Teoria Orbitali Molekularnych tworzenie wiązań chemicznych
Zbliżanie się atomów aż do momentu nałożenia się ich orbitali H a +H b H a H b
Wykres obrazujący zależność energii od odległości atomów
długość wiązania odległość między atomami, dla której energia oddziaływania atomów tworzących wiązanie osiąga minimum
Teoria orbitali molekularnych (MO) nakładające się orbitale atomowe tworzą orbitale cząsteczkowe dwa nakładające się orbitale
Nakładanie się orbitali s jako nakładanie się funkcji falowych. (ilustracja dla funkcji dwuwymiarowej) Wynik nakładania się funkcji falowych
KOMBINACJA LINIOWA ORBITALI ATOMOWYCH (LCAO)
1sσ H2 A MO also builds density between bonded nuclei. B Fortunately, this MO holds both electrons
1sσ* H 2 MO A B Electron density vacates region between nuclei!
Powstaje nowymo wiązaniemo
+ - antywiążącymo 2 overlapping H atoms
H + H H 2 σ* 1s + 1s 1s σ 1s
+ -
H 2 σ * 1s 1s 1s H atom σ 1s H 2 molecule H atom bonding electrons
rząd wiązania RW= ½(n e-wiążących -n e-antywiążących )
1s a 1s b He a He b
He He He---He
σ * 1s elektrony antywiążące 1s 1s He atom σ 1s He atom cząsteczka He 2 elektrony wiążące
Li Li 2 Molecular Orbital Theory Li 2σ* u Energy 2s 2σ g 2s 1s 1σ* u 1σ g 1s
Be Be 2 Be 2σ* u Energy 2s 2σ g 2s 1s 1σ* u 1σ g 1s
Sposoby nakładania się orbitali p σ* 2pz σ 2pz π* 2px π 2px π* 2py π 2py
nieefektywne nakładanie się orbitali p
wiązanie typu π 2p 2p
H 2 -N 2 σ* 2p π* 2p σ 2p π 2p σ* 2s σ 2s σ* 1s σ 1s
He 2 σ* 2p π* 2p σ 2p π 2p σ* 2s σ 2s σ* 1s σ 1s
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
N 2 LUMO σ* 2p π* 2p HOMO σ 2p π 2p σ* 2s σ 2s σ* 1s σ 1s
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
Cząsteczka Li 2 Be 2 B 2 C 2 N 2 O 2 F 2 Ne 2 Rząd wiązania 1 0 1 2 3 2 1 0 Długość wiązania(å) 2.67-1.59 1.24 1.01 1.21 1.42 - Energia wiązania(kj/mol) 105-289 609 941 494 155 - Diamagnetyk(d) /Paramagnetyk(p) d - p d d p d -
O 2 σ* 2p π* 2p π 2p σ 2p 2p σ* 2s σ 2s 2s σ* 1s σ 1s 1s
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
Jon O 2 2- σ 2p π 2p σ 2p π 2p σ 2s σ 2s
Korelacja pomiędzy długością wiązania a rzędem wiązania dla różnych form O 2 n-
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
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
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 = 9.274078 10-24- A m 2. µ B
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.
Ne 2 + jest para czy dia-magnetyczny? σ 2p π 2p π 2p paramagnetyczny σ 2p σ 2s σ 2s
O 2 σ* 2p π* 2p π 2p σ 2p 2p σ* 2s σ 2s 2s σ* 1s σ 1s 1s
Ciekły tlen przyciągany przez magnes (paramagnetyk)
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.