Chemiese binding en elektronegatiwiteit: van gedeelde pare tot ioniese roosters

Hoekom 'n binding vorm: energie teenoor afstand

Twee waterstofatome ver van mekaar af het geen wisselwerking nie. Soos hulle nader kom, word elke elektron deur albei kerne aangetrek, en die energie daal. Nog nader stoot die twee kerne mekaar sterk af en die energie styg. Die bindingslengte is die afstand by die bodem van hierdie energieput, 74 pm vir H₂, en die diepte van die put is die bindingsenergie, 436 kJ/mol vir H–H in OpenStax Chemistry 2e Tabel 7.2.

Elke binding is 'n balans tussen aantrekking en afstoting, dus kos die breek van 'n binding altyd energie en die vorming van een stel dit altyd vry. 'n Reaksie is eksotermies wanneer die bindings wat gevorm word oor die algemeen sterker is as die bindings wat gebreek word.

Elektronegatiwiteit en die kovalent-tot-ioniese skaal

Elektronegatiwiteit meet hoe sterk 'n atoom die gedeelde elektrone in 'n binding aantrek. Pauling se skaal is die algemeenste. Dit is 'n dimensielose, berekende getal, nie 'n gemete eienskap nie. In OpenStax Figuur 7.6 is fluoor die hoogste by 4.0, gevolg deur suurstof by 3.5 en stikstof en chloor by 3.0, en die groep 1-metale is die laagste, soos natrium by 0.9. Waardes styg oor 'n periode en daal af in 'n groep.

Die verskil ΔEN tussen twee gebonde atome gee 'n rowwe bindingstipe. OpenStax gebruik hierdie riglyngrense: onder 0.4, nie-polêr kovalent; 0.4 tot 1.8, polêr kovalent; bo 1.8, ionies. Die meer elektronegatiewe atoom dra die gedeeltelike negatiewe lading, δ−.

Die grense is riglyne met werklike uitsonderings. HF het ΔEN = 1.9 maar is 'n kovalente molekule, en SiF₄, met ΔEN = 2.2 vir elke Si–F-binding, is 'n molekulêre gas. Gebruik ΔEN om bindings te vergelyk, nie om 'n verbinding met sekerheid te klassifiseer nie.

Uitgewerkte voorbeeld: ses bindings volgens polariteit rangskik

Rangskik B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl en K–Br van minste tot mees polêr, met die ouer Pauling-waardes in OpenStax Figuur 7.6: H 2.1, B 2.0, C 2.5, N 3.0, O 3.5, Al 1.5, P 2.1, Cl 3.0, Br 2.8 en K 0.8.

Die verskille is B–H 0.1, C–Br 0.3, N–O 0.5, P–Cl 0.9, Al–Cl 1.5 en K–Br 2.0, wat die rangorde is. Twee resultate verras baie studente. In B–H is waterstof die negatiewe kant, omdat boor minder elektronegatief as waterstof is. En K–Br val in die ioniese gebied, in ooreenstemming daarmee dat kaliumbromied 'n ioniese vaste stof is, terwyl Al–Cl naby die bokant van die polêr-kovalente gebied lê; aluminiumchloried word in sommige fases as ionies en in ander as molekulêr beskryf.

Dipoolmomente en persentasie ioniese karakter

'n Polêre binding het 'n dipoolmoment μ = Qr, die grootte van die geskeide lading maal die afstand tussen die ladings. Dipoolmomente word gewoonlik in debye gegee: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m. As 'n elektron se volle lading, 1.602 × 10⁻¹⁹ C, oor 1 Å verskuif word, sou die dipoolmoment 4.803 D wees. Om die gemete μ met hierdie volledig ioniese waarde te vergelyk, gee 'n benaderde persentasie ioniese karakter, (μ gemeet / μ volledig ionies) × 100.

Uitgewerkte voorbeeld 1. Die NIST Chemistry WebBook lys vir gasfase-H³⁵Cl μ = 1.1085 D en 'n ewewigsbindingslengte van 1.27455 Å. 'n Volledig ioniese H⁺Cl⁻ op daardie afstand sou μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D hê. Die persentasie ioniese karakter is 1.1085/6.122 × 100 = 18.1%. Vir HF, met WebBook-waardes μ = 1.82618 D en r = 0.91680 Å, is die volledig ioniese waarde 4.404 D en die ioniese karakter 41.5%.

Die rangorde stem ooreen met ΔEN (0.9 vir HCl, 1.9 vir HF), maar die getalle wys hoe ver selfs 'n groot ΔEN van 'n volledige ladingsoordrag is. HF is nader aan die kovalente kant as wat sy ΔEN alleen aandui.

Roosterenergie en Coulomb se wet

'n Ioniese vaste stof word saamgehou deur die aantrekking tussen elke katioon en elke anioon in die kristal. Sy roosterenergie is die energie wat nodig is om een mol van die vaste stof in gasvormige ione te skei. OpenStax definieer dit as positief, maar sommige handboeke gebruik die omgekeerde proses en gee negatiewe waardes, dus kontroleer eers die tekenkonvensie.

Volgens Coulomb se wet groei die aantrekking met die produk van die ioonladings en neem dit af soos die afstand tussen ione groter word. Lading oorheers gewoonlik. OpenStax afdeling 7.5 lys LiF by 1023 kJ/mol en MgO, waarvan die ione ladings van 2+ en 2− dra, by 3900 kJ/mol, byna vier keer groter. Grootte kom volgende: MgF₂ is 2957 kJ/mol en MgI₂ is 2327 kJ/mol, omdat die groter jodiedioon die ladings verder uitmekaar hou.

Uitgewerkte voorbeeld: 'n Born–Haber-siklus vir natriumchloried

Roosterenergieë kan nie direk gemeet word nie, dus word hulle met 'n Hess se wet-siklus gevind. Bou NaCl(s) uit sy elemente langs 'n indirekte roete waarvan al die stappe meetbaar is, en vereis dan dat daardie roete dieselfde totaal gee as die direkte vormingsreaksie.

Uitgewerkte voorbeeld 2. Gebruik hierdie stappe. Sublimeer natrium, Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol, die ΔH°f van Na(g) uit OpenStax Aanhangsel G. Maak chlooratome, ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol, die ΔH°f van Cl(g). Ioniseer natrium, Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol, uit die NIST-waarde van 5.1391 eV. Voeg 'n elektron by chloor, Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol, uit die elektronaffiniteit van 3.6131 eV in die NIST Chemistry WebBook. Laastens stel Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) die roosterenergie, U, vry.

Die algehele reaksie is Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s), met ΔH°f = −411.2 kJ/mol. Dus 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2, wat U = 787.2 kJ/mol gee. Let op dat ionisasie meer energie kos as wat die elektronaffiniteit teruggee. Sonder die groot roosterenergie sou die vorming van NaCl uit sy elemente nie eksotermies wees nie. Gepubliseerde roosterenergieë vir NaCl verskil met 'n paar persent na gelang van die data en metode wat gebruik word (OpenStax haal 769 kJ aan), dus vergelyk tendense eerder as laaste syfers.

Reaksie-entalpie uit bindingsenergieë skat

Vir gasfasereaksies kan jy ΔH skat deur bindings te tel: ΔH ≈ Σ(energieë van gebreekte bindings) − Σ(energieë van gevormde bindings). Getabuleerde bindingsenergieë is gemiddeldes oor baie molekule, dus is die resultaat slegs 'n skatting en kan dit die waarde uit vormingsentalpieë met tientalle kilojoule mis.

Uitgewerkte voorbeeld 3. Skat ΔH vir C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g). Etileen se vier C–H-bindings bly behoue, dus ignoreer hulle. Gebreek: een C=C (611 kJ/mol) en een H–H (436 kJ/mol), altesaam 1047 kJ. Gevorm: een C–C (345 kJ/mol) en twee nuwe C–H (2 × 415 kJ/mol), altesaam 1175 kJ. ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ. Die waarde uit vormingsentalpieë, uit Aanhangsel G, is −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ. Die skatting het die regte teken en is binne ongeveer 6%.

Wanopvattings oor binding om te vermy

Die meeste foute kom daarvan om rowwe riglyne as presiese reëls te behandel of om tekenkonvensies te meng. Hierdie is die algemeenste.

• ΔEN = 1.8 as 'n skerp lyn tussen kovalent en ionies behandel. Die skaal is kontinu, en verbindings soos HF en SiF₄ breek die reël.
• Elektronegatiwiteit met elektronaffiniteit verwar. Elektronaffiniteit is 'n gemete energie vir 'n gasvormige atoom; elektronegatiwiteit beskryf 'n atoom in 'n binding.
• Aanneem dat die meer elektronegatiewe atoom altyd die niemetaal is wat jy sou verwag. Kontroleer die tabel: in B–H- en Si–H-bindings is waterstof die negatiewe kant.
• Die bindingsenergieformule omkeer. Dit is gebreekte bindings minus gevormde bindings, die teenoorgestelde volgorde van die formule vir vormingsentalpieë.
• Tekenkonvensies vir roosterenergie binne een Born–Haber-siklus meng.
• 'n Dubbelbinding as twee enkelbindings tel. 'n C=C-binding (611 kJ/mol) is swakker as twee C–C-bindings (690 kJ/mol).