9 Hemija Predavanje
description
Transcript of 9 Hemija Predavanje
HIBRIDIZACIJA ORBITALA I GEOMETRIJA MOLEKULA
H
CH H
H
C – H veze iste dužine iste energije
Ugao veze
109o 28’ )
Kako objasniti?
↑↓ ↑ ↑
6C 1s2 2s2 2p2
hibridizacijaAO
Kvantno-mehanička teorija
Sta se očekuje na osnovu elektronske konfiguracije C-atoma?
C (1s2 2s22px12py
1) – trebalo bi očekivati da gradi dve kovalentne veze. To se ne dešava.
Atom C najpre dovođenjem energije prelazi u pobuđeno stanje (jedan elektron se rasparuje i iz 2s2 prelazi u 2pz orbitalu. PROBLEM ! Kako nastaju četiri energetski ekvivalentne orbitale?
Hibridizacija - matematičko kombinovanje atomskih orbitala istih ili sličnih energija
Hibridizacija atomskih orbitala ne postoji u izolovanom atomu – to je samo kvantno-mehanički model
Nastale hibridne orbitale (degenerisane orbitale)
Broj degenerisanih orbitala jednak je broju atomskih orbitala
Razlikuju se od atomskih orbitala čijom kombinacijom nastaju
Ee
2s2p
osnovno stanje
ekscitacija
2s2p
sp3
Eh
pobudjeno stanje hibridne
orbitale
sp3 - hibridizacija
↑↓ ↑ ↑ 6C 1s2 2s2 2p2
Hibridizacijom (mešanjem) atomskih orbitala dobijaju se četiri energeski ekvivalentne orbitale.
U ovom slučaju(CH4) kombinuju se jedna s i tri p orbitale i nastaju četiri sp3 orbitale – tetraedarska hibridizacija (svaka od četiri sp3 orbitale sadrži po jedan elektron i usmerena je prema roglju tetraedra)
4 sp3 hibridne orbitale
geometrija - tertaedar 4 σ veze nastaju preklapanjem s-sp3 4 σ (s-sp3)
NH3 - tertaedar
N
HH
H
) (HNH) = 107o
NH3 - tertaedar
N
HH
H
2s2p
osnovno stanje
Eh
2s
sp3
hibridne orbitale
) (HNH) = 107o
geometrija - tertaedar
) (HOH) = 105o
sp3
O
H H
sp3
1s1s
H2O - tertaedar
H O
H O
HH
2s2p
Eh
sp3
osnovno stanje
hibridne orbitale
Primeri sp3 hibridizacije : NH3 i H2O
Primer: sp3 hibridizacija, etan C2H6 (postoje dva C atoma – 2 centralna atoma). Ukupno 7 σ veza: 2 sp3 orbitale C atoma čine jednu C-C σ vezu i, C-H 6σ veza
sp2 - hibridizacija
BF3
5B 1s2 2s2 2p1
Ee
osnovno stanje
ekscitacija Eh
pobudjeno stanje
hibridne orbitale
2s2p 2s
2p 2pxsp2
Bsp2
sp2
sp2
F
F
F
120o
sp hibridizacija BeCl2
BeCl2
VIŠESTRUKA VEZA
C Cσπ
C C
σ - primarna veza π - sekundarna veza
Da bi nastala π –veza atomi moraju imati nehibridizovane p - orbitale Višestruke veze (dvostruke i trostruke) grade samo atomi koji kod kojih je nakon hibridizacije ( sp2 ili sp) ostalo nehibridizovanih p - orbitala
DVOGUBA (DVOSTRUKA) VEZA
Ee
2s2p
osnovno stanje
ekscitacija
2s2p
sp2pz
Eh
pobudjeno stanje hibridne orbitale
C2H4 eten (etilen)
1σ (sp2 –sp2) 4σ (sp2 – s) 1 π (pz –pz)
TROGUBA (TROSTRUKA) VEZA
C2H2 etin (acetilen)
Ee
2s2p
osnovno stanje
ekscitacija
2s2p
sppzpy
Eh
pobudjeno stanje hibridne orbitale
C C HH180o
1σ (sp –sp) 2σ (sp – s) 1 π (pz –pz) 1 π (py –py)
C = C 134 pm
C ≡ C 121 pm
C – C 154 pm
Dužina veze
Jačina veze - energija koju je potrebno dovesti da bi se veza raskinula
C – C 346 kJ/mol
C = C 602 kJ/mol
C ≡ C 835 kJ/mol
Molekuli imaju odredjenu strukturu i geometrijski oblik zbog usmerenosti kovalentne
veze
REZONANCIJA
Predstavlja strukture a ne različite vrste molekula Predstavlja jedan te isti molekul čija se struktura prikazuje na više načina Rezonancija (mezomerija) nije pojava to je metoda
• Teorija valentne veze elektronski par σ-veze ili π-veze lokalizovan
je između dva određena atoma i predstavlja lokalizovanu molekulsku orbitalu
• Teorija molekulskih orbitala molekulske orbitale pružaju se preko celog
molekule i mogu se smatrati delokalizovanim, jer povezuju više atoma
Strukture mnogih molekula i jona moguće je prikazati (opisati) pomoću lokalizovanih orbitala
Strukture nekih molekula i jona mogu se
objasniti samo ako predpostavimo da se elektroni nalaze u delokalizovanim MO
Teorija valentne veze takve strukture tumači REZONANCIJOM ili MEZOMERIJOM
Leverova pravila: -Kako su rasporedjeni valentni elektroni u kovalentnim molekulima -Poštuje se oktetno pravilo
nv = h + 4a - (ne/2) broj vezujućih elektronskih parova
broj slobodnih elektronskih parova
ns = ne - h - 4a
h – broj vodonikovih atoma a – broj atoma težih od vodonika ne – ukupan broj valentnih elektrona
• Elektronska strukturna formula CO2 prema pravilu okteta može se pisati na 3 načina
nv = 0 + 4x3 - (16/2) = 4
ns = 16 - 0 - 4x3 = 4
CO O CO OCO O
CO115 ppm
CO
izmereno rastojanje
122 ppm CO
110 ppm
Stvarna struktura CO2 – rezonantni hibrid kanonskih struktura
C OO CO O CO O
C OO
CO O
CO O
Rezonantni hibrid stabilizovan je energijom rezonancije
Energija rezonantne strukture niža je od energije bilo koje pojedinačne strukture rezonantnog hibrida
Benzen (C6H6)
Delokalizacija π - elektrona
C – atomi su sp2 hibridizovani
Ozon
OO
O
OO
O
1,3-butadien, H2C=CH-CH=CH2
• Teorija molekulskih orbitala lako tumači postojanje delokalizovanih elektrona u molekulama, jer prema toj teoriji elektroni pripadaju celom molekulu
Oblici molekula Prema teoriji odbijanja slobodnih elektrona (VSEPR valence-shell electron-pair repulsion theory) geometrija svakog molekula zavisi od rasporeda elektronskih parova u spoljašnjem sloju.
Elektronski parovi koji se nalaze u valentnim orbitalama i slobodni elektronski parovi uvek teže da se uređeju tako da obrazuju strukturu molekula sa najmanjom odbojnom silom (najmanji sadržaj energije).
Primeri:
Molekul BeCl2- linerani molekul
Najmanje odbijanje dva para zajedničkih (valentnih )elektrona je onda ako se po jedan par elektrona nalazi sa suprotnih strana Be atoma (ugao od 180°)
Molekul BF3 - trigonalno planaran (trougaoni). Ovakav raspored daje mogućnost da se tri zajednička elektronska para najbolje uređuju sa najmanjim odbijanjem .
Molekul SnCl2- ima jedan slobodan elektronski par . Molekul nije linearan ,već savijen. Odbijanje koje potiče od slobodnog elektronskog para smanjuje ugao (nije 180°)
Molekuli : CH4, NH3, H2O
Tetraedar
Zajedničko im je da imaju po četiri elektronska para u valentnom sloju centralnog atoma koji su upravljeni prema temenima tetraedra.
Razlika je u položaju atoma u molekulu.
NH3 - nepravilna trostrana piramida (zbog slobodnog eletronskog para) Obratiti pažnju na veličinu ugla.
Molekul H2O- nepravilna trostrana piramida(savijen oblik) (dva slobodna elektronska para se odbijaju a deluju i na elektrone u vezivnim orbitalama, što uslovljava smanjenje vrednosti ugla).
Molekul PCl5 - trigonalna bipiramida (oko centralnog atoma se nalazi 5 elektronskih parova)
Molekul SF4- trigonalna bipiramida
Molekul SF6- oktaedar