12.9.11  

•  Warmup:  Given  a  formula,  how  can  you  tell  what  kind  of  hybridiza?on  the  central  molecule  has?  

•  HW:  page  189  ques?ons  1-­‐5  

•  YGWBAT  •  Describe  the  rela?onship  between  bond  order  and  bond  energy  

•  Draw  structures  that  include  a  “formal”  charge  

Prac?ce  quiz  –  what  kind  of  hybridiza?on?  

•  Review:  – sp3    will  have  FOUR  σ  bonds!  – sp2    will  have  three  σ  and  one  π  

– sp  will  have  two  σ  and  two  π  

– Prac?ce  (will  do  a  REAL  one  next  Monday)  what  is  the  hybridiza?on  of  the  central  atom?  

CH4  N2    CO2  C2H4    C2H2    H2O  

review  

•  If  you  don’t  know  hybridiza?on  right  away,  then  use  SHAPE  to  help  you:  

•  If  shape  of  orbitals  around  central  atom  is  tetrahedral,  then  sp3  

•  If  shape  of  orbitals  around  central  atom  is  trigonal  planar,  then  sp2  

•  If  shape  or  orbitals  around  central  atom  are  linear,  then  sp  

Warning:  excep?ons  to  octet  rule  

•  Groups  1A,  2A,  and  3A  do  not  form  octets,  so  do  not  try  to  put  four  covalent  bonds  –  or  lone  pairs  –  around,  for  example  Li,  Be  or  B  

•  3rd  period  elements  may  use  “expanded  octets”  –  they  may  hybridize  using  d  orbitals  and  seemingly  have  more  than  eight  valence  electrons!  Example:  SF4,  SF6  

Assigning  a  “formal”  charge  

•  Look  at  the  total  number  of  electrons  immediately  around  each  atom  –  not  the  total  number  of  “shared”  electrons!  Compare  this  to  that  atom’s  atomic  number  

•  Example:  NO3-­‐  

More  on  drawing  structures  

•  What  if  total  number  of  electrons  is  more/less  than  expected  or  in  some  other  way  they  are  weird?  

•  Some  atoms  have  a  formal  charge.  If  given  charge,  then  #protons  ≠  #electrons!  

•  Otherwise  –  the  number  of  electrons  drawn  in  your  bonds  and  lone  pairs  cannot  exceed  the  total  #  valence  electrons  of  the  member  atoms  

•  Examples:    •  NH4

+      SO42-­‐      NO3

-­‐    N2O  

Review:  drawing  atoms  with  charge  

•  We  were  working  on  N2O  •  Write  out  atoms  in  a  line,  draw  Lewis  structures  for  each  individually  first  

•  Then  make  your  σ  bonds  between  each  atom  (one  between  N  and  N,  another  between  an  N  and  O)  

•  Make  your  π  bonds  –  BUT,  you  cannot  leave  electrons  “unpaired”,  meaning  you  can’t  break  up  a  lone  pair!  

•  For  each  atom,  look  at  number  of  total  protons  and  electrons  and  assign  charges  if  necessary    

12.12  

•  What  if  you  can  draw  more  than  one  “good”  Lewis  structure  for  a  molecule,  which  is  the  correct  one?  

•  YGWBAT  •  Explain  resonance  in  terms  of  bond  length  and  energy  

•  Draw  resonance  structures  •  But  first…  

Quiz  

•  What  is  the  hybridiza?on  of  the  underlined  molecule  in  each  of  the  following:  

   NH3            CH2O  

   CO            CCl2O              

   NO2            SiO2  

Quiz  -­‐  answers  

   NH3  sp3          CH2O    sp2  

   CO  sp            CCl2O  sp2        

   NO2  sp2  (look  at  lone  pairs!)        

   SiO2  Si  acts  just  like  C  –  this  is  sp!  

Review:  drawing  molecules  and  stuff  

•  Change  of  plans,  instead  of  learning  forwards  let’s  learn  backwards  

•  I  will  present  structures,  you  come  up  with  how  we  got  there!  

Acetamide  –  first,  what’s  missing?  

O3  –  anything  missing?  How  is  charge  determined?  

N2O  

azide  

12.13.11  

•  Con?nued  torture  –  drawing  molecules  and  why  it  doesn’t  have  to  be  that  hard  ;)  

•  Turn  in  HW  (the  page  189  stuff)  

•  YGNTBAT  •  Correctly  draw  structures  and  iden?fy  lone  pairs  and  charges  so  that  we  can  please  move  on  from  this  oh-­‐so-­‐fun  topic  

Some  rules  for  common  elements  

Element   #  bonds  when  neutral  

Alt  #  bonds  

Then  charge  of  

C   4    -­‐-­‐    -­‐-­‐  

H   1    -­‐-­‐    -­‐-­‐  

N   3  +  lone  pair  

4   +1  

O   2  +  2  lone  pairs  

1   -­‐1  

•  For  example,  if  you  are  using  Nitrogen,  give  it  three  bonds  –  but  if  you  have  to  give  it  four  then  it  will  be  +  

•  But  you  must  give  it  either  three  or  four  

•  Also  –  you  cannot  have  unpaired  electrons,  all  electrons  must  either  be  part  of  a  lone  pair  or  a  covalent  bond  

Draw  structures  –  what  is  hybridiza?on?  

 NH3            CH2O  

   CO            CCl2O          

     

   NO2            SiO2  

Handout:  lewis  structures  

12.16.11  

Warmup:  If  NO3-­‐  was  a  stool,  could  you  sit  on  it?  

(think  about  it  for  a  second)  

•  Stem  fair  papers  due  Monday!  

•  YGNTBAT  explain  resonance  and  how  it  meshes  with  experimental  measurements  of  molecules  

Bond  energy  and  bond  length  

•  The  energy  required  to  break  a  covalent  bond  and  form  neutral  atoms  

•  The  more  bonds  between  two  atoms,  the  closer  the  nuclei  are  to  each  other  

•  The  higher  the  bond  order  (number  of  bonds)  between  two  atoms,  the  higher  the  bond  energy  

Bond  lengths  and  energies  –  know  rela8ve  

Bond   Bond  length  (pm)  

Bond  energy    (kj/mol)  

Bond   Bond  length  (pm)  

Bond  energy  (kj/mol)  

C-­‐C   154   346   C-­‐O   143   358  

C=C   134   612   C=O   120   732  

CΞC   120   835   CΞO  *   113   1072  

C-­‐N   147   305   N-­‐N   145   163  

C=N   132   615   N=N   125   418  

CΞN   116   887   NΞN   110   945  **  

*  Very  rare  **    only  two  things  in  nature  can  break  this:  lightning  and  certain  kinds  of  bacteria!  

Resonance  

•  Nitrate  –  one  double  bond  and  two  single  bonds  

•  If  you  could  take  a  ruler  of  some  sort  and  measure  the  bonds,  how  would  their  lengths  compare?  

Resonance  

•  Concept  developed  by  Linus  Pauling  (molecular  orbitals,  electronega?vity,  and  numerous  protein  structure  solu?ons)  

•  A  molecule  has  resonance  if  that  molecule’s  dimensions  are  intermediate  between  purely  single-­‐bond  character  and  purely  double-­‐bond  character  

Conceptual  clarifica?on  

•  Resonance  is  a  way  for  a  molecule  to  reduce  its  energy  even  further  than  bond  forma;on  allows  –  a  molecule  with  resonance  will  be  more  stable  (lower  in  energy)  than  a  molecule  with  no  resonance  

Resonance  

•  Simpler  defini?on:  if  more  than  one  Lewis  Structure  may  be  drawn  for  the  same  molecule,  it  has  resonance  

In  experiments,  only  structure  D  can  be  shown  to  exist!  

Acetamide  –  resonance?  

12.19  

•  In  a  general  sense,  what  does  resonance  mean?  How  can  you  tell  if  a  structure  has  resonance?  

•  YGRNTBAT  •  Determine  appropriate  resonance  structures  (if  applicable)  for  a  given  molecular  structure  

The  week  ahead  (2nd)  

•  Today:  resonance  review  –  toys!  •  Tomorrow:  structures  with  toys  

•  Wednesday:  lab  on  ionic  vs.  covalent  

•  Thursday:  review  •  Friday:  test  

Things  to  look  for  

•  Thought  ques?on:  can  a  structure  have  resonance  if  all  molecules  are  sp3  hybridized?  

•  Can  a  structure  have  resonance  if  none  of  the  atoms  have  lone  pairs  available  or  have  double-­‐bonds?  

•  Hint  –  look  for  giveaways  like  Nitrogen  or  Oxygen  

review  

O3  –  resonance?  

N2O  –  resonance?  

Ethene  –  resonance?  

More  examples  

Note  that  in  all  cases,  shape,  net  charge,  octets  are  all  SAME.  Only  the  pi    electrons  are  different  

diazomethane   Sulfate  ion  

Cau?on!  

•  Resonance  does  NOT  mean  that  the  molecule  is  flipping  back  and  forth  between  each  structure.    

•  The  molecule  (imidazole  shown  below)  IS  all  of  the  structures  simultaneously  

How  to  draw  resonance  structures  

•  Rules:    1.  Do  not  violate  the  octet  rule!  2.  Do  not  break  any  single  bonds  3.  Charges  in  each  structure  must  add  up  to  same  total  charge  (you  can’t  turn  a  neutral  molecule  into  a  charged  one,  and  vice  versa)  

4.  While  it  may  be  possible  to  place  a  posi?ve  charge  on  an  electronega?ve  atom,  this  is  unlikely!  

Example  –  determining  resonance  structures  

•  H2O  •  CCl4  •  H3PO4  

•  CH3CN  

•  NH2COCH3  

•  Last  two  are  structural  formulas,  I’m  showing  you  the  central  atom(s)  

Showing  resonance  

•  If  a  molecule  has  resonance,  we  indicate  which  bonds  are  effected  

Another  example  

•  First  –  where  are  the  lone  pairs?  

•  Can  the  electrons  in  a  double  bond  be  converted  into  a  lone  pair?  

•  Can  electrons  in  a  lone  pair  be  converted  into  a  π  bond?  

•  Can  I  do  this  without  breaking  single  bonds  or  viola?ng  the  octet  rule?  

•  Charge  conserved?  Hybridiza?on  conserved?  

12.20.11  

•  What  does  the  number  of  electric  fields  around  a  nucleus  due  to  arrangement  in  space  of  those  electric  fields  

•  HW  –  see  selec?on  at  end  

•  YGNTBATEW  •  Valence  shell  electron  pair  repulsion  can  predict  spa?al  structure  

•  How  polarity  of  molecules  relates  to  spa?al  symmetry  

VSEPR  

•  Developed  by  Linus  Pauling    •  Means  we  can  predict  the  geometry  of  atoms,  because  we  can  predict  that  orbitals  (containing)  electrons  repel  each  other  

•  Hybridiza?on  determines  spa?al  shape  

•  Can  be  used  to  predict  structures  of  even  very  large  molecules  such  as  proteins  (which  contain  thousands  of  atoms)  

We’ve  sort  of  done  this…  

•  Every  orbital  containing  a  lone  pair  or  molecular  orbital  contains  electrons  

•  So  every  orbital  repels  every  other  orbital  •  The  number  of  regions  of  high  electron  density  determines  the  arrangement  of  these  regions  around  the  nucleus  (see  handout)  

Some  geometries  Number  of  σ  bonds   Number  of  lone  

pairs  shape   example  

2   0   linear   BeCl2  

3   0   Trigonal  planar   BF3  

2   1   Bent   NO2-­‐  

2   2   Bent   H2O  

4   0   Tetrahedral   NH4+  

3   1   Trigonal  pyramidal   NH3  

5   0   Trigonal  bipyrimidal   PF5  

6   0   Octahedral   SF6  

12.21  

•  About  the  test  –  do  you  really  want  to  take  one  this  week?  Do  you  think  *I*  really  want  to  give  you  one?  Let’s  talk…  

•  How  about  a  project?  

•  TYGAGTLA:  •  A  set  of  rules  (yay!)  for  determining  orbital  geometry  

•  Symmetry  and  polarity  

Hybridiza?on  and  geometry  

VSEPR  geometry  

Number  of  orbitals  (do  not  count  π  bonds)  

Hybridiza8on   Example  

Linear   2   sp   BeF2  

Trigonal  planar   3   sp2   BF3  

Tetrahedral   4   sp3   NH4+  

Trigonal  bipyramidal  

5   sp3d   PF5  

Octahedral   6   sp3d2   SF6  

Polarity  

•  A  molecule,  that  due  to  asymmetry  of  electron  distribu?on  has  a  dipole  

•  Why?  •  What  is  a  dipole?  •  Examples  

•  H2O  •  CHCl3  •  CH2O  

•  How  about….  •  CH4  

•  CH3F  •  CH3COCH3  

•  What  is  the  rela?onship  of  shape  to  polarity?  

•  What  is  the  direc?on  of  polarity?  

Determine  polarity  

•  Rebuild  (if  necessary)  the  structures  from  yesterday’s  ac?vity  

•  Determine  if  there  is  an  asymmetry  to  the  molecule  

•  If  so,  determine  the  polarity  of  the  molecule  

•  Determine  the  hybridiza8on  of  the  central  atom  

12.22  

•  Lab  today  –  get  your  notebooks  

•  Objec?ve:  what  are  the  physical  proper?es  of  covalent/ionic  compounds?  

•  Work  for  over  break  –  see  website  (blog  sec?on)  for  details  

Part  A  

•  In  notebook  –  write  out  your  procedures  into  your  notebooks    

•  Assemble  ring  stands  with  can  lids    

•  Arrange  a  small  amount  of  crystals  of  various  compounds  around  the  outside  of  your  lid  –  or  at  least  arranged  so  that  they  are  apart  from  each  other  

Lab  con?nued  

•  Some  will  begin  to  melt  quickly  –  so  have  at  least  one  person  ready  to  record  before  you  start  

•  Part  B  –  use  the  glass  s?rring  rod,  dis?lled  water,  and  again,  a  small  amount  of  your  subtstances  

•  Part  C  –  use  your  materials  from  part  B  –  be  sure  to  clean  the  probe  in  dis?lled  water  before  tes?ng  a  new  well  

1.02  

•  What  is  the  difference  between  intra-­‐  and  inter-­‐?    

•  HW  –  page  207  1-­‐6  (yes,  including  #6)  

•  Test  Wednesday  

•  MSAADWTUBSNTLA:  

•  How  and  why  different  molecules  interact  

Hydrogen  Bonding  

•  Differences  to  covalent  bonding:  •  Characteris?cs  -­‐  •  Bond  energies  –  •  examples  

Dipoles  and  induc?on  

•  A  polar  molecule  has  a  dipole  moment  •  Polar  molecules  may  awract  other  polar  molecules;  this  is  called  a  dipole-­‐dipole  interac?on  

•  Examples:  CHCl3,  acetone  

Induced  dipoles  

•  A  polar  molecule  may  induce  a  dipole  in  a  non-­‐polar  molecule  

•  Electrons  are  in  constant  mo?on,  and  repel  each  other  

•  If  close  enough,  a  dipole  may  induce  a  dipole  in  a  non-­‐polar  molecule  

Induced  dipole-­‐induced  dipole  

•  The  reason  why  Helium  (shown  below)  can  be  a  liquid  at  very  low  temps  

•  Proximity  induces  dipoles  in  two  molecules/atoms  

•  Called  London  Dispersion  Forces  

Hydrophobic  interac?on  

•  Water  hates  non-­‐polar  molecules  (such  as  lipids)  because  it  cannot  form  Hydrogen  bonds  to  them  

•  So  water  forms  cages  called  clathrates  around  them,  essen?ally  a  surface  tension  exists  around  oil  droplets  in  water  

Hydrophobic  interac?on  

This  violates  entropy!  

2nd  law  of  thermodynamics  is  sa?sfied  –  entropy  must  

always  increase!  

Key  thought  

•  LDF  requires  proximity  •  No  water  (and  hydrophobic  effect)  –  no  proximity,  so  no  water  -­‐  no  LDF  

Examples  from  biology  

•  Cell  membranes  –  hydrophobic  effect  condenses  the  lipids  into  balls,  LDF  awrac?on  between  individual  lipid  molecules  

•  Proteins  –  hydrophobic  effect  causes  them  to  condense  into  structures  which  are  then  stabilized  by  Hydrogen  bonds  and  LDF  

•  DNA  –  hydrophobic  interior  with  LDF  holding  nucleo?des  within  strands  together  and  Hydrogen  bonds  stabilizing  the  double  helix  together