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 :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 /2*8 =+1 O /2*4 -4 = 0 O /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) (2)0.65 (2)0.57 (2) 0.60 (3) SiPSCl 1.18 (1) (1) (2)

15 KOVALENTE RADIER SiPSCl 1.18 (1) (1) (2) GeAsSeBr 1.22 (1) SbTeI

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