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.

Totalt 8 valenelektroner   C: 1s 2s 2px 2py 2pz Ex. CH4 C H Lewisstruktur 4·(H: )  1s VSEPR Totalt 8 valenelektroner I vilka orbitaler finns elektronerna?  En möjlighet: C 1s 2s 2px 2py 2pz 1s 1s 1s 1s H H H H C Kap. 9 9.1 Studera 9.2 - 9.5 Läs Men 2px, 2py, 2pz är vinkelräta mot varandra  H  C  H 90°. Nej! VSEPR  tetraedriskaorbitaler.

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).

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

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

H C  C C2H4 (Etylen) :  C: 1s sp2 2p2 1s 1s  bindning 1s sp2 2p2 H:  bindning Plan trigonal sp2-hybridisering

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)

E sp2 2p 2s Hybridsering Linjär sp-hybridisering: CO2 O  C  O N2 N  N E sp 2p 2s Enkelbindningar:  -bindningar Dubbelbindningar:  +  -bindningar Trippelbindningar:  + 2 ·  -bindingar

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

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

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

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 + 1sA = 1sB 1s - 1sA 1s* Bindande orbital Anti-bindande orbital

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

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?

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.

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

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

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