Kap. 3. Kemisk bindning: kovalenta bindningar

Transkript

1 Kap. 3. Kemisk bindning: kovalenta bindningar 3.1 Ex: H + H H 2 Kovalent kemisk bindning Kovalent bindning: - Elektron(moln) delas av kärnorna - Systemet av elektroner och kärnor söker lägsta energi - Får grupper av atomer att uppföra sig som en enhet. Elektronerna attraheras av två positiva kärnor H Bindningar: H C H Modell! H Bekvämt Lokaliserade(?) elektroner Uppför sig på likartat sätt i olika omgivningar Kemisk reaktion: Omfördelning av bindningar

2 Lite kvantmekanik: Molekylorbitaler mellan två atomkärnor kan vara av olika (symmetri)typer: σ π Varje molekylorbital rymmer två elektroner. Ser nästan ut som ett slags medelvärde eller kombination av atomernas s eller p-orbitaler: 3.2-4, En lokaliserad elektronbindningsmodell En enkel modell för att beskriva kovalenta bindningar. Lokaliserade-elektron (LE) modellen: Atomerna binder till varandra genom att dela elektronpar, varvid atomernas orbitaler används. Modellen har 3 delar: 1. Lewisstrukturer: valenselektron-arrangemang 2. VSEPR: Molekylgeometri (kap. 4.1) 3. Beskrivning av orbitalerna (kap. 4.3) Ex: C C 1 σ-orbital C = C 1 σ och 1 π-orbital C = C 1 σ och 2 π-orbitaler

3 3.2-4 Lewisstrukturer Lewissymboler: Symbolen för grundämnet och en prick för varje valenselektron i en atom av det ämnet Eller på svenska: F F = bindande elektronpar eller ensamma ( fria ) elektronpar Lewisstrukturer: Visar hur valenselektronerna arrangerar sig eller delar upp sig mellan atomerna i en kovalent bunden molekyl Stabila molekyler får ädelgasstruktur för Lewissymbolerna i molekylen genom att dela elektronpar Oktettregeln: 8e - (ns 2 np 6 i fria atomen) Duettregeln för H, He: 2e - (1s 2 ) Ar Skrivregler för Lewisstrukturer (1): 1) Summera ihop alla valenselektroner 2) Rita in bindande elektronpar mellan atomerna 3) Placera ut resterande elektroner så att duettregeln för H och oktettregeln för 2:a periodens element uppfylls Ex: CO 2 Antal valens-e - C 4 2 O = 8 par Trial-and-error: O C O oktettregeln ej uppfylld Ex: H + H H : H eller H H F + F F F Likt Ne O C O OK! OK! OK!

4 Grundämnen i tredje perioden följer ofta oktettregeln men kan överskrida den genom att använda tomma d-orbitaler Skrivregler för Lewisstrukturer (2): 1) Summera ihop alla valenselektroner 2) Rita in bindande elektronpar mellan atomerna Resonans Ex: NO 3 - s ) Placera ut resterande elektroner så att duettregeln för H och oktettregeln för 2:a periodens element uppfylls 4) 3:e (och däröver) periodens element kan överskrida oktettregeln när bindande elektronpar ritas in 5) Om det blir över elektroner efter det att oktettregeln är uppfylld för alla atomer, placera dem på atomen som har tillgängliga d-orbitaler F Cl F 6) Om flera tunga atomer i molekylen och det blir elektroner över, antag att de extra elektronerna hamnar på centralatomen F Den verkliga elektronstrukturen är ett medelvärde av dessa tre så kallade resonansstrukturer. Resonans: Fler än en rimlig (giltig) Lewisstruktur kan skrivas för en molekyl LE-modellen antar lokaliserade elektroner, men elektronerna är egentligen delokaliserade (de kan röra sig över hela molekylen). Anm: Undantag från regel 3): Exv. bor kan bilda föreningar med färre än 8 e - runt B. Men C,N,O,F följer alltid oktettregeln!

5 Formell laddning i Lewisstrukturer: Ensamma elektronpar på en atom tillhör atomen Bindande elektronpar delas mitt itu mellan de två atomerna Formell laddning (FL) = (antal valens-e - i den fria atomen) - (antal valens-e - hos atomen i molekylen) Ex: CO (-1) (+1) C O C: FL = 4-5 = -1 O: FL = 6-5 = +1 Kap. 4. Molekylers struktur 4.1 Molekylstruktur: VSEPR-modellen ValensSkalsElektronParRepulsion (VSEPR)- modellen: Ger approximativ molekylgeometri/struktur. Ide : Geometrin kring en atom bestäms av strävan efter att minimera repulsionen mellan olika elektronpar. Elektronpar vill vara så långt ifrån varandra som möjligt. Bästa Lewisstrukturen: 1. Atomerna i molekylen vill ha FL så nära 0 som möjligt 2. Om negativ FL så bör den ligga på den mest elektronegativa atomen

6 Molekylstrukturbestämning med hjälp av VSEPR-modellen: (1) Rita upp Lewisstrukturen (2) Arrangera elektronparen så att repulsionen minimeras (3) Namnge molekylstrukturen utgående från atomernas positioner Ex: Ex: BeCl 2 BF 3 Anm: Dubbel- och trippelbindningar betraktas i VSEPR som ett effektivt elektronpar. Ensamma (fria) elektronpar tar större plats än bindande elektronpar 109 CH 4 Ex: CH 4 NH 3 H 2 O PCl 5 SF 6 < < 109.5

7 Kovalent Bindning: Orbitaler - Hur ser orbitalerna ut när atomerna bildar molekyler? Hybridorbitalernas utseende beror på i hur många riktningar atomen har laddningsfördelning (d.v.s. bindningar eller fria elektronpar): - 2 riktningar sp - hybridisering 4.3 Hybridiseringsmodellen Hybridiseringsmodellen är en del av LEmodellen (kallas också Valensbindningsteori) - 3 riktningar sp 2 - hybridisering Atomorbitalernas (AO) form är inte en bra representation för orbitalernas utseende i en molekyl. En slags hybrider av atomorbitalerna ger en mer verklighetstrogen bild av orbitalerna kring atomen. Hybridisering: Atomorbitalerna mixas och bildar speciella orbitaler (hybridorbitaler) anpassade för bindning i en molekyl. - 4 riktningar sp 3 - hybridisering

8 - 5 riktningar sp 3 d - hybridisering Mix av 1 styck ns, 3 styck np och 1 styck nd-orbital - 6 riktningar sp 3 d 2 - hybridisering Anm: - Exv 4 AO 4 Hybridorbitaler Antalet bevaras - Atomorbitalerna måste ha ungefär lika energi - Ej självständiga, utan del av molekylorbital (MO) Metod Hybridisering: 7) Rita Lewisstrukturen 8) Bestäm arrangemanget av elektronpar enligt VSEPR-modellen 9) Specificera hur många och vilka hybridorbitaler som behövs för att rymma elektronparen Ex: Eten C 2 H 4 sp 3 d 3 st. sp 2 -hybrider och en 2p z per C ger 2 st. C-H σ-bindningar per C och en σ-bindning plus en π-bindning mellan de två C. H H H C = C H sp 3 d 2

9 3.3 Elektronegativitet Elektronegativitet är ett mått på en atoms förmåga att dra elektroner till sig i en molekyl N,O,F mest elektronegativa (F allra mest) ökar minskar H-H H-Cl K + F - elektroneg.: bindning: kovalent polär kovalent jonbindning bindning bindning elektrondensiteten delas lika delas ojämnt delas inte 4.2 Polaritet och dipolmoment En tvåatomig molekyl som har en del som är positivt laddad och en del som är negativt laddad är polär, och den har ett dipolmoment: µ = q r H r F +q -q Molekyler med polära kovalenta bindningar mellan flera atomer kan också vara polära Ex: HF polär molekyl +δ -δ I joniska kristaller såsom KF(s) har fullständig e - -laddningsöverföring skett (K + och F - har ädelgasstruktur/fylld oktett). Jonbindning: elektrostatisk växelverkan mellan positiva och negativa joner. men de kan också sakna dipolmoment p.g.a symmetri: O = C = O -q +2q -q Ex: Linjära Plana Tetraedriska