8.7 Kovalent kemisk bindning Kap. 3. Kemisk bindning ... bindning bindning elektrondensiteten delas

  • View
    0

  • Download
    0

Embed Size (px)

Text of 8.7 Kovalent kemisk bindning Kap. 3. Kemisk bindning ... bindning bindning elektrondensiteten delas

  • Kap. 3. Kemisk bindning: kovalenta bindningar

    3.1 Ex: H + H → H2

    8.7 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.

    Bindningar: • Modell! • Bekvämt • Lokaliserade(?) elektroner • Uppför sig på likartat sätt i olika omgivningar

    Kemisk reaktion: ”Omfördelning av bindningar”

    C H

    H

    H

    H

    Elektronerna attraheras av två positiva kärnor

  • 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:

    Ex: C – C 1 σ-orbital C = C 1 σ och 1 π-orbital C = C 1 σ och 2 π-orbitaler

    3.2-4, 4.1-3 En lokaliserad elektron- bindningsmodell

    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)

  • 3.2-4 Lewisstrukturer

    Lewissymboler: Symbolen för grundämnet och en prick för varje valenselektron i en atom av det ämnet

    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- (ns2np6 i fria atomen) Duettregeln för H, He: 2e- (1s2)

    Ex: H⋅ + ⋅H → H : H eller H – H

    Ar ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅

    ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅

    ⋅⋅⋅⋅ F ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ →

    ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ +

    ⋅⋅⋅⋅ F ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ F ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ F

    ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅

    ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ Likt

    ⋅⋅⋅⋅ Ne ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅

    Eller på svenska:

    ” –” = bindande elektronpar eller ensamma (”fria”) elektronpar

    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: CO2

    F F

    O C O

    Antal valens-e- C 4 2 O 2⋅6 16 = 8 par

    Trial-and-error:

    oktettregeln ej uppfylld

    O C O OK! OK! OK!

  • 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

    3) 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

    6) Om flera tunga atomer i molekylen och det blir elektroner över, antag att de extra elektronerna hamnar på centralatomen

    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!

    F Cl F F

    Resonans

    Ex: NO3 - s. 194

    Den verkliga elektronstrukturen är ett medelvärde av dessa tre så kallade resonansstrukturer.

    Resonans: Fler än en rimlig (giltig) Lewis- struktur kan skrivas för en molekyl LE-modellen antar lokaliserade elektroner, men elektronerna är egentligen delokaliserade (de kan röra sig över hela molekylen).

  • 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)

    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

    C O Ex: CO (-1) (+1)

    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.”

  • Molekylstrukturbestämning med hjälp av VSEPR-modellen:

    (1) Rita upp Lewisstrukturen

    (2) Arrangera elektronparen så att repulsionen minimeras

    (3) Namnge molekylstrukturen utgående från atomernas positioner

    BeCl2

    BF3

    CH4

    PCl5

    SF6

    109°

    120°

    180°

    Ex:

    Ex:

    Anm: Dubbel- och trippelbindningar betraktas i VSEPR som ett ”effektivt” elektronpar.

    Ensamma (fria) elektronpar tar större plats än bindande elektronpar

    Ex: CH4 NH3 H2O

    < 109.5° < 109.5°

  • Kovalent Bindning: Orbitaler - Hur ser orbitalerna ut när atomerna bildar molekyler? 4.3 Hybridiseringsmodellen

    Hybridiseringsmodellen är en del av LE- modellen (kallas också Valensbindningsteori) 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.

    Hybridorbitalernas utseende beror på i hur många riktningar atomen har laddningsfördelning (d.v.s. bindningar eller fria elektronpar):

    - 2 riktningar ⇒ sp - hybridisering

    - 3 riktningar ⇒ sp2 - hybridisering

    - 4 riktningar ⇒ sp3 - hybridisering

  • - 5 riktningar ⇒ sp3d - hybridisering Mix av 1 styck ns, 3 styck np och 1 styck nd-orbital - 6 riktningar ⇒ sp3d2 - hybridisering Anm:

    - Exv 4 AO → 4 Hybridorbitaler Antalet bevaras

    - Atomorbitalerna måste ha ungefär lika energi

    - Ej ”självständiga”, utan del av molekylorbital Ex: Eten C2H4 3 st. sp2-hybrider och en 2pz per C ger 2 st. C-H σ-bindningar per C och en σ-bindning plus en π-bindning mellan de två C.

    (MO)

    C = C H H

    H H

    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

    sp3d2

    sp3d

  • 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)

    Ex: HF polär molekyl 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.

    ökar

    minskar

    H-H H-Cl K+F-

    ∆ elektroneg.: 0 0.9 3.2 bindning: kovalent polär kovalent jonbindning

    bindning bindning

    elektrondensiteten delas lika delas ojämnt delas inte

    +δ -δ

    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:

    rq ×=µ

    Molekyler med polära kovalenta bindningar mellan flera atomer kan också vara polära …

    … men de kan också sakna dipolmoment p.g.a symmetri:

    Ex: Linjära Plana Tetraedriska

    O = C = O -q +2q -q

    H – F +q -q

    r