1

Geometrie molekul

• Lewisovy vzorce poskytují informaci o tom které atomy jsou spojeny vazbou a o jakou vazbu se jedná (topologie molekuly).

• Geometrické uspo řádání molekuly je charakterizováno:Délkou vazeb – přímá vzdálenost mezi jádry dvou atom ů spojených vazbou.Úhly vazeb – úhel mezi kteroukoli dvojicívazeb které zahrnují spole čný atom.

Geometrie molekul

2

Teorie chemické vazby a molekulární geometrie

• Atomy se v molekule uspořádají do definovaných vzájemných pozic.

• Molekulární geometrie = obecný tvar molekuly popisující vzájemné relativní pozice atomových jader.

• Teorie chemické vazby a molekulární geometrie:– VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion) =

založena na elektrostatickém působení atomů v molekule.

– VBT (Valence Bond Theory) = uvažuje kvantovéefekty a hybridizaci atomových orbitalů.

– MO-LCAO (Molecular Orbitals – Linear Combinationof Atomic Orbitals) = vychází z představy o tvorběnových (molekulárních) orbitalů lineární kombinacíatomových orbitalů při vzniku chemické vazby.

VSEPR

• Teorie VSEPR uvažuje pouze repulzi valenčních elektronových párů – jejich prostorovéuspořádání odpovídá minimu odpudivé energie.

• Elektronový pár se snaží co nejvíce přiblížit k jádru a zároveň být co nejdále od ostatních elektronových párů.

• Repulze mezi elektronovými páry klesá v pořadí:- 2 nevazebné elektronové páry- vazba s �-interakcí – jednoduchá vazba- jednoduchá vazba – nevazebný pár - 2 jednoduché vazby

3

VSEPR

Sterické číslo (SN) = počet vazeb a nevazebných elektronových párů kolem centrálního atomu.

VSEPR: predikce molekulární geometrie

• Z Lewisova vzorce plyne počet vazeb a nevazebných el. párů kolem centrálního atomu - sterické číslo, které určuje základní molekulárnígeometrii.

• Volné elektronové páry a násobné vazby ovlivňují geometrii více nežjednoduché vazby. Ze základních tvarů pak vznikají tvary odvozené.

• Př.: NH3 má jeden volný elektronový pár. Vazebný úhel mezi atomy H je redukován z hodnoty 109°(úhel v základním tetr aedrickémtvaru) na 107°. V molekule H 2O se dvěma volnými elektronovými páry svírají atomy H úhel pouze 105°.

• Podobný efekt mají násobné vazby: H2C=O (116°místo 120°mezi atomy H); H2C=CH2 (117°místo 120°mezi atomy H).

• Př.: Navrhněte geometrii následujících molekul:– BeCl2, CO2 - BF3, COCl2, O3, SO2

– CH4, PCl3, H2O - PCl5, SF4, ClF3

– SF6, IF5, XeF4

4

VSEPR: vazebné úhly

5

VBT

• Teorie VSEPR neposkytuje informaci o tom jak chemickávazba vznikne a proč se vazby liší délkou a energií.

• Teorie valen ční vazby (Valence Bond Theory, VBT) vysvětluje vznik vazby jako překryv atomových orbitalů a sdílení elektronového páru.

• Př.: molekula H2 vznikne překryvem dvou 1s orbitalů.Atomové orbitaly podslupky p vytvoří vazbu v F2. V CH4vznikne vazba překryvem 1s orbitalu vodíku s 2s a 2p orbitaly uhlíku.

• U atomů spojených vazbou dojde k interferenci jejich vlnových funkcí za vzniku nové (hybridní) vlnové funkce.

• Př.: s a p orbitaly kolem atomu uhlíku v CH4 se mohou stát ekvivalentními hybridy (hybridizace sp3).

6

Překryv orbitalů v kovalentní vazbě

Hybridizace

• Př.: BeF2

– Be má elektronovou konfiguraci 1s22s2

– Žádný nepárový elektron není k dispozici do vazby. – Elektron z 2s orbitalu může přejít do 2p orbitalu, tím

vzniknou dva nepárové elektrony.

• Úhel vazby F-Be-F je podle teorie VSEPR 180°. VSEPR ovšem pro tuto geometrii neposkytuje vysvětlení.

• Problém lze vyřešit kombinací orbitalu 2s a jednoho z orbitalů 2p na Be za vzniku dvou hybridních orbitalů.

• Takto vzniklé hybridní orbitaly se označují sp.

• Úhel mezi dvěma sp hybridními orbitaly je 180°.• Pouze jeden z 2p orbitalů na Be byl využit k hybridizaci,

na atomu tedy zůstávají dva nehybridizované p orbitaly.

7

Typy hybridních orbitalů

• Hybridizací mohou vzniknout orbitaly sp, sp2, sp3, sp3d,sp3d2 podle toho kolik orbitalů se účastní vazby.

• Hybridizace se určí z Lewisova vzorce a VSEPR: počet vazeb a volných el. párů = počet hybridních orbitalů.

• Př.: Určete hybridizaci N v NH3.

Charakteristická geometrie hybridních orbitalů

8

Charakteristická geometrie hybridních orbitalů

Násobné vazby

• σ-vazba – elektrony jsou shromážděny v ose spojující atomová jádra.

• π-vazba – elektronový oblak nad a pod rovinou atomových jader. π-vazba vzniká z nehybridizovaných orbitalů.

• Dvojná vazba se skládá z jedné σ-vazby a jednéπ-vazby, trojná vazba z jedné σ-vazby a dvou π-vazeb.

9

����-vazba

Trojná vazba

Acetylen, C2H2

10

MO-LCAO

• Teorie molekulových orbital ů dále rozšiřuje kvantově-mechanický model: lineární kombinací atomových orbitalůvzniká stejný počet molekulových orbitalů, z nichžpolovina má nižší energii než původní AO (vazebné MO) a polovina energii vyšší (antivazebné MO).

• Teorie MO-LCAO tudíž dokáže popsat i excitaci vazebných elektronů.

• Při zaplňování MO platí stejná pravidla jako u AO (Paulihoprincip, Hundovo pravidlo).

• Molekula vodíku: přiblížením dvou atomových orbitalůvzniknou dva molekulové orbitaly σ a σ*.– Energie vazebného MO je nižší než původních AO.– Energie antivazebného MO je vyšší než původních AO

a tudíž destabilizuje molekulu.

Molekula H2

11

Molekula He2

Řád vazby

Řád vazby = ½(vazebné elektrony – antivazebné elektrony)Řád vazby = 1 pro jednoduchou vazbuŘád vazby = 2 pro dvojnou vazbuŘád vazby = 3 pro trojnou vazbu

Řád vazby pro H2 = ½(2 - 0) = 1. Vazba v H2 je tedy jednoduchá.

Řád vazby pro He2 = ½(2 - 2) = 0. Molekula He2 tedy není stabilní.

12

Energie vazby

MO z p-orbitalů u dvouatomových molekul prvků 2. periody

13

Dvouatomové heteronukleání molekuly - CO

• Kovy v pevné fázi tvoří velkou „molekulu“, po které se rozprostírajímolekulové orbitaly s rozsáhlou delokalizací elektronů.

• Energie molekulových orbitalů víceatomových molekul kovů jsou si velmi blízké a vzniká kontinuální pás energií elektronů.

• Pokud jsou tyto elektrony excitovány, mohou vést elektrický proud. Energie obsazených a neobsazených orbitalů jsou si velmi blízké, k excitaci tedy postačuje malá energie.

Delokalizované vazby v kovech

14

Energie elektronů je kvantována = mohou mít jen určitéhodnoty energie, obsazovat jen povolené hladiny, nesmíse vyskytovat v zakázaných pásech.

Pásová teorie

1 atom N atomů

Grafit je vodič, vazebné a nevazebnépásy � se překrývají

Pásy v grafitu

15

Diamant je nevodič, vazebné a nevazebnépásy � jsou vzdálené

Pásy v diamantu

Pásové uspořádání pro vodiče, nevodiče a polovodiče

16

Polární vazba: elektronegativita

• Rozdíl elektronegativit dvou prvků ukazuje na to kolem kterého z nich se budou hromadit vazebné elektrony:

• Iontová vazba vzniká pokud ∆Χ ≥ 2 • Kovalentní vazba vzniká pokud ∆Χ ≤ 1• Polárn ě kovalentní vazba vzniká pokud 1 ≤ ∆Χ ≤ 2. Na

atomech ve vazbě se objevují částečné (parciální) náboje δ+ a δ−.

• Př.: Určete polaritu vazby N – H v NH3 a C-Cl v CCl4.• Př.: Odhadněte relativní polaritu HF, HCl, HBr a HI.

Polarita molekul

• Vazebný dipól vyjadřuje polaritu vazby (vektorová veličina):

• Dipólový moment je celkový dipól molekuly (vektorový součet, dipólový moment tedy může být nulový i v případě nenulových vazebných dipólů):

• Jednotky: debye (D), 1 D = 33.36x10−30 Cm.

• Polární vazba vzniká mezi atomy s odlišnou elektronegativitou.

– Elektronegativnější atom bude mít částečný záporný náboj (δ−)– Elektronově chudší část vazby vykazuje částečný kladný náboj

(δ+)• Př.: Odhadněte jestli molekuly NH3, H2O, CO2 mají dipólový moment.• Př.: Určete který z izomerů (cis- nebo trans-) C2H2Cl2 má dipólový

moment.

→→⋅= rqµ

∑→→

⋅= ii rqµ

17

Polarita víceatomových molekul

Pravidlo: molekula je polární pokud má na centrálním atomu volné elektronové páry nebo různé vazby.