tvoria štyri sp3 hybridné

Prezentace na téma: "tvoria štyri sp3 hybridné"— Transkript prezentace:

1 tvoria štyri sp3 hybridné
-1- -2- TEÓRIA HYBRIDIZÁCIE Teória hybridizácie (PREHĽAD CHÉMIE P. Silný, B. Brestenská str ) Seminár z CH 11 (13., 14. vyuč. hod.) Pomocou teórie valenčných väzieb sa nedali vysvetliť niektoré experimentálne namerané údaje o štruktúre veľkého počtu molekúl ( väzbové uhly v molekule, energia väzieb), napr. BeCl2 , BF3 , CH4 , NH3 , H2O a mnohých ďalších. Pre vysvetlenie experimentálne nameraných údajov pre vyššie uvedené molekuly bola vytvorená teória hybridizácie. Základom hybridizácie je predstava, že atóm nevytvára väzbu pomocou energeticky rozdielnych atómových orbitálov vo valenčnej vrstve (napr. s a p atómových orbitálov), ale vo valenčnej vrstve atómu sa lineárnou kombináciou energeticky rozdielnych atómových orbitálov vytvárajú energeticky rovnocenné hybridné orbitály, ktoré sa potom zúčastňujú s inými atómami na tvorbe kovalentných väzieb v molekulách. Pri tvorbe hybridných orbitálov platia tieto pravidlá: a) Počet vytvorených hybridných orbitálov sa rovná počtu pôvodných atómových orbitálov, z ktorých vznikli. Napríklad ak dochádza k lineárnej kombinácii jedného s a troch p atómových orbitálov, vznikajú štyri hybridné orbitály. b) Hybridné orbitály môžu vzniknúť lineárnou kombináciou len energeticky blízkych atómových orbitálov. Napríklad hybridné orbitály môžu vzniknúť z 2s a 2p atómových orbitálov, ale nemôžu sa kombinovať atómové orbitály 1s a 2p – pretože sú energeticky značne rozdielne. c) Hybridné orbitály majú iné tvary ako pôvodné atómové orbitály, sú nesymetricky rozložene vzhľadom na jadro atómu. Kovalentné väzby tvorené hybridnými orbitálmi sú pevnejšie, lebo dochádza k väčšiemu prekryvu hybridných orbitálov v porovnaní s prekrytím pôvodných atómových orbitálov. HYBRIDIZÁCIA sp Lineárnou kombináciou jedného atómového orbitálu s a jedného atómového orbitálu p vzniknú dva energeticky rovnocenné hybridné orbitály – sp. V priestore sú umiestnené pozdĺž priamky – lineárne, zvierajú uhol 180°. y z p orbitál x s dva sp hybridné orbitály hybridizácia Vznik dvoch sp hybridných orbitálov Hybridizácia sp umožňuje vysvetliť vznik väzieb v molekule BeCl2 . Atóm berília má v základnom stave vo valenčnej sfére len dva spárené elektróny (2s2 ). Vznik dvoch rovnocenných väzieb, ktoré vznikajú v priebehu reakcie Be + Cl2  BeCl2 možno vysvetliť takto: Be 1s2 2s2 – základný stav Be* 1s2 2s1 2p1 – vzbudený stav Vznik dvoch hybridných orbitálov sp (a), vznik väzieb v molekule BeCl2 (b) BeCl2 lineárna molekula 180° Cl Be Cl p – sp sp – p a) b) HYBRIDIZÁCIA sp2 Lineárnou kombináciou jedného atómového orbitálu s a dvoch atómových orbitálov p vzniknú tri energeticky rovnocenné hybridné orbitály – sp2 . V priestore majú trigonálne (trojuholníkové) usporiadanie a navzájom zvierajú uhol 120°. 120° Vznik troch sp2 hybridných orbitálov Vznik väzieb v molekule BF3 tvoria tri sp2 hybridné Geometrické usporiadanie väzieb v molekule BF3 HYBRIDIZÁCIA sp3 Lineárnou kombináciou jedného atómového orbitálu s a troch atómových orbitálov p vzniknú štyri energeticky rovnocenné hybridné orbitály – sp3 . V priestore smerujú do vrcholov tetraédra a zvierajú uhly 109°28'. Príkladom hybridizácie sp3 je vznik štyroch rovnocenných väzieb v molekule metánu CH4 . tvoria štyri sp3 hybridné

2 prvkov hlavných skupín
-4- -3- Seminár z CH 11 (13., 14. vyuč. hod.) TEÓRIA HYBRIDIZÁCIE Existuje aj neekvivalentná hybridizácia sp3. Vyskytuje sa v molekulách NH3 a H2O. Centrálny atóm dusíka je v amoniaku v hybridizácii sp3, vytvára 4 hybridné orbitály, z ktorých tri použije vo väzbe s troma atómami vodíka a štvrtý hybridný orbitál obsahuje voľný elektrónový pár. Podobne kyslík vo vode je v hybridizácii sp3 a dva hybridné orbitály použije do väzby s dvoma atómami vodíka a ďalšie dva hybridné orbitály obsahujú po jednom voľnom elektrónovom páre. Tieto voľné elektrónové páry v hybridných orbitáloch spôsobujú deformáciu väzbových uhlov a tým zmenu priestorového tvaru molekuly. Väzby v molekule CH4 C H 109° H 1s sp3 H2O NH3 N 107° 20' O 104° 30' Neekvivalentná hybridizácia v molekulách NH3 a H2O Existujú aj zložitejšie hybridizácie, kedy sa na hybridizácii v atóme zúčastňujú nielen atómové orbitály s a p ale aj orbitály d a f . Teória hybridizácie je vhodná na vysvetlenie vzniku väzieb v mnohých molekulách a na určenie priestorovej štruktúry molekúl, ale má aj svoje obmedzenia a je ťažko použiteľná pri zložitých molekulách. Obr. 2 Zapisovanie valenčných elektrónov v atómoch prvkov hlavných skupín 1. Podľa obr. 2 napíšte elektrónové štruktúrne vzorce molekúl a uveďte ich názov: PCI5 H2S AlCl3 PH3 SiF4 PbCl2 SCl6 MgCl2 2. Podľa obr. 1 rozhodnite, aké tvary majú molekuly: AlBr3 SiCl4 GeCl2 CaCl2 Obr. 1 Tvary niektorých jednoduchých molekúl lomený tvar O má 2 voľné el . páry 104,5° Sn má 1 voľný el . pár lineárny tvar 120° N má 1 voľný elektrónový pár 107° Učebnica ZLOŽENIE A ŠTRUKTÚRA ANORG. LÁTOK - Ľ. Žúrková, B. Brestenská str.39

3 Počet atómov v molekule
-1- 2. ÚLOHA: Napíšte elektrónové štruktúrne vzorce molekúl a uveďte ich názov: PCI5 H2S BCl3 PF3 SiF4 SnCl2 SF6 BeCl2 Úlohy: Štruktúra molekúl s jedným centrálnym atómom Vzorec molekuly Názov molekuly Počet atómov v molekule Centrálny atóm Tvar molekuly Cl2 NH3 2 — chlorid vápenatý lineárny 3 O lomený fluorid boritý trojboká pyramída C pravidelný štvorsten trojboká dipyramída štvorboká dipyramída (osemsten) fluorid fosforečný chlorid sírový 1. ÚLOHA: Pozrite si obrázok 17 a doplňte tabuľku č.1. chlorid uhličitý SKUPINA A Poznámka: EP – elektrónový pár; (celkový počet EP okolo centrálneho atómu) , VEP – väzbový elektrónový pár - väzba; (počet väzieb z centrálneho atómu) , NEP – neväzbový (voľný) elektrónový pár; (na centrálnom atóme). PF5 H2O AlF3 Celkový počet EP VEP NEP Tvar molekuly model Elektrónový vzorec štvorboká dipyramída 3. ÚLOHA: Pozrite si obrázok 17 a doplňte tabuľku č.2. Príklad trojuholník 4 5 6 1 CH4 PbBr2 SCl6 BaF2 Obr. 17 Tvary niektorých jednoduchých molekúl lomený tvar O má 2 voľné el . páry 104°30' Sn má 1 voľný el . pár lineárny tvar 120° 109° N má 1 voľný elektrónový pár 107°

4 Počet atómov v molekule
-1- 2. ÚLOHA: Napíšte elektrónové štruktúrne vzorce molekúl a uveďte ich názov: PCI5 H2O BF3 PCl3 SiF4 SnCl2 SF6 BeCl2 Úlohy: Štruktúra molekúl s jedným centrálnym atómom Vzorec molekuly Názov molekuly Počet atómov v molekule Centrálny atóm Tvar molekuly I2 NH3 2 — fluorid vápenatý lineárny 3 O lomený chlorid boritý trojboká pyramída Si pravidelný štvorsten trojboká dipyramída štvorboká dipyramída (osemsten) fluorid fosforečný chlorid sírový 1. ÚLOHA: Pozrite si obrázok 17 a doplňte tabuľku č.1. chlorid kremičitý SKUPINA B Poznámka: EP – elektrónový pár; (celkový počet EP okolo centrálneho atómu) , VEP – väzbový elektrónový pár - väzba; (počet väzieb z centrálneho atómu) , NEP – neväzbový (voľný) elektrónový pár; (na centrálnom atóme). PF5 AlF3 Celkový počet EP VEP NEP Tvar molekuly model Elektrónový vzorec štvorboká dipyramída 3. ÚLOHA: Pozrite si obrázok 17 a doplňte tabuľku č.2. Príklad trojuholník 4 5 6 1 CH4 SnBr2 SCl6 BeF2 Obr. 17 Tvary niektorých jednoduchých molekúl lomený tvar O má 2 voľné el . páry 104°30' Sn má 1 voľný el . pár lineárny tvar 120° 109° N má 1 voľný elektrónový pár 107°