Repetition F3. Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00

Transkript

1 Repetition F3 Oktettregeln Jonbindning och kovalent bindning Lewisstrukturer Elektronegativitet och polariserbarhet bindningskaraktär polära bindningar Bindningsstyrka

2 F4 Molekylstrukturer Enkla molekyler har väldefinierade geometriska former Den geometriska formen utgörs av en centralatom och dess bundna grannatomer

3 Teorier Det finns olika teorier/metoder för att förklara/förutsäga strukturen hos enkla molekyler VSEPR-modellen Valensbindingsteori Molekylorbitalteori Datorberäkning för att lösa schrödingerekvationen Förenklat Avancerat

4 VSEPR-modellen VSEPR står för Valence-Shell Electron-Pair Repulsion Utgångspunkten är att elektrontäta områden, dvs. bindningar och fria elektronpar, repellerar varandra De elektrontäta områdena försöker komma så långt bort från varandra som möjligt för att få så låg energi som möjligt :O = C = O:

5 Elektronarrangemang Maximal utspridning av elektrontäta områden

6 Elektronarrangemang och geometrisk form Fria elektronpar räknas in vid bestämningen av elektronarrangemang, men inte i den geometriska formen H H N H :

7 Repulsion Olika typer av bindningar (enkel-, dubbel-, trippel-) hanteras lika Repulsionen från fria elektronpar är större än från bindningar Elektronpar tvingar bindningsvinklar att bli mindre än i motsvarande regelbundna elektronarrangemang H H N H : Ammoniak, NH 3

8 Fem elektrontäta områden Elektronarrangemanget för fem elektrontäta områden har trigonal bipyramidal struktur Repulsionen minimeras om fria elektronpar läggs i ekvatoriella positioner

9 Sex elektrontäta områden Elektronarrangemanget för sex elektrontäta områden har oktaedrisk struktur Repulsionen minimeras för två fria elektronpar om de läggs på motstående sidor av molekylen

10 Recept för VSEPR-modellen 1. Avgör antalet bindningar och fria elektronpar från lewisstrukturen för molekylen 2. Identifiera elektronarrangemang 3. Identifiera molekylens geometriska form (titta bara på atomer, ej fria elektronpar) 4. Räkna med att fria elektronpar utövar extra repulsion och stör elektronarrangemangets regelbundna struktur

11 Övning Bestäm elektronarrangemang och geometrisk form för följande molekyler/joner: 1. CO 2 2. H 2 O 3. SO SF 4

12 Svar 1. CO 2 :O = C = O: elektronarrangemang: linjär geometrisk form: linjär 2. H 2 O elektronarrangemang: tetraedrisk geometrisk form: vinklad

13 Svar 3. SO 3 2- elektronarrangemang: tetraedrisk geometrisk form: trigonal pyramidal

14 Svar 4. SF 4 elektronarrangemang: trigonal bipyramidal geometrisk form: gungbräda

15 Polära eller opolära molekyler? De polära bindningarna i en molekyl utgör elektriska dipoler, dvs. har dipolmoment Beroende på hur bindningarna är riktade i molekylen kan de ge upphov till ett dipolmoment för hela molekylen eller ta ut varandra helt och göra molekylen opolär CO 2, opolär H 2 O, polär

16 Polära eller opolära molekyler? polär opolär

17 Polära eller opolära molekyler? Symmetrin bryts om bindningarna inte är ekvivalenta opolär polär CHCl 3

18 Övning Avgör om följande molekyler är polära: 1. NH 3 2. SO 3 3. SO 2

19 Svar bindn./ fria e-par elektronarr. form 1. NH 3 4 tetraedrisk trigonal pyramidal polaritet polär 2. SO 3 3 trigonal plan trigonal plan opolär 3. SO 2 3 trigonal plan vinklad polär

20 Valensbindningsteori Kovalenta bindningar bildas av överlapp av halvfyllda atomorbitaler

21 σ-bindning Cylindrisk symmetri

22 π-bindning Två lober Ett nodplan längs bindningsaxeln

23 Multipelbindningar Enkelbindning: en σ-bindning Dubbelbindning: en σ- och en π-bindning Trippelbindning: en σ- och två π-bindningar N 2, trippelbindning

24 Hybridisering Om man bara kombinerar s- och p-orbitaler till bindningar, kan man inte förklara geometrin Lösningen är att göra linjärkombinationer av atomorbitalerna hybridorbitaler Antalet orbitaler är konstant, dvs. antalet hybridorbitaler är detsamma som antalet atomorbitaler som tagits i anspråk Exempel: sp 3 -orbital h 1 = s + p x + p y + p z

25 Metan, CH 4 sp 3 -hybridisering Kol har fyra valenselektroner 1 s-orbital och 3 p-orbitaler i valensskalet ger fyra sp 3 -orbitaler riktade mot hörnen i en tetraeder De fyra hybridorbitalerna kan få en valenselektron var Eftersom de då är halvfyllda är de alla redo för bindning I metan överlappar de med vätenas s-orbitaler och skapar σ-bindningar Metan har tetraedrisk form

26 Etyn, C 2 H 2 sp-hybridisering 1 s-orbital och 1 p-orbital i valensskalet ger två sp-orbitaler riktade åt var sitt håll (linjärt) Två p-orbitaler blir kvar Alla fyra orbitalerna är halvfyllda I etyn överlappar sp-orbitaler från de båda kolen med varandra och med vätenas s-orbitaler och skapar σ-bindningar p-orbitalerna överlappar och skapar π-bindningar trippelbindning

27 sp x -orbitaler 2 sp-orbitaler, linjär form, lämnar 2 p-orbitaler för π-bindning 3 sp 2 -orbitaler, trigonal plan form, lämnar 1 p-orbital för π-bindning 4 sp 3 -orbitaler, tetraedrisk form

28 sp3dx-orbitaler 5 sp3d-orbitaler, trigonal bipyramidal form 6 sp3d2-orbitaler, oktaedrisk form

29 Molekylorbitalteori Istället för att beskriva kovalent bindning som överlapp mellan (hybridiserade) atomorbitaler, skapas orbitaler från s- och p-orbitaler från olika atomer Dessa nya orbitaler sträcker sig över hela molekylen och kallas därför molekylorbitaler Antalet orbitaler är konstant, dvs. antalet molekylorbitaler är detsamma som antalet atomorbitaler som tagits i anspråk Valenselektronerna placeras i molekylorbitalerna efter stigande energi enligt aufbauprincipen

30 σ-orbitaler Cylindrisk symmetri σ-orbitaler kan bildas av s- eller p-orbitaler antibindande nodplan mellan atomer bindande

31 π-orbitaler Ett nodplan längs bindningsaxeln π-orbitaler kan bildas av p-orbitaler antibindande bindande

32 Energinivåer diatomära molekyler Li 2 till N 2 O 2 och F 2

33 Bindningstal Bindningstal = ½ (antal elektroner i bindande orbitaler antal elektroner i antibindande orbitaler) b = 1 2 (N N * e e )

34 Elektronkonfigurationer b = 3 (trippelbindning) b = 2 (dubbelbindning)

35 Bensen, C 6 H 6 Blandteori: sp 2 -hybridisering σ-bindningar mellan C-C i ringen och C-H molekylorbitaler (π) av p z -orbitalerna

36 Kvantkemiska beräkningsmetoder Uttryck vågfunktionerna som linjärkombinationer av basfunktioner, som inte nödvändigtvis är väteatomorbitaler Lös schrödingerekvationen numeriskt