Proseminarium IV

Orbitale molekularne, wiązania kowalencyjne typu o i n Definicje i wzory

Orbital molekularny - jednoelektronowa funkcja falowa, opisująca stan pojedynczego elektronu w molekule, zależna od współrzędnych przestrzennych tego elektronu.

Orbital molekularny wiążący - ma niższą energię niż wyjściowe orbitale atomowe, gdyż wzrasta gęstość elektronowa między obu jądrami i silniejsze jest przy ciąganie z dodatnimi ładunkami obu jąder.

W orbitalu antywiążącym gęstość elektronowa między jądrami atomów maleje, więc energia orbitalu jest wyższa niż wyjściowych orbitali atomowy ch.

Orbital molekularny niewiążący ma taką samą energię jak orbital atomowy' - na nim znajdują się wolne pary elektronowe, praktycznie należące tylko do jednego atomu.

Orbital molekularny typu o jest symetryczny względem obrotu wokół wiązania (osi cząsteczki dwuatomowej), tzn. po obrocie o 180° nie zmienia się znak funkcji falowej.

Natomiast dla orbitalu typu funkcja falowa zmienia znak po obrocie o 180° wokół wiązania.

Orbitale molekularne zapełniane są elektronami w kolejności wzrastającej energii orbitalu, zgodnie z zakazem Pauliego i regułami Hunda, podobnie jak orbitale atomowe.

Rząd wiązania - oblicza się jako różnicę par elektronowych na orbitalach wiążących i antywiążących, np. dla zwykłego w iązania pojedynczego (realizow anego przez jedną parę elektronów) rząd w iązania równy jest 1, a dla wiązania podwójnego równy 2. Istnieją też rzędy wiązań połówkowe, gdy na wiążącym orbitalu znajduje się pojedynczy elektron. Ze wzrostem rzędu w iązania energia wiązania generalnie wzrasta a jego długość maleje.

Ustalenie konfiguracji elektronowej cząsteczki dwuatomowej pozwala na obliczenie rzędu wiązania i określenia czy' cząsteczka jest trwała, czy wiązanie jest pojedyncze czy wielokrotne, czy' cząsteczka jest paramagnetyczna, (jeśli ma przynajmniej jeden niesparowany elektron) czy diamagnety czna, (jeśli wszystkie elektrony są sparowane).

Zadania i problemy

1.    Jakie warunki muszą być spełnione, by z orbitali atomowych mogły powstać orbitale molekularne (MO)?

2.    Czym różnią się MO wiążące, antywiążące i niew iążące i jak to można uzasadnić.

3.    Czym różnią się MO typu n i o.

4.    Jakie MO mogą powstać z kombinacji różnych orbitali 2p?

5.    Narysować kontury powierzchni granicznych dla MO powstających z kombinacji dwóch orbitali: a) ls + ls; b) 2p, + 2p_z; c) 2p_x + 2p_x.

6.    Jakie są reguły obsadzania elektronami MO?

7.    Narysować diagram rozkładu elektronów' na MO dla cząsteczek N₂ i 0₂ oraz zapisać ich konfiguracje elektronowe. Jakie właściwości cząsteczek można przew idzieć na tej podstawie?

8.    Zapisać konfigurację elektronową i obliczyć rząd wiązania dla jonów cząsteczkowych: 0₂²\ 0₂“, oraz 0₂⁺. Jaka jest ich trwałość w stosunku do cząsteczki 0₂? Porównać z właściwościami chemicznymi nadtlenków i ponadtlenków litowców.

9. Czy może istnieć trwała cząsteczka C₂ ? Uzasadnić odpow iedź zapisując jej konfigurację elektronową.

10.    Czy trwalszy jest kation cząsteczkowy 0₂⁺ czy N₂⁺? Czy' ich trwałość w stosunku do macierzystej molekuły obojętnej, odpowiednio 0₂ i N₂, jest taka sama? Który z tych jonów jest paramagnetyczny?

11.    Jak można stwierdzić dośw iadczalnie, że cząsteczka jest paramagnetyczna?