KOVALENTT BINDING. VALENSBINDINGSMETODE

TEMA 5. Kovalent binding. Valensbinde-metoden.
Oppgave 1. For natriumhydrosulfat, bygg den grafiske formelen og angi typen kjemiske bindinger i molekylet: ionisk, kovalent, polar, kovalent upolar, koordinasjons, metallisk, hydrogenbinding.
Løsning: NaHSO4-

Binding O – Na – ionisk
Binding O – S – kovalent polar
Binding O – H – kovalent polar

Oppgave 2. Bygg den grafiske formelen for ammoniumnitritt og angi typene kjemiske bindinger i dette molekylet. Vis hvilke (hvilken) bindinger som "brytes" under dissosiasjon. Forklar hva hydrogenbinding er? Gi eksempler på dens påvirkning på stoffers egenskaper.

N – H – kovalent polar binding
Mellom NH4+ og NO2- — ionisk binding
Hydrogenbindinger. Denne typen binding oppstår i forbindelser av hydrogenatomer med atomer som har høy elektronegativitet (N, O, F). De dannede forbindelsene har høy polaritet, og det dannes et dipol der hydrogenatomet er på den positive enden. Denne dipolen kan interagere med et ikke-delt elektronpar fra oksygen (og nitrogen og fluor), enten i et annet eller samme molekyl. Denne typen interaksjon kalles en hydrogenbinding.

Hydrogenbinding kan være:

• Mellom-molekylær, for eksempel i vannmolekylet (H2O), ammoniakk (NH3), fluorsyre (HF)

• Intra-molekylær, for eksempel i proteiner, 2-hydroksibensaldehyd:
  I henhold til endringene i molekylmasser i seriene:
  H2O – H2S – H2Se – H2Te
  HF – HCl – HBr – HI
  NH3 – AsH3 – SbH3
  kokepunktene skal gradvis øke, men det observeres unormalt høye kokepunkter for vann (H2O), ammoniakk (NH3), fluorsyre (HF), som forklares med tilstedeværelsen av hydrogenbindinger.
  Den sterkeste bindingen burde være i fluorsyre (HF) (F er det mest elektronegative elementet), men vann koker ved høyere temperatur fordi vann har to hydrogenbindinger.

Oppgave 3. Angi typene kjemiske bindinger i følgende molekyler: CH3Br, CaO, I2, NH4Cl. Hva er hovedegenskapene til disse bindingstypene?
Løsning.
CH3Br — kovalent binding. Kovalente bindinger dannes mellom atomer med lignende eller like elektronegativitet. Denne bindingen kan betraktes som en elektrostatiske tiltrekning mellom kjernene i de to atomene og et felles elektronpar. I motsetning til ioniske forbindelser, holdes molekylene i kovalente forbindelser sammen av "intermolekylære krefter", som er mye svakere enn kjemiske bindinger. Kovalente bindinger er karakterisert ved metning – dannelsen av et begrenset antall bindinger.
CaO – ionisk binding. Enkelte atomer av et element vil prøve å oppnå en stabil åtte-elektronstruktur ved å miste eller få elektroner. Atomer som får elektroner, får en negativ ladning og kalles anioner, mens atomer som mister elektroner, får en positiv ladning og kalles kationer. Når anioner møter kationer, dannes det en kjemisk binding, kalt en ionisk binding, og forbindelsen er ionisk. Ioniske forbindelser dannes når atomer med stor forskjell i elektronegativitet (mer enn 2,1) binder seg. Derfor vil metaller med ikke-metaller danne ioniske forbindelser fordi deres elektronegativitet er veldig forskjellige.
Ioniske forbindelser har ofte lignende egenskaper. De danner grupper, som videre danner større grupper som LinClm. Disse strukturene kalles krystaller, fordi ioniske bindinger ikke er retningsbestemte og mettes.
I2 – Kovalent upolar binding. Hvis en kovalent binding i et molekyl dannes av like atomer eller atomer med lik elektronegativitet, vil bindingen være upolar, det vil si at elektronfordelingen er symmetrisk. Denne kovalente bindingen kalles upolar kovalent binding. Bindingene kan være enten enkle, doble eller triple.
NH4Cl – Donor-akseptor binding. Dette er et spesialtilfelle av kovalente bindinger, der ett atom fungerer som donor for elektronpar, og et annet atom fungerer som akseptor (gir en ledig orbital). Denne bindingen kalles ofte en koordinasjonsbinding, da den ofte dannes ved dannelse av kompleksforbindelser. Når donor-akseptor bindingen dannes, fylles elektronene på akseptoratomet. Både kationer og anioner kan fungere som donor og akseptor. Når bindingen dannes, får donor-atomet en effektiv positiv ladning, mens akseptor-atomet får en effektiv negativ ladning.
Mellom NH4+ og Cl- er det en ionisk binding. Mellom nitrogen og hydrogen er det kovalent polar og en donor-akseptor binding.

Oppgave 4. Hva er forskjellen mellom s- og p-bindinger? Hvilken er mindre sterk? Tegn strukturelle formler for etan C2H6, etylen C2H4 og acetylen C2H2. Marker s- og p-bindingene på strukturelle diagrammer for hydrokarbonene.
Løsning:
Overlapping av elektroniske sky kan skje på forskjellige måter, avhengig av deres form. Vi skiller mellom σ-, π- og δ-bindinger.
Sigma (σ) bindinger dannes ved overlapping av skyer langs en linje som går gjennom kjernene til atomene. Pi (π) bindinger dannes ved overlapping av skyer på begge sider av linjen som forbinder atomkjernene. Delta (δ) bindinger dannes når alle fire lobene til d-orbitalene overlapper i parallelle plan.
Sigma bindinger er sterkere enn pi-bindinger.
C2H6 – sp3-hybridisering.
C–C σ-binding (overlapping av 2sp3-2sp3)
C–H σ-binding (overlapping av 2sp3-C og 1s-H)
C2H4 – sp2-hybridisering.
Dobbeltbindingen består av både σ- og π-bindinger.
C=C σ-binding (overlapping av 2sp2-2sp2) og π-binding (2pz-2pz)
C–H σ-binding (overlapping av 2sp2-C og 1s-H)
C2H2 – sp-hybridisering.
Triplebindingen består av σ- og to π-bindinger.
C≡C σ-binding (overlapping av 2sp-2sp); π-binding (2py-2py); π-binding (2pz-2pz)
C–H σ-binding (overlapping av 2sp-C og 1s-H)

Oppgave 5. Hva er dipol-dipol (orienterende), induksjons- og dispergerende intermolekylære krefter? Forklar naturen av disse kreftene. Hva er naturen av de dominerende intermolekylære kreftene i hvert av de følgende stoffene: H2O, HBr, Ar, N2, NH3?
Løsning:
Mellom molekylene kan det oppstå elektrostatiske interaksjoner. Den mest universelle er dispergerende krefter, som oppstår ved at molekylene interagerer med hverandre gjennom deres midlertidige dipoler. Når disse dipolene oppstår og forsvinner synkront i forskjellige molekyler, skjer tiltrekningen. Hvis synkroniseringen ikke er til stede, frastøtes molekylene.
Orienteringsinteraksjon oppstår mellom polære molekyler. Jo høyere polariteten til molekylet, desto sterkere er tiltrekningen mellom dem, og dermed blir orienteringsinteraksjonen større.
Induksjonsinteraksjon skjer når en polær molekyl møter et upolart molekyl, og det inducerer et dipol i det upolare molekylet. Det inducerte dipol kan tiltrekkes av det permanente dipol i det polære molekylet. Induksjonsinteraksjonen er sterkere når molekylet har større elektrisk moment og polarisbarhet.
I de gitte stoffene:

• Orienterings- og induksjonsinteraksjoner finnes i polære molekyler som H2O og NH3.

• Dispergerende interaksjoner finnes i upolare og svakt polare molekyler som HBr, Ar, N2.

Oppgave 6. Gi to diagrammer for molekylorbitaler ved interaksjon mellom to atomorbitals: a) elektron + elektron (1+1) og b) elektron