Transcript 9K_Chang
Efnatengi I: Grunnhugtök 9. kafli Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display. Gildisrafeindir eru rafeindir á ysta hvolfi atómsins. Það eru gildisrafeindirnar sem taka þátt í efnatengjum. Flokkur Rafeindaskipan Fjöldi gildis-e- 1A ns1 1 2A ns2 2 3A ns2np1 3 4A ns2np2 4 5A ns2np3 5 6A ns2np4 6 7A ns2np5 7 9.1 Lewis-punktaformúlur efnanna 9.1 Dæmi um jónatengi Li + F 1 22s22p5 1s22s1s e- + Li+ + Li+ F [He] 1s 1s2[2Ne] 2s22p6 Li Li+ + e- F F - F - Li+ F - 9.2 Samgilt tengi er efnatengi þar sem tvö atóm deila tveimur eða fleiri rafeindum. Hvers vegna ættu atóm að deila rafeindum? F + 7e- F F F 7e- 8e- 8e- Lewisbygging F2 Einfalt samgilt tengi e--pör F F e--pör e--pör F F e--pör Einfalt samgilt tengi Stök e--pör: “LONE PAIRS” 9.4 Lewisbygging vatns H + O + H Einföld samgild tengi (eintengi) H O H eða H O H 2e-8e-2eTvítengi – tvö atóm deila tveimur rafeindapörum O C O eða O O C tvítengi - 8e- 8e8etvítengi Þrítengi – tvö atóm deila þremur rafeindapörum N N þrítengi 8e-8e- eða N N þrítengi 9.4 Lengd samgildra tengja Úr töflu 9.1 Lengd Gerð tengis tengis (pm) C-C 154 CC 133 CC 120 C-N 143 CN 138 CN 116 Lengd tengja: Þrítengi < Tvítengi < Eintengi 9.4 Skautað samgilt tengi eða skautað tengi er samgilt tengi þar sem rafeindirnar eyða meiri tíma hjá öðru atóminu heldur en hinu. Rafeindasnautt svæði H Rafeindaríkt svæði F e- -snautt e- -ríkt H d+ F d- 9.5 Rafneikvæðni (rafdrægni) er tilhneiging atóms til að draga til sín rafeindirnar í efnatenginu. Rafeindafíkn (EA) – hægt að mæla, Cl er hæst X (g) + e- X-(g) Rafneikvæðni - afstætt, F er hæst 9.5 Rafneikvæðni helstu frumefna 9.5 9.5 Flokkun tengja eftir mun á rafneikvæðni Munur Gerð tengis 0 Samgilt tengi 2 0 < munur <2 Jónatengi Skautað samgilt tengi Aukinn rafneikvæðnimunur Samgilt Skautað samgilt deila e- e- flyst að hluta til Jónatengi e- flyst milli efna 9.5 P.E. 9.2. Eru eftirfarandi tengi jónatengi, skautuð samgild tengi eða samgild tengi? a) Tengið í CsCl; b) tengið í H2S; c) NN tengið í H2NNH2. a) Cs – 0,7 Cl – 3,0 3,0 – 0,7 = 2,3 Jónatengi b) H – 2,1 S – 2,5 2,5 – 2,1 = 0,4 Skautað samgilt c) N – 3,0 N – 3,0 3,0 – 3,0 = 0 Samgilt 9.5 Að teikna Lewis-byggingu efna 1. Skrifið niður “beinagrind” efnisins sem sýnir hvaða atóm tengjast. Setjið það atóm í miðjuna sem er minnst rafneikvætt (rafdrægt). 2. Finnið fjölda gildisrafeinda. Bætið við 1 fyrir hverja mínushleðslu. Dragið frá 1 fyrir hverja plúshleðslu. 3. Setjið inn punkta til að uppfylla átturegluna fyrir öll efni nema vetni. 4. Ef byggingin inniheldur of margar rafeindir þurfið þið að bæta við tvítengjum og þrítengjum eftir þörfum. 9.6 Ex. 9.3 Að skrifa Lewisbyggingu niturtríflúoríðs (NF3). Skref 1 – N er minna rafneikvætt en F setjum N í miðjuna Skref 2 – Teljum gildisrafeindir: N - 5 (2s22p3) og F - 7 (2s22p5) 5 + (3 x 7) = 26 gildisrafeindir Skref 3 – Setjum eintengi milli N og F atóma og fyllum upp í 8 hjá N og F atómunum. Skref 4 - Athugum hvort fjöldi e- í byggingunni er jafn fjölda gildis-e- ? 3 eintengi (3x2) + 10 “lone pairs” (10x2) = 26 gildisrafeindir F N F F 9.6 Ex. 9.5 Skrifið Lewisbyggingu karbónatjónarinnar (CO32-). Skref 1 – C er minna rafneikvætt en O, setjum C í miðjuna Skref 2 – Teljum gildisrafeindirnar C - 4 (2s22p2) og O - 6 (2s22p4) -2 hleðsla: 2e- að auki 4 + (3 x 6) + 2 = 24 gildisrafeindir Skref 3 – Teiknum eintengi milli C og O atóma og fyllum upp í 8 hjá C og O atómunum. Skref 4 - Athugum hvort heildarfjöldi e- er jafn fjölda gildisrafeinda 3 eintengi (3x2) + 10 “lone pairs” (10x2) = 26 gildisrafeindir Skref 5 - Of margar rafeindir, setjum tvítengi. Passar þá fj. e- ? O C O 2 eintengi (2x2) = 4 1 tvítengi = 4 8 “lone pairs” (8x2) = 16 Samtals = 24 O 9.6 Tvenns konar möguleg uppröðun í formaldehýði (CH2O): H C O H H C H O Formleg hleðsla atóms er mismunurinn á fjölda gildisrafeinda sem atómið hefði í einangruðu atómi og fjölda rafeinda sem það atóm hefur í Lewisbyggingunni. Formleg hleðsla atóms í Lewismynd = Heildarfjöldi Heildarfjöldi gildisrafeinda - óbindandi í óbundnu rafeinda atómi - 1 2 ( Heildarfjöldi rafeinda í tengjum ) Samanlagðar formlegar hleðslur atóma í sameind (eða jón) verða að vera jafnar hleðslu sameindarinnar (jónarinnar). 9.7 H -1 +1 C O Formleg hleðsla atóms í Lewismynd H = C – 4 eO – 6 e2H – 2x1 e12 e- 2 eintengi (2x2) = 4 1 tvítengi = 4 2 lone pairs (2x2) = 4 Samtals = 12 Heildarfjöldi Heildarfjöldi gildisrafeinda óbindandi í óbundnu rafeinda atómi Formleg hleðsla á C = 4 -2 -½ x 6 = -1 Formleg hleðsla á O = 6 -2 -½ x 6 = +1 - 1 2 ( Heildarfjöldi rafeinda í tengjum ) 9.7 H H 0 C Formleg hleðsla atóms í Lewismynd 0 O = C – 4 eO – 6 e2H – 2x1 e12 e- 2 eintengi (2x2) = 4 1 tvítengi = 4 2 lone pairs (2x2) = 4 Samtals = 12 Heildarfjöldi Heildarfjöldi gildisrafeinda - óbindandi í óbundnu rafeinda atómi Formleg hleðsla á C = 4 - 0 -½ x 8 = 0 Formleg hleðsla á O = 6 -4 -½ x 4 = 0 - 1 2 ( Heildarfjöldi rafeinda í tengjum ) 9.7 Formleg hleðsla og Lewismyndir 1. Óhlaðnar sameindir: Lewismynd þar sem allar formlegar hleðslur eru núll er líklegri heldur en Lewismynd með formlegum hleðslum sem eru ekki núll. 2. Lewismyndir með háum formlegum hleðslum eru ólíklegri en Lewismyndir með lágum formlegum hleðslum. 3. Af Lewismyndum sem hafa svipaða dreifingu formlegra hleðslna er sú mynd líklegust þar sem neikvæðar formlegar hleðslur eru staðsettar á rafneikvæðari atóm. Hvor er nú líklegri Lewismynd fyrir formaldehýð, CH2O? H -1 +1 C O H H H 0 C 0 O 9.7 Resónansmynd er ein af tveimur eða fleiri Lewismyndum fyrir sömu sameindina ef ekki er hægt að lýsa henni á fullnægjandi hátt með einni Lewismynd. O O + - - O O + O O Hverjar eru resónansmyndir karbónatjónarinnar (CO32-)? - O C O O - O C O O - - - O C O O - 9.8 Undantekningar frá áttureglunni Færri en átta e-: BeH2 BF3 B – 3e3F – 3x7e24e- Be – 2e2H – 2x1e4e- F B H F Be H 3 eintengi (3x2) = 6 9 lone pairs (9x2) = 18 Samtals = 24 F 9.9 Undantekningar frá áttureglunni Sameindir með oddatölu af rafeindum: NO N – 5eO – 6e11e- N O Fleiri en 8 e- (fyrir ákveðin miðjuatóm úr lotu 3 og upp úr, þ.e. n > 2): SF6 S – 6e6F – 42e48e- F F F S F F F 6 eintengi (6x2) = 12 18 lone pairs (18x2) = 36 Samtals = 48 9.9 Efnafræði í daglegu lífi: Mengun andrúmslofts með NO NO2- (aq) + Fe2+ (aq) + 2H+ (aq) NO (g) + Fe3+ (aq) + H2O (l) N2 (g) + O2 (g) 2NO (g) Entalpíubreytingin sem þarf til að rjúfa ákveðið tengi í einu móli af efni á gasfasa er bindiorka (bond enthalpy) Bindiorka DH0 = 436,4 kJ H2 (g) H (g) + H (g) Cl2 (g) Cl (g) + Cl (g) DH0 = 242,7 kJ HCl (g) H (g) + Cl (g) DH0 = 431,9 kJ O2 (g) O (g) + O (g) DH0 = 498,7 kJ O O N2 (g) N (g) + N (g) DH0 = 941,4 kJ N N Bindiorka eintengi < tvítengi < þrítengi 9.10 Meðaltalsbindiorka í fjölatóma sameindum H2O (g) OH (g) H (g) + OH (g) DH0 = 502 kJ H (g) + O (g) Meðaltalsbindiorka OH í H2O = DH0 = 427 kJ 502 + 427 = 464 kJ 2 9.10 Bindiorka (BE) og entalpíubreytingar í efnahvörfum Ímyndum okkur að efnahvarf verði þannig að öll tengi í hvarfefnum séu fyrst rofin og svo myndist tengi milli stöku atómanna (sem eru á gasfasa) til að fá myndefnin. DH0 = heildarorka inn – heildarorka út = SBE(hvarfefna) – SBE(myndefna) 9.10 H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl (g) 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (g) 9.10 Notið bindiorku til að reikna entalpíubreytinguna fyrir: H2 (g) + F2 (g) 2HF (g) DH0 = SBE(hvarfefni) – SBE(myndefni) Gerð tengis sem rofnar H H F F Gerð tengis sem myndast H F Fjöldi rofinna tengja Bindiorka (kJ/mól) Orkubreyting (kJ) 1 1 436,4 156,9 436,4 156,9 Fjöldi tengja sem myndast Bindiorka (kJ/mól) Orkubreyting (kJ) 2 568,2 1136,4 DH0 = 436,4 + 156,9 – 2 x 568,2 = -543,1 kJ 9.10