Kovalenta bindningar och valensbindningsmetoden: Typer av kemiska bindningar och deras egenskaper i olika molekyler

TEMA 5. Kovalent bindning. Valensbindningens metod.
Uppgift 1. Bygg en grafisk formel för natriumsulfat och ange vilka typer av kemiska bindningar som finns i molekylen: jonbindning, kovalent bindning, polär kovalent bindning, opolär kovalent bindning, koordinationsbindning, metallbindning, vätebindning.
Lösning: NaHSO4-

Bindning O – Na – jonbindning
Bindning O – S – polär kovalent bindning
Bindning O – H – polär kovalent bindning

Uppgift 2. Bygg en grafisk formel för ammoniumnitrit och ange vilka typer av kemiska bindningar som finns i denna molekyl. Visa vilka bindningar som "bryts" vid dissociation. Förklara vad vätebindning är. Ge exempel på dess påverkan på ämnens egenskaper.

N – H – polär kovalent bindning
Mellan NH4+ och NO2- – jonbindning
Vätebindningar. Denna typ av bindning uppstår när väte binder till atomer med hög elektronegativitet (N, O, F). De resulterande föreningarna har hög polaritet och en dipol uppstår där väteatomen är på den positiva änden. Denna dipol kan interagera med en oparad elektronpar från syre (eller kväve eller fluor) i en annan eller samma molekyl. Denna interaktion kallas vätebindning.
Vätebindningar kan vara:

• Intermolekylära, till exempel i vattenmolekyler (H2O), ammoniak (NH3), fluorsyror (HF).

• Intramolekylära, till exempel i proteiner, 2-hydroxybensaldehyd.
  Enligt molekylmassornas förändring i följande serier:
  H2O – H2S – H2Se – H2Te
  HF – HCl – HBr – HI
  NH3 – AsH3 – SbH3
  kokpunkten ska gradvis öka, men anomalt höga kokpunkter observeras för vatten (H2O), ammoniak (NH3) och fluorsyror (HF), vilket förklaras av vätebindningens närvaro.
  Den starkaste bindningen ska vara i fluorsyror (HF) (F är den mest elektronegativa atomen), men vatten kokar vid högre temperatur eftersom det har två vätebindningar.

Uppgift 3. Ange typer av kemiska bindningar i följande molekyler: CH3Br, CaO, I2, NH4Cl. Vilka är de viktigaste egenskaperna hos dessa bindningar?
Lösning:
CH3Br – kovalent bindning. Kovalenta bindningar uppstår mellan atomer med liknande eller lika elektronegativitet. Bindningen kan ses som en elektrostatisk attraktion mellan kärnorna i två atomer och ett gemensamt elektronpar. Till skillnad från jonbindningar hålls molekyler med kovalenta bindningar samman av svagare "intermolekylära krafter". Därför har kovalenta bindningar egenskapen mättnad – det bildas ett begränsat antal bindningar.
CaO – jonbindning. Atomer av ett element strävar efter att uppnå en stabil åttaelectronstruktur genom att förlora eller ta upp elektroner. Atomer som har tagit upp elektroner får ett negativt laddat anjon, medan atomer som förlorar elektroner får ett positivt laddat katjon. Jonbindning bildas när anjoner och katjoner möts. Jonföreningar bildas när atomer med stor skillnad i elektronegativitet (mer än 2,1) binds.
I2 – Opolär kovalent bindning. Om en kovalent bindning är mellan lika atomer eller atomer med lika elektronegativitet, har bindningen ingen polaritet, d.v.s. elektronmolnet fördelas symmetriskt. Denna bindning kallas en opolär kovalent bindning.
NH4Cl – Donor-acceptorbindning. En särskild typ av kovalent bindning där en atom fungerar som elektronpar-donator och en annan som acceptor (har en ledig orbital). Denna bindning kallas ofta en koordinationsbindning eftersom den ofta uppstår vid bildandet av komplexföreningar. När en donor-acceptorbindning bildas fylls acceptoratomen med ett elektronpar. Förutom atomer och molekyler kan även katjoner och anjoner agera som donorer och acceptorer.

Uppgift 4. Vilken bindning kallas s- och vilken p-bindning? Vilken är svagare? Rita de strukturella formlerna för etan C2H6, etylen C2H4 och acetylen C2H2. Markera s- och p-bindningar på de strukturella skisserna av kolvätena.
Lösning:
Sigma (σ) bindningar bildas när elektronmoln överlappar längs en linje som går genom atomerna. Pi (π) bindningar bildas när elektronmoln överlappar på sidorna om linjen mellan atomerna. Delta (δ) bindningar uppstår genom överlappning av alla fyra loben på d-orbitaler.
Sigma-bindningar är starkare än pi-bindningar.
C2H6 – sp3-hybridisering.
C-C σ-bindning (överlappar 2sp3-2sp3)
C-H σ-bindning (överlappar 2sp3-C och 1s-H)
C2H4 – sp2-hybridisering.
Dubbelbindningen består av en σ-bindning och en π-bindning (även om den ritas med två lika streck är de inte lika).
C=C σ-bindning (överlappar 2sp2-2sp2) och π-bindning (2pz-2pz)
C-H σ-bindning (överlappar 2sp2-C och 1s-H)
C2H2 – sp-hybridisering.
Trippelbindningen består av en σ-bindning och två π-bindningar.
C≡C σ-bindning (överlappar 2sp-2sp)
π-bindning (2py-2py)
π-bindning (2pz-2pz)
C-H σ-bindning (överlappar 2sp-C och 1s-H)

Uppgift 5. Vilka intermolekylära krafter kallas dipol-dipol (orienterande), induktion och dispersion? Förklara naturen hos dessa krafter. Vilka intermolekylära krafter dominerar i följande ämnen: H2O, HBr, Ar, N2, NH3?
Lösning:
Intermolekylära krafter kan uppstå genom elektrostatisk interaktion. Den mest universella är dispersionskraft, som beror på växelverkan mellan molekyler via momentana dipoler. När dessa dipoler uppstår och försvinner i molekylerna uppstår attraktion. Vid brist på synkronisering repellerar molekylerna varandra.
Orienterande interaktioner uppstår mellan polära molekyler. Ju mer polar en molekyl är, desto starkare är attraktionen mellan molekylerna, och därmed är orienterande växelverkan starkare.
Induktiva interaktioner uppstår när en polär molekyl inducerar en dipol i en opolär molekyl. Induktiva krafter är större ju större molekylens elektriska moment och polariserbarhet är.
Relativt sett bidrar varje typ av växelverkan beroende på molekylens polaritet och polariserbarhet. Ju mer polär en molekyl är, desto viktigare är de orienterande krafterna, medan de induktiva krafterna blir viktigare för molekyler med större polariserbarhet.
För H2O och NH3 finns både orienterande och induktiva krafter. För HBr, Ar och N2 är dispersionskraften den dominerande.

Uppgift 6. Ge två diagram för fyllning av molekylorbitaler (MO) vid interaktion av två atomorbitaler: a) elektron + elektron (1+1) och b) elektron + ledig orbital (1+0). Bestäm kovalens och bindningens ordning för varje atom. Vad är bindningsenergin? Vilken typ av bindning finns i H2-molekylen och H2+ molekyljonen?
Lösning:
a) Till exempel K2 och Li2. Sigma-orbitaler deltar i bindningen. Bindningens ordning: n = (2-0)/2 = 1
b) Till exempel K2+ och Li2+. Bindningens ordning: n = (1-0)/2 = 0,5. Kovalensen för varje atom är 1.
Bindningsenergin beror på antalet