Chemia Liceum Gimnazjum Testy Matura

Powrót

(R) Orbitale molekularne

Orbitale molekularne (cząsteczkowe) powstają w wyniku nakładania się orbitali atomowych, które spełniają warunki:
1. Mają porównywalne energie.
2. Mogą nakładać się na siebie, przy czym im większe jest nakładanie, tym wytworzone wiązanie jest silniejsze.
3. Mają taką symetrię względem osi łączącej jądra dwóch atomów.

Cząsteczka wodoru

Dwa orbitale s wodoru nakładają się i powstaje orbital molekularny σs-s i nie zapełniony orbital molekularny σ*s-s. Tworzy się pojedyncze wiązanie σ.

orbital molekularny sigma H2 wodór

 

Cząsteczka chlorowodoru HCl
W wyniku liniowego nakładania się orbitali s wodoru i p chloru powstaje orbital molekularny  σs-p. Jest to wiązanie σ.

orbital molekularny s-p HCl


Cząsteczka Cl2
Atom chloru ma 1 niesparowany elektron na orbitalu p.
W wyniku liniowego nakładania się orbitali p powstaje orbital molekularny σp-p.
Między atomami chloru utworzyło się pojedyncze wiązanie σ.

orbital molekularny p-p sigma Cl2

 

Cząsteczka azotu N2
Atom azotu ma 3 niesparowane elektrony na 3 orbitalach p.
W wyniku liniowego nakładania się orbitali p powstaje orbital molekularny σp-p.
W wyniku bocznego nakładania się orbitali p powstają 2 orbitale molekularne π.
W cząsteczce azotu jest wiązanie potrójne: 1 wiązanie σ i 2 wiązania π.

Orbital molekularny wiązanie sigma pi N2 

Powstałe w ten sposób wiązania σ i π różnią się energią. Energia wiązania σ jest większa niż energia wiązania π. Jest to związane z nakładaniem sie orbitali. Po uformowaniu się wiązania σ oba orbitale znajdują się na linii łączącej jądra atomowe i nakładają się znacznie. Natomiast pozostałe orbitale p tylko częściowo się pokrywają i dlatego tworzą słabe wiązania π.

 

Podsumowanie

Wiązanie σ powstaje w wyniku liniowego nakładania się orbitali
s i s (s-s),  s i p (s-p)  lub  p i p (p-p) 

Wiązanie  π powstaje w wyniku bocznego nakładania się orbitali atomowych p. Jest ono równoległe do wiązania σ.
Wiązanie  π nie występuje samodzielnie, ale wraz z wiązaniem σ tworzy wiązania podwójne lub potrójne.

Zobacz ciekawe wizualizacje orbitali na winter.group.shef.ac.uk


(N) Poszerzenie - treści nieobowiązkowe poza podstawą programową

Z nakładania orbitali atomowych mogą powstać orbitale molekularne: wiążący ψAB i antywiążący ψ*AB. Orbitale matematycznie mogą się dodawać lub odejmować. W uproszczeniu:

ψAB = ψA + ψB         ψ*AB = ψA - ψB     

Częsteczka wodoru
Powstawanie dwóch orbitali molekularnych wiążącego i antywiążącego z dwóch orbitali atomowych 1s
orbitale molekularne
Orbitale 1s są zawsze dodatnie - ich suma jest zawsze dodatnia. Ich różnica, czyli orbital antywiążący może być dodatnia lub ujemna - w pobliżu jednego jądra jest dodatnia a drugiego - ujemna.

Diagram poziomów energetycznych orbitali molekularnych dla cząsteczki wodoru.
poziomy energetyczne orbitale molekularne H2

Moc wiązania można scharakteryzować przez rząd wiązania (RW), czyli podanie różnicy między liczbą par elektronów wiążących a liczbą par antywiążących.
Dla cząsteczki wodoru elektronów wiążących jest 1 para, elektronów antywiążących 0, czyli RW=1-0=1.

Dlaczego nie istnieje cząsteczka helu?


Jak widać na diagramie został zapełniony orbital antywiążący parą elektronową. RW=1-1=0, tak więc, przy powstawaniu cząsteeczki He2 nie ma zysku energetycznego i cząsteczka helu nie istnieje.

Symetrie orbitali w cząsteczkach dwuatomowych przy obrocie wokół międzyjądrowej osi cząsteczki.

orbitale molekularne symetrie

 

Przekaż darowiznę
Załóż konto | Zaloguj się

Copyright 2011-2019Chem24.pl Ta strona internetowa wykorzystuje pliki cookies. Możesz określić metody zapisywania oraz dostępu do cookies w swojej przeglądarce internetowej lub w konfiguracji usługi.