orbitale spdf
Transkrypt
orbitale spdf
Wiązania chemiczne (2) Chemia nieorganiczna WMP UKSW Dominik Kurzydłowski Plan • Struktury Lewisa • Rodniki • Związki hiperwalencyjne • Struktury rezonansowe • Teoria wiązań walencyjnych • Metoda VSEPR • Momenty dipolowe, potencjał elektrostatyczny • Zasady i kwasy Lewisa 2 Struktury Lewisa • Policz ilość par elektronów walencyjnych • Ustala topologię połączeń między atomami • Przeznacz po jednej parze na każde wiązanie • Oktet (dublet) przed dodawanie wolnych par ewentualnie wiązania wielokrotne NH4+ CO2 p=4 p=8 Ładunki cząstkowe δ– + – δ+ δ– + Ładunki formalne 3 Rodniki Tlenek azotu(II) NO● 11 e ●N=O (7) (8) N≡O● (8) (9) + ●N≡O – (7) (10) – + N=O● (8) (5) • NO● → NO+ + e (NO+ izoelektronowe z N2, CN-) • W fazie gazowej tworzy dimery • Rodniki – indywidua posiadające niesparowany e – wysoce reaktywne Rząd wiązania = 2,5 ̴0,1 eV F● Cl● OH● 4 Związki hiperwalencyjne (1) PCl5 S H2S(VI)O4 S(II) 10 e 12 e - 2+ - • Pauling: hybrydyzacja spd • S: [Ne]3s23p4 → [Ne]3s23p33d1 ∆E = 8.4 eV (=193.7 kcal/mol) • Xe: [Kr]4d105s25p6 →[Kr]4d105s25p55d1 ∆E = 9.9 eV 1 kcal/mol = 4.184 kJ/mol B. Braïda and P. C. Hiberty, Nat. Chem., 2013, 5, 417–22. Wkład orbitali 5d w energię wiązania XeF2 wynosi ok. 12 % 1 eV = 23.061 kcal/mol 5 Związki hiperwalencyjne (2) σ* • F – orbitale 2s i 2p, Xe – orbitale π* σn πn 5s i 5p (22 e) • Stany s mają niską energię – nie uczestniczą w tworzeniu wiązań (zostaje 16 e) Wiązanie 3c-4e Rząd wiązań = 1/2 π Model Rundla-Pimentela σ F Xe F 6 Struktury rezonansowe + 4 inne 1,42 Å 1,57 Å 1,49 Å Orbitale molekularne rozciągają się na całą molekułę 7 Teoria wiązań walencyjnych (1) • Rezonans w Valence bond theory (VBT): strukturę elektronową cząsteczki opisujemy jako sumę struktur rezonansowych (mezomerycznych) • W każdej strukturze para e jest zlokalizowana między konkretną parą atomów • Każdej strukturze odpowiada waga E1 = 0,12 eV E2 = 3,41 eV XeF2 = [F–Xe]+ F– ↔ F– [F–Xe]+ ↔ F– Xe2+ F– 0.28 0.28 0.25 ∑ = 0.81 E = –1,80 eV 0.06 0.06 0.07 => Erezon= 1,92 eV 8 Teoria wiązań walencyjnych (2) XeF2 = [F–Xe]+ F– ↔ F– [F–Xe]+ ↔ F– Xe2+ F– Wymogi co do stabilności związków hiperwalencyjnych A-B-A: XeF2 + AsF5 → [XeF]+[AsF6]– • Silnie elektroujemne A • Wolne pary elektronowe na B 1.87 Å • Niski drugi potencjał jonizacji B 2.21 Å 1.98 Å 1.98 Å 9 Metoda VSEPR (1) • Nawiązuje do teorii VBT – rozważania dotyczące rozmieszczenia w przestrzeni par e • Metoda jakościowa (ang. qualitative) a nie ilościowa (ang. quantitative) stworzona przez R. Gillespiego i R. Nyholma (1957) • Rozpatrujemy atom centralny i znajdujące się wokół niego pary e • Molekuła będzie przyjmowała geometrię z najlepszym upakowanie e • Pary niewiążące zajmują więcej miejsca (tłumaczone też przez E oddziaływania) 109,5° 10 11 12 13 Funkcja ELF CF4 BrF6- XeF2 IF6- 14 Moment dipolowy μ = 1.62 D 15 Zasady i kwasy Lewisa (1) 16 Zasady i kwasy Lewisa (2) 17 Zasady i kwasy Lewisa (3) 18 Twardość = (E/N) = –M = ½ (/N) = ½ ( M /N) = ½ (2E/N2) M = (I + EA)/2 P = (I – EA)/2 19 20 Diagramy Walsha 21