Chemia-02
advertisement
ŁADUNEK FORMALNY 2.5 dla atomu węgla C O < C 2.5 H 2.1 Li 1.0 < 2.5 pierwiastek o większej elektroujemności od węgla Cl H H Li −δ H H C H CH3 C 2.5 H 2.1 Cl 3.0 C N ŁADUNEK FORMALNY DODATNI pierwiastek o mniejszej elektroujemności od węgla +δ H ŁADUNEK FORMALNY = = liczba ewalencyjnych w atomie wolnym liczba ewalencyjnych 1 2 = ŁADUNEK FORMALNY ŁADUNEK FORMALNY ŁADUNEK FORMALNY ŁADUNEK FORMALNY UJEMNY O liczba ewalencyjnych w atomie wolnym liczba ewalencyjnych w atomie związanym ŁADUNEK FORMALNY H +1 H C N liczba ewalencyjnych w atomie związanym liczby e- liczba e- wiążących niewiążących 0 O O H -1 dla O O N e- walencyjne 6 6 5 e- wiążące 2 4 8 e- niewiążące 6 4 0 ŁADUNEK FORMALNY -1 0 +1 ŁADUNEK FORMALNY = 6 - 2/2 - 6 = -1 ŁADUNEK FORMALNY = 6 - 4/2 - 4 = 0 ŁADUNEK FORMALNY = 5 - 8/2 - 0 = +1 1 GRUPA +1 0 STRUKTURY LEWISA -1 CH3F B B 3 4 5 6 7 4 C C Obliczamy ogólną liczbę elektronów walencyjnych atomów wchodzących w skład cząsteczki C C C C C C C N N N O O N N 3(1) + 7 H3 = 14 elektronów F Pary elektronów umieszczamy pomiędzy atomami tak, aby połączyć wszystkie atomy wchodzące w skład cząsteczki. H H C F H 14 - 4(2) = 6 elektronów O O O H Pozostające elektrony umieszcza się jako niewiążące pary elektronów tak, aby każdy z atomów posiadał ‘oktet elektronowy’ X X X N N N + C H C F H X = F, Cl, Br, I 6 : 2 =3 STRUKTURY LEWISA STRUKTURY REZONANSOWE O Atomy pierwiastków grupy 3 w wysoce reaktywnych cząsteczkach mają mniej niż 8 elektronów, tzw. niepełny oktet elektronowy F O C F B O O C O O F C=O Atomy pierwiastków okresów 3 i wyższych (dysponują orbitalami d) mogą przyjmować więcej niż 8 elektronów, tzw. rozszerzony oktet elektronowy O O O C F F F S F 1.2Å C–O 1.34Å - O 2 3 O - 2 3 C F O - F 2 3 1.28Å 2 PODSTAWOWE REGUŁY PISANIA STRUKTUR REZONANSOWYCH suma polarności poszczególnych wiązań oraz rozmieszczenie wolnych, niewiążących par elektronowych w cząsteczce 1. Struktury graniczne nie istnieją realnie – łączymy je za pomocą 2. Wszystkie struktury rezonansowe różnią się między sobą położeniem elektronów π oraz elektronów niewiążących + + + CH3–CH–CH=CH2 CH2–CH2–CH=CH2 CH3–CH=CH–CH2 3. Wszystkie struktury rezonansowe muszą być typu Lewisa POLARNOŚĆ CZĄSTECZEK 4. Wszystkie atomy należące do układu zdelokalizowanego muszą leżeć w jednej płaszczyźnie 5. Wszystkie struktury rezonansowe muszą mieć taką samą liczbę sparowanych elektronów CH2=CH–CH=CH2 MOMENT DIPOLOWY µ CH2 –CH=CH–CH2 6. Struktur rezonansowych przedstawiających układy o bardzo dużej energii nie bierze się pod uwagę, np. CH3 CH3+ GEOMETRIA CZĄSTECZEK POLARNOŚĆ CZĄSTECZEK VSEPR – Valence Shell Electron-Pair Repulsion MOMENT DIPOLOWY µ – jest to iloczyn wielkości ładunku Q na krańcu dipola cząsteczkowego oraz odległości między ładunkami r µ=Q ×r (Gillespie 1957) 1. Rozważana cząsteczka/jon jest zbudowana z atomu centralnego, kowalencyjnie związanego z co najmniej dwoma atomami lub grupami atomów 1D = 3.336 ×10-30 C × m 2. Rozważane są wszystkie walencyjne pary elektronowe atomu centralnego; rozróżnia się : µ = 1.85 D Pary elektronowe ‘wiążące’ – elektrony biorące udział w wiązaniu kowalencyjnym H µ=0 Cl Cl Cl C Cl O H H H Pary elektronowe ‘niewiążące’ H N H C H H H 3. Par elektronowe będą przyjmowały takie ułożenie w przestrzeni, aby zminimalizować wzajemne oddziaływania odpychające µ = 1.47 D 3 Poziom Obszar przestrzeni, w którym prawdopodobieństwo znalezienia się elektronu jest największe określa się zwyczajowo ORBITALEM Podpoziom energetyczny przy max. obsadzeniu 1s2 (1) K s (2) L s, p (3) M s, p, d (4) N s, p, d, f ORBITALE ATOMOWE różnią się: • kształtem • wielkością • energią elektronów opisywanych przez dany orbital konfiguracja elektronowa 2e- 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 8e18e32e- ENERGIA 4s < 4p < 4d < 4f ORBITALE ATOMOWE ORBITALE ATOMOWE ZASADY OBSADZANIA ORBITALI PRZEZ ELEKTRONY 1s płaszczyzna nodalna 1. Orbital może być ’zajmowany’ co najwyżej przez dwa elektrony o przeciwnych spinach – zakaz Pauli’ego 2s 3. Obsadzanie orbitali o takiej samej energii następuje zgodnie z regułą Hunda, tzn. elektrony zapełniają tak orbitale, aby jak największa liczba elektronów była ‘niesparowana’ płaszczyzna nodalna 2py 2. Następny orbital jest obsadzany wtedy, gdy zajęte są orbitale o niższej energii 2p 4 ORBITALE ATOMOWE 6C 1s2 2s2 2p2 7N 2e- 1s2 2s2 2p3 3epx py pz ORBITALE CZĄSTECZKOWE – MOLEKULARNE 1s2 2s2 2p4 8O 4epx py pz px py pz 2p 2s 1s 1. Każda para elektronów jest zlokalizowana w pobliżu jąder 2. Kształt orbitali molekularnych i ich wzajemne rozmieszczenie wynika z kształtu i rozmieszczenia przestrzennego orbitali atomowych atomów wchodzących w skład cząsteczki 2H· 1s 2H· H–H H–H 1s σ 2× ×218 kJ mol-1 ORBITAL ANTYWIĄŻĄCY σ∗ E H–H ENERGIA ABSORBOWNA PODCZAS PĘKANIA WIĄZANIA 2H· ENERGIA UWALNIANA PODCZAS TWORZENIA WIĄZANIA σ∗ ORBITAL WIĄŻĄCY σ 5 ORBITALE SHYBRYDYZOWANE MO antywiążący CH4 ENERGIA π* 2 orbitale p π∗ π MO wiążący Cząsteczka symetryczna Wiązania C – H są równocenne; o takiej samej długości i mocy Kąty walencyjne H – C – H wynoszą 109º28’ 2 orbitale p 6C 1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p2 6C 4 1s 4 × 1s2 2s2 2p2 6C π × 1H 1H 1s1 4 × sp3 1s1 2s 2px py pz HYBRYDYZACJA 4 × 1s 1s 2s 2px py pz 4 × sp3 HYBRYDYZACJA TETRAEDRYCZNA 6 5B STRUKTURA ETANU 6 węgiel sp3 1s węgiel sp3 2s 2px py pz HYBRYDYZACJA 1s wiązanie σ C–H wiązanie σ C–C 1s 3 × sp2 2p HYBRYDYZACJA TRYGONALNA STAN WZBUDZONY STAN sp 2 SHYBRYDYZOWANY STAN PODSTAWOWY STRUKTURA ETENU 2p 2p p ORBITAL wiązanie σ C–C sp2 2s 1s 1s przeniesienie elektronu wiązanie σ C–H hybrydyzacja wiązanie π C–C C płaszczyzna nodalna 7 STAN WZBUDZONY 4Be STAN sp SHYBRYDYZOWANY STAN PODSTAWOWY 2p 2p sp 2s 1s 2s 2px py pz 1s HYBRYDYZACJA 1s 1s 180°° 1s hybrydyzacja 2 × sp 2p HYBRYDYZACJA DYGONALNA STRUKTURA ETYNU wiązanie σ C–C H 1.06 A H wiązanie π C–C H H H C C 1.20 A wiązanie π C–C 1.09 A 1.10 A H C 1.34 A 1.54 A wiązanie σ C–H C C C H H H H H H 8
