Kapitel 8 och 9. Kemisk bindning: allmänna begrepp och orbitaler

Transkript

1 Kapitel 8 Innehåll Kapitel 8 och 9 Kemisk bindning: allmänna begrepp och orbitaler 8.1 Olika typer av kemisk bindning 8.2 Elektronegativitet 8.3 Polära bindningar och dipolmoment 8.4 Joner: elektronkonfiguration och storlekar 8.5 Energiomsättning vid bildning av binära jonföreningar 8.6 Partiell jonkaraktär hos kovalenta bindningar 8.7 Den kovalenta bindningen: en modell (teori) 8.8 Kovalenta bindningsenergier och kemiska reaktioner 8.9 Valensbindningsteorin (VB) 8.10 Lewisstrukturer 8.11 Undantag från oktettregeln 8.12 Resonansstrukturer 8.13 Molekylgeometri: Repulsion mellan elektronpar (VSEPR) Kapitel 9 Innehåll 9.1 ybridisering och Valensbindningsteorin (VB) 9.2 Molekylorbitalsteori (MO) 9.3 Bindning i diatomära homonukleära molekyler 9.4 Bindning i diatomära heteronukleära molekyler 9.5 Valensbindnings- (VB) och molekylorbitalteorin (MO) Avsnitt 8.1 Olika typer av kemisk bindning Kemisk bindning Krafter som håller grupper av atomer samman och som får dem att agera som en helhet. En bindning bildas om energin för molekylen är lägre än för de separata atomerna. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 3 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 4 Avsnitt 8.1 Olika typer av kemisk bindning Växelverkan mellan två väteatomer Avsnitt 8.1 Olika typer av kemisk bindning Växelverkan mellan två väteatomer ur energiaspekten Copyright Cengage Learning. All rights reserved 5 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 6 1

2 Avsnitt 8.1 Olika typer av kemisk bindning Nyckelbegrepp i kemisk bindning Jonbindning elektroner överförs Kovalent bindning elektroner delas jämt Polär kovalent bindning elektroner delas ojämt kan ge upphov till polära molekyler Avsnitt 8.1 Olika typer av kemisk bindning Polära molekyler i ett elektriskt fält Copyright Cengage Learning. All rights reserved 7 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 8 Avsnitt 8.1 Olika typer av kemisk bindning Konceptkoll Vad menas med kemisk bindning? Varför binds atomer till varandra och bildar molekyler? ur binds atmer till varandra och bildar molekyler? Avsnitt 8.2 Elektronegativitet Elektronegativitet Förmåga hos en atom att attrahera delade elektroner till sig själv. För en molekyl X, bestäms den relativa skillnaden i elektronegativitet mellan atomerna och X genom att jämföra den uppmätta med den förväntade bindningsenergin i X molekylen. Värdena för elektronegativitet varierar från 4.0 för fluor (den mest elektronegativa) till 0.7 för cesium och frankium (de minst elektronegativa). Copyright Cengage Learning. All rights reserved 9 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 10 Avsnitt 8.2 Elektronegativitet Paulings relativa elektronegativiteter Avsnitt 8.3 Polära bindningar och dipolmoment Bindingspoler och dipolmoment En molekyl, som exempelvis F, har en del som är positivt laddad och en del som är negativt laddad sägs vara polär, eller ha ett dipolmoment. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 11 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 12 2

3 Avsnitt 8.3 Polära bindningar och dipolmoment Dipolmomentet hos vattenmolekylen Avsnitt 8.3 Polära bindningar och dipolmoment Dipolmomentet uteblir i koldioxidmolekylen Copyright Cengage Learning. All rights reserved 13 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 14 Avsnitt 8.3 Polära bindningar och dipolmoment De tre möjliga bindningstyperna a) en kovalent bindning mellan identiska atomer b) en polär kovalentbindning mellan två olika atomer Avsnitt 8.4 Joner: elektronkonfiguration och storlekar Jonföreningar Består av elektrostatisk attraktion mellan tätt packade, motsatt laddade joner. Bildas då en atom som lätt donerar elektroner reagerar med som har hög elektronaffinitet. c) jonbindning utan delande av elektroner. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 16 Avsnitt 8.4 Joner: elektronkonfiguration och storlekar Saltsmälta NaCl i smält form leder elektrisk ström, vilket indikerar närvaron av rörliga Na + - och Cl -joner. Avsnitt 8.4 Joner: elektronkonfiguration och storlekar Det periodiska systemet och atomära egenskaper Trender för: Atomstorlekar, jonstorlekar, joniseringsenergi, elektronegativitet Elektronkonfigurationer Förutsägelse av binära jonföreningars formler kovalent bindningspolaritet Copyright Cengage Learning. All rights reserved 18 3

4 Avsnitt 8.5 Energiomsättning vid bildning av binära jonföreningar Jonföreningar Vilka faktorer påverkar stabiliteten och strukturen hos binära jonföreningar? ur starkt jonerna attraherar varandra i det fasta tillståndet indikeras av gitterenergin. Avsnitt 8.5 Energiomsättning vid bildning av binära jonföreningar Gitterenergi Energin som frigörs då gasformiga joner kondenserar i ett fast kristallgitter. Q 1 och Q 2 = jonladdning (+1,+2,-1,-2 osv.) r = avståndet mellan jonerna (i nm) Copyright Cengage Learning. All rights reserved 19 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 20 Avsnitt 8.5 Energiomsättning vid bildning av binära jonföreningar Avsnitt 8.6 Partiell jonkaraktär hos kovalenta bindningar Standardbildningsentalpier för binära jonföreningar 1. Förångningsenergi för Li(s) Summareaktion Li(s) Li(g) Li(s) + ½ F 2 (g) LiF(s) 2. Joniseringsenergi för Li(g) Li(g) Li + (g) + e Dissociationsenergi för F 2 2 ½ F 2 (g) F(g) 1 4. Elektronaffinitet för F 5 F(g) + e - F - (g) 5. Gitterenergi för LiF Li + (g) + F - (g) LiF(s) Inga bindningar har 100% jonkaraktär även för föreningar med stor skillnad i elektronegativitet (när de mäts i gasformigt tillstånd). Copyright Cengage Learning. All rights reserved 22 Avsnitt 8.6 Partiell jonkaraktär hos kovalenta bindningar Procent jonkaraktär Avsnitt 8.6 Partiell jonkaraktär hos kovalenta bindningar Jonförening Defineras som ett ämne som leder ström i smält tillstånd. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 24 4

5 Avsnitt 8.7 Avsnitt 8.9 Den kovalenta bindningen: en modell (teori) Valensbindningsteorin (VB) Modeller (eller teorier) är försök att förklara hur naturen fungerar på mikroskåpisk nivå som konstrueras på basen av observationer på makroskåpisk nivå. motsvarar inte verkligheten. är alltid förenklingar, och är därför ofta felaktiga. tenderar att bli mer komplicerade ju äldre de blir. Vi måste förstå de underliggande antagande i en modell för att undvika felaktig användning. Den kovalenta bindningen 1. Beskrivning av valenselektronarrangemang (Lewisstrukturen) 2. Beskrivning av geometrin (VSEPR modellen). 3. Beskrivning av vilka atomorbitaler som används för att dela elektroner C Copyright Cengage Learning. All rights reserved 25 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 26 Avsnitt 8.10 Lewisstrukturer Steg för skrivandet av Lewisstrukturer 1. Summera valenselektronerna från alla atomer i molekylen 2. Använd ett elektronpar var för att binda samman varje par av bundna atomer 3. Arrangera de övriga elektronerna för att uppnå duettregeln för väte och oktettregeln för de övriga grundämnena Avsnitt 8.10 Lewisstrukturer Rita Lewisstrukturer Rita Lewisstrukturer för följande molekyler: a) F b) N 2 c) N 3 d) C 4 e) CF 4 f) NO + Copyright Cengage Learning. All rights reserved 27 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 28 Avsnitt 8.11 Undantag från oktettregeln Sammanfattning C, N, O, och F borde alltid uppfylla oktettregeln. B och Be får ofta färre än 8 elektroner kring sig i sina föreningar Grundämnen i andra perioden överskrider aldrig oktettregeln. Grundämnen i tredje perioden följer ofta oktettregelnmen kan överskrida dengenom att använda tomma d orbitaler. Avsnitt 8.11 Undantag från oktettregeln Konceptkoll Rita Lewisstrukturer för följande molekyler: BF 3 PCl 5 SF 6 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 29 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 30 5

6 Avsnitt 8.12 Resonansstrukturer Då mer än en likvärdig Lewisstruktur kan ritas. NO 3 = 24e Avsnitt 8.12 Resonansstrukturer Den verkliga strukturen sägs vara en kombination av resonansstrukturerna. Elektronerna är delokaliserade de kan vandra mellan bindningarna i molekylen. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 31 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 32 Avsnitt 8.12 Resonansstrukturer Avsnitt 8.12 Resonansstrukturer Formell laddning Används för att utesluta möjliga Lewisstrukturer För alla atomer i molekylen ska den formella laddningen vara så nära noll som möjligt Formell laddning = Antalet valenselektroner i den fria atomen antalet valenselektroner som tillskrivits atomen i molekylen FL = #VE atom -#VE molekyl (#VE = antal valenselektroner) Negativ formell laddning skall tillfalla den mest elektronegativa atomen i molekylen Formell laddning: exempel CO 2 Inte så bra Bättre C: 8 ½ = 4 e FL = 4 4 = 0 O: 6 + ½ 2 = 7 e FL = 6 7 = -1 O: 2 + ½ 6 = 5 e FL = 6 5 = +1 C: 8 ½ = 4 e FL = 4 4 = 0 O: 4 + ½ 4 = 6 e FL = 6 6 = 0 O: 4 + ½ 4 = 6 e FL = 6 6 = 0 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 33 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 34 Avsnitt 8.12 Resonansstrukturer Avsnitt 8.13 Molekylgeometri: repulsion mellan elektronpar (VSEPR) Den kovalenta bindningen 1. Beskrivning av valenselektronarrangemang (Lewisstrukturen) 2. Beskrivning av geometrin (VSEPR modellen). C Molekylgeometri VSEPR: Valence Shell Electron-Pair Repulsion. Strukturen runt en given atom avgörs principiellt genom att minimera repulsionen av elektronpar 3. Beskrivning av vilka atomorbitaler som används för att dela elektroner Copyright Cengage Learning. All rights reserved 35 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 36 6

7 Avsnitt 8.13 Molekylgeometri: repulsion mellan elektronpar (VSEPR) Valensskalelektronparsrepulsion (VSEPR) Avsnitt 8.13 Molekylgeometri: repulsion mellan elektronpar (VSEPR) Bindningsvinklarna i C 4, N 3, och 2 O Copyright Cengage Learning. All rights reserved 37 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 38 Avsnitt 8.13 Molekylgeometri: repulsion mellan elektronpar (VSEPR) Konceptkoll Avsnitt 8.13 Molekylgeometri: repulsion mellan elektronpar (VSEPR) Konceptkoll Bestäm molekylgeometri för följande molekyler och ange bindningsvinklarna: O 3 KrF 4 O 3 böjd, 120 o KrF 4 plan kvadratisk, 90 o, 180 o Sant eller falskt: En molekyl som innehar polära bindningar kommer alltid att vara polär. -Om sant, förklara varför. -Om falskt, ge ett motexempel. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 40 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 41 Kapitel 9 Innehåll 9.1 ybridization and the Localized Electron Model 9.2 The Molecular Orbital Model 9.3 Bonding in omonuclear Diatomic Molecules 9.4 Bonding in eteronuclear Diatomic Molecules 9.5 Combining the Localized Electron and Molecular Orbital Models ybridisering Förklaring hur atomorbitaler bildar speciella orbitaler för bindning. Atomerna svarar enligt behovet att minimera energin för molekylen. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 42 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 43 7

8 Lewisstrukturen för metanmolekylen. Den tetraediska molekylgeometrin (VSEPR). Den fria C-atomens valensorbitaler: 2s, 2p x, 2p y, och 2p z. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 44 ybridisering av C-atomens 2s orbital och de tre 2p orbitalerna till fyra sp 3 orbitaler Ett energinivådiagram för hybridiseringen av en 2s och tre 2p orbitaler till fyra sp 3 orbitaler Copyright Cengage Learning. All rights reserved 46 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 47 Den tetraedriska formen på sp 3 orbitalerna i kolatomen ger den kända strukturen för C 4 -molekylen ybridisering av s, p x, and p y orbitalerna ger tre sp 2 orbitaler i xy-planet med vinkeln 120. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 48 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 49 8

9 Ett energinivådiagram för hybridiseringen av en 2s och två 2p orbitaler till tre sp 2 orbitaler. Notera att en p orbital förblir oförändrad. Då en s och två p orbitaler hybridiseras till tre sp 2 orbitaler blir en p orbital oförändrad. Den befinner sig vinkelrät mot planet av hybridorbitaler. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 50 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 51 I etenmolekylen bildas σ-bindningar vid kolens sp 2 orbitaler. För varje bindning finns elektronparet i området mellan atomerna. Dubbelbindningen i etenmolekylen består av en σ- och en π-bindning. π-bindningen bildas av de ohybridiserade p orbitalerna och finns ovanför och under σ-bindningen. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 52 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 53 (a) Orbitaler som används i bindningar i eten. (b) Lewisstrukturen för etenmolekylen. Valensbindningsteorin 1. Rita Lewisstrukturen C 2. Bestäm arrangemangen med elektronpar (VSEPR-modellen). 3. Specificera nödvändiga hybridorbitaler. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 54 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 55 9

10 Molekylorbitalsteorin MO Likt den kvantmekaniska atommodellen för atomorbitaler är MO den kvantmekaniska lösningen till organsiationen av valenselektroner i molekyler. Skiljer sig från valensbindningsteorin främst genom att elektronerna sägs vara delokaliserade snarare än att vara lokaliserade mellan ett givet par av atomer. Typer av MO bindande: har lägre energi än atomorbitalerna från vilka de bildas. antibindande: har högre energi än atomorbitalerna från vilka de bildas. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 56 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 57 Kombination av vätets 1s atomorbitaler till MO Ett molekylorbital energinivå-diagram för 2 molekylen Copyright Cengage Learning. All rights reserved 58 Bindningsordning (BO) Skillnaden mellan antalet bindande och antalet antibindnade elektroner dividerat med två. Ett molekylorbital energinivå-diagram för e 2 molekylen Copyright Cengage Learning. All rights reserved 60 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 61 10

11 Atomorbitaler i kemisk bindning För att delta i en molekylorbital måste två atomorbitaler överlappa varandra i rymden. (Därför ingår bara valenselektronorbitaler i molekylorbitaler.) Molekylorbitaler för atomernas p-orbitaler Copyright Cengage Learning. All rights reserved 62 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 63 Molekylorbitaler för atomernas p-orbitaler Det korrekta molekylorbitalene rginivådiagrammet för B 2 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 64 Avsnitt 9.3 Bindning i diatomära homonukleära molekyler Då flytande syre hälls över ett starkt magnetfält blir det kvar där tills det förgasas. Avsnitt 9.3 Bindning i diatomära homonukleära molekyler Paramagnetism Förekomst av oparade elektroner Attraheras av magnetiska fält Mycket starkare än diamagnetism O 2 är paramagnetiskt Copyright Cengage Learning. All rights reserved 67 11

12 Avsnitt 9.3 Bindning i diatomära homonukleära molekyler MO sammanfattning för andra periodens grundämnen Avsnitt 9.3 Bindning i diatomära homonukleära molekyler MO beskriver bäst enkla diatomära föreningar Äldre betraktelse och tumregel: Alla atomer strävar efter att i kemiska föreningar få samma elektronkonfiguration som ädelgaserna har Copyright Cengage Learning. All rights reserved 68 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 69 Avsnitt 9.5 Valensbindnings- (VB) och molekylorbitalteorin (MO) Delokaliserade elektroner Beskriver strukurer med resonans. I molekyler med resonans är π bindningen delokaliserad och σ bindningen lokaliserad. p atomorbitaler som är vinkelräta mot sigmabindningsplanet bildar π molekylorbitaler. Elektronerna i π molekylorbitaler är delokaliserade ovanom och under planet för sigma-bindningen. Avsnitt 9.5 Valensbindnings- (VB) och molekylorbitalteorin (MO) Resonansstrukturen i Bensen Copyright Cengage Learning. All rights reserved 70 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 71 Avsnitt 9.5 Valensbindnings- (VB) och molekylorbitalteorin (MO) Lokaliserade sigma-bindningar i Bensen Avsnitt 9.5 Valensbindnings- (VB) och molekylorbitalteorin (MO) Delokaliserade pi-bindningar i bensen Copyright Cengage Learning. All rights reserved 72 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 73 12