Kemisk bindning: allmänna begrepp och orbitaler8.7 Den kovalenta bindningen: en modell (teori) 8.8 Kovalenta bindningsenergier och kemiska reaktioner 8.9 Valensbindningsteorin (VB)

Kemisk bindning: allmänna begrepp och

orbitaler

Kapitel 8 och 9

Kapitel 8

Innehåll

8.1 Olika typer av kemisk bindning8.2 Elektronegativitet8.3 Polära bindningar och dipolmoment8.4 Joner: elektronkonfiguration och storlekar8.5 Energiomsättning vid bildning av binära jonföreningar8.6 Partiell jonkaraktär hos kovalenta bindningar8.7 Den kovalenta bindningen: en modell (teori)8.8 Kovalenta bindningsenergier och kemiska reaktioner8.9 Valensbindningsteorin (VB)8.10 Lewisstrukturer8.11 Undantag från oktettregeln8.12 Resonansstrukturer8.13 Molekylgeometri: Repulsion mellan elektronpar (VSEPR)

Kapitel 9

Innehåll

3

Return to TOC

Copyright © Cengage Learning. All rights reserved

9.1 Hybridisering och Valensbindningsteorin (VB)9.2 Molekylorbitalsteori (MO)9.3 Bindning i diatomära homonukleära molekyler9.4 Bindning i diatomära heteronukleära molekyler9.5 Valensbindnings- (VB) och molekylorbitalteorin (MO)

Kapitel 8

Copyright © Cengage Learning. All rights reserved 4

Kemisk bindning

• Krafter som håller grupper av atomer samman och får dem att fungera som en enhet.

Avsnitt 8.1

Olika typer av kemisk bindning

Return to TOC


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


Return to TOC


Växelverkan mellan två väteatomer

Avsnitt 8.1


Return to TOC


Växelverkan mellan två väteatomer ur energiaspekten

Avsnitt 8.1


Return to TOC


Nyckelbegrepp i kemisk bindning

• Jonbindning – elektroner överförs• Kovalent bindning – elektroner delas jämt• Polär kovalent bindning – elektroner delas ojämt

– kan ge upphov till polära molekyler

Avsnitt 8.1


Return to TOC


Polära molekyler i ett elektriskt fält

Avsnitt 8.1


Return to TOC


Konceptkoll

Vad menas med “kemisk bindning?”

Varför binds atomer till varandra och bildar molekyler?

Hur binds atmer till varandra och bildar molekyler?

Avsnitt 8.2

Elektronegativitet

Return to TOC


• 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).

Elektronegativitet

Avsnitt 8.2

Elektronegativitet

Return to TOC


Paulings relativa elektronegativiteter

Avsnitt 8.3

Polära bindningar och dipolmoment

Return to TOC


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.

δ+ δ−

FH

Avsnitt 8.3


Return to TOC


Dipolmomentet hos vattenmolekylen

Avsnitt 8.3


Return to TOC


Dipolmomentet uteblir i koldioxidmolekylen

Avsnitt 8.3


Return to TOC

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

Return to TOC


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.

Avsnitt 8.4


Return to TOC

Saltsmälta

• NaCl i smält form leder elektrisk ström, vilket indikerar närvaron av rörliga Na+- och Cl¯-joner.

Avsnitt 8.4


Return to TOC


Det periodiska systemet och atomära egenskaper

• Trender för:Atomstorlekar, jonstorlekar, joniseringsenergi,elektronegativitet

• Elektronkonfigurationer• Förutsägelse av binära jonföreningars formler• Kovalent bindningspolaritet

Avsnitt 8.5

Energiomsättning vid bildning av binära jonföreningar

Return to TOC


• Vilka faktorer påverkar stabiliteten och strukturen hos binära jonföreningar?

• Hur starkt jonerna attraherar varandra i det fasta tillståndet indikeras av gitterenergin.

Jonföreningar

Avsnitt 8.5


Return to TOC


Gitterenergi

• Energin som frigörs då gasformiga joner kondenserar i ett fast kristallgitter.

• Q1 och Q2 = jonladdning (+1,+2,-1,-2 osv.)

• r = avståndet mellan jonerna (i nm)

E = 2.31 10 J nm (19× − Q Q r1 2 / )

Avsnitt 8.5


Return to TOC

Standardbildningsentalpier för binära jonföreningar

1. Förångningsenergi för Li(s)

2. Joniseringsenergi för Li

3. Dissociationsenergi för F2

4. Elektronaffinitet för F

5. Gitterenergi för LiF

Avsnitt 8.6

Partiell jonkaraktär hos kovalenta bindningar

Return to TOC


• 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−

⎛ ⎞−×⎜ ⎟⎜ ⎟

⎝ ⎠

Avsnitt 8.6


Return to TOC

Procent jonkaraktär

Avsnitt 8.6


Return to TOC


Jonförening

• Defineras som ett ämne som leder ström i smält tillstånd.

Avsnitt 8.7

Den kovalenta bindningen: en modell (teori)

Return to TOC


Modeller (eller teorier)

• är försök att förklara hur naturen fungerar påmikroskåpisk 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.

Avsnitt 8.9

Valensbindningsteorin (VB)

Return to TOC


Den kovalenta bindningen

1. Beskrivning av valenselektron-arrangemang (Lewisstrukturen)

2. Beskrivning av geometrin (VSEPR modellen).

3. Beskrivning av vilka atomorbitaler som används för att dela elektroner

C HH

HH

Avsnitt 8.10

Lewisstrukturer

Return to TOC


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 uppnåduettregeln för väte och oktettregeln för de övriga grundämnena

Avsnitt 8.10

Lewisstrukturer

Return to TOC


Rita Lewisstrukturer

• Rita Lewisstrukturer för följande molekyler:a) HFb) N2

c) NH3

d) CH4

e) CF4

f) NO+

Avsnitt 8.11

Undantag från oktettregeln

Return to TOC


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.

Avsnitt 8.11

Undantag från oktettregeln

Return to TOC


Konceptkoll

Rita Lewisstrukturer för följande molekyler:

BF3

PCl5SF6

Avsnitt 8.12

Resonansstrukturer

Return to TOC


• Då mer än en likvärdig Lewisstruktur kan ritas.

NO3– = 24e–

NO

O

ON

O

O

ON

O

O

O↔ ↔

Avsnitt 8.12

Resonansstrukturer

Return to TOC


• Den verkliga strukturen sägs vara en kombination av resonansstrukturerna.

• Elektronerna är delokaliserade – de kan vandra mellan bindningarna i molekylen.

NO

O

ON

O

O

ON

O

O

O↔ ↔

Avsnitt 8.12

Resonansstrukturer

Return to TOC


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 = #VEatom - #VEmolekyl(#VE = antal valenselektroner)

• Negativ formell laddning skall tillfalla den mest elektronegativa atomen i molekylen

Avsnitt 8.12

Resonansstrukturer

Return to TOC


CO O(0) (0) (0)

CO O(-1) (0) (+1)

Formell laddning: exempel CO2

• Inte så bra

• 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

Avsnitt 8.12

Resonansstrukturer

Return to TOC


Den kovalenta bindningen

1. Beskrivning av valenselektron-arrangemang (Lewisstrukturen)

2. Beskrivning av geometrin (VSEPR modellen).

3. Beskrivning av vilka atomorbitaler som används för att dela elektroner

C HH

HH

Avsnitt 8.13

Molekylgeometri: repulsion mellan elektronpar (VSEPR)

Return to TOC


Molekylgeometri

• VSEPR: Valence Shell Electron-Pair Repulsion.• Strukturen runt en given atom avgörs principiellt

genom att minimera repulsionen av elektronpar

Avsnitt 8.13


Return to TOC


Valensskalelektronparsrepulsion (VSEPR)

Avsnitt 8.13


Return to TOC


Bindningsvinklarna i CH4, NH3, och H2O

Avsnitt 8.13


Return to TOC


VSEPR

Avsnitt 8.13


Return to TOC


Konceptkoll

Bestäm molekylgeometri för följande molekyler och ange bindningsvinklarna:

O3

KrF4O3 – böjd, 120o

KrF4 – plan kvadratisk, 90o, 180o

Avsnitt 8.13


Return to TOC


Konceptkoll

Sant eller falskt: En molekyl som innehar polära bindningar kommer alltid att vara polär. -Om sant, förklara varför. -Om falskt, ge ett motexempel.

Kapitel 9

Innehåll

43

Return to TOC

Copyright © Cengage Learning. All rights reserved

9.1 Hybridization and the Localized Electron Model9.2 The Molecular Orbital Model9.3 Bonding in Homonuclear Diatomic Molecules9.4 Bonding in Heteronuclear Diatomic Molecules9.5 Combining the Localized Electron and Molecular

Orbital Models

Avsnitt 9.1

Hybridisering och valensbindningsteorin (VB)

Return to TOC


Hybridisering

• Förklaring hur atomorbitaler bildar speciella orbitaler för bindning.

• Atomerna svarar enligt behovet att minimera energin för molekylen.

Avsnitt 9.1


Return to TOC


Lewisstrukturen för metanmolekylen.Den tetraediska molekylgeometrin (VSEPR).

Avsnitt 9.1


Return to TOC

Den fria C-atomens valensorbitaler: 2s, 2px, 2py, och 2pz.

Avsnitt 9.1


Return to TOC


Hybridisering av C-atomens 2s orbital och de tre 2porbitalerna till fyra sp3 orbitaler

Avsnitt 9.1


Return to TOC


Ett energinivådiagram för hybridiseringen av en 2s och tre 2p orbitaler till fyra sp3 orbitaler

Avsnitt 9.1


Return to TOC


Den tetraedriska formen på sp3 orbitalerna i kolatomen ger den kända strukturen för CH4-molekylen

Avsnitt 9.1


Return to TOC


Hybridisering av s, px, and py orbitalerna ger tre sp2

orbitaler i xy-planet med vinkeln 120°.

Avsnitt 9.1


Return to TOC


Ett energinivådiagram för hybridiseringen av en 2s och två 2p orbitaler till tre sp2 orbitaler. Notera att en porbital förblir oförändrad.

Avsnitt 9.1


Return to TOC


Då en s och två p orbitaler hybridiseras till tre sp2

orbitaler blir en p orbital oförändrad. Den befinner sig vinkelrät mot planet av hybridorbitaler.

Avsnitt 9.1


Return to TOC


I etenmolekylen blidas σ-bindningar vid kolens sp2

orbitaler. För varje bindning finns elektronparet i området mellan atomerna.

Avsnitt 9.1


Return to TOC


Dubbelbindningen i etenmolekylen består av en σ- och enπ-bindning. π-bindningen bildas av de ohybridiserade porbitalerna och finns ovanför och under σ-bindningen.

Avsnitt 9.1


Return to TOC


(a) Orbitaler som används i bindningar i eten. (b) Lewisstrukturen för etenmolekylen.

Avsnitt 9.1


Return to TOC


Valensbindningsteorin

1. Rita Lewisstrukturen

2. Bestäm arrangemangen med elektronpar (VSEPR-modellen).

3. Specificera nödvändiga hybridorbitaler.

C HH

HH

Avsnitt 9.2

Molekylorbitalteorin (MO)

Return to TOC


• 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.

Molekylorbitalsteorin MO

Avsnitt 9.2


Return to TOC


Typer av MO

• bindande: har lägre energi än atomorbitalerna från vilka de bildas.

• antibindande: har högre energi än atomorbitalerna från vilka de bildas.

Avsnitt 9.2


Return to TOC


Kombination av vätets 1s atomorbitaler till MO

Avsnitt 9.2


Return to TOC

Ett molekylorbital energinivå-diagram för H2 molekylen

Avsnitt 9.2


Return to TOC


Bindningsordning (BO)

• Skillnaden mellan antalet bindande och antalet antibindnade elektroner dividerat med två.

BO = # bonding electrons # antibonding electons2

−

Avsnitt 9.2


Return to TOC


Ett molekylorbital energinivå-diagram för He2 molekylen

Avsnitt 9.2


Return to TOC


Atomorbitaler i kemisk bindning

• För att delta i en molekylorbital måste tvåatomorbitaler överlappa varandra i rymden. (Därför ingår bara valenselektronorbitaler i molekylorbitaler.)

Avsnitt 9.2


Return to TOC


Molekylorbitaler för atomernas p-orbitaler

Avsnitt 9.2


Return to TOC


Molekylorbitaler för atomernas p-orbitaler

Avsnitt 9.2


Return to TOC

Det korrekta molekylorbitalenerginivå-diagrammet för B2

Avsnitt 9.3

Bindning i diatomära homonukleära molekyler

Return to TOC

Då flytande syre hälls över ett starkt magnetfält blir det kvar där tills det förgasas.

O2 är para-magnetiskt

Avsnitt 9.3


Return to TOC


Paramagnetism

• Förekomst av oparade elektroner• Attraheras av magnetiska fält• Mycket starkare än diamagnetism

Avsnitt 9.3


Return to TOC


MO sammanfattning för andra periodens grundämnen

Avsnitt 9.3


Return to TOC


MO 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 (MO)

Return to TOC


Delokaliserade elektroner

• Beskriver strukurer med resonans.• I molekyler med resonans är π bindningen

delokaliserad och σ bindningen lokaliserad.• p atomorbitaler som är vinkelräta mot sigma-

bindningsplanet bildar π molekylorbitaler.• Elektronerna i π molekylorbitaler är

delokaliserade ovanom och under planet för sigma-bindningen.

Avsnitt 9.5


Return to TOC


Resonansstrukturen i Bensen

Avsnitt 9.5


Return to TOC


Lokaliserade sigma-bindningar i Bensen

Avsnitt 9.5


Return to TOC


Delokaliserade pi-bindningar i bensen

Documents

Kemisk bindning: allmänna begrepp och orbitaler8.7 Den kovalenta bindningen: en modell (teori) 8.8 Kovalenta bindningsenergier och kemiska reaktioner 8.9 Valensbindningsteorin (VB)