ChO_05 Cząsteczki dwuatomowe

Wykład 5: Cząsteczki dwuatomowe
Wiązania jonowe i kowalencyjne
Ograniczenia teorii Lewisa
Orbitale cząsteczkowe
Kombinacja liniowa orbitali atomowych
Orbitale dwucentrowe
Schematy nakładania orbitali
Diagramy energii orbitali
Rząd wiązania
Opis cząsteczek H2, N2, O2 i F2, LiH, HF i NO
Wydział Chemii UJ
Chemia ogólna - wykład 5/1
dr hab. W. Makowski
Wiązania jonowe
Teoria Kossela: Konfiguracja elektronowa gazów szlachetnych
(oktet ns2np6 na powłoce walencyjnej) jest szczególnie trwała.
Atomy tworzące związki jonowe oddają lub przyjmują elektrony,
tworząc jony mające konfiguracje gazów szlachetnych. Jony te
oddziałują ze sobą siłami elektrostatycznymi.
Związki jonowe
nie tworzą cząsteczek, tylko
kryształy!
Na + Cl = NaCl [Na+][Cl-]
[11Na]: 1s22s22p63s1
[Na+]: 1s22s22p6 = [Ne]
[17Cl]: 1s22s22p63s23p5
[Cl-]: 1s22s22p63s23p6 = [Ar]
Ca + O = CaO [Ca2+][O2-]
[20Ca]: 1s22s22p63s23p64s2
[8O]: 1s22s22p4
Wydział Chemii UJ
[Ca2+]: 1s22s22p63s23p6 = [Ar]
[O2-]: 1s22s22p6 = [Ne]
Chemia ogólna - wykład 5/2
dr hab. W. Makowski
1
Wiązania kowalencyjne
Teoria Lewisa: Atomy, wykazujące podobną tendencję do
przyjmowania i oddawania elektronów, tworzą wiązania w wyniku
uwspólnienia elektronów.
Wiązanie stanowi para elektronów, a uwspólnione elektrony są
zaliczane do powłok walencyjnych obu połączonych atomów, które
dążą do osiągnięcia oktetu s2p6 (atomy H – dubletu 1s2)
Wydział Chemii UJ
Chemia ogólna - wykład 5/3
dr hab. W. Makowski
Ograniczenia teorii Lewisa
przekroczenie oktetu
struktury mezomeryczne (rezonansowe)
Wydział Chemii UJ
Chemia ogólna - wykład 5/4
dr hab. W. Makowski
2
Orbitale cząsteczkowe
Elektrony w cząsteczkach opisujemy za pomocą orbitali
cząsteczkowych (molekularnych), które mają analogiczne
właściwości jak orbitale atomowe:
• są określone dla współrzędnych elektronu
• umożliwiają obliczenie gęstości prawdopodobieństwa
znalezienia elektronu
• umożliwiają obliczenie energii elektronu
• stosuje się do nich reguła Hunda i zakaz Pauliego
Wydział Chemii UJ
Chemia ogólna - wykład 5/5
dr hab. W. Makowski
Kombinacja liniowa orbitali atomowych
Orbitale cząsteczkowe (molekularne) można obliczyć jako
kombinacje liniowe orbitali atomowych:
  c11  c2 2  c3 3  ...
Orbitale atomowe φ, nadające się do obliczenia efektywnego
orbitalu cząsteczkowego, spełniają następujące warunki:
1. odpowiada im porównywalna energia
2. nakładają się na siebie (im większe jest nakładanie, tym
mocniejsze jest wytworzone wiązanie)
3. wykazują taką samą symetrię względem osi łączącej oba jądra
Wydział Chemii UJ
Chemia ogólna - wykład 5/6
dr hab. W. Makowski
3
Orbitale dwucentrowe

 AB
 c A A  cB B

 AB
 c A A  cB B
Cząsteczki homojądrowe
Cząsteczki heterojądrowe
(np. H2, N2, O2, F2)
(np. LiH, HF, NO)
identyczne atomy
różnice w energii jonizacji atomów
np. IA < IB
c A  cB
c A  cB
c A  cB
c A  cB
Wydział Chemii UJ
Chemia ogólna - wykład 5/7
dr hab. W. Makowski
Schemat nakładania orbitali s
orbitale atomowe
orbitale molekularne
   c A ( 1s )A  cB ( 1s )B
σ*1s
antywiążący
1s A
1s B
σ1s
wiążący
   cA ( 1s )A  cB ( 1s )B
Wydział Chemii UJ
Chemia ogólna - wykład 5/8
dr hab. W. Makowski
4
Cząsteczka H2: orbital wiążący
 H  c A ( 1s )A  cB ( 1s )B
2
+
+
zwiększona
wartość
funkcji falowej
Wydział Chemii UJ
Chemia ogólna - wykład 5/9
dr hab. W. Makowski
Cząsteczka H2: Orbital antywiążący
 H  c A ( 1s )A  cB ( 1s )B
2
+
-
zmniejszona
wartość
funkcji falowej
(płaszczyzna
węzłowa)
Wydział Chemii UJ
Chemia ogólna - wykład 5/10
dr hab. W. Makowski
5
Diagramy energii orbitali σ1s
Wydział Chemii UJ
Konfiguracja
elektronowa
hipotetycznej
cząsteczki He2
Konfiguracja
elektronowa
cząsteczki H2
Poziomy energii
orbitali
cząsteczkowych
Chemia ogólna - wykład 5/11
dr hab. W. Makowski
Schemat nakładania orbitali p (1)
orbitale atomowe
orbitale molekularne
   cA ( 2 px )A  cB ( 2 px )B
σ*2p
antywiążący
2px A
2px
σ2p
wiążący
B
   cA ( 2 px )A  cB ( 2 px )B
Wydział Chemii UJ
Chemia ogólna - wykład 5/12
dr hab. W. Makowski
6
Schemat nakładania orbitali p (2)
orbitale atomowe
orbitale molekularne
   cA ( 2 p y )A  cB ( 2 p y )B
π*2p
antywiążący
2py
A
2py B
π2p
wiążący
   cA ( 2 p y )A  cB ( 2 p y )B
Chemia ogólna - wykład 5/13
Diagram energii orbitali
molekularnych N2
dr hab. W. Makowski
σ*2px
energia
Wydział Chemii UJ
π*2pz
π*2py
[7N]: 1s22s22p3
2p
Konfiguracja
elektronowa N2:
σ2px
π2py
π2pz
KK (σ2s)2 (σ*2s)2
(π2py)2 (π2pz)2 (σ2px)2
σ*2s
Rząd wiązania =
½ (liczba elektronów wiążących
– liczba elektronów antywiążących)
2s
2s
σ2s
RW (N2) = ½(8 – 2) = 3
N
N
Wydział Chemii UJ
2p
Chemia ogólna - wykład 5/14
dr hab. W. Makowski
7
[8O]:
σ*2px
energia
Diagram energii orbitali
molekularnych O2
π*2pz
π*2py
π2pz
π2py
1s22s22p4
2p
Konfiguracja
elektronowa O2:
2p
σ2px
KK (σ2s)2 (σ*2s)2
(σ2px)2(π2py)2 (π2pz)2
(π*2py)1 (π*2pz)1
paramagnetyk!
σ*2s
2s
2s
RW (O2) = ½(8 – 4) = 2
σ2s
O
O
Wydział Chemii UJ
Chemia ogólna - wykład 5/15
dr hab. W. Makowski
Rząd i długość wiązania w cząsteczkach tlenu
diamagnetyk
paramagnetyki
Wydział Chemii UJ
Chemia ogólna - wykład 5/16
dr hab. W. Makowski
8
[9F]:
σ*2px
energia
Diagram energii orbitali
molekularnych F2
π*2pz
π*2py
π2pz
π2py
1s22s22p5
2p
Konfiguracja
elektronowa F2:
σ2px
KK (σ2s)2 (σ*2s)2
(σ2px)2(π2py)2 (π2pz)2
(π*2py)2 (π*2pz)2
RW (F2) = ½(8 – 6) = 1
2p
σ*2s
2s
2s
σ2s
F
F
Wydział Chemii UJ
Chemia ogólna - wykład 5/17
dr hab. W. Makowski
Energia orbitali cząsteczek homojądrowych
σ*2p
π*2p
σ2p
π2p
σ*2s
σ2s
Wydział Chemii UJ
Chemia ogólna - wykład 5/18
dr hab. W. Makowski
9
energia
Diagram energii orbitali
molekularnych LiH
σ*2sLi
2s
8,2eV
[1H]: 1s1
[3Li]: 1s22s1
Konfiguracja
elektronowa LiH:
1s
(1sLi)2(σ1sH)2
RW (LiH) = ½(2 – 0) = 1
σ1sH
orbital niewiążący
1sLi
1sLi (σn1sLi)
H
Li
Chemia ogólna - wykład 5/19
Diagram energii orbitali
molekularnych HF
energia
Wydział Chemii UJ
dr hab. W. Makowski
σ*HF (σ*1sH)
1s
3,8 eV
[1H]: 1s1
[9F]: 1s22s22p5
Konfiguracja
elektronowa HF:
2pF (πn2pF)
K (2sF)2 (σHF)2 (2py F)2 (2pz F)2
2pF
RW (HF) = ½(2 – 0) = 1
σHF (σ2pF)
2sF
2sF (σn2sF)
F
Wydział Chemii UJ
Chemia ogólna - wykład 5/20
H
dr hab. W. Makowski
10
σ*2px
energia
Diagram energii orbitali
molekularnych NO
[7N]:
[8O]: 1s22s22p4
π*2pz
π*2py
π2pz
π2py
1s22s22p3
2p
Konfiguracja
elektronowa NO:
KK (σ2s)2 (σ*2s)2
(σ2px)2(π2py)2 (π2pz)2
(π*2py)1
paramagnetyk!
2p
σ2px
σ*2s
2s
2s
RW (NO) = ½(8 – 3) = 2,5
σ2s
O
N
Wydział Chemii UJ
Chemia ogólna - wykład 5/21
dr hab. W. Makowski
11