Teoria orbitali

molekularnych

Orbital s

Jak wykorzystać
informacje
o rozkładzie
ładunków
w atomie?

Wiązanie chemiczne 2

Stabilizacja

Jak się

tworzy

wiązanie:

Orbitale

Molekularn

e

MO

Cząsteczka
H

2

Orbitale p

Orbitale molekularne

HF

Orbitale molekularne

Orbitale molekularne

Orbitale molekularne

Orbitale



Energia orbitali

molekularnych

energia niższa niż energia

atomowych orbitali tworzących
orbital molekularny:

wiążące

Energia wyższa niż energia
atomowych orbitali tworzących
orbital molekularny:

antywiążące

.

Aby utworzył się orbital

molekularny orbitale
atomowe muszą się
nakrywać dlatego tylko
elektrony walencyjne mogą
go tworzyć

(a) Struktura Lewisa
(b)Doświadczalnie wyznaczona geometria cząsteczki metanu

Walencyjne orbitale
atomu węgla

Atom:

2s, 2p

x

, 2p

y

i 2p

z

Formowanie orbitali o jednakowej energii:

Orbitale sp

3

Orbital sp

3

Diagram poziomów energetycznych

pokazujących formację czterech sp

3

Orbitali

Hybrydyzacja

Tetraedryczny
rozkład
czterech
orbitali sp

3

Identyczna
hybrydyzacj
a sp

3

w

cząsteczce
amoniaku

Hybrydyzacja orbitali atomowych: s, p

x

i p

y

Cząsteczka planarna:
trójkąt równoboczny

Diagram poziomów energetycznych

pokazujących hybrydyzację

sp

2

etylen

Hybrydyzacja sp

2

atomu węgla

Wiązania w etylenie

wiązania
Sigma i Pi

Orbitale molekularne C

2

H

4

hybrydyzacja sp – cząsteczka liniowa

Przykład: cząsteczka CO

2

Figure 9.16

Hybrydyzacja sp - atom węgla

Orbitale sp – atom węgla

Figure 9.18

The Orbital Arrangement for an sp

2

Hybridized Oxygen Atom

Figure 9.19

The Orbitals for CO

2

Orbitale

N

2

Hybrydyzacja dsp

3

- atom fosforu

(a) cząsteczka PCI

5

(b) orbitale tworzące wiązania w cząsteczce

PCI

5

Hybrydyzacja d

2

sp

3

- atom siarki

związek pomiędzy ilością
efektywnych par
elektronowych ,
rozkładem w przestrzeni i
zestawem orbitali
hybrydowych

Hybrydyzacja

Mieszanie się orbitali aby utworzyć

wiązania.

Związane jest to z

minimalizacją energii cząsteczki.

Promocja i hybrydyzacja

Promocja: wzbudzenie 1 elektronu
s aby zajął jeden z niezapełnionych
orbitali p
Wyrównanie energii
Dzięki promocji uzyskujemy cztery
równoważne miejsca do utworzenia
wiązań

Atom wodoru – orbitale

molekularne

Poziomy energetyczne
dla cząsteczki H

2

Cząsteczka wodoru

Orbital
wiążący

Orbital
antywiążący

Układy wieloelektronowe

Zjawisko delokalizacji elektronów
Barwniki: chlorofil, rodopsyna

Rodopsyna

Orbitale molekularne

Elektrony zapełniają orbitale molekularne
zgodnie z regułą:
1. Elektrony zapełniają orbitale molekularne
o najniższej energii.
2. Zgodnie z zasadą Pauliego orbital może
być zapełniony tylko przez dwa elektrony
3. Jeżeli dostępne są nieobsadzone orbitale

to elektrony zapełniają orbitale pojedynczo

Cząsteczka
N

2

Wiązanie tworzą dwa elektrony
sparowane
Istnieje także możliwość gdy
elektrony nie są sparowane

Diamagnetyzm



Wszystkie elektrony sparowane



Diamagnetyki są usuwane z pola

magnetycznego



Efekt znacznie słabszy od

paramagnetyzmu

Paramagnetyzm



niesparowane elektrony



Przyciągane przez zewnętrzne pole
magnetyczne



Efekt znacznie silniejszy niż
diamagnetyzm

Paramagnetyzm

cząsteczek tlenu

Ciekły tlen
przykleja się do
magnesu.
Paramagnetyki –
niesparowane
elektrony.
Sparowane
elektrony -
diamagnetyki

Spektroskopia

Barwniki
Co przypomina
krzywa
zależności?
Widma
absorpcyjne

Siły międzycząsteczkowe

Wiązania pomiędzy atomami –
cząsteczki

Co decyduje o stanie skupienia?

Siły międzycząsteczkowe

Jakie są typy oddziaływań

międzycząsteczkowych?