Zapisz jako PDF

Spis treści
1 Pierwsze teorie wiązań chemicznych
2 Wiązanie chemiczne w teorii orbitali molekularnych
2.1 Przybliżenie Borna-Oppenheimera
3 Orbitale wiążące i antywiążące
4 Cząsteczki homojądrowe
5 Typy orbitali molekularnych
6 Konfiguracje elektronowe w cząsteczkach homojądrowych
7 Heterojądrowe cząsteczki dwuatomowe
Pierwsze teorie wiązań chemicznych
Walther Kossel (1916 r) — koncepcja wiązania jonowego (zwanego też heteropolarnym), które
powstaje w wyniku przekazywania elektronów walencyjnych pierwiastka o charakterze
elektrododatnim na rzecz pierwiastka elektroujemnego, dzięki czemu oba atomy zyskują
konfiguracje elektronowe gazów szlachetnych.
Gilbert N. Lewis (1915) — koncepcja wiązania kowalencyjnego (homopolarnego), które
powstaje w wyniku utworzenia jednej lub więcej wspólnych par elektronowych, przy czym
każdy atom dostarcza jednakowej liczby elektronów . Wspólne pary elektronowe zapewniają
każdemu z atomów konfiguracje elektronową gazów szlachetnych.
Wiązanie chemiczne w teorii orbitali molekularnych
Opis wiązania chemicznego w ujęciu teorii orbitali molekularnych opiera się na założeniu, że
wiązanie chemiczne powstaje w wyniku nakładania się zewnętrznych orbitali atomów
tworzących cząsteczkę, co powoduje zwiększenie gęstości elektronowej między zrębami
atomowymi.
W teorii orbitali molekularnych zakłada się, że elektrony w cząsteczce nie są przypisane do
poszczególnych wiązań, lecz obejmują swoim zasięgiem całą cząsteczkę.
Przybliżenie Borna-Oppenheimera
Jest to podstawowe założenie stanowiące podstawę teorii opisujących strukturę cząsteczek.
Przyjmuje się, że jądra atomowe, jako znacznie cięższe od elektronu, poruszają się bardzo
powoli, wobec czego można im przypisać ustalone pozycje w pewnej odległości R i rozwiązać
równanie Schrödingera dla funkcji falowej samych elektronów.
Rozwiązaniem równania Schrödingera dla cząsteczki jest orbital molekularny. Podobnie jak
orbital atomowy, |Ψ|2 opisuje rozkład gęstości elektronu w cząsteczce.
Rozwiązanie równania Schrödingera uzyskano dla zjonizowanej cząsteczki wodoru H2+.
Otrzymana funkcja falowa ma bardzo skomplikowaną postać, a ponadto rozwiązania nie da się
przenieść na układy wieloatomowe.
Orbitale wiążące i antywiążące
Zachowanie się elektronów w cząsteczce AB może być opisany przez dwie różne funkcje falowe
(orbitale molekularne)
ψAB+ = cAψA + cBψB
ψAB¯ = cAψA - cBψB.
Orbitalowi ψAB+ odpowiada niższa energia elektronu niż energia orbitali atomowych ψA lub ψB.
Orbitalowi ψAB¯ odpowiada energia wyższa niż ψA lub ψB.
ψAB+ jest orbitalem wiążącym, a ψAB¯ orbitalem antywiążącym.
Cząsteczka zawierająca elektrony na orbitalu ψAB¯ ma wyższą energię niż izolowane atomy A i
B, jest więc nietrwała.
Cząsteczki homojądrowe
Dla cząsteczek homojądrowych orbitale molekularne można utworzyć z par jednakowych
orbitali atomowych, pochodzących od atomów tworzących cząsteczkę.
W przypadku orbitala wiążącego zwiększone prawdopodobieństwo napotkania elektronu
występuje w przestrzeni pomiędzy jądrami (orbital wiążący powstaje w wyniku dodania do
siebie orbitali atomowych, a gęstość prawdopodobieństwa napotkania elektronu najbardziej
wzrasta w obszarze największego nakładania się orbitali atomowych).
W przypadku orbitala antywiążącego prawdopodobieństwo napotkania elektronu w obszarze
pomiędzy jądrami jest małe (orbital antywiążący powstaje w wyniku odejmowania od siebie
orbitali atomowych, wskutek czego gęstość prawdopodobieństwa napotkania elektronu jest
mała w obszarze nakrywania się orbitali).
Typy orbitali molekularnych
Orbitale typu to orbitale molekularne utworzone z orbitali atomowych typu s lub typu p
skierowane wzdłuż osi łączącej oba jądra (
,
).
Orbitale molekularne, które powstają z orbitali atomowych prostopadłych do osi przechodzącej
przez jądra atomowe, czyli z orbitali 2p, nazywają się orbitalami typu .
Orbital wiążący stanowiący kombinację liniową orbitali
oznacza się symbolem
,a
orbital antywiążący
.
Orbitale atomowe
oraz
położeniem w przestrzeni.
tworzą również pary orbitali typu , różniące się jedynie
Konfiguracje elektronowe w cząsteczkach homojądrowych
W cząsteczkach azotu, tlenu i fluoru uwzględnia się tylko orbitale molekularne powstające z
orbitali atomowych 2s i 2p. Wzajemne nakładanie się głębiej położonych orbitali nie odgrywa
znaczącej roli i nie jest rozpatrywane przy tworzeniu orbitali cząsteczkowych.
Konfiguracje elektronowe w cząsteczkach
azotu KK
tlenu KK
fluoru KK
Heterojądrowe cząsteczki dwuatomowe
Powstanie wiązania chemicznego w cząsteczkach heterojądrowych (podobnie jak w
homojądrowych) polega na wzroście gęstości elektronowej w obszarze międzyjądrowym.
Odpowiednie orbitale molekularne tworzy się jako liniowe kombinacje orbitali atomowych obu
atomów.
Różnica w stosunku do cząsteczek homojądrowych polega na tym, że orbitale atomowe użyte
to tworzenia takiej kombinacji liniowej mogą się różnić pod względem typu i energii.
Prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest jednak większe w pobliżu jednego z jąder
Konfiguracja elektronowa cząsteczki LiH w stanie podstawowym
informuje,
że 2 elektrony zamkniętej powłoki 1s litu pozostają na tym samym orbitalu,
natomiast 2 elektrony walencyjne, pochodzące od atomu litu i wodoru zajmują orbital
cząsteczkowy .
Różnica poziomów
wodoru i
litu powoduje, że gęstość elektronowa wokół jądra
wodoru (bardziej elektroujemnego) jest większa niż wokół jądra litu.
Wiązanie w cząsteczce LiH jest spolaryzowane, co oznacza, że można w niej wyróżnić biegun
dodatni i ujemny. Cząsteczka taka jest dipolem. Miarą przesunięcia w niej ładunku
elektrycznego jest moment dipolowy.