Kovalent bindning: orbitaler

En presentation över ämnet: "Kovalent bindning: orbitaler"— Presentationens avskrift:

1 Kovalent bindning: orbitaler
Lokaliserad elektronmodell: Lewisstrukturer visar var valenselektronerna finns i molekyler. VSEPR modell förutsäger molekylers 3D strukturer. Hybridorbitalmodell förklarar molekylers 3D strukturer, dvs kovalenta bindningars symmtri och elektrontäthet.

2 Totalt 8 valenelektroner
  C: 1s s 2px 2py 2pz Ex. CH4 C H Lewisstruktur 4·(H: )  1s VSEPR Totalt 8 valenelektroner I vilka orbitaler finns elektronerna?  En möjlighet: C 1s s 2px 2py 2pz 1s 1s 1s 1s H H H H C Kap. 9 9.1 Studera Läs Men 2px, 2py, 2pz är vinkelräta mot varandra  H  C  H 90°. Nej! VSEPR  tetraedriskaorbitaler.

3 Orbitalhybridisering
Hybridisering: Elektronmolnen hos en centralatom påverkas ofta så starkt av kraftfälten från de omgivande atomerna att de ursprungliga orbitalerna betydligt förändras. Nya orbitaler med andra geometriska egenskaper än utgångsorbitalerna (hybridorbitaler).

4 CH4 (Metan) :  C 1s sp3 1s 1s 1s 1s H H H H Tetraedrisk sp3 - hybridisering E 2p 2s hybridisering sp3 Antal hybridorbitaler = antal utgångorbitaler Fri C atom C atom i CH4

5 Bindningsenergi bestämmer orbitalgeometri, dvs molekylers 2D struktur
Bindningsenergi bestämmer orbitalgeometri, dvs molekylers 2D struktur. Hybridorbitalerna ger starkare bindningar än utgångorbitalerna. Systemets energi sänks genom hybridisering. NH3 : N H Orbitaler: tetraeder Molekylen: trigonal pyramid

6 H C  C C2H4 (Etylen) :  C: 1s sp p2 1s 1s  bindning 1s sp p2 H:  bindning Plan trigonal sp2-hybridisering

7 c H15 H  sp2  - bindning: Rotations-symmetriska i förhållande till bindningsaxeln.  - bindning: H c P2  utan rotations-symmetri (Ett par korvar, vilka knutits samman i ändarna)

8 E sp2 2p 2s Hybridsering Linjär sp-hybridisering: CO O  C  O N N  N E sp 2p 2s Enkelbindningar:  -bindningar Dubbelbindningar:  +  -bindningar Trippelbindningar:  + 2 ·  -bindingar

9 Isoelektroniska molekyler med CO2 = samma antal elektroner:
OCN- NCN2- SCS OCS SCN- N2O N3- ONO+ ONC- cyanatjon cyanamidjon koldisulfid karbonylsulfid tiocyanatjon dikväveoxid azidjon nitrylkatjon knallsyransjon Större atomer (period 4, 5 ...) bildar knappast  -orbitaler. De är för stora. Trigonal bipyramidtal sp3d-hybridisering: PCl5, PF5, PBr5, I3-, ClF3 Oktaedrisk d2sp3-hybridisering: SF6, XeF4, många övergångsmetaller

10 Molekylorbitalmodell
Begränsningar av lokaliserad elektronmodell: Elektroner är lokaliserade (Resonans) Molekyler med udda elektroner Ex. NO Bindningsenergi Magnetism

11 Molekylorbitalmodell Atomorbitaler
H2  ,  s, p, d, f E 1s   1s* 1s H2 H atom A H atom B

12 Paulprincipen och Hunds regler gäller även för molekylorbitaler
Paulprincipen och Hunds regler gäller även för molekylorbitaler. Molekylorbitaler för H2: 1s = 1sA + 1sB 1s* = 1sA – 1sB sA = 1sB 1s sA 1s* Bindande orbital Anti-bindande orbital

13 Jämför energin av H + H, H2 och H2-
1s*  1s* E       1s 1s 1s 1s 1s   1s 1s H H H H H H H H Energin: E (H+H) > E (H-2) > E(H2)

14 Bindningstal: Halva skillnaden mellan antalet bindande och antalet antibindande elektroner. Antalet bindande e-  antalet antbindande e- 2 Bindningstal = Bindningstal: H2 : = 1 H2- : = 0,5 2 - 0 2 2 - 1 Bindningstalet för en enkelbindning är 1 Bindningstalet för en dubbelbindning är 2 Bindningstalet för en trippelbindning är 3 Bindningsstyrkan ökar med bindningstalet. He2?

15 Bindnings mellan två lika atomer i period 2:
y2p* z2p* Energi 2px 2py 2pz 2py 2pz 2px y2p z2p 2p 2s* 2s 2s 2s Atomorbitaler Atomorbitaler Molekyl orbitaler OBS! För B2, C2 och N2; yzp, z2p har lägre energi än 2p.

16 Paramagnetism: yttre magnetfältet förstärks. — oparade elektroner
Diamagnetism: yttre magnetfältet försvagas — parade elektroner Paramagnetism > diamagnetism Ex. O2+, O2, O2-, O22-

17 Bindning mellan två olika atomer i period 2:
Ex. NO, NO-, CN- men HF: H: 1s1 F: 1s2 2s2 2p5 Bindningen: 1s 2p H F H: E1s = -1:e joniseringsenergin för H F: E2p = -1:e joniseringsenergin för F H F polär

18 Kombinera lokaliserad elektron och molekylorbital modellerna
- bindningar — lokaliserad elektron modell - bindningar — molekylorbital modell Delokalisering:  - bindningar Elektroner i  - orbitalerna tillhör ofta ej enbart två atomer utan en större del av molekylen. C6H6, NO3-, grafit