Wiazania_chemiczne_w..
advertisement
Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu www.szkolnictwo.pl Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu www.szkolnictwo.pl mogą być wykorzystywane przez jego Użytkowników wyłącznie w zakresie własnego użytku osobistego oraz do użytku w szkołach podczas zajęć dydaktycznych. Kopiowanie, wprowadzanie zmian, przesyłanie, publiczne odtwarzanie i wszelkie wykorzystywanie tych treści do celów komercyjnych jest niedozwolone. Plik można dowolnie modernizować na potrzeby własne oraz do wykorzystania w szkołach podczas zajęć dydaktycznych. Wiązania chemiczne w świetle mechaniki kwantowej ELEMENTY MECHANIKI KWANTOWEJ W UJĘCIU JAKOŚCIOWYM. Dualizm korpuskularno-falowy Zasada nieoznaczoności Heisenberga Orbital atomowy Stany kwantowe KONFIGURACJA ELEKTRONOWA ATOMÓW. ORBITALE MOLEKULARNE Budowa cząsteczki Teoria orbitali molekularnych Kryteria doboru orbitali atomowych Typy orbitali molekularnych Podobieństwa i różnice pomiędzy orbitalami atomowymi OA i molekularnymi OM Cząsteczki dwuatomowe homojądrowe. Cząsteczki dwuatomowe heterojądrowe. BUDOWA CZĄSTECZEK WIELOATOMOWYCH Hybrydyzacja orbitali atomowych Rodzaje hybrydyzacji Teoria VSEPR ELEMENTY MECHANIKI KWANTOWEJ W UJĘCIU JAKOŚCIOWYM Dualizm korpuskularno-falowy Współczesna nauka opiera opis atomu na dualizmie korpuskularno – falowym elementarnych cząstek materii. Według hipotezy de Broglie`a ruch elementarnych cząstek materii należy rozważać jako ruch korpuskuł (cząstek) ujawniających cechy falowe. Każdej cząstce można przypisać falę o długości: Zasada nieoznaczoności Heisenberga Nie można jednocześnie ustalić dokładnie prędkości i położenia elektronu. Im mniejszy jest błąd określenia położenia elektronu ∆x tym większy jest błąd określenia prędkości ∆v i odwrotnie: v x const Mechanika kwantowa nie jest w stanie określić dokładnie ani położenia ani prędkości elektronu w atomie bądź cząsteczce. Z tego powodu operuje się prawdopodobieństwem znalezienia elektronu w danym obszarze. Orbital atomowy OA Zgodnie z teorią Schrödingera stan elektronu w atomie opisuje funkcja falowa Y, nazwana orbitalem, kwadrat tej funkcji daje prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym obszarze wokół jądra, energia elektronów jest kwantowana a geometryczne kształty orbitali wskazują na przestrzenny rozkład prawdopodobieństwa znalezienia elektronu opisanego danym orbitalem. Znane orbitale to orbital s, p, d i f, każdy stan kwantowy elektronu jest opisany za pomocą czterech liczb kwantowych, tj. główna liczba kwantowa - n, poboczna liczba kwantowa - l, magnetyczna liczba kwantowa - m i magnetyczna spinowa liczba kwantowa - ms Funkcja falowa Y jest amplitudą prawdopodobieństwa w punkcie przestrzeni określonym współrzędnymi x, y, z. W przypadku elektronu funkcja falowa Y określa zatem prawdopodobieństwo znalezienia tej cząstki w określonym miejscu przestrzeni wokół atomu, a także określa najbardziej prawdopodobne wartości jego energii. Graficzny zapis orbitalu Obrazem graficznym orbitalu jest fragment przestrzeni, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest duże. Każdy orbital ma inny kształt i orientację przestrzenną, a zajmujący go elektron charakteryzuje się inną energia. Orbitale zdegenerowane, to takie, które różnią się od siebie tylko położeniem w przestrzeni ( orbitale p; orbitale d; orbitale f) Orbital typu p Orbital typu d Orbital typu s Orbitale typu s mają kształt kuli Orbital p jest trójkrotnie zdegenerowany, ze względu na równocenność energety czną orbitali px, py i pz. Orbital d jest pięciokrotnie zdegenerowany, a f siedmiokrotnie. Stany kwantowe Ruch elektronu w atomie charakteryzuje się podając: - orbitalny moment pędu ML /ruch postępowy/ - własny moment pędu zwany spinem MS / ruch wirowy/ Momenty pędów elektronów mogą przyjmować tylko określone wartości, są wielkościami skwantowanymi. Składowe wektorów momentów pędu w stosunku do kierunku wyróżnionego w przestrzeni są więc wielkościami skwantowanymi. Na całkowitą energię elektronu w atomie składa się jego energia kinetyczna i potencjalna. Wartości energii są wielkościami skwantowanymi, czyli mogą przyjmować tylko określone wartości. Wartości tych wielkości fizycznych określa się za pomocą parametrów zwanych liczbami kwantowymi. Wyróżnia się pięć liczb kwantowych, które odnoszą się do atomu GŁÓWNA LICZBA KWANTOWA n Jest związana z energią elektronu. Charakteryzuje stan elektronu wynikający z odległości od jądra. ORBITALNA LICZBA KWANTOWA l Charakteryzuje stan elektronu związany z orbitalnym momentem pędu. Jest również związana z energią elektronu. Na podstawie jej wartości określa się kształt przestrzenny orbitalu. MAGNETYCZNA ORBITALNA LICZBA KWANTOWA SPINOWA LICZBA KWANTOWA MAGNETYCZNA SPINOWA LICZBA KWANTOWA ml Charakteryzuje składową wektora orbitalnego momentu pędu elektronu. Określa zachowanie elektronu w zewnętrznym polu magnetycznym Na podstawie jej wartości określa się orientację przestrzenną orbitalu. s Charakteryzuje własny moment pędu elektronu (spin). Może przyjmować tylko jedną wartość s=1/2 ms Charakteryzuje składową wektora własnego momentu pędu elektronu (spinu). Liczba ms decyduje o możliwości łączenia się elektronów w pary Liczba kwantowa Możliwe wartości Liczba możliwych wartości Znaczenie liczby n główna kolejne liczby naturalne: 1,2,3... nieograniczona decyduje o wielkości l poboczna kolejne liczby zależy od n całkowite od 0 do (n-1) włącznie informuje o kształcie orbitalu (s,p,d.f….) m magnetyczna liczby zależy od l całkowite od -l i wynosi (2l+1) do +l (z „0”) decyduje o orientacji ms magnetyczna spinowa ½ lub – ½ decyduje o orientacji orbitalu 2 przestrzennej orbitalu określa liczbę orbitali w danej podpowłoce przestrzennej spinu KONFIGURACJA ELEKTRONOWA ATOMÓW Konfiguracja elektronowa to sposób opisu elektronów danego atomu przez orbitale. Aby poprawnie zapisać konfigurację danego atomu należy: Opisywać elektrony na orbitalach zgodnie ze wzrostem ich energii orbitalnej Przestrzegać reguły Hunda Liczba niesparowanych elektronów w podpowłoce powinna być jak największa. Niesparowane elektrony mają jednakowy spin. Reguła Hunda dotyczy orbitali zdegenerowanych, czyli takich, które różnią się od siebie tylko położeniem w przestrzeni ( orbitale p; orbitale d) Przestrzegać zakazu Pauliego Atom nie może mieć dwóch elektronów o takich samych wartościach wszystkich czterech liczb kwantowych. Muszą się różnić przynajmniej jedną ( najczęściej ms). TEORIA KWANTOWA dopuszcza możliwość interpretowania struktury cząsteczki różnymi metodami, z których każda ma charakter przybliżony a wszystkie prowadzą do wniosków niemal takich samych, zgodnych w większości przypadków z danymi eksperymentalnymi. Stosunkowo najprostsza do przedstawienia jest metoda, która zakłada, że wiązania kowalencyjne i kowalencyjne spolaryzowane powstają na skutek nakładania się orbitali atomowych obsadzonych niesparowanymi elektronami i należących do dwóch różnych atomów. Nakładanie się orbitali, rozumianych jako obszary przestrzenne, prowadzi do nowego obszaru – orbitalu molekularnego- obejmującego swym zasięgiem oba jądra symetrycznie – wiazanie kowalencyjne- lub niesymetrycznie – wiązanie kowalencyjne spolaryzowane BUDOWA CZĄSTECZKI Cząsteczka składa się z dwóch lub więcej jader oraz elektronów będących w sferze ich oddziaływania. Zachowanie się elektronów w cząsteczce opisuje się za pomocą funkcji falowych Ψ zwanych orbitalami molekularnymi ( cząsteczkowymi) OM Znajomość tych funkcji pozwala na wyznaczenie prawdopodobieństwa przebywania elektronu w określonym obszarze cząsteczki. Powstające pomiędzy atomami wiązania mogą być: Zlokalizowane – wiążąca para elektronów jest wspólna wyłącznie dla dwóch jąder atomów Zdelokalizowane – elektrony biorące udział w wytworzeniu wiązania pozostają w zasięgu oddziaływania kilku jąder atomowych TEORIA ORBITALI MOLEKULARNYCH Bada stany energetyczne, które może osiągnąć elektron wchodzący w skład wiązania w polu wszystkich jąder atomowych cząsteczki. Teoria ta zakłada, że podczas powstawania wiązania chemicznego chmury elektronowe orbitali (zawierających niesparowany elektron) każdego z wiążących się atomów przenikają się lub nakładają nawzajem i powstają w ten sposób tzw. orbitale molekularne. Pozwala to traktować funkcję falową elektronu w cząsteczce jako liniową kombinację funkcji falowych opisujących orbitale atomowe. Przy kombinacji dwu orbitali atomowych tworzą się dwa energetycznie różne orbitale cząsteczkowe, jeden (nisko energetyczny) wiążący i jeden (wysoko energetyczny) antywiążący. Orbitalowi molekularnemu wiążącemu odpowiada energia niższa od energii elektronów izolowanych atomów, orbitalowi antywiążącemu energia wyższa. Energia orbitali atomowych i molekularnych Dla cząsteczki złożonej z dwóch atomów A i B, powstają dwa orbitale molekularne cząsteczkowe –wiążący cA A cB B W równaniu stałe cA i cB dobrane są tak, by energia orbitalu cząsteczkowego osiągała minimum. oraz orbital antywiążący c A A cB B Różnica pomiędzy orbitalem wiążącym i antywiążącym polega na zwiększonym prawdopodobieństwie napotkania elektronu pomiędzy jądrami w przypadku orbitalu wiążącego, oraz w najbliższym otoczeniu poza jądrami w przypadku orbitalu antywiążącego. Kryteria doboru orbitali atomowych Do wyznaczania orbitalu molekularnego nadają się wyłącznie, te orbitale atomowe, które opisując elektrony walencyjne atomów wchodzących w skład cząsteczki, spełniają następujące warunki: 1. Mają porównywalne energie 2. Wzajemnie się nakładają 3. Wykazują jednakową symetrię w stosunku do prostej łączącej jądra atomów. Nie nakładają się Im pełniejsze jest wzajemne przenikanie się orbitali, tym większa jest trwałość tworzonego wiązania. Jeżeli przejściu elektronów z orbitali atomowych na orbitale cząsteczkowe towarzyszy wydzielanie energii, to cząsteczka oczywiście stanowi układ bardziej trwały od atomów, co równoznaczne jest z wytworzeniem wiązania. Typy orbitali molekularnych Nakładanie czołowe orbitali atomowych (wzdłuż prostej łączącej jądra) powoduje powstawanie orbitali molekularnych typu σ (sigma) Orbitale typu σ mogą powstać z orbitali atomowych tego samego typu (s - s; py - py;) lub różnego typu (s – p). Orbital wiążący σ charakteryzuje się zwiększoną gęstością elektronów w przestrzeni między jądrami. Para elektronów zajmująca ten orbital nosi nazwę wiążącej i tworzy trwałe wiązanie. Orbital antywiążący σ* charakteryzuje się mniejszą gęstością elektronów w przestrzeni między jądrami, co powoduje, że jądra atomów odpychają się. Nakładanie boczne orbitali atomowych powoduje powstawanie orbitali molekularnych typu π (pi) Osie symetrii orbitali są prostopadłe do prostej łączącej jądra atomów. Orbitale typu π mogą powstawać z orbitali tego samego typu (px – px; pz – pz) lub różnego typu (p – d). Wiązania pojedyncze zawsze są wiązaniami sigma, natomiast wiązania wielokrotne (podwójne, potrójne), posiadają jedno wiązanie sigma i pozostałe wiązania typu pi. Wiązania pi są słabsze od wiązań sigma i łatwiej ulegają rozerwaniu. Podobieństwa i różnice pomiędzy orbitalami atomowymi OA i molekularnymi OM Orbital atomowy OA Orbital cząsteczkowy OM Opisuje zachowanie się pojedynczego elektronu w atomie Opisuje zachowanie się elektronu w cząsteczce Jest jednocentrowy – opisuje zachowanie elektronu w polu pojedynczego jądra Jest wielocentrowy – opisuje zachowanie elektronu poruszającego się w polu kilku jąder Każdy OA określony jest zespołem liczb kwantowych Każdemu OM można przyporządkować określone liczby kwantowe Każdemu OA odpowiada określona energia orbitalna elektronów Każdemu OM odpowiada określona energia orbitalna elektronów Każdy elektron opisany OA ma ściśle określony spin ( ms = -1/2 albo ms = 1/2 Każdy elektron opisany OM ma ściśle określony spin Obowiązują: zasada najmniejszej energii, zakaz Pauliego, reguła Hunda Obowiązują: zasada najmniejszej energii, zakaz Pauliego, reguła Hunda Każdy OA opisać może stan max 2 elektronów o przeciwnych spinach Każdy OM opisać może stan max 2 elektronów o przeciwnych spinach Cząsteczki dwuatomowe homojądrowe. Cząsteczka wodoru Cząsteczka H2 powstaje w wyniku utworzenia orbitalu cząsteczkowego z orbitali 1s atomów wodoru. Przez nałożenie się dwu orbitali atomowych powstają dwa orbitale cząsteczkowe σ i σ*. W cząsteczce wodoru obydwa elektrony obsadzają orbital o niższej energii, a orbital σ* pozostaje nie zajęty. W czasie tworzenia wiązania wydziela się energia (energia wiązania), a układ jest trwały ze względu na uzyskanie uprzywilejowanego stanu energetycznego charakteryzującego się minimum energii. Cząsteczka azotu U pierwiastków wieloelektronowych przenikanie orbitali głębiej położonych nie odgrywa roli. Cząsteczka N2 powstaje z dwóch atomów azotu, które w stanie podstawowym maja konfigurację; 2 2 3 [7 N] 1s 2s 2p Dziesięć elektronów walencyjnych obu atomów N po sparowaniu rozmieszcza się w cząsteczce, w kolejności wzrastającej energii, na pięciu najniższych energetycznie orbitalach molekularnych. W cząsteczce azotu powstają trzy pary elektronów wiążących wytwarzające jedno wiązanie typu σ i dwa wiązania typu π Konfiguracja elektronowa cząsteczki N2 [N 2 ] [1s 2 ][1s 2 ]( 2s) 2 (σ 2s) 2 ( σ2py )2 ( π2px )2 ( π2pz )2 wiazanie σ wiazanie π wiazanie π Cząsteczki dwuatomowe heterojądrowe Budowa cząsteczki LiH Konfiguracja atomu litu i wodoru w stanie podstawowym: [1 H] 1s1 [3 Li] 1s2 2s1 Wartości energii jonizacji: H = 13,6 eV; Li = 5,4 eV ponieważ energie orbitali są jeszcze porównywalne z orbitalu 2s atomu Li i orbitalu 1s atomu H można utworzyć orbital wiążący σ2s,1s i orbital antywiążący σ*2s,1s Konfiguracja elektronowa cząsteczki: [LiH] [He]( 2s,1s)2 Poziom energetyczny orbitalu 1s at. H znajduje się bliżej poziomu orbitalu molekularnego wiążącego niż poziom 2s at. Li. Większy jest zatem udział orbitalu wodoru w orbitalu molekularnym wiążącym cząsteczki, natomiast w orbitalu molekularnym antywiążącym większy udział stanowi orbital litu. Wynika stąd, że para elektronów wiążąca (opisywana orbitalem σ2s,1s) przesunięta jest w kierunku atomu wodoru, nadając mu charakter bardziej elektroujemny. HYBRYDYZACJA ORBITALI WALENCYJNYCH CENTRALNYCH ATOMÓW CZĄSTECZEK Orbitale cząsteczkowe opisujące zachowanie elektronów w cząsteczkach wieloatomowych, utworzone przez proste kombinacje liniowe orbitali atomowych, często nie pozwalają na uzyskanie w obliczeniach zgodnych z doświadczeniem wartości katów miedzy wiązaniami. W przypadku cząsteczek wieloatomowych uzyskuje się wyniki bardziej zgodne z doświadczeniem jeśli do wyliczenia funkcji cząsteczkowych nie posługuje się prostymi orbitalami atomowymi lecz orbitalami mieszanymi – zhybrydyzowanymi. HYBRYDYZACJA polega na tworzeniu nowych funkcji falowych dla ATOMU CENTRALNEGO CZĄSTECZKI. Funkcje te tworzy się jako kombinacje liniowe jego orbitali atomowych. Uwaga Hybrydyzacja jest zabiegiem matematycznym, a nie procesem fizycznym. Ułatwia przedstawienie rozkładu przestrzennego. Atom centralny znajduje się w stanie wzbudzonym. Wytworzone orbitale zhybrydyzowane są równocenne energetycznie. Orbitale zhybrydyzowane mają taki sam kształt konturu i określone rozmieszczenie w przestrzeni, które decyduje o kształcie cząsteczki. Każdy z hybrydów złożony jest z dwóch części, rozciągających się po obu stronach jądra: - część dodatnia ( większe prawdopodobieństwo napotkania elektronu) - część ujemna wartości funkcji Liczba powstających hybryd jest równa liczbie orbitali biorących udział w hybrydyzacji Typy hybrydyzacji Typ hybrydyzacji Ilość orbitali tworzących hybrydę Układ przestrzenny Kąty miedzy wiązani ami Ilość orbitali zhybrydyzowanych Hybrydyzacja digonalna sp Jeden orbital typu s Jeden orbital typu p liniowy 180o Dwa orbitale typu sp Hybrydyzacja trygonalna sp2 Jeden orbital typu s Dwa orbitale typu p Orbitale skierowane ku wierzchołkom trójkąta foremnego 120o Trzy orbitale typu sp2 Hybrydyzacja tetraedryczna sp3 Jeden orbital typu s Trzy orbitale typu p Cztery orbitale ustawione są w kierunku wierzchołków czworościanu foremnego 109o28` Cztery orbitale typu sp3 Hybrydyzacja typu sp Hybrydyzacja sp polega na wymieszaniu się orbitalu s z jednym orbitalem p z wytworzeniem struktury liniowej. Wszystkie wiązania wytworzone z udziałem zhybrydyzowanych orbitali sp leżą wzdłuż jednej prostej . Cząsteczka CH2 W cząsteczce etynu C2H2 (acetylenu), atomy węgla wytwarzają za pomocą zhybrydyzowanych orbitali sp wiązanie σ wiążąc dwa atomy wodoru i tworząc wiązanie między sobą, a niezhybrydyzowane dwa orbitale p tworzą dwa wiązania π. 6C Stan podstawowy Stan wzbudzony 1s2 2s2 2px12py12pz 1s2 2s1 2px12py12pz1 Hybrydyzacja typu sp2 Hybrydyzacja sp2 polega na wymieszaniu się orbitalu s z dwoma orbitalami p z wytworzeniem struktury płaskiej Wiązania wytworzone z udziałem zhybrydyzowanych orbitali sp2 leżą na jednej płaszczyźnie, a kąt między nimi wynosi 120° . Cząsteczka C2H4 W cząsteczce etenu C2H4 (etylenu), atomy węgla wytwarzają za pomocą zhybrydyzowanych orbitali sp2 wiązanie σ, wiążąc po dwa atomy wodoru i tworząc wiązanie między sobą, a niezhybrydyzowane orbitale p tworzą wiązanie π. Wszystkie atomy leżą na tej samej płaszczyźnie, a wiązanie π usztywnia cząsteczkę uniemożliwiając swobodny obrót wokół wiązania C-C. Hybrydyzacja typu sp3 Obsadzone pojedynczymi elektronami orbital s i trzy orbitale p we wzbudzonym atomie węgla ulegają hybrydyzacji dając cztery równocenne zhybrydyzowane orbitale typu sp3. Odpychanie między czterema równocennymi chmurami elektronowymi jest najmniejsze, gdy ich osie skierowane są od środka czworościanu foremnego ku jego narożom i tworzą kąty 109o28' Cząsteczka CH4 Tworzy cztery wiązania σ z czterema atomami wodoru 6C Stan podstawowy Stan wzbudzony 1s2 2s2 2px12py12pz 1s2 2s1 2px12py12pz1 METODA VSEPR Metoda ta zakłada, ze budowa przestrzenna cząsteczki zależy od łącznej liczby elektronów wokół atomu centralnego, a orientacja przestrzenna zapewnia minimum energii odpychania elektronów w atomie centralnym H C H H CH 4 : W przypadku np..metanu H CH4 cztery zhybrydyzowane orbitale atomu węgla(sp3) O H nakładają się z czterema orbitalami typu :s atomów wodoru. Atom centralnypary nie H wolne 0 2 elektronowe ma wolnych par elektronowych. Kąty pomiędzy wiązaniami p4 2o2s 22 wynoszą 1s 109 28’ 2 2 sp3 1s H p2 2 2s 22 1s p3 2 2s 1s W przypadku amoniaku NH3 ( hybrydyzacja atomu azotu sp3). Trzy hybrydy uczestniczą w tworzeniu wiązań z atomami wodoru, natomiast czwarta opisuje wolną parę elektronową. Kształt cząsteczki to piramida o podstawie trójkąta. Kąty pomiędzy wiązaniami N-H wynosi106°45' W przypadku cząsteczki wody H2O elektrony ostatniej powłoki atomu tlenu ulegają hybrydyzacji typu sp3. występują dwie hybrydy z wolnymi parami elektronowymi. Kąty pomiędzy wiązaniami O-H 104o45’ Bibliografia „Budowa materii w świetle mechaniki kwantowej” Maria Kłyś – Łodzińska „Chemia od A do Z” Marzenna Klimaszewska „Szkolny słownik chemiczny” Dobrowolska, Pazdro http://pl.wikipedia.org/wiki/ http://oen.dydaktyka.agh.edu.pl/dydaktyka/chemia/a_e_chemia/index.htm
