MOLEKYLÆR ELEKTRONSTRUKTUR MANGLER ET MODELLSYSTEM ANTAR AT ERFARINGER FRA ATOMET KAN OVERFØRES TIL MOLEKYLENE ELEKTRON-PAR MOLEKYLORBITAL FOR HVERT PAR OKTETT OG 18-ELEKTRON REGEL

LEWIS STRUKTUR ENKEL OG EFFEKTIV MODELL GJELDER KOVALENTE BINDINGER ELEKTRONENE KAN ORGANISERES I PAR BINDENEDE PAR, DELING AV ELEKTRONENE IKKE BINDENEDE PAR (LONE PAIRS) OKTETT-REGELEN FOR HOVEDGRUPPENE

LEWIS STRUKTURER PROSEDYRE BESTEM ANTALL VALENS-ELEKTRONER ARRANGER DE KJEMISKE SYMBOLENE SLIK AT DET FRAMGÅR HVILKE SOM ER BUNDET FORDEL ELEKTRONENE I PAR SOM BINDENDE OG IKKE-BINDENDE SLIK AT MINST ET PAR BINDER TO OG TO ATOMER

EKSEMPLER BF4- .. :F : .. .. .. : F : B : F: .. .. .. :F:

: N N : : C O : H .. O H H N .. .. O : : O .. .. RESONANS / PROBLEM

RESONANS .. .. O O .. .. O : O : : O : O .. .. .. .. .. O . . O : : O .. ..

FLERE EKSEMPLER SO3 SO4 ClO4 SO2 NO2 NH3 PO4

BEGREPER RENE KOVALENTE BINDINGER FORMELL LADNING ANTALL VALENSELEKTRONER-ANTALL LONE PAIR ELEKTRONER-1/2*ANTALL BINDINGSELEKTRONER

FORMELL LADNING NO3- :O1: N+ :O2: :O2: .. .. .. .. .. .. RESULTAT: N + 5 - 1/2*8 =+1 O1 +6 - 1/2*4 -4 = 0 O2 +6 - 1/2*2 -6 = -1

BEGREPER IONISKE BINDINGER OKSIDASJONSTALL OVERFØRING AV ELEKTRONER TIL DET ELEKTRONEGATIVE ATOMET OKSIDASJONSTALL ANTALL OVERFØRTE ELEKTRONER MED NEGATIVT FORTEGN

OKSIDASJONSTALL NO3- LADNING PÅ O ER -2 LADNING PÅ N ER +5 Dette framkommer ved at alle elektronene er overført til oksygenatomene

BEGREPER HYPERVALENS BINDINGSLENGDER KOVALENT RADIUS VAN DER WAALS RADIUS BINDINGSSTYRKE

HYPERVALENS PCl5 SF6 SO32- PO43- SO42- ClO4- FORKLARING BENYTTE d-ORBITALER I VALENSEN

KOVALENTE RADIER H 0.37 C N O F 0.77 (1) 0.74 (1) 0.66 (1) 0.64 0.67 (2) 0.65 (2) 0.57 (2) 0.60 (3) Si P S Cl 1.18 (1) 1.10 1.04 (1) 0.99 0.95(2)

KOVALENTE RADIER Si P S Cl 1.18 (1) 1.10 1.04 (1) 0.99 0.95(2) Ge As Se Br 1.22 (1) 1.21 1.04 1.14 Sb Te I 1.41 1.37 1.33

BINDINGSSTYRKE A - B (g) --> A(g) +B(g) DH Bindingsentalpi = DH For polyatomære molekyler H2O(g) --> 2H +O (g) DH = 920 kJ Midlere bindingsenergi Advarsel Bindingsenergien for en enkeltbinding er ikke en konstant verdi Si-Si, 226 kJ/mol i Si2H6 Si-Si , 322 kJ/mol i Si2(CH3)6

Variasjon i bindingsstyrke Avtar nedover i periodesystemet C-C 347 * Si-C 301 * Ge-C 242 kJ/mol Periode 2 ofte unntak når de har lone pairs N-O 157 * P-O 368 * As-O 330 kJ/mol

Variasjon i bindingsenergi Periode 2 danner ofte svake enkeltbindinger P-P 201 * N-N 163 kcal/mol Periode 2 danner sterkere multiple bindinger enn resten av periodesystemet N2 & P4

ORBITALTEORI FOR MOLEKYLER

MOLEKYLORBITALER Samme resonement som for atomer Problem: Løsning: Elektroner ordnet i par beskrevet av en orbital Problem: Intet modell-system Vanskelig å finne formen og energien for molekylorbitalene Løsning: LCAO - modellen

LCAO - Modellen BEGRUNNELSE VALG AV BASIS HVORDAN KOMBINERE DENNE VALENS-BASIS HVORDAN KOMBINERE DENNE BENYTTE TOATOMIGE MOLEKYLER SOM UTGANGSPUNKT

DIGRESJON Hva er binding H2-molelylet Kjerne-Kjerne Elektron-Elektron Total Energi Re De Kjerne-elektron

LCAO H2-molekylet Ha -Hb Valensbasis : Sa & Sb Bindende orbital Positivt overlapp Antbindende orbital Sa - Sb Negativt overlapp

LCAO H2-molekylet Bindende orbital Sa + Sb + Lavere energi + Antibindende orbital Sa - Sb + - Høyere energi

ENERGINIVÅ-DIAGRAM H2-molekylet Sa - Sb s* Sa Sb sb Sa + Sb

ENERGINIVÅ-DIAGRAM H2-molekylet Aufbau-prinsippet Sa - Sb s* Sa Sb sb Sa + Sb

ENERGINIVÅ-DIAGRAM He2-molekylet Aufbau-prinsippet Sa - Sb s* Sa Sb sb Sa + Sb

LCAO Tatomige molekyler fra HOVEDGRUPPEELEMENTENE Valens-orbitaler; A - A ----> Z-akse Sa, Sb Za, Zb, Xa, Xb, Ya, Yb, Kan deles i s - basis Sa, Sb Za, Zb og p - basis Xa, Xb, Ya, Yb,

LCAO To-atomige molekyler fra HOVEDGRUPPE-ELEMENTENE Basisfunksjoner med samme symmetri kan kombineres s basis, Sa, Sb Za, Zb gir s-orbitaler p - basis, Xa, Xb, Ya, Yb, gir p-orbitaler Bare basisfunksjoner med tilnærmet samme energi kan kombineres

LCAO To-atomige molekyler fra HOVEDGRUPPE-ELEMENTENE På bakgrunn av forrige slide kan vi kombinere Sa & Sb til bindende og antibindende s-orbitaler Za & Zb til bindende og antibindende s-orbitaler Xa & Xb til bindende og antibindende p-orbitaler Ya & Yb, til bindende og antibindende p-orbitaler

Ab -Aa BINDENDE ANTIBINDEND s* z sb z Sa +Sb Sa -Sb sb s* Zb - Za x x z z Xa +Xb Xa -Xb y y z z Ya +Yb Ya -Yb

ENERGINIVÅ-DIAGRAM Aa s*z Ab p* pb pa pb sbz s*s Sb Sa sbs

Na2 Aa s*z Ab p* pb pa pb sbz s*s Sb Sa sbs

Mg2 Aa s*z Ab p* pb pa pb sbz s*s Sb Sa sbs

B2 Aa s*z Ab p* pb pa pb sbz s*s Sb Sa sbs

C2 Aa s*z Ab p* pb pa pb sbz s*s Sb Sa sbs

N2 Aa s*z Ab p* pb pa pb sbz s*s Sb Sa sbs

F2 Aa s*z Ab p* pb pa pb sbz s*s Sb Sa sbs

Ne2 Aa s*z Ab p* pb pa pb sbz s*s Sb Sa sbs

MO-TEORI TO-ATOMIGE KONSTRUERERE Mo`er ETTER GITTE PRINSIPPER ORDNER DEM ETTER ENERGI Jo flere noder jo høyere energi bindende, antibindende og ikke-bindende Benytter aufbauprinsippet Pauliprinsippet Hunds regel

BEGREPER ELEKTRONKONFIGURASJON OKSYGEN FRONT ORBITALER 1sb21s*23sb24s*25sb21pb41p*2 FRONT ORBITALER Her foregår kjemien HOMO LUMO

POLYATOMÆRE MOLEKYLER BEHANDLES ETTER SYMMETRI-DELEN FØRST LOKALISERTE BINDINGER HYBRIDISERING MOLEKYLORBITALTEORI FOR DEN FASTE FASEN

LOKALISERTE BINDINGER MOLEKYLER SOM ER VEL BESKREVET MED LEWIS-STRUKTURER KAN BESKRIVES MED LOKALISERTE BINDINGER RESONANSSTRUKTURER BESKRIVES VANLIGVIS SOM EN KOMBINASJON AV LOKALISERTE BINDINGER OG MOLEKYLORBITALER TIL LOKALISERTE BINDINGER BENYTTES HYBRIDORBITALER

LOKALISERTE BINDINGER Lokaliserte bindinger i polyatomære forbindelser kan sammenlignes med bindinger i to-atomige molekyler Lokaliserte Moer dannes ved å legge sammen atomære orbitaler på to atomer De atomære orbitalene må være rettet langs bindingen Vi må derfor transformere hydrogen-funksjonene slik at vi får rettede orbitaler

HYBRIDORBITALER Cl - Be - Cl lineært molekyl sp-hybridisering + - + -

HYBRIDORBITALER sp2 -hybridisering for trigonale forbindelser F F -x-y-s x-y-s B x +s F y

HYBRIDISERING Lineært sp Trigonalt sp2 Tetraedrisk sp3 Trigonalt bipyramidalt sp3d Oktaedrisk sp3d2