geometrie molekul
DESCRIPTION
Geometrie molekul. Lewis ovy vzorce poskytují informaci o tom které atomy jsou spojeny vazbou a o jakou vazbu se jedná (topologie molekuly). Geometrické uspořádání molekuly je charakterizováno: Délkou vazeb – přímá vzdálenost mezi jádry dvou atomů spojených vazbou . - PowerPoint PPT PresentationTRANSCRIPT
Geometrie molekul
• Lewisovy vzorce poskytují informaci o tom které atomy jsou spojeny vazbou a o jakou vazbu se jedná (topologie molekuly).
• Geometrické uspořádání molekuly je charakterizováno:
Délkou vazeb – přímá vzdálenost mezi jádry dvou atomů spojených vazbou.
Úhly vazeb – úhel mezi kteroukoli dvojicí vazeb které zahrnují společný atom.
Geometrie molekul
Teorie chemické vazby a molekulární geometrie• Atomy se v molekule uspořádají do definovaných
vzájemných pozic.• Molekulární geometrie = obecný tvar molekuly
popisující vzájemné relativní pozice atomových jader.• Teorie chemické vazby a molekulární geometrie:
– VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion) = založena na elektrostatickém působení atomů v molekule.
– VBT (Valence Bond Theory) = uvažuje kvantové efekty a hybridizaci atomových orbitalů.
– MO-LCAO (Molecular Orbitals – Linear Combination of Atomic Orbitals) = vychází z představy o tvorbě nových (molekulárních) orbitalů lineární kombinací atomových orbitalů při vzniku chemické vazby.
VSEPR
• Teorie VSEPR uvažuje pouze repulzi valenčních elektronových párů – jejich prostorové uspořádání odpovídá minimu odpudivé energie.
• Elektronový pár se snaží co nejvíce přiblížit k jádru a zároveň být co nejdále od ostatních elektronových párů.
• Repulze mezi elektronovými páry klesá v pořadí:- 2 nevazebné elektronové páry- vazba s -interakcí – jednoduchá vazba- jednoduchá vazba – nevazebný pár - 2 jednoduché vazby
VSEPR
Sterické číslo (SN) = počet vazeb a nevazebných elektronových párů kolem centrálního atomu.
VSEPR: predikce molekulární geometrie
• Z Lewisova vzorce plyne počet vazeb a nevazebných el. párů kolem centrálního atomu - sterické číslo, které určuje základní molekulární geometrii.
• Volné elektronové páry a násobné vazby ovlivňují geometrii více než jednoduché vazby. Ze základních tvarů pak vznikají tvary odvozené.
• Př.: NH3 má jeden volný elektronový pár. Vazebný úhel mezi atomy H je redukován z hodnoty 109° (úhel v základním tetraedrickém tvaru) na 107°. V molekule H2O se dvěma volnými elektronovými páry svírají atomy H úhel pouze 105°.
• Podobný efekt mají násobné vazby: H2C=O (116° místo 120° mezi atomy H); H2C=CH2 (117° místo 120° mezi atomy H).
• Př.: Navrhněte geometrii následujících molekul:
– BeCl2, CO2 - BF3, COCl2, O3, SO2
– CH4, PCl3, H2O - PCl5, SF4, ClF3
– SF6, IF5, XeF4
VSEPR: vazebné úhly
VBT
• Teorie VSEPR neposkytuje informaci o tom jak chemická vazba vznikne a proč se vazby liší délkou a energií.
• Teorie valenční vazby (Valence Bond Theory, VBT) vysvětluje vznik vazby jako překryv atomových orbitalů a sdílení elektronového páru.
• Př.: molekula H2 vznikne překryvem dvou 1s orbitalů. Atomové orbitaly podslupky p vytvoří vazbu v F2. V CH4 vznikne vazba překryvem 1s orbitalu vodíku s 2s a 2p orbitaly uhlíku.
• U atomů spojených vazbou dojde k interferenci jejich vlnových funkcí za vzniku nové (hybridní) vlnové funkce.
• Př.: s a p orbitaly kolem atomu uhlíku v CH4 se mohou stát ekvivalentními hybridy (hybridizace sp3).
Překryv orbitalů v kovalentní vazbě
Hybridizace
• Př.: BeF2
– Be má elektronovou konfiguraci 1s22s2
– Žádný nepárový elektron není k dispozici do vazby.
– Elektron z 2s orbitalu může přejít do 2p orbitalu, tím vzniknou dva nepárové elektrony.
• Úhel vazby F-Be-F je podle teorie VSEPR 180. VSEPR ovšem pro tuto geometrii neposkytuje vysvětlení.
• Problém lze vyřešit kombinací orbitalu 2s a jednoho z orbitalů 2p na Be za vzniku dvou hybridních orbitalů.
• Takto vzniklé hybridní orbitaly se označují sp.
• Úhel mezi dvěma sp hybridními orbitaly je 180.• Pouze jeden z 2p orbitalů na Be byl využit k hybridizaci, na
atomu tedy zůstávají dva nehybridizované p orbitaly.
Typy hybridních orbitalů
• Hybridizací mohou vzniknout orbitaly sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2 podle toho kolik orbitalů se účastní vazby.
• Hybridizace se určí z Lewisova vzorce a VSEPR: počet vazeb a volných el. párů = počet hybridních orbitalů.
• Př.: Určete hybridizaci N v NH3.
Charakteristická geometrie hybridních orbitalů
Charakteristická geometrie hybridních orbitalů
Násobné vazby
-vazba – elektrony jsou shromážděny v ose spojující atomová jádra.
-vazba – elektronový oblak nad a pod rovinou atomových jader. -vazba vzniká z nehybridizovaných orbitalů.
• Dvojná vazba se skládá z jedné -vazby a jedné -vazby, trojná vazba z jedné -vazby a dvou -vazeb.
-vazba
Trojná vazba
Acetylen, C2H2
MO-LCAO
• Teorie molekulových orbitalů dále rozšiřuje kvantově-mechanický model: lineární kombinací atomových orbitalů vzniká stejný počet molekulových orbitalů, z nichž polovina má nižší energii než původní AO (vazebné MO) a polovina energii vyšší (antivazebné MO).
• Teorie MO-LCAO tudíž dokáže popsat i excitaci vazebných elektronů.
• Při zaplňování MO platí stejná pravidla jako u AO (Pauliho princip, Hundovo pravidlo).
• Molekula vodíku: přiblížením dvou atomových orbitalů vzniknou dva molekulové orbitaly a *.– Energie vazebného MO je nižší než původních AO.– Energie antivazebného MO je vyšší než původních AO
a tudíž destabilizuje molekulu.
Molekula H2
Molekula He2
Řád vazby
Řád vazby = ½(vazebné elektrony – antivazebné elektrony)
Řád vazby = 1 pro jednoduchou vazbu
Řád vazby = 2 pro dvojnou vazbu
Řád vazby = 3 pro trojnou vazbu
Řád vazby pro H2 = ½(2 - 0) = 1.
Vazba v H2 je tedy jednoduchá.
Řád vazby pro He2 = ½(2 - 2) = 0.
Molekula He2 tedy není stabilní.
Energie vazby
MO z p-orbitalů u dvouatomových molekul prvků 2. periody
Dvouatomové heteronukleání molekuly - CO
• Kovy v pevné fázi tvoří velkou „molekulu“, po které se rozprostírají molekulové orbitaly s rozsáhlou delokalizací elektronů.
• Energie molekulových orbitalů víceatomových molekul kovů jsou si velmi blízké a vzniká kontinuální pás energií elektronů.
• Pokud jsou tyto elektrony excitovány, mohou vést elektrický proud. Energie obsazených a neobsazených orbitalů jsou si velmi blízké, k excitaci tedy postačuje malá energie.
Delokalizované vazby v kovech
Energie elektronů je kvantována = mohou mít jen určité hodnoty energie, obsazovat jen povolené hladiny, nesmí se vyskytovat v zakázaných pásech.
Pásová teorie
1 atom N atomů
Grafit je vodič, vazebné a nevazebné pásy se překrývají
Pásy v grafitu
Diamant je nevodič, vazebné a nevazebné pásy jsou vzdálené
Pásy v diamantu
Pásové uspořádání pro vodiče, nevodiče a polovodiče
Polární vazba: elektronegativita
• Rozdíl elektronegativit dvou prvků ukazuje na to kolem kterého z nich se budou hromadit vazebné elektrony:
• Iontová vazba vzniká pokud 2 • Kovalentní vazba vzniká pokud 1• Polárně kovalentní vazba vzniká pokud 1 2. Na
atomech ve vazbě se objevují částečné (parciální) náboje + a .
• Př.: Určete polaritu vazby N – H v NH3 a C-Cl v CCl4.
• Př.: Odhadněte relativní polaritu HF, HCl, HBr a HI.
Polarita molekul
• Vazebný dipól vyjadřuje polaritu vazby (vektorová veličina):
• Dipólový moment je celkový dipól molekuly (vektorový součet, dipólový moment tedy může být nulový i v případě nenulových vazebných dipólů):
• Jednotky: debye (D), 1 D = 33.36x1030 Cm. • Polární vazba vzniká mezi atomy s odlišnou elektronegativitou.
– Elektronegativnější atom bude mít částečný záporný náboj ()– Elektronově chudší část vazby vykazuje částečný kladný náboj
(+)
• Př.: Odhadněte jestli molekuly NH3, H2O, CO2 mají dipólový moment.
• Př.: Určete který z izomerů (cis- nebo trans-) C2H2Cl2 má dipólový moment.
rq
ii rq
Polarita víceatomových molekul
Pravidlo: molekula je polární pokud má na centrálním atomu volné elektronové páry nebo různé vazby.