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CHEM 130 Chapter 6: Chemical Bonding II 6,20 €
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CHEM 130 Chapter 6: Chemical Bonding II
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  • Cours
  • CHEM 130 (CHEM130)
  • Établissement
  • University Of Michigan - Ann Arbor

Class notes for Chapter 6: Chemical Bonding II in the class General Chemistry: Macroscopic Investigations and Reaction Principles (CHEM 130) at the University of Michigan. Topics covered include the Valence Bond and Molecular Orbital theories, hybridization, and diatomic and polyatomic molecules

Aperçu 3 sur 17  pages

Infos sur le Document

  • 2 août 2024
  • 17
  • 2022/2023
  • Notes de cours
  • Carol castaneda
  • Toutes les classes

Sujets

  • hybridization
  • double bond
  • triple bond
  • molecular orbital theory
  • valence bond theory
  • diatomic molecules
  • polyatomic molecules

École, étude et sujet

  • University Of Michigan - Ann Arbor
  • CHEM 130 (CHEM130)
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gloriakawai

Aperçu du contenu

Valence Bond Theory
●Valence Bond Theory: advanced bonding model in which electrons reside in hybridized
blends of standard atomic orbitals
○Chemical bonds result from overlapping orbitals ●Unlike Lewis model (electrons are dots), VBT treats VE as residing in atomic orbitals
○Sometimes orbitals are the spdf from chapter 2; sometimes they are hybridized
●In covalent bonds, 2 orbitals overlap and that overlap has 2 electrons of opposite spin
○Potential energy usually negative
●Bond energy is diff between zero energy and energy of the bond
●Atomic Orbitals: explains shape and bonding
●When two atoms interact, the electrons/nucleus of each atom interact with each other
○Valence bond theory calculates the effect of those interactions on orbital energy
■If system energy is lowered, a chemical bond forms
■If system energy is raised, a chemical bond does not form
●Interaction energy calculated as function of distance between nuclei of two bonding atoms
●Bond length (minimum energy) → most stable point
○The two 1s orbitals have significant overlap, interact with both nuclei
○Value of interaction energy is the bond energy
●Interaction energy is usually negative (stabilizing) when interacting atomic orbitals contain two electrons that can orient with opposing spins
○Usually from two half-filled orbitals overlapping, occasionally from one filled orbital overlapping with one empty orbital ○Results in net energy stabilization → covalent bond ●Summary:
○VEs reside in atomic orbitals that can be standard spdf orbitals OR hybrid combinations
○Chemical bonds result from overlap of two half-filled orbitals and spin pairing of the 2 VEs in those orbitals
○Geometry of overlapping orbitals determines shape of molecule
●EX: H2S
●Both have two spots w unpaired electrons
●The two half-filled H orbitals overlap with the two half-filled S orbitals Hybridization
●Orbitals in a molecule are not the same as the orbitals in a single atom
●Hybridization: procedure in which standard atomic orbitals (spdf) are combined to form hybrid orbitals that correspond more closely to electron distribution in bonded atoms
○Hybrid orbitals still localized on individual atoms
●Hybrid orbitals: use # bonding pairs + # lone pairs
○2 → sp → linear
○3 → sp2 → trigonal planar
○4 → sp3 → tetrahedral
○5 → sp3d → trigonal bipyramidal
○6 → sp3d2 → octahedral
●Orbital overlap lowers potential energy of electrons, strengthens bonds
○Hybrid orbitals overlap more → more beneficial
●Hybridization takes energy → the more bonds an atom forms, the more tendency to hybridize
○Energy payback pays off with more hybrid orbitals
○Central and interior atoms hybridize the most
■Carbon always hybridizes
●Orbitals are conserved: number of atomic orbitals “in” = number of hybrid orbitals “out”
○Named by and have characteristics of atomic orbitals from which they form
●Type of hybridization that occurs is the one that has the lowest overall energy for that molecule
●Can predict hybridization using VSEPR
sp3 Hybridization
●sp3 hybrids come from one s and three p orbitals
○All sp3 orbitals are degenerate
●sp3 orbitals are tetrahedral

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