Geometrie molekul

1. 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. 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. • Volnéelektronové páry a násobné vazby ovlivňují geometrii více než jednoduché vazby. Ze základních tvarů pak vznikají tvary odvozené. • Př.: NH3májeden 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, CO2 - BF3, COCl2, O3, SO2 • CH4, PCl3, H2O - PCl5, SF4, ClF3 • SF6, IF5, XeF4

7. VSEPR: vazebné úhly

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 H2vznikne 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 orbitalykolem 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 označujísp. • Úhel mezi dvěmasp hybridními orbitaly je 180. • Pouze jeden z 2p orbitalů na Be byl využit k hybridizaci, na atomu tedy zůstávají dva nehybridizovanép orbitaly.

13. Typy hybridních orbitalů • Hybridizací mohou vzniknout orbitalysp, sp2, sp3, sp3d,sp3d2podle 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 hybridizaciNvNH3.

14. Charakteristická geometrie hybridních orbitalů

15. Charakteristická geometrie hybridních orbitalů

16. 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 vazbase 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 orbitalůdále 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 H2je tedy jednoduchá. • Řád vazbypro He2 = ½(2 - 2) = 0. • Molekula He2tedy 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. 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 • Kovalentnívazba vzniká pokud 1 • Polárněkovalentnívazba 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 dipólvyjadřuje polaritu vazby (vektorová veličina): • Dipólový momentje 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, CO2mají dipólový moment. • Př.: Určete který z izomerů(cis- nebo trans-) C2H2Cl2 má dipólový moment.

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