Ψ_{om orbital molekularny (cząsteczkowy)}

ZASADY WYZNACZANIA Ψ_om

1. Podobne energie Ψ_atomowych.

2. Nakładanie się orbitali (im pełniejsze przenikanie tym większa trwałość wiązania).

3. Odpowiednia symetria względem osi łączącej oba jądra.

KOLEJNOŚĆ POZIOMÓW ENERGETYCZNYCH CZĄSTECZKI

δ1s < δ^*1s < δ2s < δ^*2s < δ2p_x < π2p_y = π2p_z < π^*2p_z = π^*2p_z < δ^*2p_x

ENERGIA ORBITALI Ψ_om Ψ^*_om

Podział orbitali molekularnych:

kryterium - liczba jąder objętych działaniem orbitalu

ORBITALE ZLOKALIZOWANE

swoim zasięgiem obejmują jądra dwóch sąsiadujących atomów.

ORBITALE ZDELOKALIZOWANE

swoim zasięgiem obejmują więcej niż dwa atomy.

kryterium - symetria otrzymanego orbitalu molekularnego

ORBITAL TYPU б

Posiada oś symetrii, którą jest linia łącząca oba jądra atomowe.

ORBITAL TYPU π

Nie posiada wyżej wymienionej osi symetrii.

kryterium - energia otrzymanego orbitalu molekularnego

Ψ_A + Ψ_B=Ψ_om (powstaje w wyniku sumowania się funkcji orbitalnych)

A B

Ψ_A - Ψ_{B =} Ψ_om ^*(powstaje w wyniku odejmowania się funkcji orbitalnych)

ORBITAL WIĄŻĄCY Ψom

ma energię niższą od Ψa i Ψb.

ORBITAL ANTY WIĄŻĄCY Ψ_om^*

ma energię wyższą od Ψa i Ψb.

ORBITAL NIEWIĄŻĄCY

ma energię taką samą jak od Ψa lub Ψb.

∏

OBSZAR PRZENIKANIA

Zabudowa orbitali

• zasada minimum energii

• zakaz Pauliego

• reguła Hunda

OPIS STRUKTURY ELEKTRONOWEJ CZĄSTECZKI POLEGA NA PRZEDSTAWIENIU:

1. konfiguracji elektronowej atomów tworzących cząsteczkę

2. diagramu poziomów energetycznych orbitali atomowych i cząsteczkowych

3. graficznego modelu cząsteczki

4. konfiguracji elektronowej cząsteczki

5. obliczeniu ilości wiązań

Hybrydyzacja orbitali atomowych

to ujednolicenie pod względem energetycznym i geometrycznym orbitali atomowych danego atomu, wymieszaniu ulegają wszystkie te orbitale, które tworzą wiązania typu sigma; powstaje tyle orbitali ile uległo mieszaniu.

RODZAJE HYBRYDYZACJI

Rodzaj hybrydyzacji	Kształt drobiny	kąt pomiędzy drobinami
sp	liniowa	180 ^O
sp^2	trójkątna płaska	120^O
sp^3	tetraedryczna, tetragonalna, czworościanu foremnego	109^O28^`

(wolne pary elektronowe zmniejszają kąty pomiędzy pozostałymi wiązaniami)

OBLICZANIE LICZBY HYBRYDYZACJI AB_n - LH=δP + WP

LH - liczba orbitali zhydrydyzowanych δP - liczba par tworzących wiązania δ WP - liczba wolnych par

WP=
(liczba
walencyjnych atomu A - n liczba
potrzebnych do uzupełnienia dubletu lub oktetu B)

Dla jonów bierze się pod uwagę ich ładunek (dodając lub odejmując elektrony ze sfery walencyjnej).

Przykłady obliczania L.H. w jonach.

LH (CO₃ ^2-) = 3 + ½(4 + 2 - 3 _* 2) = 3 sp²

LH ( ClO₂ ^- ) = 2 + ½(7 + 1 - 2 _* 2) = 5 sp³d

Iwona K®ól - nauczyciel chemii VIII LO

„Notatki ucznia”

3

E(eV)

_a

^_om = c^'(_a  _a

Wartość

potencjału

jonizacji

_om = c(_a  _a

_b

E

eV

Ψ^*_om

Ψ_om

r - odległość między atomami

Energia

orbitalna

OBSZAR PRZENIKANIA

+

Z

y

y

y

Z

∂

Podstawowe typy hybrydyzacji

Inne typy hybrydyzacji

---