Presentasjon lastes. Vennligst vent

Presentasjon lastes. Vennligst vent

MOLEKYLÆR ELEKTRONSTRUKTUR MANGLER ET MODELLSYSTEM ANTAR AT ERFARINGER FRA ATOMET KAN OVERFØRES TIL MOLEKYLENE –ELEKTRON-PAR –MOLEKYLORBITAL FOR HVERT.

Liknende presentasjoner


Presentasjon om: "MOLEKYLÆR ELEKTRONSTRUKTUR MANGLER ET MODELLSYSTEM ANTAR AT ERFARINGER FRA ATOMET KAN OVERFØRES TIL MOLEKYLENE –ELEKTRON-PAR –MOLEKYLORBITAL FOR HVERT."— Utskrift av presentasjonen:

1 MOLEKYLÆR ELEKTRONSTRUKTUR MANGLER ET MODELLSYSTEM ANTAR AT ERFARINGER FRA ATOMET KAN OVERFØRES TIL MOLEKYLENE –ELEKTRON-PAR –MOLEKYLORBITAL FOR HVERT PAR –OKTETT OG 18-ELEKTRON REGEL

2 LEWIS STRUKTUR ENKEL OG EFFEKTIV MODELL GJELDER KOVALENTE BINDINGER ELEKTRONENE KAN ORGANISERES I PAR –BINDENEDE PAR, DELING AV ELEKTRONENE –IKKE BINDENEDE PAR (LONE PAIRS) OKTETT-REGELEN FOR HOVEDGRUPPENE

3 LEWIS STRUKTURER PROSEDYRE –BESTEM ANTALL VALENS- ELEKTRONER –ARRANGER DE KJEMISKE SYMBOLENE SLIK AT DET FRAMGÅR HVILKE SOM ER BUNDET –FORDEL ELEKTRONENE I PAR SOM BINDENDE OG IKKE-BINDENDE SLIK AT MINST ET PAR BINDER TO OG TO ATOMER

4 EKSEMPLER BF 4 -.. :F :...... : F : B : F:...... :F:..

5 : NN : : CO : N H HH.. O O :.. : O.. RESONANS / PROBLEM

6 O O :.. : O.. RESONANS O O :.. : O.. O O :.. : O....

7 FLERE EKSEMPLER SO 2 NO 2 NH 3 PO 4 SO 3 SO 4 ClO 4

8 BEGREPER RENE KOVALENTE BINDINGER FORMELL LADNING –ANTALL VALENSELEKTRONER-ANTALL LONE PAIR ELEKTRONER-1/2*ANTALL BINDINGSELEKTRONER

9 FORMELL LADNING NO 3 - :O1: N+ :O2:...... RESULTAT: N + 5 - 1/2*8 =+1 O1 +6 - 1/2*4 -4 = 0 O2 +6 - 1/2*2 -6 = -1

10 BEGREPER IONISKE BINDINGER –OVERFØRING AV ELEKTRONER TIL DET ELEKTRONEGATIVE ATOMET OKSIDASJONSTALL –ANTALL OVERFØRTE ELEKTRONER MED NEGATIVT FORTEGN

11 OKSIDASJONSTALL NO 3 - LADNING PÅ O ER -2 LADNING PÅ N ER +5 Dette framkommer ved at alle elektronene er overført til oksygenatomene

12 BEGREPER HYPERVALENS BINDINGSLENGDER KOVALENT RADIUS VAN DER WAALS RADIUS BINDINGSSTYRKE

13 HYPERVALENS PCl 5 SF 6 SO 3 2- PO 4 3- SO 4 2- ClO 4 - FORKLARING –BENYTTE d-ORBITALER I VALENSEN

14 KOVALENTE RADIER H 0.37 CNOF 0.77 (1)0.74 (1)0.66 (1)0.64 0.67 (2)0.65 (2)0.57 (2) 0.60 (3) SiPSCl 1.18 (1)1.101.04 (1)0.99 0.95(2)

15 KOVALENTE RADIER SiPSCl 1.18 (1)1.101.04 (1)0.99 0.95(2) GeAsSeBr 1.22 (1)1.211.041.14 SbTeI 1.411.371.33

16 BINDINGSSTYRKE A - B (g) --> A(g) +B(g)  – Bindingsentalpi =  For polyatomære molekyler –H 2 O(g) --> 2H +O (g)  kJ –Midlere bindingsenergi Advarsel –Bindingsenergien for en enkeltbinding er ikke en konstant verdi –Si-Si, 226 kJ/mol i Si 2 H 6 –Si-Si, 322 kJ/mol i Si 2 (CH 3 ) 6

17 Variasjon i bindingsstyrke Avtar nedover i periodesystemet –C-C 347 * Si-C 301 * Ge-C 242 kJ/mol Periode 2 ofte unntak når de har lone pairs –N-O 157 * P-O 368 * As-O 330 kJ/mol

18 Variasjon i bindingsenergi Periode 2 danner ofte svake enkeltbindinger –P-P 201 * N-N 163 kcal/mol Periode 2 danner sterkere multiple bindinger enn resten av periodesystemet –N 2 & P 4

19 ORBITALTEORI FOR MOLEKYLER

20 MOLEKYLORBITALER Samme resonement som for atomer –Elektroner ordnet i par beskrevet av en orbital Problem: –Intet modell-system –Vanskelig å finne formen og energien for molekylorbitalene Løsning: –LCAO - modellen

21 LCAO - Modellen BEGRUNNELSE VALG AV BASIS –VALENS-BASIS HVORDAN KOMBINERE DENNE BENYTTE TOATOMIGE MOLEKYLER SOM UTGANGSPUNKT

22 DIGRESJON Hva er binding H 2 -molelylet De Re Kjerne-elektron Kjerne-Kjerne Elektron-Elektron Total Energi

23 LCAO H 2 -molekylet H a -H b Valensbasis : S a & S b Bindende orbital –S a + S b Positivt overlapp Antbindende orbital –S a - S b –Negativt overlapp

24 LCAO H 2 -molekylet Bindende orbital S a + S b Lavere energi Antibindende orbital S a - S b +- + + Høyere energi

25 ENERGINIVÅ-DIAGRAM H 2 -molekylet Sa Sb Sa + Sb Sa - Sb E  bb

26 ENERGINIVÅ-DIAGRAM H 2 -molekylet Aufbau-prinsippet Sa Sb Sa + Sb Sa - Sb E  bb

27 ENERGINIVÅ-DIAGRAM He 2 -molekylet Aufbau-prinsippet Sa Sb Sa + Sb Sa - Sb E  bb

28 LCAO Tatomige molekyler fra HOVEDGRUPPEELEMENTENE Valens-orbitaler; A - A ----> Z-akse –S a, S b Z a, Z b, X a, X b, Y a, Y b, Kan deles i  basis –S a, S b Z a, Z b og  basis –X a, X b, Y a, Y b,

29 LCAO To-atomige molekyler fra HOVEDGRUPPE-ELEMENTENE Basisfunksjoner med samme symmetri kan kombineres –  basis, S a, S b Z a, Z b gir  -orbitaler –  basis, X a, X b, Y a, Y b, gir  -orbitaler Bare basisfunksjoner med tilnærmet samme energi kan kombineres

30 LCAO To-atomige molekyler fra HOVEDGRUPPE-ELEMENTENE På bakgrunn av forrige slide kan vi kombinere –S a & S b til bindende og antibindende  -orbitaler –Z a & Z b til bindende og antibindende  -orbitaler –X a & X b til bindende og antibindende  -orbitaler –Y a & Y b, til bindende og antibindende  -orbitaler

31 BINDENDEANTIBINDEND S a +S b bb ** S a -S b A b -A a zz Z b - Z a bb Z b + Z a ** z x X a +X b z x X a -X b z y Y a +Y b z y Y a -Y b

32 ENERGINIVÅ-DIAGRAM AaAa AbAb papa pbpb SbSb SaSa bsbs *s*s bzbz *z*z bb **

33 Na 2 AaAa AbAb papa pbpb SbSb SaSa bsbs *s*s bzbz *z*z bb **

34 Mg 2 AaAa AbAb papa pbpb SbSb SaSa bsbs *s*s bzbz *z*z bb **

35 B2B2 AaAa AbAb papa pbpb SbSb SaSa bsbs *s*s bzbz *z*z bb **

36 C2C2 AaAa AbAb papa pbpb SbSb SaSa bsbs *s*s bzbz *z*z bb **

37 N2N2 AaAa AbAb papa pbpb SbSb SaSa bsbs *s*s bzbz *z*z bb **

38 F2F2 AaAa AbAb papa pbpb SbSb SaSa bsbs *s*s bzbz *z*z bb **

39 Ne 2 AaAa AbAb papa pbpb SbSb SaSa bsbs *s*s bzbz *z*z bb **

40 MO-TEORI TO-ATOMIGE KONSTRUERERE Mo`er ETTER GITTE PRINSIPPER ORDNER DEM ETTER ENERGI –Jo flere noder jo høyere energi –bindende, antibindende og ikke-bindende Benytter –aufbauprinsippet –Pauliprinsippet –Hunds regel

41 BEGREPER ELEKTRONKONFIGURASJON OKSYGEN –1  b2  *2 3  b2 4s* 2 5  b2 1  b4 1  *2 FRONT ORBITALER Her foregår kjemien –HOMO –LUMO

42 POLYATOMÆRE MOLEKYLER BEHANDLES ETTER SYMMETRI- DELEN FØRST –LOKALISERTE BINDINGER –HYBRIDISERING –MOLEKYLORBITALTEORI FOR DEN FASTE FASEN

43 LOKALISERTE BINDINGER MOLEKYLER SOM ER VEL BESKREVET MED LEWIS-STRUKTURER KAN BESKRIVES MED LOKALISERTE BINDINGER RESONANSSTRUKTURER BESKRIVES VANLIGVIS SOM EN KOMBINASJON AV LOKALISERTE BINDINGER OG MOLEKYLORBITALER TIL LOKALISERTE BINDINGER BENYTTES HYBRIDORBITALER

44 LOKALISERTE BINDINGER Lokaliserte bindinger i polyatomære forbindelser kan sammenlignes med bindinger i to-atomige molekyler Lokaliserte Moer dannes ved å legge sammen atomære orbitaler på to atomer De atomære orbitalene må være rettet langs bindingen Vi må derfor transformere hydrogen- funksjonene slik at vi får rettede orbitaler

45 HYBRIDORBITALER sp-hybridisering Cl - Be - Cl lineært molekyl + -+ +- Be Cl

46 HYBRIDORBITALER sp 2 -hybridisering for trigonale forbindelser B F F F x y +s x-y-s -x-y-s

47 HYBRIDISERING Lineært sp Trigonalt sp 2 Tetraedrisk sp 3 Trigonalt bipyramidalt sp 3 d Oktaedrisk sp 3 d 2


Laste ned ppt "MOLEKYLÆR ELEKTRONSTRUKTUR MANGLER ET MODELLSYSTEM ANTAR AT ERFARINGER FRA ATOMET KAN OVERFØRES TIL MOLEKYLENE –ELEKTRON-PAR –MOLEKYLORBITAL FOR HVERT."

Liknende presentasjoner


Annonser fra Google