Teoria Orbitali Molekularnych. tworzenie wiązań chemicznych

Transkrypt

1 Teoria Orbitali Molekularnych tworzenie wiązań chemicznych

2 Zbliżanie się atomów aż do momentu nałożenia się ich orbitali H a +H b H a H b

3 Wykres obrazujący zależność energii od odległości atomów

4

5 długość wiązania odległość między atomami, dla której energia oddziaływania atomów tworzących wiązanie osiąga minimum

6 Teoria orbitali molekularnych (MO) nakładające się orbitale atomowe tworzą orbitale cząsteczkowe dwa nakładające się orbitale

7 Nakładanie się orbitali s jako nakładanie się funkcji falowych. (ilustracja dla funkcji dwuwymiarowej) Wynik nakładania się funkcji falowych

8 KOMBINACJA LINIOWA ORBITALI ATOMOWYCH (LCAO)

9

10

11 1sσ H2 A MO also builds density between bonded nuclei. B Fortunately, this MO holds both electrons

12 1sσ* H 2 MO A B Electron density vacates region between nuclei!

13

14 Powstaje nowymo wiązaniemo

15 + - antywiążącymo 2 overlapping H atoms

16 H + H H 2 σ* 1s + 1s 1s σ 1s

17 + -

18 H 2 σ * 1s 1s 1s H atom σ 1s H 2 molecule H atom bonding electrons

19 rząd wiązania RW= ½(n e-wiążących -n e-antywiążących )

20 1s a 1s b He a He b

21 He He He---He

22 σ * 1s elektrony antywiążące 1s 1s He atom σ 1s He atom cząsteczka He 2 elektrony wiążące

23 Li Li 2 Molecular Orbital Theory Li 2σ* u Energy 2s 2σ g 2s 1s 1σ* u 1σ g 1s

24 Be Be 2 Be 2σ* u Energy 2s 2σ g 2s 1s 1σ* u 1σ g 1s

25 Sposoby nakładania się orbitali p σ* 2pz σ 2pz π* 2px π 2px π* 2py π 2py

26 nieefektywne nakładanie się orbitali p

27 wiązanie typu π 2p 2p

28

29 H 2 -N 2 σ* 2p π* 2p σ 2p π 2p σ* 2s σ 2s σ* 1s σ 1s

30 He 2 σ* 2p π* 2p σ 2p π 2p σ* 2s σ 2s σ* 1s σ 1s

31 B B 2 3σ* u 2p LUMO 3σ g 1π* g 2p (p x,p y ) p z HOMO 1π u 2s 2σ* u 2s 2σ g HOMO - najwyższe zajęte orbitale molekularne, LUMO najniższe niezajęte OM

32 N 2 LUMO σ* 2p π* 2p HOMO σ 2p π 2p σ* 2s σ 2s σ* 1s σ 1s

33 Czy jon N 2+ łatwiej dysocjuje niż cząsteczka N 2? N 2 1σ 2 2σ* 2 1π 4 3σ 2 b = ½ (8-2) = 3 N 2+ 1σ 2 2σ* 2 1π 4 3σ 1 b = ½ (7-2) = 2,5 Kation wykazuje mniejszy rząd wiązania, a zatem jego E dys powinna być mniejsza Doświadczalnie E dys (N 2 ) = 945 kjmol -1 E dys (N 2+ ) = 842 kjmol -1

34 Cząsteczka Li 2 Be 2 B 2 C 2 N 2 O 2 F 2 Ne 2 Rząd wiązania Długość wiązania(å) Energia wiązania(kj/mol) Diamagnetyk(d) /Paramagnetyk(p) d - p d d p d -

35 O 2 σ* 2p π* 2p π 2p σ 2p 2p σ* 2s σ 2s 2s σ* 1s σ 1s 1s

36 Tlen stan podstawowy i wzbudzony σ* 2p π* 2p π 2p 2p stan podstawowy σ 2p S = ½ + ½ = 1 2S + 1 = 3 2S+1 = multipletowość paramagnetyzm 2 el. tlen trypletowy σ* 2s stany wzbudzone 2s S = ½ ½ = 0 2S + 1 = 1 diamagnetyczny tlen singletowy 1 D g = 95 kj/mol O O 2 σ 2s O S = ½ ½ = 0 2S + 1 = 1 diamagnetyczny tlen singletowy 1 S g = 158 kj/mol

37 Jon O 2 2- σ 2p π 2p σ 2p π 2p σ 2s σ 2s

38 Korelacja pomiędzy długością wiązania a rzędem wiązania dla różnych form O 2 n-

39 F F 2 F 3σ* u 1π* g 2p 2p (p x,p y ) p z 1π u 3σ g 2σ* u 2s 2s 2σ g

40 F F 2 F LUMO 3σ* u HOMO 1π* g Energy 2p 1π u 2p (p x,p y ) p z 3σ g 2σ* u 2s 2s 2σ g

41 Właściwości magnetyczne a konfiguracja elektronowa Elektron obarczony jest ładunkiem elektrycznym. Jeśli założymy opis elektronu jako cząsteczki krążącej wokół jądra, to ruch elektronu oznacza przepływ prądu. A przepływający prąd generuje pole magnetyczne. Pole magnetyczne związane jest z orbitalnym momentem pędu (określonym przez liczbę kwantową l) oraz ze spinowym momentem pędu (określonym przez spinową liczbę kwantową s). Orbitalny moment magnetyczny wyrażony jest wzorem: l ( l+1) l ( l+1) M l = h e/(4 m e π) = w podanym wzorze µ B oznacza tzw. magneton Bohra = A m 2. µ B

42 Podobnie dla spinu możemy zapisać, że spinowy moment magnetyczny elektronu wynosi: s( s+1) M s = 2 µ B należy jednak pamiętać, że s = 0.5, wobec tego dla elektronu 3 M s = µ B. Generalnie właściwości magnetyczne wykazują atomy posiadające niesparowane elektrony. Elektrony sparowane nie wykazują spinowego momentu magnetycznego.

43 Ne 2 + jest para czy dia-magnetyczny? σ 2p π 2p π 2p paramagnetyczny σ 2p σ 2s σ 2s

44 O 2 σ* 2p π* 2p π 2p σ 2p 2p σ* 2s σ 2s 2s σ* 1s σ 1s 1s

45 Ciekły tlen przyciągany przez magnes (paramagnetyk)

46 Podsumowanie Teoria Orbitali Molekularnych zakłada: 1. tworzenie się orbitali cząsteczkowych z orbitali atomowych 2. aby utworzyć orbitale cząsteczkowe(wiązanie) - orbitale atomowe muszą się nakładać - muszą one mieć porównywalną energię - muszą mieć odpowiednią symetrię jeśli pomiędzy atomami istnieje wiązanie wielokrotne(podwójne, potrójne..) towtakimwiązaniuconajwyżejjednojestwiązaniemtypuσ, reszta to wiązania typu π.