Kapitel 8 Innehåll Kapitel 8 och 9 Kemisk bindning: allmänna begrepp och orbitaler 8.1 lika 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 (M) 9.3 Bindning i diatomära homonukleära molekyler 9.4 Bindning i diatomära heteronukleära molekyler 9.5 Valensbindnings- (VB) och molekylorbitalteorin (M) Kapitel 8 Kemisk bindning Krafter som håller grupper av atomer samman och får dem att fungera som en enhet. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 3 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 4 Avsnitt 8.1 lika 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. Avsnitt 8.1 lika typer av kemisk bindning Växelverkan mellan två väteatomer Copyright Cengage Learning. All rights reserved 5 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 6 1
Avsnitt 8.1 lika typer av kemisk bindning Växelverkan mellan två väteatomer ur energiaspekten Avsnitt 8.1 lika 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 7 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 8 Avsnitt 8.1 lika typer av kemisk bindning Polära molekyler i ett elektriskt fält Avsnitt 8.1 lika typer av kemisk bindning Polära molekyler Copyright Cengage Learning. All rights reserved 9 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 10 Avsnitt 8.1 lika 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 11 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 12 2
Avsnitt 8.2 Elektronegativitet Paulings relativa elektronegativiteter Avsnitt 8.2 Elektronegativitet Koncepkoll Vilken av följande bindningar är minst polär men ändå tillräckligt polär för att anses vara polär kovalent? Mg C Si N Copyright Cengage Learning. All rights reserved 13 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 14 Avsnitt 8.2 Elektronegativitet Konceptkoll Vilken av följande bindningar är mest polär utan att anses vara en jonbindning? Mg C Si N 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. F δ+ δ Copyright Cengage Learning. All rights reserved 15 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 16 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 17 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 18 3
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 20 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 Partiklar med samma antal elektroner Följande atomer och joner har alla 18 elektroner. 2-, F -, Ne, Na +, Mg 2+, och Al 3+ Copyright Cengage Learning. All rights reserved 22 Avsnitt 8.4 Joner: elektronkonfiguration och storlekar Jonstorlekar 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 23 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 24 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. 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 25 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 26 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 8.5 Energiomsättning vid bildning av binära jonföreningar Born-abercykel för NaCl (energiomsättningsexempel) Copyright Cengage Learning. All rights reserved 28 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). Avsnitt 8.6 Partiell jonkaraktär hos kovalenta bindningar Procent jonkaraktär measured dipole moment of X Y % ionic character of a bond = 100% + calculated dipole moment of X Y Copyright Cengage Learning. All rights reserved 29 5
Avsnitt 8.6 Partiell jonkaraktär hos kovalenta bindningar Jonförening Defineras som ett ämne som leder ström i smält tillstånd. 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 31 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 32 Avsnitt 8.8 Kovalenta bindningsenergier och kemiska reaktioner Bindningsenergier För att bryta bindningar måste energi tillföras systemet (endotermisk process). För att skapa nya bindningar frigörs energi (exothermisk process). Avsnitt 8.8 Kovalenta bindningsenergier och kemiska reaktioner Reaktionsentalpier Δ Σn D(brutna bindningar) Σn D(nya bindningar) D representerar bindningsenergin per mol bindningar (har alltid positivt tecken). Copyright Cengage Learning. All rights reserved 33 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 34 Avsnitt 8.8 Kovalenta bindningsenergier och kemiska reaktioner Avsnitt 8.9 Valensbindningsteorin (VB) Övning Förutsäg Δ för följande reaktion: C N C( g) C C N( g) 3 3 Den kovalenta bindningen 1. Beskrivning av valenselektronarrangemang (Lewisstrukturen) C Med följande givna bindningsenergier: Bindningsenergier (kj/mol) C 413 C N 305 C C 347 C N 891 Δ = 42 kj 2. Beskrivning av geometrin (VSEPR modellen). 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
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) N + Copyright Cengage Learning. All rights reserved 37 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 38 Avsnitt 8.11 Undantag från oktettregeln Sammanfattning C, N,, 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 39 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 40 Avsnitt 8.12 Resonansstrukturer Då mer än en likvärdig Lewisstruktur kan ritas. N 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. N N N N N N Copyright Cengage Learning. All rights reserved 41 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 42 7
Avsnitt 8.12 Resonansstrukturer Konceptkoll Rita Lewisstrukturer för följande molekyler: C C 2 C 3 CN 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 43 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 44 Avsnitt 8.12 Resonansstrukturer Formell laddning: exempel C 2 C (-1) (0) (+1) Inte så bra C: 8 ½ = 4 e FL = 4 4 = 0 : 6 + ½ 2 = 7 e FL = 6 7 = -1 : 2 + ½ 6 = 5 e FL = 6 5 = +1 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 C (0) (0) (0) Bättre C: 8 ½ = 4 e FL = 4 4 = 0 : 4 + ½ 4 = 6 e FL = 6 6 = 0 : 4 + ½ 4 = 6 e FL = 6 6 = 0 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 45 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 46 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 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 47 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 48 8
Avsnitt 8.13 Molekylgeometri: repulsion mellan elektronpar (VSEPR) VSEPR Avsnitt 8.13 Molekylgeometri: repulsion mellan elektronpar (VSEPR) Konceptkoll Bestäm molekylgeometri för följande molekyler och ange bindningsvinklarna: 3 KrF 4 3 böjd, 120 o KrF 4 plan kvadratisk, 90 o, 180 o Copyright Cengage Learning. All rights reserved 49 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 50 Avsnitt 8.13 Molekylgeometri: repulsion mellan elektronpar (VSEPR) Konceptkoll Sant eller falskt: En molekyl som innehar polära bindningar kommer alltid att vara polär. -m sant, förklara varför. -m falskt, ge ett motexempel. Kapitel 9 Innehåll 9.1 ybridization and the Localized Electron Model 9.2 The Molecular rbital Model 9.3 Bonding in omonuclear Diatomic Molecules 9.4 Bonding in eteronuclear Diatomic Molecules 9.5 Combining the Localized Electron and Molecular rbital Models Copyright Cengage Learning. All rights reserved 51 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 52 ybridisering Förklaring hur atomorbitaler bildar speciella orbitaler för bindning. Atomerna svarar enligt behovet att minimera energin för molekylen. Lewisstrukturen för metanmolekylen. Den tetraediska molekylgeometrin (VSEPR). Copyright Cengage Learning. All rights reserved 53 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 54 9
Den fria C-atomens valensorbitaler: 2s, 2p x, 2p y, och 2p z. ybridisering av C-atomens 2s orbital och de tre 2p orbitalerna till fyra sp 3 orbitaler Copyright Cengage Learning. All rights reserved 56 Ett energinivådiagram för hybridiseringen av en 2s och tre 2p orbitaler till fyra sp 3 orbitaler Den tetraedriska formen på sp 3 orbitalerna i kolatomen ger den kända strukturen för C 4 -molekylen Copyright Cengage Learning. All rights reserved 57 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 58 ybridisering av s, p x, and p y orbitalerna ger tre sp 2 orbitaler i xy-planet med vinkeln 120. 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 59 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 60 10
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. 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 61 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 62 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. (a) rbitaler som används i bindningar i eten. (b) Lewisstrukturen för etenmolekylen. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 63 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 64 Molekylorbitalteorin (M) Valensbindningsteorin 1. Rita Lewisstrukturen 2. Bestäm arrangemangen med elektronpar (VSEPR-modellen). 3. Specificera nödvändiga hybridorbitaler. C Molekylorbitalsteorin M Likt den kvantmekaniska atommodellen för atomorbitaler är M 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 65 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 66 11
Molekylorbitalteorin (M) Typer av M bindande: har lägre energi än atomorbitalerna från vilka de bildas. Molekylorbitalteorin (M) Kombination av vätets 1s atomorbitaler till M antibindande: har högre energi än atomorbitalerna från vilka de bildas. Copyright Cengage Learning. All rights reserved 67 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 68 Molekylorbitalteorin (M) Ett molekylorbital energinivå-diagram för 2 molekylen Molekylorbitalteorin (M) Bindningsordning (B) Skillnaden mellan antalet bindande och antalet antibindnade elektroner dividerat med två. B = # bonding electrons # antibonding electons 2 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 70 Molekylorbitalteorin (M) Ett molekylorbital energinivå-diagram för e 2 molekylen Molekylorbitalteorin (M) 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 71 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 72 12
Molekylorbitalteorin (M) Molekylorbitaler för atomernas p-orbitaler Molekylorbitalteorin (M) Molekylorbitaler för atomernas p-orbitaler Copyright Cengage Learning. All rights reserved 73 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 74 Molekylorbitalteorin (M) Avsnitt 9.3 Bindning i diatomära homonukleära molekyler Det korrekta molekylorbitalene rginivådiagrammet för B 2 Då flytande syre hälls över ett starkt magnetfält blir det kvar där tills det förgasas. 2 är paramagnetiskt Avsnitt 9.3 Bindning i diatomära homonukleära molekyler Paramagnetism Förekomst av oparade elektroner Attraheras av magnetiska fält Mycket starkare än diamagnetism Avsnitt 9.3 Bindning i diatomära homonukleära molekyler M sammanfattning för andra periodens grundämnen Copyright Cengage Learning. All rights reserved 77 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 78 13
Avsnitt 9.3 Bindning i diatomära homonukleära molekyler M beskriver bäst enkla diatomära föreningar Äldre betraktelse och tumregel: Alla atomer strävar efter att i kemiska föreningar få samma elektronkonfiguration som ädelgaserna har Avsnitt 9.5 Valensbindnings- (VB) och molekylorbitalteorin (M) 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 79 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 80 Avsnitt 9.5 Valensbindnings- (VB) och molekylorbitalteorin (M) Resonansstrukturen i Bensen Avsnitt 9.5 Valensbindnings- (VB) och molekylorbitalteorin (M) Lokaliserade sigma-bindningar i Bensen Copyright Cengage Learning. All rights reserved 81 Copyright Cengage Learning. All rights reserved 82 Avsnitt 9.5 Valensbindnings- (VB) och molekylorbitalteorin (M) Delokaliserade pi-bindningar i bensen Copyright Cengage Learning. All rights reserved 83 14