1. No category

Repetition F3
•  Oktettregeln
•  Jonbindning och kovalent bindning
•  Lewisstrukturer
•  Elektronegativitet och polariserbarhet
–  bindningskaraktär
–  polära bindningar
•  Bindningsstyrka
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
F4 – Molekylstrukturer
•  Enkla molekyler har väldefinierade geometriska former
•  Den geometriska formen utgörs av en centralatom och dess
bundna grannatomer
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Teorier
Det finns olika teorier/metoder för att förklara/förutsäga
strukturen hos enkla molekyler
Förenklat
•  VSEPR-modellen
•  Valensbindingsteori
•  Molekylorbitalteori
•  Datorberäkning för att lösa
Avancerat
schrödingerekvationen
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
VSEPR-modellen
•  VSEPR står för ”Valence-Shell Electron-Pair Repulsion”
•  Utgångspunkten är att elektrontäta områden, dvs.
bindningar och fria elektronpar, repellerar varandra
•  De elektrontäta områdena försöker komma så långt bort
från varandra som möjligt för att få så låg energi som
möjligt
:O = C = O:
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Elektronarrangemang
Maximal utspridning av elektrontäta områden
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Elektronarrangemang och
geometrisk form
Fria elektronpar räknas in vid bestämningen av
elektronarrangemang, men inte i den geometriska formen
–
H
:
H–N–H
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Repulsion
•  Olika typer av bindningar (enkel-, dubbel-, trippel-)
hanteras lika
•  Repulsionen från fria elektronpar är större än från
bindningar
•  Elektronpar tvingar bindningsvinklar att bli mindre än i
motsvarande regelbundna elektronarrangemang
–
H
:
H–N–H
Ammoniak, NH3
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Fem elektrontäta områden
•  Elektronarrangemanget för fem elektrontäta områden har
trigonal bipyramidal struktur
•  Repulsionen minimeras om fria elektronpar läggs i
ekvatoriella positioner
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Sex elektrontäta områden
•  Elektronarrangemanget för sex elektrontäta områden
har oktaedrisk struktur
•  Repulsionen minimeras för två fria elektronpar om de
läggs på motstående sidor av molekylen
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Recept för VSEPR-modellen
1.  Avgör antalet bindningar och fria elektronpar från
lewisstrukturen för molekylen
2.  Identifiera elektronarrangemang
3.  Identifiera molekylens geometriska form (titta bara på
atomer, ej fria elektronpar)
4.  Räkna med att fria elektronpar utövar extra repulsion
och stör elektronarrangemangets regelbundna struktur
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Övning
Bestäm elektronarrangemang och geometrisk form för
följande molekyler/joner:
1. CO2
2. H2O
3. SO324. SF4
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Svar
1.  CO2 :O = C = O:
elektronarrangemang: linjär
geometrisk form: linjär
2.  H2O
elektronarrangemang: tetraedrisk
geometrisk form: vinklad
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Svar
3. SO32elektronarrangemang: tetraedrisk
geometrisk form: trigonal pyramidal
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Svar
4. SF4
elektronarrangemang: trigonal bipyramidal
geometrisk form: gungbräda
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Polära eller opolära molekyler?
• 
• 
De polära bindningarna i en molekyl utgör elektriska
dipoler, dvs. har dipolmoment
Beroende på hur bindningarna är riktade i molekylen kan
de ge upphov till ett dipolmoment för hela molekylen
eller ta ut varandra helt och göra molekylen opolär
CO2, opolär
H2O, polär
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Polära eller opolära molekyler?
polär
opolär
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Polära eller opolära molekyler?
Symmetrin bryts om bindningarna inte är ekvivalenta
CHCl3
opolär
polär
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Övning
Avgör om följande molekyler är polära:
1.  NH3
2.  SO3
3.  SO2
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Svar
1. NH3
bindn./
elektronfria e-par
arr.
4
tetraedrisk
form
polaritet
trigonal
pyramidal
polär
2. SO3
3
trigonal
plan
trigonal
plan
opolär
3. SO2
3
trigonal
plan
vinklad
polär
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Valensbindningsteori
Kovalenta bindningar bildas av överlapp av halvfyllda
atomorbitaler
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
σ-bindning
•  Cylindrisk symmetri
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
π-bindning
•  Två lober
•  Ett nodplan längs
bindningsaxeln
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Multipelbindningar
•  Enkelbindning:
en σ-bindning
•  Dubbelbindning:
en σ- och en π-bindning
•  Trippelbindning:
en σ- och två π-bindningar
N2, trippelbindning
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Hybridisering
•  Om man bara kombinerar s- och p-orbitaler till
bindningar, kan man inte förklara geometrin
•  Lösningen är att göra linjärkombinationer av
atomorbitalerna – hybridorbitaler
•  Antalet orbitaler är konstant, dvs. antalet
hybridorbitaler är detsamma som antalet atomorbitaler
som tagits i anspråk
•  Exempel: sp3-orbital
h1 = s + p x + p y + p z
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Metan, CH4 – sp3-hybridisering
•  Kol har fyra valenselektroner
•  1 s-orbital och 3 p-orbitaler i
valensskalet ger fyra sp3-orbitaler
riktade mot hörnen i en tetraeder
•  De fyra hybridorbitalerna kan få en
valenselektron var
•  Eftersom de då är halvfyllda är de
alla redo för bindning
•  I metan överlappar de med vätenas
s-orbitaler och skapar σ-bindningar
•  Metan har tetraedrisk form
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Etyn, C2H2 – sp-hybridisering
•  1 s-orbital och 1 p-orbital i
valensskalet ger två sp-orbitaler
riktade åt var sitt håll (linjärt)
•  Två p-orbitaler blir kvar
•  Alla fyra orbitalerna är halvfyllda
•  I etyn överlappar sp-orbitaler från
de båda kolen med varandra och
med vätenas s-orbitaler och skapar
σ-bindningar
•  p-orbitalerna överlappar och
trippelbindning
skapar π-bindningar
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
spx-orbitaler
•  2 sp-orbitaler, linjär form, lämnar 2 p-orbitaler för π-bindning
•  3 sp2-orbitaler, trigonal plan form, lämnar 1 p-orbital för
π-bindning
•  4 sp3-orbitaler, tetraedrisk form
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
sp3dx-orbitaler
•  5 sp3d-orbitaler, trigonal bipyramidal form
•  6 sp3d2-orbitaler, oktaedrisk form
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Molekylorbitalteori
•  Istället för att beskriva kovalent bindning som överlapp
mellan (hybridiserade) atomorbitaler, skapas orbitaler
från s- och p-orbitaler från olika atomer
•  Dessa nya orbitaler sträcker sig över hela molekylen och
kallas därför molekylorbitaler
•  Antalet orbitaler är konstant, dvs. antalet molekylorbitaler
är detsamma som antalet atomorbitaler som tagits i
anspråk
•  Valenselektronerna placeras i molekylorbitalerna efter
stigande energi enligt aufbauprincipen
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
σ-orbitaler
•  Cylindrisk symmetri
•  σ-orbitaler kan bildas av s- eller p-orbitaler
antibindande – nodplan mellan atomer
bindande
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
π-orbitaler
antibindande
•  Ett nodplan längs
bindningsaxeln
•  π-orbitaler kan bildas av
p-orbitaler
bindande
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Energinivåer – diatomära molekyler
Li2 till N2
O2 och F2
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Bindningstal
Bindningstal = ½ (antal elektroner i bindande orbitaler –
antal elektroner i antibindande orbitaler)
1
b = (N e − N e* )
2
€
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Elektronkonfigurationer
b = 3 (trippelbindning)
b = 2 (dubbelbindning)
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Bensen, C6H6
Blandteori:
•  sp2-hybridisering
•  σ-bindningar mellan
C-C i ringen och C-H
•  molekylorbitaler (π)
av pz-orbitalerna
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00
Kvantkemiska beräkningsmetoder
•  Uttryck vågfunktionerna som linjärkombinationer av
basfunktioner, som inte nödvändigtvis är
väteatomorbitaler
•  Lös schrödingerekvationen numeriskt
Lunds universitet / Naturvetenskapliga fakulteten / Kemiska institutionen / KEMA00