HIBRIDIZACIJA ORBITALA I GEOMETRIJA MOLEKULA

H

CH H

H

C – H veze iste dužine iste energije

Ugao veze

109o 28’ )

Kako objasniti?

↑↓ ↑ ↑

6C 1s2 2s2 2p2

hibridizacijaAO

Kvantno-mehanička teorija

Sta se očekuje na osnovu elektronske konfiguracije C-atoma?

C (1s2 2s22px12py

1) – trebalo bi očekivati da gradi dve kovalentne veze. To se ne dešava.

Atom C najpre dovođenjem energije prelazi u pobuđeno stanje (jedan elektron se rasparuje i iz 2s2 prelazi u 2pz orbitalu. PROBLEM ! Kako nastaju četiri energetski ekvivalentne orbitale?

Hibridizacija - matematičko kombinovanje atomskih orbitala istih ili sličnih energija

Hibridizacija atomskih orbitala ne postoji u izolovanom atomu – to je samo kvantno-mehanički model

Nastale hibridne orbitale (degenerisane orbitale)

Broj degenerisanih orbitala jednak je broju atomskih orbitala

Razlikuju se od atomskih orbitala čijom kombinacijom nastaju

Ee

2s2p

osnovno stanje

ekscitacija

2s2p

sp3

Eh

pobudjeno stanje hibridne

orbitale

sp3 - hibridizacija

↑↓ ↑ ↑ 6C 1s2 2s2 2p2

Hibridizacijom (mešanjem) atomskih orbitala dobijaju se četiri energeski ekvivalentne orbitale.

U ovom slučaju(CH4) kombinuju se jedna s i tri p orbitale i nastaju četiri sp3 orbitale – tetraedarska hibridizacija (svaka od četiri sp3 orbitale sadrži po jedan elektron i usmerena je prema roglju tetraedra)

4 sp3 hibridne orbitale

geometrija - tertaedar 4 σ veze nastaju preklapanjem s-sp3 4 σ (s-sp3)

NH3 - tertaedar

N

HH

H

) (HNH) = 107o

NH3 - tertaedar

N

HH

H

2s2p

osnovno stanje

Eh

2s

sp3

hibridne orbitale

) (HNH) = 107o

geometrija - tertaedar

) (HOH) = 105o

sp3

O

H H

sp3

1s1s

H2O - tertaedar

H O

H O

HH

2s2p

Eh

sp3

osnovno stanje

hibridne orbitale

Primeri sp3 hibridizacije : NH3 i H2O

Primer: sp3 hibridizacija, etan C2H6 (postoje dva C atoma – 2 centralna atoma). Ukupno 7 σ veza: 2 sp3 orbitale C atoma čine jednu C-C σ vezu i, C-H 6σ veza

sp2 - hibridizacija

BF3

5B 1s2 2s2 2p1

Ee

osnovno stanje

ekscitacija Eh

pobudjeno stanje

hibridne orbitale

2s2p 2s

2p 2pxsp2

Bsp2

sp2

sp2

F

F

F

120o

sp hibridizacija BeCl2

BeCl2

VIŠESTRUKA VEZA

C Cσπ

C C

σ - primarna veza π - sekundarna veza

Da bi nastala π –veza atomi moraju imati nehibridizovane p - orbitale Višestruke veze (dvostruke i trostruke) grade samo atomi koji kod kojih je nakon hibridizacije ( sp2 ili sp) ostalo nehibridizovanih p - orbitala

DVOGUBA (DVOSTRUKA) VEZA

Ee

2s2p

osnovno stanje

ekscitacija

2s2p

sp2pz

Eh

pobudjeno stanje hibridne orbitale

C2H4 eten (etilen)

1σ (sp2 –sp2) 4σ (sp2 – s) 1 π (pz –pz)

TROGUBA (TROSTRUKA) VEZA

C2H2 etin (acetilen)

Ee

2s2p

osnovno stanje

ekscitacija

2s2p

sppzpy

Eh

pobudjeno stanje hibridne orbitale

C C HH180o

1σ (sp –sp) 2σ (sp – s) 1 π (pz –pz) 1 π (py –py)

C = C 134 pm

C ≡ C 121 pm

C – C 154 pm

Dužina veze

Jačina veze - energija koju je potrebno dovesti da bi se veza raskinula

C – C 346 kJ/mol

C = C 602 kJ/mol

C ≡ C 835 kJ/mol

Molekuli imaju odredjenu strukturu i geometrijski oblik zbog usmerenosti kovalentne

veze

REZONANCIJA

Predstavlja strukture a ne različite vrste molekula Predstavlja jedan te isti molekul čija se struktura prikazuje na više načina Rezonancija (mezomerija) nije pojava to je metoda

• Teorija valentne veze elektronski par σ-veze ili π-veze lokalizovan

je između dva određena atoma i predstavlja lokalizovanu molekulsku orbitalu

• Teorija molekulskih orbitala molekulske orbitale pružaju se preko celog

molekule i mogu se smatrati delokalizovanim, jer povezuju više atoma

Strukture mnogih molekula i jona moguće je prikazati (opisati) pomoću lokalizovanih orbitala

Strukture nekih molekula i jona mogu se

objasniti samo ako predpostavimo da se elektroni nalaze u delokalizovanim MO

Teorija valentne veze takve strukture tumači REZONANCIJOM ili MEZOMERIJOM

Leverova pravila: -Kako su rasporedjeni valentni elektroni u kovalentnim molekulima -Poštuje se oktetno pravilo

nv = h + 4a - (ne/2) broj vezujućih elektronskih parova

broj slobodnih elektronskih parova

ns = ne - h - 4a

h – broj vodonikovih atoma a – broj atoma težih od vodonika ne – ukupan broj valentnih elektrona

• Elektronska strukturna formula CO2 prema pravilu okteta može se pisati na 3 načina

nv = 0 + 4x3 - (16/2) = 4

ns = 16 - 0 - 4x3 = 4

CO O CO OCO O

CO115 ppm

CO

izmereno rastojanje

122 ppm CO

110 ppm

Stvarna struktura CO2 – rezonantni hibrid kanonskih struktura

C OO CO O CO O

C OO

CO O

CO O

Rezonantni hibrid stabilizovan je energijom rezonancije

Energija rezonantne strukture niža je od energije bilo koje pojedinačne strukture rezonantnog hibrida

Benzen (C6H6)

Delokalizacija π - elektrona

C – atomi su sp2 hibridizovani

Ozon

OO

O

OO

O

1,3-butadien, H2C=CH-CH=CH2

• Teorija molekulskih orbitala lako tumači postojanje delokalizovanih elektrona u molekulama, jer prema toj teoriji elektroni pripadaju celom molekulu

Oblici molekula Prema teoriji odbijanja slobodnih elektrona (VSEPR valence-shell electron-pair repulsion theory) geometrija svakog molekula zavisi od rasporeda elektronskih parova u spoljašnjem sloju.

Elektronski parovi koji se nalaze u valentnim orbitalama i slobodni elektronski parovi uvek teže da se uređeju tako da obrazuju strukturu molekula sa najmanjom odbojnom silom (najmanji sadržaj energije).

Primeri:

Molekul BeCl2- linerani molekul

Najmanje odbijanje dva para zajedničkih (valentnih )elektrona je onda ako se po jedan par elektrona nalazi sa suprotnih strana Be atoma (ugao od 180°)

Molekul BF3 - trigonalno planaran (trougaoni). Ovakav raspored daje mogućnost da se tri zajednička elektronska para najbolje uređuju sa najmanjim odbijanjem .

Molekul SnCl2- ima jedan slobodan elektronski par . Molekul nije linearan ,već savijen. Odbijanje koje potiče od slobodnog elektronskog para smanjuje ugao (nije 180°)

Molekuli : CH4, NH3, H2O

Tetraedar

Zajedničko im je da imaju po četiri elektronska para u valentnom sloju centralnog atoma koji su upravljeni prema temenima tetraedra.

Razlika je u položaju atoma u molekulu.

NH3 - nepravilna trostrana piramida (zbog slobodnog eletronskog para) Obratiti pažnju na veličinu ugla.

Molekul H2O- nepravilna trostrana piramida(savijen oblik) (dva slobodna elektronska para se odbijaju a deluju i na elektrone u vezivnim orbitalama, što uslovljava smanjenje vrednosti ugla).

Molekul PCl5 - trigonalna bipiramida (oko centralnog atoma se nalazi 5 elektronskih parova)

Molekul SF4- trigonalna bipiramida

Molekul SF6- oktaedar