Geometrické uspořádání molekuly je charakterizováno:

Prezentace na téma: "Geometrické uspořádání molekuly je charakterizováno:"— Transkript prezentace:

1 Geometrické uspořádání molekuly je charakterizováno:
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.

2 Geometrie molekul

3 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.

4 Repulze mezi elektronovými páry klesá v pořadí:
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

5 VSEPR Sterické číslo (SN) = počet vazeb a nevazebných elektronových párů kolem centrálního atomu.

6 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, CO BF3, COCl2, O3, SO2 CH4, PCl3, H2O PCl5, SF4, ClF3 SF6, IF5, XeF4

7 VSEPR: vazebné úhly

8

9

10 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).

11 Překryv orbitalů v kovalentní vazbě

12 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.

13 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.

14 Charakteristická geometrie hybridních orbitalů

15 Charakteristická geometrie hybridních orbitalů

16 -vazba – elektrony jsou shromážděny v ose spojující atomová jádra.
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.

17 -vazba

18 Trojná vazba Acetylen, C2H2

19 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.

20 Molekula H2

21 Molekula He2

22 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.

23 Energie vazby

24 MO z p-orbitalů u dvouatomových molekul prvků 2. periody

25 Dvouatomové heteronukleání molekuly - CO

26 Delokalizované vazby v kovech
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.

27 1 atom N atomů Pásová teorie
Energie elektronů je kvantována = mohou mít jen určité hodnoty energie, obsazovat jen povolené hladiny, nesmí se vyskytovat v zakázaných pásech. 1 atom N atomů

28 Pásy v grafitu Grafit je vodič, vazebné a nevazebné pásy  se překrývají

29 Pásy v diamantu Diamant je nevodič, vazebné a nevazebné pásy  jsou vzdálené

30 Pásové uspořádání pro vodiče, nevodiče a polovodiče

31 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.

32 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 = 33.36x1030 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.

33

34 Polarita víceatomových molekul
Pravidlo: molekula je polární pokud má na centrálním atomu volné elektronové páry nebo různé vazby.