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

Kapitel 8 och 9 Kemisk bindning: allmänna begrepp och orbitaler

Kapitel 8 Innehåll 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 Hybridisering 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) Copyright Cengage Learning. All rights reserved 3

Avsnitt 8.1 Olika typer av kemisk bindning En kemisk bindning Det finns ännu inget enkelt och precist sätt att definiera detta. 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 5

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 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? Hur binds atmer till varandra och bildar molekyler? Copyright Cengage Learning. All rights reserved 10

Avsnitt 8.2 Elektronegativitet Elektronegativitet Förmåga hos en atom att attrahera delade elektroner till sig själv. För en molekyl HX, bestäms den relativa skillnaden i elektronegativitet mellan atomerna H och X genom att jämföra den uppmätta med den förväntade bindningsenergin i HX 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 11

Avsnitt 8.3 Polära bindningar och dipolmoment Bindingspoler och dipolmoment En molekyl, som exempelvis HF, har en del som är positivt laddad och en del som är negativt laddad sägs vara polär, eller ha ett dipolmoment. H F δ+ δ Copyright Cengage Learning. All rights reserved 13

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 c) jonbindning utan delande av elektroner.

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. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 17

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 19

Avsnitt 8.5 Energiomsättning vid bildning av binära jonföreningar Jonföreningar Vilka faktorer påverkar stabiliteten och strukturen hos binära jonföreningar? Hur starkt jonerna attraherar varandra i det fasta tillståndet indikeras av gitterenergin. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 20

Avsnitt 8.5 Energiomsättning vid bildning av binära jonföreningar Gitterenergi Energin som frigörs då gasformiga joner kondenserar i ett fast kristallgitter. 19 E = 2.31 10 J nm ( QQ 1 2 / r) Q 1 och Q 2 = jonladdning (+1,+2,-1,-2 osv.) r = avståndet mellan jonerna (i nm) Copyright Cengage Learning. All rights reserved 21

Avsnitt 8.5 Energiomsättning vid bildning av binära jonföreningar Standardbildningsentalpier för binära jonföreningar 1. Förångningsenergi för Li(s) 2. Joniseringsenergi för Li 3. Dissociationsenergi för F 2 4. Elektronaffinitet för F 5. Gitterenergi för LiF

Avsnitt 8.6 Partiell jonkaraktär hos kovalenta bindningar Inga bindningar har 100% jonkaraktär även för föreningar med stor skillnad i elektronegativitet (när de mäts i gasformigt tillstånd). measured dipole moment of X Y % ionic character of a bond = 100% + calculated dipole moment of X Y Copyright Cengage Learning. All rights reserved 23

Avsnitt 8.6 Partiell jonkaraktär hos kovalenta bindningar Procent jonkaraktär

Avsnitt 8.7 Den kovalenta bindningen: en modell (teori) 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. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 26

Avsnitt 8.9 Valensbindningsteorin (VB) Den kovalenta bindningen 1. Beskrivning av valenselektronarrangemang (Lewisstrukturen) H H C H H 2. Beskrivning av geometrin (VSEPR modellen). 3. Beskrivning av vilka atomorbitaler som används för att dela elektroner Copyright Cengage Learning. All rights reserved 27

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 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. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 30

Avsnitt 8.12 Resonansstrukturer Den verkliga strukturen sägs vara en kombination av resonansstrukturerna. Elektronerna är delokaliserade de kan vandra mellan bindningarna i molekylen. O O O O O O N N N O O O Copyright Cengage Learning. All rights reserved 33

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 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 34

Avsnitt 8.12 Resonansstrukturer Formell laddning: exempel CO 2 O C O (-1) (0) (+1) Inte så bra O C O (0) (0) (0) 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 35

Avsnitt 8.12 Resonansstrukturer Den kovalenta bindningen 1. Beskrivning av valenselektronarrangemang (Lewisstrukturen) H H C H H 2. Beskrivning av geometrin (VSEPR modellen). 3. Beskrivning av vilka atomorbitaler som används för att dela elektroner Copyright Cengage Learning. All rights reserved 36

Avsnitt 8.13 Molekylgeometri: repulsion mellan elektronpar (VSEPR) Molekylgeometri VSEPR: Valence Shell Electron-Pair Repulsion. Strukturen runt en given atom avgörs principiellt genom att minimera repulsionen av elektronpar Copyright Cengage Learning. All rights reserved 37

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 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 41

Avsnitt 8.13 Molekylgeometri: repulsion mellan elektronpar (VSEPR) Konceptkoll 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 42

Kapitel 9 Innehåll 9.1 Hybridization and the Localized Electron Model 9.2 The Molecular Orbital Model 9.3 Bonding in Homonuclear Diatomic Molecules 9.4 Bonding in Heteronuclear Diatomic Molecules 9.5 Combining the Localized Electron and Molecular Orbital Models Copyright Cengage Learning. All rights reserved 43

Avsnitt 9.1 Hybridisering och valensbindningsteorin (VB) Hybridisering Förklaring hur atomorbitaler bildar speciella orbitaler för bindning. Atomerna svarar enligt behovet att minimera energin för molekylen. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 44

Avsnitt 9.1 Hybridisering och valensbindningsteorin (VB) Den fria C-atomens valensorbitaler: 2s, 2p x, 2p y, och 2p z.

Avsnitt 9.1 Hybridisering och valensbindningsteorin (VB) Ett energinivådiagram för hybridiseringen av en 2s och tre 2p orbitaler till fyra sp 3 orbitaler Copyright Cengage Learning. All rights reserved 48

Avsnitt 9.1 Hybridisering och valensbindningsteorin (VB) Den tetraedriska formen på sp 3 orbitalerna i kolatomen ger den kända strukturen för CH 4 -molekylen Copyright Cengage Learning. All rights reserved 49

Avsnitt 9.1 Hybridisering och valensbindningsteorin (VB) Hybridisering 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 50

Avsnitt 9.1 Hybridisering och valensbindningsteorin (VB) Ett energinivådiagram för hybridiseringen av en 2s och två 2p orbitaler till tre sp 2 orbitaler. Notera att en p orbital förblir oförändrad. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 51

Avsnitt 9.1 Hybridisering och valensbindningsteorin (VB) 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 52

Avsnitt 9.1 Hybridisering och valensbindningsteorin (VB) I etenmolekylen blidas σ-bindningar vid kolens sp 2 orbitaler. För varje bindning finns elektronparet i området mellan atomerna. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 53

Avsnitt 9.1 Hybridisering och valensbindningsteorin (VB) 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 54

Avsnitt 9.1 Hybridisering och valensbindningsteorin (VB) Valensbindningsteorin 1. Rita Lewisstrukturen H H C H 2. Bestäm arrangemangen med elektronpar (VSEPR-modellen). H 3. Specificera nödvändiga hybridorbitaler. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 56

Avsnitt 9.2 Molekylorbitalteorin (MO) 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. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 57

Avsnitt 9.2 Molekylorbitalteorin (MO) 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 58

Avsnitt 9.2 Molekylorbitalteorin (MO) Ett molekylorbital energinivå-diagram för H 2 molekylen

Avsnitt 9.2 Molekylorbitalteorin (MO) Bindningsordning (BO) Skillnaden mellan antalet bindande och antalet antibindnade elektroner dividerat med två. BO = # bonding electrons # antibonding electons 2 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 61

Avsnitt 9.2 Molekylorbitalteorin (MO) Atomorbitaler i kemisk bindning För att delta i en molekylorbital måste två atomorbitaler överlappa varandra i rymden. (Därför ingår bara valenselektronorbitaler i molekylorbitaler.) Copyright Cengage Learning. All rights reserved 63

Avsnitt 9.2 Molekylorbitalteorin (MO) Det korrekta molekylorbitalene rginivådiagrammet för B 2

Avsnitt 9.3 Bindning i diatomära homonukleära molekyler Då flytande syre hälls över ett starkt magnetfält blir det kvar där tills det förgasas. O 2 är paramagnetiskt

Avsnitt 9.3 Bindning i diatomära homonukleära molekyler Paramagnetism Förekomst av oparade elektroner Attraheras av magnetiska fält Mycket starkare än diamagnetism Copyright Cengage Learning. All rights reserved 68

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 70

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. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 71