Molekylorbitaler. Matti Hotokka

Transkript

1 Molekylorbitaler Matti Hotokka

2 Betrakta två väteatomer + ( ) ( ) 1s A 1 s B 1 s ( A) 1 s( B) + s 1 ( A) s 1 ( B) ' 1 s ( A) 1 s( B)

3 Vätemolekylens molekylorbitaler När atomerna bildar en molekyl smälter elektronhöljen ihop Molekylens elektrontäthet är summan av båda atomernas elektrontätheter Om atomernas elektronhöljen har motsatta förtecken får man skillnaden Summa och skillnad kallas lineär kombination i matematiken Därav MO-LCAO MO-LCAO = Molecular Orbital is a Linear Combination of Atomic Orbitals

4 Molekylorbitalenergier J 1.16x10-18 Ψ -2.18x10-18 φ 1s (A) Φ 1s (B) -2.59x10-18 ψ

5 Tvåatomiga molekyler E 3σ u 2p 1π g 2p 2s 1π u 3σ g 2σ u 2s 1s 2σ g 1σ u 1s Atom A 1σ g Molekyl Atom B

6 Syremolekylen 1σ-orbitalerna Bildas enligt MO-LCAO principen Atomorbitalliknande 1σ u 1σ g pm

7 Syremolekylen [2s+2s 2σ u 2σ g W. L. Jorgensen och L. Salem, The organic chemist s book of orbitals, Academic Press, London, 1973.

8 Syremolekylen [2p z +2p z 3σ u 3σ g

9 Syremolekylen [2p x +2p x, 2p y +2p y 1π g 1π u

10 Syremolekylen E 3σ u 2p 1π g 2p 2s 1π u 3σ g 2σ u 2s 1s 2σ g 1σ u 1s Atom A 1σ g Molekyl Atom B

11 Elektroner Elektronkonfiguration Hur många elektroner i varje orbital T.ex. O 2, syremolekylen med 16 elektroner O : (1 g ) (1 u) (2 g ) (2 u) (3 g ) (1 u) (1 g ) (3 u) Paulis uteslutningsprincip Två elektroner kan inte ha samma fyra kvanttal Därför kan man placera max två elektroner i en orbital (en α- och en β-elektron) (fyra i en π-orbital i en tvåatomig molekyl ty den består av två komponenter) Aufbau-princip

12 Elektronkonfiguration E Vätemolekyl Ψ φ 1s (A) Φ 1s (B) ψ

13 Molekylens energi Varje elektron bidrar till energin Nä, inte riktigt en enkel summa Vätemolekylen är stabil Båda elektronerna vinner energi då de placeras i molekylorbitalen jämfört med atomorbitalerna Naturen vinner energi genom att bilda en molekyl i stället för att ha två separata atomer Dissocieringsenergi 458 kj/mol (7.62x10-19 J)

14 Elektronkonfiguration Heliummolekyl Ψ φ 1s (A) Φ 1s (B) ψ

15 Molekylens energi Heliummolekylen existerar inte Den bindande molekylorbitalen ψ är energetiskt fördelaktig, den repellerande molekylorbitalen ψ är ofördelaktig Den repellerande effekten är starkare än den bindande Ju mera elektroner i den repellerande orbitalen desto svagare bindning I helium är det energetiskt fördelaktigare att ha två atomer i stället för en molekyl

16 Elektronkonfiguration E Syremolekyl 3σ u 2p 1π g 2p 2s 1π u 3σ g 2σ u 2s 1s 2σ g 1σ u 1s Atom A 1σ g Molekyl Atom B

17 Valensorbitaler Molekylens (eller atomens) orbitaler delas i två grupper De inre orbitalernas (core orbital) orbitalenergier är så låga, att elektronerna i dem inte deltar i kemin. Molekylorbitalerna liknar till orbitalenergin och formen långt atomorbitaler Valensorbitalerna (valence orbitals) bildar kemiska bindningar Gränsen mellan grupperna är inte skarp

18 Syremolekylen E 3σ u 2p 1π g 2p 1π u 3σ g 2s 2σ u 2s 1s 2σ g 1σ u 1s Valens Inre 1σ g Atom A Molekyl Atom B

19 Molekylens energi Bindningens styrka Ju mera elektroner i de bindande orbitalerna desto starkare bindning och stabilare molekyl Ju mera elektroner i de repellerande orbitalerna desto svagare bindning och desto mera reaktiv molekyl Jämför molekylerna i serien Li 2, Be 2, B 2, C 2, N 2, O 2, F 2, Ne 2

20 Fleratomiga molekyler: Eten 2b 2g 4a u 3a u 4a g 2b 3u 2b 3u 1b 3g 1b 2u 1b 2u 1b 3g 1b 2g 3a g 1b 2g 1b 3u 2a u 2a g 1b 3u 3a g 1a u 1a g 1a u 1a g 2a g 2a u

21 Sigma och pi I organisk kemi kallas bindningar sigma eller pi Orsak: man tänker en bindning som en liten tvåatomig molekyl inom molekylen I tvåatomiga molekyler har man på riktigt sigmaoch pi-bindningar. Sigma liknar en korv och pi liknar en semla σ π

22 Sigma och sigma-stjärna Av två atomorbitaler kan bildas två molekylorbitaler Plus-pluskombinationen stärker bindningen. En sådan orbital kallas bindande Plus-minuskombinationen försvagar bindningen. En sådan orbital kallas repellerande De repellerande orbitalerna betecknas med en stjärna + σ + σ*

23 Sigma och pi 2b 2g 4a u 3a u 4a g 2b 3u σ* σ* σ* σ* σ* 2b 3u 1b 3g 1b 2u π* π 1b 2u 1b 3g 1b 2g 3a g 1b 3u 2a u 2a g σ σ σ σ σ 1b 3u 3a g 1b 2g 1a u 1a g 1a u 1a g 2a g 2a u

24 Hybridorbitaler Atomorbitaler på ett annat sätt Räknas med MO-LCAO principen Modell men en användbar sådan. Bör användas alltid när den hjälper kemisten att förstå och planera Molekylorbitaler bildas genom att addera ihop atomorbitaler. I summan ingår olika atomorbitaler från samma atom. Hybridorbitaler bildas så, att de atomorbitaler, som ingår i molekylorbitalen, i förväg kombineras på rätt sätt.

25 Hybridorbitaler Betrakta C-H orbitalen 1b 3u i eten 1b 3u C2s (1) C2 p (1) C2 p (1) H1s(3) H C (2) C (2) C (2) H (5) H (6) 2s 2 p x x 2 p y y 1s 1s 1s (4)

26 Hybridorbitaler En 2s och en 2p atomorbital kan kombineras till en hybridorbital på två olika sätt

27 Hybridorbitaler Kolatomens sp hybridisering Kolatomens valensatomorbitaler är 2s, 2p x, 2p y, 2p z Då 2s och 2p z orbitalerna kopplas till två hybridorbitaler blir 2p x och 2p y över och bildar sina egna molekylorbitaler

28 Hybridorbitaler Kolatomernas sp hybridorbitaler i etyn

29 Hybridorbitaler Kolatomens sp 2 hybridisering Då man kombinerar 2s, 2p x och 2p y orbitaler får man tre hybridorbitaler Orbitalen 2p z för sitt eget liv

30 Hybridorbitaler Kolatomens tre sp 2 hybridorbitaler kan delta i tre σ-bindningar. Den återstående 2p z - atomorbitalen deltar i en π-bindning

31 Hybridorbitaler Kolatomens fyra sp 3 hybridorbitaler kan delta i fyra σ-bindningar. C

32 Hybridorbitaler Även andra atomer kan beskrivas med hybridorbitaler Syreatomen är sp 2 hybridiserad i formaldehyd sp 3 hybridiserad i vattenmolekylen