Geometrie molekul Lewisovy vzorce poskytuj informaci o tom

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.

Geometrie molekul

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.

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

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

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. : NH 3 má jeden volný elektronový pár. Vazebný úhel mezi atomy H je redukován z hodnoty 109° (úhel v základním tetraedrickém tvaru) na 107°. V molekule H 2 O se dvěma volnými elektronovými páry svírají atomy H úhel pouze 105°. • Podobný efekt mají násobné vazby: H 2 C=O (116° místo 120° mezi atomy H); H 2 C=CH 2 (117° místo 120° mezi atomy H). • Př. : Navrhněte geometrii následujících molekul: – Be. Cl 2, CO 2 - BF 3, COCl 2, O 3, SO 2 – CH 4, PCl 3, H 2 O - PCl 5, SF 4, Cl. F 3 – SF 6, IF 5, Xe. F 4

VSEPR: vazebné úhly

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 H 2 vznikne překryvem dvou 1 s orbitalů. Atomové orbitaly podslupky p vytvoří vazbu v F 2. V CH 4 vznikne vazba překryvem 1 s orbitalu vodíku s 2 s a 2 p 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 CH 4 se mohou stát ekvivalentními hybridy (hybridizace sp 3).

Překryv orbitalů v kovalentní vazbě

Hybridizace • Př. : Be. F 2 – Be má elektronovou konfiguraci 1 s 22 s 2 – Žádný nepárový elektron není k dispozici do vazby. – Elektron z 2 s orbitalu může přejít do 2 p 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 2 s a jednoho z orbitalů 2 p 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 2 p orbitalů na Be byl využit k hybridizaci, na atomu tedy zůstávají dva nehybridizované p orbitaly.

Typy hybridních orbitalů • Hybridizací mohou vzniknout orbitaly sp, sp 2, sp 3 d, sp 3 d 2 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 NH 3.

Charakteristická geometrie hybridních orbitalů

Charakteristická geometrie hybridních orbitalů

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.

-vazba

Trojná vazba Acetylen, C 2 H 2

MO-LCAO • Teorie molekulových orbitalů dále rozšiřuje kvantověmechanický 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.

Molekula H 2

Molekula He 2

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 H 2 = ½(2 - 0) = 1. Vazba v H 2 je tedy jednoduchá. Řád vazby pro He 2 = ½(2 - 2) = 0. Molekula He 2 tedy není stabilní.

Energie vazby

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

Dvouatomové heteronukleání molekuly - CO

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.

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

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

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

Pásové uspořádání pro vodiče, nevodiče a polovodiče

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 NH 3 a C-Cl v CCl 4. • Př. : Odhadněte relativní polaritu HF, HCl, HBr a HI.

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. 36 x 10 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 NH 3, H 2 O, CO 2 mají dipólový moment. • Př. : Určete který z izomerů (cis- nebo trans-) C 2 H 2 Cl 2 má dipólový moment.

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