Teoria orbitali molekularnych:

- drobiny heterodwurdzeniowe,

- drobiny trójrdzeniowe i

wielordzeniowe

- wiązanie pojedyncze, podwójne,

potrójne i poczwórne

Teoria wiązań walencyjnych:

- hybrydyzacja

Orbitale molekularne w układzie dwóch różnych rdzeni

pierwiastków bloku

sp

np.

NO

•

O

•

N

E

•

.....................

s

s

•

E

sA

E

pA



p

z

p

z

p

y

p

x

p

y

p

x

σ

b

σ

a

π

b

π

b

σ

*

b



*

a

π

a

π

a

•

E

sB

.................................................................

.......

•

E

pB

.......................................................



Orbitale molekularne w układzie dwóch różnych rdzeni

pierwiastków bloku

sp

różniących się znacznie elektroujemnością np.

CO

•

O

•

C

E

s

s

2e

2e

2e

2e

2e

p

z

p

z

p

y

p

x

p

y

p

x



s



b



b



b



a



p



a



a

Wiązania pojedyncze, podwójne, potrójne i poczwórne

w drobinach pierwiastków układu okresowego

-dwuelektronowe wiązania





Rząd wiązania

R =

n

e

b

-

m

e

a

2

n

e

b

-

liczba elektronów na

orbitalach wiążących

n

e

a

-

liczba elektronów na orbitalach

antywiążących

Np. w N

2

8 elektronów na orbitalach wiążących

2 elektrony na orbitalach antywiążących

R =

8 - 2

2

= 3



b



b



a



a



*

b



*

b



b



b



a



a



*

a



*

a

Rząd
wiązania

Długość [nm]

Energia
[kJ/mol]

N

2

O

2

F

2













b

2

b

2

b

2

a



a

2

a

E

Wiązanie wielokrotne w drobinach pierwiastków dsp

z udziałem orbitali

d



b

2

b

2

b

2

a



a

2

a

E



b

2

b



b



a

2

a



a





























dla

M

2

dla

M

2

X

8

Re

2

Cl

8

2-

w K

2

Re

2

Cl

8

·2H

2

O (

224,1 pm

)



b

2 2 2 2 2 2 2 2 2

2 2 2 2

2

b

2-2 2-2 2-2 2-2 2-2 2-1 2-2 1-1 2-2

1 2-2 2-2



b

2 1 2 2 2 2

2 2

2

a

1 1-1 2-1 2-2



a



a

1 2 2 2

2 2

E

Rząd wiązania 4 3,5 3,5 3 3 2,5 2,5 2
2 1,5 1,5 1 1

Liczba e 8 7 9 6 10 5 11 4
12 13 14

Związki z wiązaniem poczwórnym (

d M-M

):

Re

2

Br

8

2-

w Cs

2

Re

2

Br

8

(

222,8 pm

)

Re

2

Cl

8

2-

w K

2

Re

2

Cl

8

·2H

2

O (

224,1 pm

)

Re

2

Cl

6

(PEt

3

)

2

(

222,2 pm

)

Re

2

(SO

4

)

4

(H

2

O)

2

2-

w Na

2

Re

2

(SO

4

)

4

(H

2

O)

2

·6H

2

O

(

221,4 pm

)

Mo

2

Cl

8

4-

w K

4

Mo

2

Cl

8

·2H

2

O (

213,8 pm

)

Mo

2

(SO

4

)

4

(H

2

O)

2

4-

w K

4

Mo

2

(SO

4

)

4

·2H

2

O) (

211,0

pm

)

W

2

(CH

3

)

8

4-

w Li

4

W

2

(CH

3

)

8

4Et

2

O (

226,4 pm

)

Teoria wiązań walencyjnych

VB

Wiązanie chemiczne jest związane z dwoma

orbitalami

atomowymi

należącymi do różnych rdzeni i jest

zlokalizowane

pomiędzy nimi. Funkcje jednoelektronowe są nie zmienionymi
orbitalami atomowymi, najczęściej zhybrydyzowanymi.
Funkcja falowa:



kow



AB

=

c

1

{[



A

(1) 

B

(2)

]

+

[



A

(2) 

B

(1)

]}

+

c

2

[



A

(1) 

A

(2)

] +

c

2

[



B

(1) 

B

(2)

]

Opis form rezonansowych:



czę

ść

kowalencyjna

-



kow

czę

ść

jonowa

-

[



A

(1) 

A

(2)

]

czę

ść

jonowa

-

[



B

(1) 

B

(2)

]

np. Opis

H

2

jako

H

A

-H

B

;

H

A

+

H

B

-

;

H

A

-

H

B

+