer eller atomer med ens elektronegativitet, er bindingen upolær. Elektrontætheden er symmetrisk fordelt. Bindingerne kan være enkelt-, dobbelt- eller tripelbindinger.

NH4Cl – donor-acceptor-binding.

Mellem NH4⁺ og Cl⁻ – ionbinding.
Mellem N og H – polære kovalente bindinger samt én donor-acceptor-binding.

Opgave 4. Hvad kaldes en σ- og hvad en π-binding? Hvilken er mindst stærk? Tegn strukturelle formler for ethan C2H6, ethen C2H4 og ethyn C2H2. Marker σ- og π-bindinger i molekylestrukturerne.

Løsning: Overlap af elektronorbitaler kan ske på forskellige måder grundet deres form. Bindingstyper: σ-, π- og δ-bindinger.

• σ-bindinger dannes ved aksialt overlap langs en linje gennem atomkernerne.

• π-bindinger dannes ved lateralt overlap på begge sider af kerneforbindelseslinjen.

• δ-bindinger dannes ved overlap af fire d-orbital-lapper i parallelle planer.

σ-bindinger er stærkere end π-bindinger.

C2H6 – sp3-hybridisering.
C–C   σ-binding (overlap af 2sp3-2sp3)
C–H   σ-binding (overlap af 2sp3-AO for C og 1s-AO for H)

C2H4 – sp2-hybridisering.
Dobbeltbindingen består af én σ- og én π-binding (selvom det tegnes med to ens streger).
C=C   σ-binding (2sp2-2sp2 overlap) og π-binding (2pz-2pz overlap)
C–H   σ-binding (2sp2-AO for C og 1s-AO for H)

C2H2 – sp-hybridisering.
Tripelbinding = én σ-binding og to π-bindinger.
C≡C   σ-binding (2sp-2sp overlap);
π-binding (2py-2py);
π-binding (2pz-2pz)
C–H   σ-binding (2sp-AO for C og 1s-AO for H)

Opgave 5. Hvilke intermolekylære kræfter kaldes dipol-dipol (orienterende), induktions- og dispersionskræfter? Forklar deres natur. Hvilken kraft dominerer i hvert af følgende stoffer: H2O, HBr, Ar, N2, NH3?

Løsning: Der kan opstå elektrostatiske kræfter mellem molekyler.

• Dispersionskræfter: Universelle, opstår ved midlertidige mikrodipoler i molekyler, som tiltrækker hinanden synkront. Hvis synkronisering mangler, frastødes molekylerne.

• Orienteringskræfter: Opstår mellem permanente polære molekyler. Jo større polaritet, desto stærkere tiltrækning.

• Induktionskræfter: Opstår, når en polær og en upolær molekyle mødes – den upolære molekyle deformeres og bliver midlertidigt polær.

Relativ styrke afhænger af polaritet og polarisérbarhed:

• Høj polaritet → større orienteringskræfter

• Høj polarisérbarhed → stærkere dispersionskræfter

• Induktionskræfter spiller oftest en sekundær rolle

I de nævnte stoffer:

• H2O og NH3 – har både orienterings- og induktionskræfter

• HBr, Ar, N2 – primært dispersionskræfter

Opgave 6. Giv to MO-udfyldningsskemaer for interaktion af to atomorbitaler med besætning:
a) elektron + elektron (1+1)
b) elektron + tom orbital (1+0)
Bestem kovalens og bindingsorden. Hvilket spænd ligger bindingsenergien i? Hvilke typer bindinger realiseres i H2 og H2⁺?

Løsning:
a) Fx K2 og Li2. Binding dannes mellem s-orbitaler:
Bindingsorden: n = (2-0)/2 = 1

b) Fx K2⁺ og Li2⁺. Binding dannes mellem s-orbitaler:
Bindingsorden: n = (1-0)/2 = 0,5
Kovalens