Teoria orbitali
molekularnych
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?