Orbitaly, VSEPR
Rezonanční struktury, atomové a molekulové orbitaly, hybridizace, určování tvaru molekuly pomocí teorie VSEPR, úvod do symetrie
molekul, dipólový moment
Zdeněk Moravec, hugo@chemi.muni.cz
16. listopadu 2017
s    "O ^ O'
1/21
Formální náboj
► Rozdíl mezi počtem valenčních elektronů ve volném atomu a valenčních elektronů ve vázaném atomu.
► Záporný náboj je umístěn na nejelektronegativnějším atomu.
► Součet formálních nábojů všech atomů v molekule je roven jejímu náboji.
► H30+: H: 0; O: 6-5=+l
► CH3+: H: 0; C: 4-3=+l
Rezonanční struktury
► Popisují polohu elektronů v molekulách
► Vyjadřují jednotlivé limitní stavy.
O
O
O-
-S—o
ô
ó
■
Atomové orbitaly
■
► Funkce popisující prostorové rozložení pravděpodobnosti výskytu elektronu.
► Orbitaly jsou popsány třemi kvantovými čísly.
► Hlavní kvantové číslo (n) - popisuje příslušnost orbitalu do elektronové slupky - velikost orbitalu. Nabývá hodnot větších než 0.
► Vedlejší kvantové číslo (I) - popisuje tvar orbitalu. Často se používá označení pomocí písmen: s, p, d, f, g, h, ... Nabývá hodnot v intervalu < 0, n — 1 >.
► Magnetické kvantové číslo (m) - popisuje prostorovou orientaci orbitalu. Nabývá hodnot v intervalu < —/; / >.
► Spinové kvantové číslo (s) - nepopisuje orbital, ale spin elektronu v orbitalu. Nabývá hodnot
► Nodální rovina - rovina, kde je pravděpodobnost výskytu elektronu nulová, vlnová funkce orbitalu mění při průchodu touto rovinou znaménko.
www.chemguide.co.uk/atoms/properties/atomorbs.htnnh i >o^O
4/21
Atomové orbitaly
► Orbital s - kulově symetrický, magnetické číslo je vždy rovno 0. Tyto orbitaly mají n — 1 kulových nodálních ploch.
► Orbital p - středově symetrický tvar, skládající se ze dvou laloků. V místě spojení laloků je nodální plocha, kde vlnová funkce popisující orbital mění znaménko. Magnetické kvantové číslo pro orbital p nabývá hodnot: -1, 0, 1.
► Orbital d - existuje pět typů orbitalů d, tři meziosé, jejichž laloky leží mezi osami souřadného systému - dxy, dxz a dzy. Orbital dx2_y2 má čtyři laloky umístěné v osách x a y. Poslední orbital, dz2 má dva laloky umístěné v ose z a prstenec, ležící v rovině xy.
s   p  dxy   dx2y2 cy
Atomové orbitaly
► Orbital f - existuje sedm degenerovaných orbitalů typu f. Tyto orbitaly jsou obsazovány elektrony až u vnitřně přechodných prvků.
m = 0 m = +1 m = -1
m = +2 m = -2 m = +3 m = -3
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:F_orbital.png
Autor: A2569875
6
Molekulové orbitaly
► Teorie LCAO-MO - Linear Combination of Atomic Orbitals -Molecular Orbital.
► Molekulové orbitaly vznikají lineární kombinací atomových orbitalů.
► Kombinací dvou AO vznikají dva MO - vazebný a protivazebný. Protivazebné orbitaly se označují hvězdičkou, např. a*.
► Aby byl překryv úspěšný musí mít vlnové funkce orbitalů v místě překryvu stejná znaménka.
► Protivazebný orbital má o jednu nodální plochu více než vazebný a pokud je obsazen elektronovým párem, snižuje řád vazby o jedna. Obsazený vazebný orbital naopak řád vazby zvyšuje.
► Vazba a - vzniká osovým překryvem orbitalů.
► Vazba tv - vzniká bočným překryvem orbitalů, je přítomna v násobných vazbách.
► Vazba ô - vzniká překryvem všech čtyř laloků d-orbitalu, je přítomna ve čtverné vazbě např. v [Re2CI8]2~.
1 Molecular Orbital Theory
Molekulové orbitaly
\ 2ps2Pi
°„2p
g  1 í
Molekulové orbitaly v 02
Zdroj: https://commons.wikimedia.org
Autor: Tem5psu
Rád vazby
► Řád vazby popisuje počet elektronových párů, které tvoří vazbu mezi atomy.
► Lze jej odvodit z Lewisovského vzorce molekuly nebo z diagramu MO.
► Řád vazby lze spočítat z počtu elektronů ve vazebných a protivazebných orbitalech.
^   /^\/ _      vazebné elektrony—protivazebne elektrony
► Neobsazené molekulové orbitaly neovlivňují ani řád vazby, ani energii systému.
9
Hybridizace
► Hybridizace atomových orbitalů — proces energetického míšení a směrového vyrovnání atomových orbitalů daného atomu
► Počet hybridních orbitalů odpovídá počtu míšených atomových orbitalů
Hybridizace	Geometrie molekuly
sp	lineární
2 sp	rovnostranný trojúhelník
sp°	tetraedr
dzspó	oktaedr
dsp2	čtverec
dsp3	trigonální bipyramida čtvercová pyramida
Valence Bond Theory and Hybrid Atomic Orbitals
VSEPR
► Valence Shell Electron Pair Repulsion
► Tvar molekuly určíme na základě rozmístění elektronových párů v okolí centrálního atomu tak, aby jejich vzájemné odpuzování bylo co nejmenší.
► Tento model je vhodný převážně pro sloučeniny nepřechodných prvků.
► Uvažujeme pouze nevazebné elektronové páry - n a vazebné elektronové páry a.
► Základní pravidla VSEPRu
1. Elektronové páry centrálního atomu se v prostoru rozmístí tak, aby byly co nejdále od sebe a měly minimální energii.
2. Nevazebný elektronový pár odpuzuje ostatní elektronové páry nejvíce, odpuzování vazebných elektronových párů je slabší a klesá v pořadí trojná vazba > dvojná vazba > jednoduchá vazba.
3. Tvar molekuly je dán pouze polohou vazebných elektronových párů.
teorie VSEPR
<0 11
Počet elektronových párů	Tvar		
2	lineární	X   A X	
3	trojúhelník	>	<
4	tetraedr	>	
< □ ► < S1 ► < -ž ► < -E ►
VSEPR
Výchozí tvar
Počet elektronových párů	Tvar		
5	trigonální bipyramida	) x—; )	( ^X (
6	oktaedr	) )	(
13/21
Pokud centrální atom (A) nese dva elektronové páry, je tvar molekuly vždy lineární. Pokud jsou oba vazebné (X), označujeme molekulu jako AX2, pokud je jeden nevazebný (E), označení je AXE._
AX2
X—A—X
Tvar: lineární; ZXAX = 180°; Příklad: C02, BeF2
AXE
E—A—X
Tvar: lineární; ZEAX = 180°; Příklad: CO
14/21
AX3
X A
X X
Tvar: rovnostranný trojúhelník; ZXAX = 120° Příklad: BCI3
16/21
VSEPR
Čtyři elektronové páry na centrálním atomu
x
X
AS^>/x
X
Tvar: tetraedr ZXAX = 109.5° Příklad: SO^~
X
AX3E
X
trigonální pyramida ZXAX < 109.5° PhU
AX2E2
X \
lomený ZX4X << 109.5° SeBr2
AX,
A
X
X
Tvar: trigonální bipyramida ZXAX = 90° a 120 Příklad: AsF.
o
AX4E
X
X-
A
X
houpačka
ZXAX < 90° a < 120° SehL
AX3E2
X
X-
■A'
„^E
X
tvar T
ZXAX = 90° ICL
AX2E3
X
A'
X
lineární
ZXAX = 180° BrFo"
VSEPR
Šest elektronových párů na centrálním atomu
AX, X
X
///
X
-A"
\\\x
X
Tvar: oktaedr ZXAX = 90° Příklad: SF*
AX5E
X
///
X
Ä
\\\X
X
čtvercová pyramida ZXAX < 90° IFC
X
AX4E2
A
X
X
X
čtverec ZXAX = 90° XeF4
Symetrie molekul
► Operace symetrie - geometrická operace, jejímž provedením dostaneme objekt do polohy nerozlišitelné od výchozí.
► Prvek symetrie - body, jejichž poloha se v průběhu provádění operace symetrie nemění.
► U molekul existuje pět prvků symetrie.
Operace symetrie	Symbol	Prvek symetrie
Identita	E	Celý objekt
Rotace	Cn	Rotační osa
Zrcadlení	a	Rovina symetrie
Inverze	i	Střed symetrie
Nevlastní osa	s„	Rotačně-reflexní osa
Dipólový moment
► Vektor popisující rozložení elektrického náboje v molekule.
► Výsledný dipólmoment získáme vektorovým součtem dipólmomentů jednotlivých vazeb.
< □ ►   4 S1 ►   < -ž ►   4 -E >■
21/21