Presentation laddar. Vänta.

Presentation laddar. Vänta.

Kovalent bindning: orbitaler Lokaliserad elektronmodell: Lewisstrukturer visar var valenselektronerna finns i molekyler. VSEPR modell förutsäger molekylers.

Liknande presentationer


En presentation över ämnet: "Kovalent bindning: orbitaler Lokaliserad elektronmodell: Lewisstrukturer visar var valenselektronerna finns i molekyler. VSEPR modell förutsäger molekylers."— 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 VSEPR Ex.CH 4 C H H H H Lewisstruktur I vilka orbitaler finns elektronerna?  En möjlighet: C 1s 2s 2p x 2p y 2p z 1s 1s 1s 1s H H H H Men 2p x, 2p y, 2p z är vinkelräta mot varandra  H  C  H90°. Nej! VSEPR  tetraedriskaorbitaler. Kap Studera Läs 4·(H:)  1s   C: 1s 2s 2p x 2p y 2p z Totalt 8 valenelektroner

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 CH 4 (Metan) :    C 1ssp 3 1s 1s 1s 1s H H H H Tetraedrisk sp 3 - hybridisering E 2p 2s hybridisering sp 3 Antal hybridorbitaler = antal utgångorbitaler Fri C atom C atom i CH 4

5 Bindningsenergi bestämmer orbitalgeometri, dvs molekylers 2D struktur. Hybridorbitalerna ger starkare bindningar än utgångorbitalerna. Systemets energi sänks genom hybridisering. NH 3 : N HHH Orbitaler: tetraeder Molekylen: trigonal pyramid

6 HHHH HHHH C  C C 2 H 4 (Etylen) :    C: 1s sp 2 2p 2 1s 1s  bindning     C: 1s sp 2 2p 2 H:  bindning Plan trigonal sp 2 -hybridisering

7  - bindning: c c H 15 H H H    sp 2 Rotations- symmetriska i förhållande till bindningsaxeln.  - bindning: H H c c H H P2P2   P2P2 utan rotations- symmetri (Ett par korvar, vilka knutits samman i ändarna)

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

9 OCN - NCN 2- SCSOCSSCN - N 2 ON 3 - ONO + ONC - cyanatjoncyanamidjonkoldisulfidkarbonylsulfid tiocyanatjon dikväveoxid azidjonnitrylkatjonknallsyransjon Isoelektroniska molekyler med CO2 = samma antal elektroner: Större atomer (period 4, 5...) bildar knappast  -orbitaler. De är för stora. Trigonal bipyramidtal sp 3 d-hybridisering: PCl 5, PF 5, PBr 5, I 3 -, ClF 3 Oktaedrisk d 2 sp 3 -hybridisering: SF 6, XeF 4, många övergångsmetaller

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

11 MolekylorbitalmodellAtomorbitaler H2 H2  H2 H2  ,  s, p, d, f E 1s  E   1s   1s *  1s H2H2 H atom A H atom B

12 Paulprincipen och Hunds regler gäller även för molekylorbitaler. Molekylorbitaler för H 2 :  1s = 1s A + 1s B  1s * = 1s A – 1s B + 1s A = 1s B  1s - 1s A = 1s B  1s * Bindande orbital Anti-bindande orbital

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

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

15 Bindnings mellan två lika atomer i period 2: Energi  2s *  2s 2s  2p 2p x 2p y 2p z  y2p  2s *  y2p *  z2p *  z2p 2p y 2p z 2p x Atomorbitaler Molekyl- orbitaler Atomorbitaler OBS! För B 2, C 2 och N 2 ;  yzp,  z2p har lägre energi än  2p.

16 Paramagnetism: yttre magnetfältet förstärks. — oparade elektroner Diamagnetism: yttre magnetfältet försvagas. — parade elektroner Paramagnetism > diamagnetism Ex.O 2 +, O 2, O 2 -, O 2 2-

17 Bindning mellan två olika atomer i period 2: Ex.NO, NO -, CN - men HF: H: 1s 1 F: 1s 2 2s 2 2p 5 Bindningen: 1s 2p H F H: E 1s = -1:e joniseringsenergin för H F: E 2p = -1:e joniseringsenergin för F H Fpolär

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. C 6 H 6,NO 3 -,grafit


Ladda ner ppt "Kovalent bindning: orbitaler Lokaliserad elektronmodell: Lewisstrukturer visar var valenselektronerna finns i molekyler. VSEPR modell förutsäger molekylers."

Liknande presentationer


Google-annonser