Orbitale typu σ i typu π



Podobne dokumenty
Różne typy wiązań mają ta sama przyczynę: energia powstającej stabilnej cząsteczki jest mniejsza niż sumaryczna energia tworzących ją, oddalonych

Wykład 5: Cząsteczki dwuatomowe

1 i 2. Struktura elektronowa atomów, tworzenie wiązań chemicznych

Model wiązania kowalencyjnego cząsteczka H 2

Atomy wieloelektronowe

Inżynieria Biomedyczna. Wykład XII

Wykład z Chemii Ogólnej

Cz. I Materiał powtórzeniowy do sprawdzianu dla klas II LO - Wiązania chemiczne + przykładowe zadania i proponowane rozwiązania

Temat Ocena dopuszczająca Ocena dostateczna Ocena dobra Ocena bardzo dobra Ocena celująca. Uczeń:

Elektronowa struktura atomu

Geometria cząsteczek wieloatomowych. Hybrydyzacja orbitali atomowych.

Podstawy chemii obliczeniowej

Opracowała: mgr inż. Ewelina Nowak

CZĄSTECZKA. Do opisu wiązań chemicznych stosuje się najczęściej metodę (teorię): metoda wiązań walencyjnych (VB)

Fizyka atomowa r. akad. 2012/2013

Wykład 5 XII 2018 Żywienie

3. Cząsteczki i wiązania

Spis treści. Metoda VSEPR. Reguły określania struktury cząsteczek. Ustalanie struktury przestrzennej

Cząsteczki. 1.Dlaczego atomy łącz. 2.Jak atomy łącz. 3.Co to jest wiązanie chemiczne? Jakie sąs. typy wiąza

RJC. Wiązania Chemiczne & Slides 1 to 39

Wykład V Wiązanie kowalencyjne. Półprzewodniki

Wiązania jonowe występują w układach złożonych z atomów skrajnie różniących się elektroujemnością.

Wstęp do Optyki i Fizyki Materii Skondensowanej

Cz. I Materiał powtórzeniowy do sprawdzianu dla klas I LO - Wiązania chemiczne + przykładowe zadania i proponowane rozwiązania

CZĄSTECZKA. Do opisu wiązań chemicznych stosuje się najczęściej jedną z dwóch metod (teorii): metoda wiązań walencyjnych (VB)

3. Cząsteczki i wiązania

WIĄZANIA. Co sprawia, że ciała stałe istnieją i są stabilne? PRZYCIĄGANIE ODPYCHANIE

Wykład przygotowany w oparciu o podręczniki:

TEORIA ORBITALI MOLEKULARNYCH (MO) dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

Budowa atomu Poziom: rozszerzony Zadanie 1. (2 pkt.)

Zadania powtórkowe do egzaminu maturalnego z chemii Wiązania chemiczne, budowa cząsteczek

Wiązania chemiczne. Związek klasyfikacji ciał krystalicznych z charakterem wiązań atomowych. 5 typów wiązań

S. Baran - Podstawy fizyki materii skondensowanej Wiązania chemiczne w ciałach stałych. Wiązania chemiczne w ciałach stałych

Konfiguracja elektronowa atomu

1. Określ liczbę wiązań σ i π w cząsteczkach: wody, amoniaku i chloru

Zasady obsadzania poziomów

WIĄZANIA. Co sprawia, że ciała stałe istnieją i są stabilne? PRZYCIĄGANIE ODPYCHANIE

Fizyka Ciała Stałego. Struktura krystaliczna. Struktura amorficzna

Ligand to cząsteczka albo jon, który związany jest z jonem albo atomem centralnym.

H H 2.5 < H H CH 3 N O O H C N ŁADUNEK FORMALNY. 2.5 dla atomu węgla C C 2.5 H 2.1. Li 1.0. liczba e - walencyjnych w atomie wolnym C 2.5 H 2.

Fizyka Ciała Stałego. Struktura krystaliczna. Struktura amorficzna

Stany skupienia materii

Teoria Orbitali Molekularnych. tworzenie wiązań chemicznych

Zadanie 2. (2 pkt) Określ, na podstawie różnicy elektroujemności pierwiastków, typ wiązania w związkach

CZ STECZKA. Do opisu wi za chemicznych stosuje si najcz ciej jedn z dwóch metod (teorii): metoda wi za walencyjnych (VB)

CHEMIA WARTA POZNANIA

Elementy chemii obliczeniowej i bioinformatyki Zagadnienia na egzamin

Zadanie 1. (2 pkt) Określ, na podstawie różnicy elektroujemności pierwiastków, typ wiązania w związkach: KBr i HBr.

Anna Grych Test z budowy atomu i wiązań chemicznych

CHEMIA 1. INSTYTUT MEDICUS Kurs przygotowawczy na studia medyczne kierunek lekarski, stomatologia, farmacja, analityka medyczna ATOM.

Elementy teorii powierzchni metali

Test sprawdzający z chemii do klasy I LO i technikum z działu Budowa atomu i wiązania chemiczne

Atomy wieloelektronowe i cząsteczki

Wykład z Chemii Ogólnej

Cząsteczki wieloatomowe - hybrydyzacja. Czy w oparciu o koncepcję orbitali molekularnych można wytłumaczyć budowę cząsteczek?

pobrano z

Wykład 16: Atomy wieloelektronowe

WYKŁAD 3 CZĄSTECZKI WIELOATOMOWE ZWIĄZKI WĘGLA

UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW

Tematy i zakres treści z chemii - zakres rozszerzony, dla klas 2 LO2 i 3 TZA/archt. kraj.

Inne koncepcje wiązań chemicznych. 1. Jak przewidywac strukturę cząsteczki? 2. Co to jest wiązanie? 3. Jakie są rodzaje wiązań?

Wewnętrzna budowa materii - zadania

Jeśli teraz nasz związek, chlorek glinu, ulegnie dysocjacji elektrolitycznej, rozpadnie się na jony według równania:

Wiązania. w świetle teorii kwantów fenomenologicznie

Cząsteczki wieloatomowe - hybrydyzacja. Czy w oparciu o koncepcję orbitali molekularnych można wytłumaczyć budowę cząsteczek?

Wstęp do Optyki i Fizyki Materii Skondensowanej

Opracowała: mgr inż. Ewelina Nowak

Chemia Grudzień Styczeń

2. WIĄZANIA CHEMICZNE, BUDOWA CZĄSTECZEK. Irena Zubel Wydział Elektroniki Mikrosystemów i Fotoniki Politechnika Wrocławska (na prawach rękopisu)

Zaliczenie przedmiotu: ocena pozytywna z ćwiczeń jest warunkiem koniecznym przystąpienia do egzaminu

Zadanie do rozwiązania 1. Dla podanych nuklidów o ogólnym symbolu: E;

Wiązania kowalencyjne

11) Stan energetyczny elektronu w atomie kwantowanym jest zespołem : a dwóch liczb kwantowych b + czterech liczb kwantowych c nie jest kwantowany

E e l kt k r t o r n o ow o a w a s t s r t u r kt k u t ra r a at a o t m o u

Projekt Era inżyniera pewna lokata na przyszłość jest współfinansowany przez Unię Europejską w ramach Europejskiego Funduszu Społecznego

Elektronowa struktura atomu

Chemia Nieorganiczna I (3.3.PBN.CHE108), konwersatorium Chemia, I stopień, II r., semestr 4. Lista 1.

Struktura elektronowa

Podział ciał stałych ze względu na strukturę atomowo-cząsteczkową

CZĄSTECZKI BUDOWA I ODDZIAŁYWANIA

Konwersatorium 1. Zagadnienia na konwersatorium

2

Podstawy chemii. dr hab. Wacław Makowski. Wykład 1: Wprowadzenie

Propozycje metod godzin. (fragmenty zapisane kursywą dotyczą. podręcznik teoria budowy atomu. łączenie nazwisk uczonych z ich teoriami

Modelowanie zjawisk fizycznych (struktury molekularnej, procesów chemicznych i układów biologicznych)

Wewnętrzna budowa materii

że w wyniku pomiaru zmiennej dynamicznej A, której odpowiada operator αˆ otrzymana zostanie wartość 2.41?

Ocena dobra. Uczeń: wymienia wszystkie postulaty teorii Daltona opisuje modele Thomsona, Rutherforda oraz Bohra

Zadanie 1. (1 pkt). Informacja do zada 2. i 3. Zadanie 2. (1 pkt) { Zadania 2., 3. i 4 s dla poziomu rozszerzonego} zania zania Zadanie 3.

Okresowość właściwości chemicznych pierwiastków. Układ okresowy pierwiastków. 1. Konfiguracje elektronowe pierwiastków

26 Okresowy układ pierwiastków

Dlaczego sacharoza (cukier trzcinowy) topi się w temperaturze 185 C, podczas

b) Pierwiastek E tworzy tlenek o wzorze EO 2 i wodorek typu EH 4, a elektrony w jego atomie rozmieszczone są na dwóch powłokach elektronowych

Układ okresowy. Przewidywania teorii kwantowej

Teoria VSEPR. Jak przewidywac strukturę cząsteczki?

Materiały dodatkowe do zajęć z chemii dla studentów

Elektroujemność w konwencji Sandersona. mgr Magdalena Chrzan

Układ okresowy. Przewidywania teorii kwantowej

Temat 1: Budowa atomu zadania

CHEMIA OGÓLNA (wykład)

Transkrypt:

Orbitale typu σ i typu π Dwa odpowiadające sobie orbitale sąsiednich atomów tworzą kombinacje: wiążącą i antywiążącą. W rezultacie mogą powstać orbitale o rozkładzie przestrzennym dwojakiego typu: σ - orbitale o symetrii osiowej kombinacje orbitali s σ s σ s * kombinacje orbitali p (p z ) σ p σ p *

π - orbitale (anty)symetryczne względem płaszczyzny kombinacje orbitali p (p x, p y ) π p π p * kombinacje orbitali d (w kompleksach metali przejściowych) jakie typy orbitali mogą powstać?

Orbitale molekuły C σ* pz π* py π* px σ pz Energie orbitali i obsadzenia elektronami molekuły C (CNDO) π py π px σ* s X Z σ s Y 3

Molekuły dwuatomowe homojądrowe orbitale atomu A σ* pz orbitale atomu B π* px π* py p A x,y,z π px π py p B x,y,z σ pz s A σ* s σ s s B s A s B W rzeczywistości oddziaływanie elektronów prowadzi do tego, że σ pz może mieć energię wyższą niż π px i π py (patrz powyżej na schemacie obsadzeń orbitali C oraz poniżej w cząsteczce O ). 4

Molekuły dwuatomowe pierwiastków pierwszego i drugiego okresu H + : (σs) E dysocjacji =,79 ev R 0 =,06 Å H : (σs) E dysocjacji =4,75 ev R 0 = 0,73 Å He + : (σs) (σ*s) molekuła trwała He : (σs) (σ*s) molekuła nietrwała Li : (σs) (σ*s) (σs) trwała Be : (σs) (σ*s) (σs) (σ*s) nietrwała (jak hel) B :...(σs) (σ*s) (πp x ) (πp y ) reguła Hunda: paramagnetyzm (C ) N :...(σs) (σ*s) (πp) 4 (σp) wiązanie potrójne O :...(σs) (σ*s) (σp) (πp) 4 (π*p x ) (π*p y ) reguła Hunda: paramagnetyzm 5

Hybrydyzacja orbitali atomowych Konfiguracje elektronów w atomach w stanie podstawowym objaśniają tylko część wiązań chemicznych. Np. jak wskazuje doświadczenie, węgiel jest prawie zawsze czterowartościowy chociaż atom węgla ma tylko dwa niesparowane elektrony: (s) (s) (p x ) (p y ) które tworząc parę obsadzającą orbital wiążący mogą z innym atomem utworzyć dwa wiązania. Dla objaśnienia czterowartościowości węgla należy uznać, że jeden elektron s zmienia stan na p: (s) (s) (p x ) (p y ) (p z ) i w rezultacie atom węgla dysponuje czterema elektronami zdolnymi do utworzenia wiązań z elektronami dostarczanymi przez inny atom (inne atomy). Proces ten wymaga energii 4.7 ev, ale jest energetycznie korzystny w całkowitym bilansie energii tworzenia molekuły jeżeli zysk energii po utworzeniu dwu dodatkowych wiązań przewyższa wymagany wkład 4.7 ev. Gdyby atom węgla miał tworzyć wiązania jako rezultat nakrywania orbitali s i p z orbitalami innych atomów (np. s wodoru), to utworzyłby trzy wiązania w prostopadłych kierunkach Ox, Oy, Oz orbitalami p i jedno o nieokreślonym kierunku orbitalem s. Jednak, jeżeli wszystkie cztery wiązane atomy są równoprawne, to należy przyjąć, że węgiel tworzy wiązania nie poprzez czyste orbitale s i p, ale poprzez ich pewne równoprawne kombinacje hybrydy orbitali s i p. 6

Obliczenia energii molekuł pokazują, że atom węgla może utworzyć optymalne wiązania z czterema innymi atomami (np. wodoru: CH 4 ) poprzez hybrydowe orbitale o postaci: ψ = ( ϕs + ϕ px + ϕ py ϕ pz ) ψ = ( ϕs + ϕ px ϕ py + ϕ pz ) hybrydy ψ 3 = ( ϕs ϕ px + ϕ py + ϕ pz ) sp 3 ψ 4 = ( ϕs ϕ px ϕ py ϕ pz ) 7

Orbitale zhybrydyzowane sp 3 atomu węgla w CH 4 Czarna kropka oznacza położenie jądra atomu węgla. 8

metan CH 4 Y hybryda 09.5 Z X s H Podobnie objaśnia się tworzenie wiązań w trzech kierunkach w płaszczyźnie, tworzących kąty po 0. ψ = ϕ + ϕ 3 ( ) s px 6 ψ = ϕ ϕ ϕ 3 + s px py 6 ψ = ϕ ϕ ϕ 3 3 s px py hybrydy sp 0 9

Orbital p z pozostaje przy tym niezhybrydyzowany. Jest on prostopadły do płaszczyzny trzech hybryd sp. Z Hybrydy sp tworzą z orbitalami innych atomów wiązania typu σ o symetrii osiowej. Orbital p z jest osiowo symetryczny wokół osi Z i może utworzyć wiązanie typu π w kierunku jednej z hybryd. Przykład: etylen - C H 4 H C C H σ π W etylenie atomy węgla tworzą ze sobą wiązanie podwójne: jedno typu σ i jedno typu π, a z atomami wodoru wiązania σ. Hybrydyzacja sp 0

ψ = ϕ + ϕ ψ = ϕs ϕ ( s px ) ( ) px hybrydy sp przekrój orbitali hybrydowych sp atomu węgla Hybrydy sp występują w wiązaniu potrójnym (acetylen C H ). Niezhybrydyzowane orbitale p prostopadłe do osi wyznaczonej przez hybrydy sp tworzą dwa wiązania π. s H s H σ sp Pojedyncze wiązanie σ sp jest uzupełnione dwoma wiązaniami typu π o płaszczyznach symetrii pionowej i poziomej. Zarówno hybrydy jak i niezhybrydyzowane orbitale p mogą tworzyć kombinacje wiążące oraz antywiążące.

Orbitale kowalencyjne powstają w rezultacie uwspólnienia jednakowych liczb elektronów od obu atomów tworzących wiązanie. Oprócz orbitali walencyjnych tworzących wiązania z wymianą elektronów, w cząsteczkach istnieją też orbitale obsadzone przez wolne pary elektronowe nie zaangażowane w wiązania kowalencyjne. Wolne pary elektronowe odgrywają ważną rolę w wiązaniach koordynacyjnych i w oddziaływaniach międzycząsteczkowych Struktura powłoki elektronowej przykłady C O C, O hybrydyzacja sp grupa karbonylowa w ketonie H N H H Jaka powinna być struktura NH 4 +? Jaka jest struktura elektronowa salmiaku (NH 4 Cl)? amoniak

Przykład: cząsteczka wody H O Atom tlenu ma sześć elektronów walencyjnych. Dwa z nich wraz z dwoma elektronami atomów wodoru obsadzają dwa wiązania O-H typu σ. Pozostałe cztery elektrony atomu tlenu obsadzają parami dwa niewiążące orbitale. σ n σ n Orbitale niewiążące n odgrywają dużą rolę w oddziaływaniach międzycząsteczkowych (wiązania wodorowe). ----------------------------------------------------------------------------------------------- Przykłady: węglowodory nasycone, nienasycone, alkohole, ketony, kwasy, aminy,... ----------------------------------------------------------------------------------------------- Przykład: struktura cząsteczki benzenu C 6 H 6 3

Struktury diamentu, grafitu i grafenu Kryształ diamentu hybrydyzacja atomów węgla: sp 3 Kryształ grafitu hybrydyzacja atomów węgla: sp 4

Podział ładunku elektronów walencyjnych i polaryzacja wiązania Równoprawność atomów w wiązaniach homojądrowych zapewnia równy podział ładunku wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane. Wpływ podstawników przy obu atomach może prowadzić do niewielkiej asymetrii wiązanie kowalencyjne spolaryzowane. W wiązaniach atomów różnych pierwiastków o rozkładzie ładunku decyduje elektroujemność pierwiastków. Linus Pauling (93): E Pauling = E A-B (E A-A + E B-B )/ (różnica energii wiązania hetero- i średniej energii wiązań homojądrowych) H:., C:.55, N: 3.04, O: 3.44, F: 4 (maksymalna) Li: 0.98, Na: 0.93, K: 0.8, Rb: 0.8, Cs: 0.79, Fr: 0.7 (minimalna) Atom tego samego pierwiastka może mieć ładunek dodatni lub ujemny w zależności od elektroujemności wiązanych atomów. Różnica elektroujemności (wartości umowne): kowalencyjne niespolaryzowane gdy E < 0.4 kowalencyjne spolaryzowane gdy 0.4 < E <.7 powyżej.7 - wiązanie jonowe Inna skala (zbliżona do skali Paulinga): Allreda-Rochowa - oparta na pojęciu promienia walencyjnego. Skala Mullikena - zmienne wartości elektroujemności zależne od związku chemicznego. Przypadki skrajne: NaCl, KCl, HF, CaCl itp. odpowiadają utworzeniu wiązań silnie spolaryzowanych wiązań jonowych. Polaryzacja wiązań przyczynia się do momentu dipolowego molekuły (lub określonej grupy atomów). Wiązanie metaliczne. 5