Document

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.
Ex.
CH4
C:
1s
4·(H: 
H
H
C
H
H
Lewisstruktur
1s
2s
2px 2py 2pz




)
Totalt 8 valenelektroner
VSEPR
I vilka orbitaler finns elektronerna?
1s
2s 2px 2py 2pz
En möjlighet:
Kap. 9
9.1
9.2 - 9.5
Studera
Läs
C


1s
H
  
1s 1s 1s
H H H
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
- hybridisering
sp3
E
2p
sp3
2s
Fri C atom
hybridisering
C atom i CH4
Antal hybridorbitaler
= antal utgångorbitaler
Bindningsenergi bestämmer orbitalgeometri, dvs molekylers 2D
struktur. Hybridorbitalerna ger starkare bindningar än
utgångorbitalerna. Systemets energi sänks genom hybridisering.
N
NH3 :
H
H
Orbitaler: tetraeder
H
Molekylen: trigonal pyramid
H
C2H4 (Etylen) : H
CC
C:
H
H
1s
sp2
2p2

  
1s 1s

H:
C:
Plan trigonal sp2-hybridisering

1s
1s 1s
  
sp2
 bindning

2p2
 bindning
 - bindning:
H15

sp2
Rotationssymmetriska i
förhållande till
bindningsaxeln.
c


H
c

H

 - bindning:
utan rotationssymmetri (Ett par
korvar, vilka knutits
samman i ändarna)
H

H
H
c
c

P2
P2
H
H
E
2p
2p
Hybridsering
sp2
2s
Linjär sp-hybridisering:
CO2
OCO
N2
NN
Enkelbindningar:
E
2s
 -bindningar
Dubbelbindningar:  +  -bindningar
Trippelbindningar:
2p
 + 2 ·  -bindingar
2p
sp
Isoelektroniska molekyler med CO2 = samma antal elektroner:
OCNcyanatjon
N2O
dikväveoxid
NCN2cyanamidjon
SCS
koldisulfid
N3-
ONO+
azidjon
nitrylkatjon
OCS
karbonylsulfid
SCNtiocyanatjon
ONCknallsyransjon
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 
H2 
, 
s, p, d, f
1s*
E
E
1s 
1s

 1s
H atom
A
H2
H atom
B
 1s
Paulprincipen och Hunds regler gäller även för molekylorbitaler.
Molekylorbitaler för H2:
1s = 1sA + 1sB
1s* = 1sA – 1sB
1sB
+
=
1sB
1sA
-
1s
Bindande orbital =
1sA
Anti-bindande
1s* orbital
Jämför energin av H + H, H2 och H2E
1s 
H
 1s 1s 
1s*
 1s 1s 
 
1s
H
H2
H
H
Energin: E (H+H) > E (H-2) > E(H2)
H-
 1s*

 
1s
H2-
H
Bindningstal:
Halva skillnaden mellan antalet bindande och antalet
antibindande elektroner.
Antalet bindande e-  antalet antbindande eBindningstal =
2
Bindningstal:
H2 :
2-0
2
=1
H2
-:
2-1
2
= 0,5
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:
2s*
y2p* z2p*
Energi
2px 2py 2pz
2py 2pz 2px
y2p z2p
2p
2s*
2s
Atomorbitaler
OBS! För B2, C2 och N2;
2s
Molekylorbitaler
2s
Atomorbitaler
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-, CNmen HF:
H: 1s1
F: 1s2 2s2 2p5
Bindningen: 1s
H
2p
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