Wykład 5: Cząsteczki dwuatomowe Wiązania jonowe i kowalencyjne Ograniczenia teorii Lewisa Orbitale cząsteczkowe Kombinacja liniowa orbitali atomowych Orbitale dwucentrowe Schematy nakładania orbitali Diagramy energii orbitali Rząd wiązania Opis cząsteczek H 2, N 2, O 2 i F 2, LiH, HF i NO Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/1 dr hab. W. Makowski Wiązania jonowe Teoria Kossela: elektronowa gazów szlachetnych (oktet ns 2 np 6 na powłoce walencyjnej jest szczególnie trwała. tomy tworzące związki jonowe oddają lub przyjmują elektrony, tworząc jony mające konfiguracje gazów szlachetnych. Jony te oddziałują ze sobą siłami elektrostatycznymi. Związki jonowe nie tworzą cząsteczek, tylko Na + Cl = NaCl [Na + ][Cl - ] kryształy! [ 11 Na]: 1s 2 2 6 3s 1 [Na + ]: 1s 2 2 6 = [Ne] [ 17 Cl]: 1s 2 2 6 3s 2 3p 5 [Cl - ]: 1s 2 2 6 3s 2 3p 6 = [r] Ca + O = CaO [Ca 2+ ][O 2- ] [ 20 Ca]: 1s 2 2 6 3s 2 3p 6 4s 2 [Ca 2+ ]: 1s 2 2 6 3s 2 3p 6 = [r] [ 8 O]: 1s 2 2 4 [O 2- ]: 1s 2 2 6 = [Ne] Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/2 dr hab. W. Makowski 1
Wiązania kowalencyjne Teoria Lewisa: tomy, wykazujące podobną tendencję do przyjmowania i oddawania elektronów, tworzą wiązania w wyniku uwspólnienia elektronów. Wiązanie stanowi para elektronów, a uwspólnione elektrony są zaliczane do powłok walencyjnych obu połączonych atomów, które dążą do osiągnięcia oktetu s 2 p 6 (atomy H dubletu 1s 2 Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/3 dr hab. W. Makowski Ograniczenia teorii Lewisa przekroczenie oktetu struktury mezomeryczne (rezonansowe Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/4 dr hab. W. Makowski 2
Orbitale cząsteczkowe Elektrony w cząsteczkach opisujemy za pomocą orbitali cząsteczkowych (molekularnych, które mają analogiczne właściwości jak orbitale atomowe: są określone dla współrzędnych elektronu umożliwiają obliczenie gęstości prawdopodobieństwa znalezienia elektronu umożliwiają obliczenie energii elektronu stosuje się do nich reguła Hunda i zakaz Pauliego Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/5 dr hab. W. Makowski Kombinacja liniowa orbitali atomowych Orbitale cząsteczkowe (molekularne można obliczyć jako kombinacje liniowe orbitali atomowych: c 1 c22 c33 1... Orbitale atomowe φ, nadające się do obliczenia efektywnego orbitalu cząsteczkowego, spełniają następujące warunki: 1. odpowiada im porównywalna energia 2. nakładają się na siebie (im większe jest nakładanie, tym mocniejsze jest wytworzone wiązanie 3. wykazują taką samą symetrię względem osi łączącej oba jądra Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/6 dr hab. W. Makowski 3
Orbitale dwucentrowe c c c c Cząsteczki homojądrowe (np. H 2, N 2, O 2, F 2 identyczne atomy c c c c Cząsteczki heterojądrowe (np. LiH, HF, NO różnice w energii jonizacji atomów np. I < I c c c c Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/7 dr hab. W. Makowski Schemat nakładania orbitali s orbitale atomowe orbitale molekularne c (1s c(1s σ*1s antywiążący 1s c 1s (1s c(1s σ1s wiążący Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/8 dr hab. W. Makowski 4
Cząsteczka H 2 : orbital wiążący H c(1s c(1s 2 + + zwiększona wartość funkcji falowej Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/9 dr hab. W. Makowski Cząsteczka H 2 : Orbital antywiążący H c(1s c(1s 2 + - zmniejszona wartość funkcji falowej (płaszczyzna węzłowa Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/10 dr hab. W. Makowski 5
Diagramy energii orbitali σ1s Poziomy energii orbitali cząsteczkowych elektronowa cząsteczki H 2 elektronowa hipotetycznej cząsteczki He 2 Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/11 dr hab. W. Makowski Schemat nakładania orbitali p (1 orbitale atomowe orbitale molekularne c ( 2 px c( 2 px σ* antywiążący x c x ( 2 px c( 2 px σ wiążący Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/12 dr hab. W. Makowski 6
energia Schemat nakładania orbitali p (2 orbitale atomowe orbitale molekularne c ( 2 py c( 2 py π* antywiążący y y c ( 2 py c( 2 py π wiążący Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/13 dr hab. W. Makowski molekularnych N 2 π* z σ* x π* y [ 7 N]: 1s 2 2 3 elektronowa N 2 : π z σ x π y KK (σ 2 (σ * 2 (π y 2 (π z 2 (σ x 2 σ* Rząd wiązania = ½ (liczba elektronów wiążących liczba elektronów antywiążących RW (N 2 = ½(8 2 = 3 N σ N Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/14 dr hab. W. Makowski 7
energia molekularnych O 2 σ* x π* z π* y [ 8 O]: 1s 2 2 4 elektronowa O 2 : π z π y σ x KK (σ 2 (σ* 2 (σ x 2 (π y 2 (π z 2 (π* y 1 (π* z 1 paramagnetyk! σ* RW (O 2 = ½(8 4 = 2 σ O O Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/15 dr hab. W. Makowski Rząd i długość wiązania w cząsteczkach tlenu diamagnetyk paramagnetyki Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/16 dr hab. W. Makowski 8
energia molekularnych F 2 σ* x π* z π* y [ 9 F]: 1s 2 2 5 elektronowa F 2 : π z π y σ x KK (σ 2 (σ * 2 (σ x 2 (π y 2 (π z 2 (π* y 2 (π* z 2 σ* RW (F 2 = ½(8 6 = 1 σ F F Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/17 dr hab. W. Makowski Energia orbitali cząsteczek homojądrowych σ* π* σ π σ* σ Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/18 dr hab. W. Makowski 9
3,8 ev energia 8,2eV energia molekularnych LiH σ* Li [ 1 H]: 1s 1 [ 3 Li]: 1s 2 1 elektronowa LiH: 1s (1s Li 2 (σ1s H 2 RW (LiH = ½(2 0 = 1 σ1s H 1s Li orbital niewiążący 1s Li (σ n 1s Li Li H Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/19 dr hab. W. Makowski molekularnych HF σ* HF (σ*1s H 1s [ 1 H]: 1s 1 [ 9 F]: 1s 2 2 5 elektronowa HF: F (π n F K ( F 2 (σ HF 2 ( y F 2 ( z F 2 F RW (HF = ½(2 0 = 1 σ HF (σ F F F (σ n F F H Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/20 dr hab. W. Makowski 10
energia molekularnych NO σ* x π* z π* y [ 7 N]: 1s 2 2 3 [ 8 O]: 1s 2 2 4 elektronowa NO: π z π y KK (σ 2 (σ* 2 (σ x 2 (π y 2 (π z 2 (π* y 1 paramagnetyk! RW (NO = ½(8 3 = 2,5 σ* σ x σ N O Wydział Chemii UJ Chemia ogólna - wykład 5/21 dr hab. W. Makowski 11