Untitled4.2 The Nature of the Chemical Bond
Figure 1:  The formation of a single covalent bond in a  hydrogen molecule by the overlap of two 1s orbitals  or individual hydrogen atoms.  This represents a  new, lower­energy state of the two atoms.
ANIMATION OF ELECTRON DENSITY IN THE BOND REGION
2
Figure 2:  A hydrogen atom has only one occupied orbital, the  1s orbital.  For simplicity, only the one half­filled p  orbital of the fluorine atom is shown.  The final  combined, bonding orbital contains a pair of  electrons and the fluorine atom now has a complete  octet.
3
Figure 3:  Two overlaps are possible to produce two shared  pairs of electrons forming two covalent bonds.  As  before, the oxygen atom completes its octet of  electrons.
4
Hybrid Orbitals
Consider the 2nd energy level for a ground­state carbon atom.
It would appear that carbon has one lone pair and only 2  bonding electrons.  Why does it form four bonds?  Linus Pauling  was the first to suggest “electron promotion”.  One s electron  gets promoted to the empty p orbital.  He justified this by  suggesting that the energy gained by the molecule when it  bonds would be greater than the energy required for promotion  to a slightly higher energy level.  However, experimental  evidence suggests that the electron orbitals are all equivalent in  shape and energy ­ there isn’t one that’s more “s” than the  others.  As a result, the four bonds for carbon in molecules such  as methane are explained by hybridization to four identical sp3  atomic orbitals.
These hybridized orbitals only exist when bonding occurs and  are NOT found in an isolated atom.
5
6
Example 1 What are the bonding orbitals and the structure of the BF3  molecule?
Solution
7
Example 2 Provide the ground­state and the promoted state configurations  for beryllium and then describe the bonding and structure of a  BeH2 molecule.
Solution
8
Double and Triple Covalent Bonds
sigma (σ)bond:a bond created by the end to end overlap of  atomic orbitals (like those below)
Figure 4: Sigma bonds form with the overlap of  (a) s orbitals (b) p orbitals and (c) hybrid orbitals.
ANIMATION OF SIGMA BOND FORMATION
9
pi (π) bond: a bond created by the side­by­side (or parallel)  overlap of atomic orbitals (usually p orbitals)
Figure 5: p orbitals form with the side­by­side overlap of  orbitals
ANIMATION OF PI BOND FORMATION
10
Double Bonds
The carbon atom is the most common central atom in molecules  with double and triple covalent bonds.  It is thought that there is a  partial hybridization of the available orbitals leaving one or two p  orbitals with single unpaired electrons.
Figure 6:  For this carbon atom,  the sp2 hybrids are  planar at 120° to  each other and the p  orbital is at right  angles to the plane of  the hybrid orbitals.
For example, after promoting  an electron in carbon’s 2s  orbital to a 2p orbital, we form  only three sp2 hybridized  orbitals but three of these are  hybrids and one is a “normal”  p orbital.
ANIMATION OF ETHYLENE BONDS
11
Figure 7:
(a)  The sigma bonds for a C2H4  molecule use the sp2 hybrid  orbitals.
(b) The two half­filled p  orbitals of the adjacent  carbon atoms overlap  sideways.
(c)  The complete  bonding orbitals for a  C2H4 molecule.
Therefore, a double bond consists of a σ bond and a π bond.
12
Triple Bonds
For C2H2:
Figure 8: Instead of mixing all four orbitals, valence bond  theory suggests that only two are mixed to form sp hybrid  orbitals and two unhybridized p orbitals for a carbon atom.
13
Figure 9: (a)  The sigma bonds for a C2H2 molecule use the sp hybrid  orbitals.
(b)  The two pairs of half­filled  p orbitals of the adjacent  carbon atoms overlap  sideways.
(c)  The complete bonding  orbitals for a C2H2 molecule.
Therefore, triple bonds involve a σ bond and 2 π bonds.
14
Sigma Bonds in Ethylene.mov
Attachments Page 1