S K U P I N A P E R I Ó D A

Σχετικά έγγραφα
kovalentná väzba - Lewisov model

CHEMICKÉ VÄZBY. Kačík

Chemická väzba 1. R O Č N Í K SŠ

Klasifikácia látok LÁTKY. Zmesi. Chemické látky. rovnorodé (homogénne) rôznorodé (heterogénne)

Chemická väzba. tri základné typy chemickej väzby. kovová - elektróny sú delokalizované,

10/26/15. Dipólový moment. Popis väzby v molekulách. Polárna väzba. (q) δ + δ - Polárna väzba MO molekuly HF MO - HF AO - H AO - F.

Popis väzby v molekulách

Popis väzby v molekulách

Vzácne plyny. Obr. 2.2 Hodnoty prvej ionizačnej energie I 1 atómov vzácnych plynov.

VŠEOBECNÁ A ANORGANICKÁ CHÉMIA

Start. Vstup r. O = 2*π*r S = π*r*r. Vystup O, S. Stop. Start. Vstup P, C V = P*C*1,19. Vystup V. Stop

STAVEBNÁ CHÉMIA Prednášky: informačné listy P- 2

Matematika Funkcia viac premenných, Parciálne derivácie

2.2 Elektrónový obal atómu

GLOSSAR A B C D E F G H CH I J K L M N O P R S T U V W X Y Z Ž. Hlavné menu

Priamkové plochy. Ak každým bodom plochy Φ prechádza aspoň jedna priamka, ktorá (celá) na nej leží potom plocha Φ je priamková. Santiago Calatrava

Motivácia Denícia determinantu Výpo et determinantov Determinant sú inu matíc Vyuºitie determinantov. Determinanty. 14. decembra 2010.

SLOVENSKÁ KOMISIA CHEMICKEJ OLYMPIÁDY

Prechod z 2D do 3D. Martin Florek 3. marca 2009

Obrátený proces: Elektrolýza

Cvičenie č. 4,5 Limita funkcie

6, J s kg. 1 m s

Ekvačná a kvantifikačná logika

PRE UČITEĽOV BIOLÓGIE

Ομοιοπολικός Δεσμός. Ασκήσεις

Obvod a obsah štvoruholníka

CHÉMIA PRE BIOLÓGOV ŠTUDIJNÝ TEXT

ΙΟΝΤΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ

Κεφάλαιο 1 Χημικός δεσμός

Inkrementy na výpočet chemických posunov protónov >C=CH substituovaných alkénov

Μοριακή δομή Ο2 σύμφωνα με VB διαμαγνητικό

7. FUNKCIE POJEM FUNKCIE

ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ

ΓΗ ΚΑΙ ΣΥΜΠΑΝ. Εικόνα 1. Φωτογραφία του γαλαξία μας (από αρχείο της NASA)

ΛΥΣΕΙΣ. 1. Χαρακτηρίστε τα παρακάτω στοιχεία ως διαµαγνητικά ή. Η ηλεκτρονική δοµή του 38 Sr είναι: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 2

Αναπληρωτής Καθηγητής Τμήμα Συντήρησης Αρχαιοτήτων και Έργων Τέχνης Πανεπιστήμιο Δυτικής Αττικής - ΣΑΕΤ

Elektrónová štruktúra atómov

1 VŠEOBECNÉ POJMY, PREDMET CHÉMIE A JEJ

PRIEMER DROTU d = 0,4-6,3 mm

και να υπολογίσετε την ενωτική ενέργεια του κρυσταλλικού πλέγματος του. ίνονται: Ενθαλπία σχηματισμού SrCl 2

Χθμικόσ Δεςμόσ (Ομοιοπολικόσ-Ιοντικόσ Δεςμόσ) Οριςμοί, αναπαράςταςη κατά Lewis, ηλεκτραρνητικότητα, εξαιρζςεισ του κανόνα τησ οκτάδασ, ενζργεια δεςμοφ

Estimation of grain boundary segregation enthalpy and its role in stable nanocrystalline alloy design

Matematika 2. časť: Analytická geometria

Το άτομο του Υδρογόνου

τροχιακά Η στιβάδα καθορίζεται από τον κύριο κβαντικό αριθµό (n) Η υποστιβάδα καθορίζεται από τους δύο πρώτους κβαντικούς αριθµούς (n, l)

Úvod do molekulovej symetrie

ELEKTRICKÉ POLE. Elektrický náboj je základná vlastnosť častíc, je viazaný na častice látky a vyjadruje stav elektricky nabitých telies.

SLOVENSKÁ TECHNICKÁ UNIVERZITA V BRATISLAVE Fakulta chemickej a potravinárskej technológie Oddelenie anorganickej chémie ÚACHTM

Komplexné čísla, Diskrétna Fourierova transformácia 1

Matematika prednáška 4 Postupnosti a rady 4.5 Funkcionálne rady - mocninové rady - Taylorov rad, MacLaurinov rad

3 ELEKTRÓNOVÝ OBAL ATÓMU. 3.1 Modely atómu

Η ηλεκτρονιακή δομή των μορίων

Kontrolné otázky na kvíz z jednotiek fyzikálnych veličín. Upozornenie: Umiestnenie správnej a nesprávnych odpovedí sa môže v teste meniť.

Hartree-Fock Theory. Solving electronic structure problem on computers

Chemická väzba. dvojitá, trojitá väzba (π) O=O N N (s s) p y p y. (s s) (p y p y ) p z p z

Ι ΙΟΤΗΤΕΣ ΤΩΝ ΑΤΟΜΩΝ. Παππάς Χρήστος Επίκουρος Καθηγητής

TECHNICKÁ CHÉMIA. prof. RNDr. Tatiana Liptáková, PhD. Katedra materiálového inžinierstva

Νόµοςπεριοδικότητας του Moseley:Η χηµική συµπεριφορά (οι ιδιότητες) των στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση του ατοµικού τους αριθµού.

ARMA modely čast 2: moving average modely (MA)

Ενέργεια Δεσμoύ Ισχύς των Δεσμών. Εισαγωγική Χημεία

Pevné ložiská. Voľné ložiská

Η ΘΕΩΡΙΑ ΤΩΝ ΜΟΡΙΑΚΩΝ ΤΡΟΧΙΑΚΩΝ ΣΥΝΟΠΤΙΚΗ ΘΕΩΡΙΑ

1. HMOTA A JEJ VLASTNOSTI

SUPPLEMENTAL INFORMATION. Fully Automated Total Metals and Chromium Speciation Single Platform Introduction System for ICP-MS

Μοριακή Γεωμετρία Πολικότητα των Μορίων. Εισαγωγική Χημεία

Αλληλεπίδραση ακτίνων-χ με την ύλη

SLOVENSKÁ TECHNICKÁ UNIVERZITA V BRATISLAVE Fakulta chemickej a potravinárskej technológie Oddelenie anorganickej chémie ÚACHTM

KATALÓG KRUHOVÉ POTRUBIE

ΝΟΜΟΣ ΤΗΣ ΠΕΡΙΟ ΙΚΟΤΗΤΑΣ : Οι ιδιότητες των χηµικών στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση του ατοµικού τους αριθµού.

KATEDRA DOPRAVNEJ A MANIPULAČNEJ TECHNIKY Strojnícka fakulta, Žilinská Univerzita

Γεωμετρία Μορίων Θεωρία VSEPR

HASLIM112V, HASLIM123V, HASLIM136V HASLIM112Z, HASLIM123Z, HASLIM136Z HASLIM112S, HASLIM123S, HASLIM136S

Solutions to the Schrodinger equation atomic orbitals. Ψ 1 s Ψ 2 s Ψ 2 px Ψ 2 py Ψ 2 pz

Κατανομή μετάλλων και αμετάλλων στον Π.Π.

24. Základné spôsoby zobrazovania priestoru do roviny

Ιοντικός Δεσμός Πολωσιμότητα ιόντος Κανόνες Fajans

Vyhlásenie o parametroch stavebného výrobku StoPox GH 205 S

TECHNICKÁ CHÉMIA. Doc. RNDr. Tatiana Liptáková, PhD. Katedra materiálového inžinierstva

Review: Molecules = + + = + + Start with the full Hamiltonian. Use the Born-Oppenheimer approximation

C. Kontaktný fasádny zatepľovací systém

Harmonizované technické špecifikácie Trieda GP - CS lv EN Pevnosť v tlaku 6 N/mm² EN Prídržnosť

Podobnosť bóru s kremíkom

ΠΕΡΙΟΔΙΚΟ ΣΥΣΤΗΜΑ ΤΩΝ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ (1) Ηλία Σκαλτσά ΠΕ ο Γυμνάσιο Αγ. Παρασκευής

Πανεπιστήμιο Κύπρου Τμήμα Χημείας. ΕΙΣΑΓΩΓΗ ΣΤΗ ΧΗΜΕΙΑ ΓΙΑ ΒΙΟΛΟΓΟΥΣ ΚΑΙ ΦΥΣΙΚΟΥΣ ΧΗΜ 021 Χειμερινό Εξάμηνο 2008

skanovacieho tunelovacieho mikroskopu STM (z angl. Scanning Tunneling Microscope) s možnosťou rozlíšenia na úrovni jednotlivých atómov (obr. 1.1).

Μάθημα 22 ο. Θεωρία Δεσμού Σθένους- Υβριδισμός

ΧΗΜΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ Ι: Ο ΙΟΝΤΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ ΚΑΙ ΜΙΑ ΠΡΩΤΗ ΠΡΟΣΕΓΓΙΣΗ ΤΟΥ ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΥ ΔΕΣΜΟΥ. Παππάς Χρήστος Επίκουρος Καθηγητής

SLOVENSKÁ KOMISIA CHEMICKEJ OLYMPIÁDY CHEMICKÁ OLYMPIÁDA. 53. ročník, školský rok 2016/2017. Kategória C. Domáce kolo

Μάθημα 10 ο. Ο Περιοδικός Πίνακας και ο Νόμος της Περιοδικότητας. Μέγεθος ατόμων Ενέργεια Ιοντισμού Ηλεκτρονιακή συγγένεια Ηλεκτραρνητικότητα

ΙΑΦΑ Φ ΝΕΙ Ε ΕΣ Ε ΧΗΜΕ Μ Ι Ε ΑΣ ΓΥΜΝ Μ ΑΣΙΟΥ H

SLOVENSKÁ KOMISIA CHEMICKEJ OLYMPIÁDY CHEMICKÁ OLYMPIÁDA. 53. ročník, školský rok 2016/2017. Kategória C. Školské kolo RIEŠENIE A HODNOTENIE

Fyzika atómu. 6. Stavba atómov

HEMIJSKA VEZA TEORIJA VALENTNE VEZE

1. Limita, spojitost a diferenciálny počet funkcie jednej premennej

Rozsah akreditácie 1/5. Príloha zo dňa k osvedčeniu o akreditácii č. K-003

SLOVENSKÁ KOMISIA CHEMICKEJ OLYMPIÁDY CHEMICKÁ OLYMPIÁDA. 54. ročník, školský rok 2017/2018 Kategória B. Krajské kolo RIEŠENIE A HODNOTENIE

M6: Model Hydraulický systém dvoch zásobníkov kvapaliny s interakciou

Αέρια υψηλής Καθαρότητας Ο συνεργάτης σας για Αέρια, Εξοπλισµό και Υπηρεσίες

..,..,.. ! " # $ % #! & %

Goniometrické rovnice a nerovnice. Základné goniometrické rovnice

Transcript:

http://physics.nist.gov/physrefdata/pertable/ S K U P I N A P E R I Ó D A

Periodická sústava chemických prvkov: bloky podľa valenčných vrstiev prvky hlavných skupín VIIIA Rb Cs

Periodická sústava chemických prvkov: bloky podľa vlastností alkalické kovy post-prechodné kovy kovy alkalických zemín prechodné prvky (kovy) vzácne plyny VIIIA Rb Cs polokovy (metaloidy) halogény lantanoidy aktinoidy

Periodický zákon 1869-1871 Дми трий Ива нович Менделе ев 1834-1907 Vlastnosti chemických prvkov a ich zlúčenín sú periodickou funkciou ich protónových čísel. D.I.Mendelejev: atómových váh

Kovalentné polomery atómov: 2R

Kovalentné polomery atómov: 2R

Lantanoidová a aktinoidová kontrakcia Atómové polomery: d-prvky 6. periódy vs. d-prvky 5. periódy podobné Príčina: Orbitály typu f sú difúzne, veľmi slabo tienia jadro efektívny náboj jadra pôsobiaci na elektróny vo valenčných orbitáloch pri d-prvkoch 6. periódy je porovnateľný s prvkami 5. periódy.

Ionizačné energie Prvá ionizačná energia I 1 minimálna energia nutná na odtrhnutie elektrónu z atómu Druhá ionizačná energia I 2 minimálna energia nutná na odtrhnutie elektrónu z katiónu +1 Ionizačné energie [kj/mol] atóm Li Be B C N O F 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 +2p 1 +2p 2 +2p 3 +2p 4 +2p 5 I 1 513 899 801 1086 1402 1314 1681 I 2 7298 1757 2427 2352 2856 3388 3374

Elektrónová afinita Elektrónová afinita E ea - energia, ktorá sa uvoľní po pridaní elektrónu k atómu v plynnej fáze VIIIA

Čo je chemická väzba? Tvrdenie: chemické väzby sú to čo drží atómy spolu tak, aby vytvárali komplikovanejšie agregáty, ako sú molekuly a rozsiahle (kondenzované) systémy. Prijateľnejšie: chemická väzba ako efekt, ktorý spôsobuje, že atómy sú spájané do stabilnej štruktúry s definovanými (a unikátnymi) fyzikálnymi a chemickými vlastnosťami. Dôležité 1: chemická väzba sa vyskytuje vtedy, ak sú elektróny (jeden alebo viac) súčasne priťahované aspoň k dvom jadrám. Dôležité 2: chemická väzba medzi dvomi atómami vzniká ak má výsledné usporiadanie jadier a elektrónov nižšiu celkovú energiu ako je celková energia izolovaných atómov.

Niektoré parametre geometrickej štruktúry molekúl dĺžka väzby väzbový uhol spriemernené Molekuly nie sú statické! 12

Energia väzby: práca, ktorú je potrebné dodať na úplné oddelenie dvoch atómov spojených chemickou väzbou. Energia väzby Krivka potenciálnej energie Potential energy curve (PES)

Povrchy potenciálnej energie E=E(R 1,R 2,R 3 ) R A koordináty atómu A

Chemická väzba Chemická reakcia: spájanie, preskupovanie atómov chemická väzba: efekt, ktorý spôsobuje, že atómy sú spájané do štruktúry vedecký model: pomôcka pre vysvetlenie pozorovaných javov pomôcka pre predpovede molekúl,vlastností,... Modely chemickej väzby klasické kvantovo-mechanické

Klasické modely chemickej väzby v pozadí elektrostatické úvahy - iónová väzba + kovalentná väzba Walther Kossel, 1915, Nemec KF [Ar] [Ne] K + F - elektrónová konfigurácia vzácnych plynov δ- polárna δ + kovalentná Gilbert Newton Lewis, 1916, USA F 2 F F

Kovalentná väzba - Lewisov model Spoločná elektrónová dvojica jednotka kovaletnej väzby H.. H H:H H H Počet zdieľaných elektrónových dvojíc väzbovosť H (1s) 1 C [He](2s) 2 (2p) 2 N [He](2s) 2 (2p) 3 H C N väzbovosť: H: 1 C: 4 N: 3 neväzbový elektrónový pár Elektrónové štruktúrne vzorce

oktetové pravidlo valenčná elektrónová konfigurácia vzácnych plynov [ ] nepostačuje s d a f orbitalmi sa väzbovosť zvyšuje [He] + 1 elektrón hypervalentné štruktúry

Resonancie O 3 148 pm O-O and 121 pm O=O Experiment O-O: 128 pm rezonančné štruktúry

Násobné väzby trojitá jednoduchá dvojitá O + O O O štvoritá Re::::Re [Re 2 Cl 8 ] 2 1964 F. A. Co:on päťnásobná Cr:::::Cr RCrCrR (R=organic group) 2005 P. Power šesťnásobná W::::::W W 2 2006 B. Roos, et al.

Väzbové energie v kj/mol

Zásady pre vytváranie elektrónových štruktúrnych vzorcov 1. Určíme celkový počet valenčných elektrónov v molekule alebo ióne. 2. Zapíšeme symboly atómov v očakávanom poradí a najprv z hľadiska väzbovosti nasýtime koncové atómy. Maximálny počet elektrónov v okolí koncového atómu je 2 pre H,He, a 8 atómy 2. periódy. 3. Ak centrálny atóm nedosiahol oktet a ak sú na koncových atómoch k dispozícii voľné elektrónové páry (alebo neväzbové elektróny), umožníme týmto voľným elektrónovým párom vytvoriť násobné väzby s centrálnym atómom. 4. Ak existuje viacero možných Lewisových štruktúr danej molekuly, vyberieme štruktúru (prípadne štruktúry) s nízkymi formálnymi nábojmi na atómoch (0, ±1), pričom zápornejší náboj bude na atóme s vyššou elektronegativitou (χ p ). Formálny náboj: elektrický náboj na danom atóme ak väzbové elektróny rovnomerne rozložíme medzi zúčastnených susedov: for. náboj = valen. el. - neviazané el. ½ väzbové el.

Príklady: SCN - S-C N S=C=N +1 S C-N χ p (S)=2.58 χ p (C)=2.5 χ p (N)=3.04 kyselina dusitá kyselina sírová 0 0-1 0 +2

kovalentná väzba - Lewisov model nevysvetľuje podstatu väzbových orbitalov skryte pracuje s lokalizovanými (nezmenenými) atómovými orbitalmi limitácia na dvojcentrové väzby nevysvetľuje geometrickú štruktúru molekúl 24

Lewisov model nevysvetľuje štruktúru! VSEPR model 1940 Nevil V. Sidgwick a Herbert M. Powell 1960 Ronald Gillespie Valence-Shell Electron-Pair Repulsion oblasť vysokej elektrónovej hustoty väzba neväzbový pár pravidlo: násobná väzba je jednou oblasťou pravidlo: možno použiť ľubovoľnú z rezonančných elektrónových štruktúr geometrickú štruktúru určuje repulzia týchto oblastí!

Oblasti s vysokou hustotou VSEPR štruktúry najvýhodnejšie usporiadanie 2 lineárne 3 trigonálne planárne 4 tetraedrické 5 6 trigonálna bipyramída oktaedrické 26

Predpoveď tvaru molekúl typu AX n E m A-centrálny atóm; X-ligand; E-voľný el. pár LP=E (lone pair); BP- väzbový pár (bonding pair) X n + E m = SN (sterical number, stérické číslo) -repulzia: LP-LP > LP-BP > BP-BP -LP obsadzujú najväčšie pozície (napr. ekvatoriálne v trigonálnej bipyramíde) -ak sú všetky pozície ekvivalentné (napr. v oktaédri, potom LP sa postupne obsadzujú do trans pozícií voči sebe) -dvojité väzby zaberajú viac priestoru ako jednoduché väzby; BP k elektronegatívnejším substituentom zaberajú menej priestoru než BP k elektropozitívnejším substituentom.

pseudoštruktúra štruktúra AX 3 trigonálna AX 2 E trigonálna trigonálna (lomená)

pseudoštruktúra štruktúra tetraéder trigonálna pyramída AX 3 E O H AX 2 E 2 H O H H trigonálna (lomená)

pseudoštruktúra AX 3 E štruktúra hojdačka (see-saw) AX 2 E 2 tvar T lineárna AXE 3 trigonálna bipyramída

pseudoštruktúra AX 5 E štruktúra tetragonálna pyramída AX 4 E 2 oktaéder štvorec, štvorcová štruktúra

Modely chemickej väzby klasické elektrostatické úvahy kovalentná väzba Lewisov model Geometria, VSEPR kvantovo-mechanické model hybridných orbitalov teória molekulových orbitalov teória valenčných väzieb - iónová väzba + teória kryštálového poľa teória ligandového poľa 32

Prečo nestačia atómové orbitaly... H Be : H H Be H?? H Be H at. orbitaly Be základný stav at. orbitaly Be excitovaný stav 33

Teória hybridných orbitalov (1928-) Linus Pauling (USA, 1901-1994) najznámejší americký chemik 20. storočia, Nobelova cena za chémiu 1954, za mier 1962 hybridné orbitaly - princíp atómové orbitaly sa kombinujú H H BeH 2 Be základný stav Be excitovaný stav Be viazaný stav 34

atómové orbitaly (vlnové funkcie) sa kombinujú 2p 2s sp 2s+2p + - + - 2s 2p sp 2s-2p - + + - 35

Kovalentná väzba ako prekryv atómových a/alebo hybridných orbitalov väzbovo účinný prekryv atóm A atóm B E A E AB E B E v =E AB -E A -E B energia kovalentnej väzby, väzbová energia kj/mol, ev ~ x.10 2 kj/mol 36

Kovalentná väzba ako prekryv atómových a/alebo hybridných orbitalov atóm A atóm B jednoelektrónová väzba H 2 + atóm A prázdny orb. akceptor donor atóm B el. pár donorno-akceptorná väzba 37

Typ väzby podľa symetrie prekrývajúcich sa orbitalov σ väzba rotačná symetria A B p-p x-x y-y z-z π väzba nodálna rovina pozdĺž väzby d-p xy-x xy-y xz-z xz-x yz-y yz-z d-d xy-x y xz-xz yz-yz 38

Typ väzby podľa symetrie prekrývajúcich sa orbitalov d-d δ väzba 2 nodálne roviny pozdĺž väzby φ väzba 3 nodálne roviny pozdĺž väzby f-f 39

Lineárna (digonálna) väzbovosť sp hybridné orbitaly 2s 1s H 1s Be 2p z 1s H 1s VSEPR rovnako predpovedá lineárnu štruktúru BeH 2 sp hybridizácia na centrálnom atóme lineárna štruktúra 40

Trojuholníková (trigonálna) štruktúra sp 2 hybridné orbitaly F F F B v BF 3 BF 3 planárna štruktúra 41

Tetraedrická štruktúra sp 3 hybridné orbitaly < ) HCH 109.5 CH 4 42

Tetraedrická štruktúra sp 3 hybridné orbitaly CH 4 H H H H C v CH 4 43

Tetraedrická štruktúra, sieťovanie, reťazenie sp 3 hybridné orbitaly sp 3 sp 3 + 44

sp 3 hybridné orbitaly, voľné elektrónové páry v v Neekvivalentná hybridizácia 45

Štruktúra: trigonálna (trojboká) bipyramída sp 3 d (dsp 3 ) hybridné orbitaly s+p x +p y +p z +d z² (n) ak sú energie s, p, d blízke 5 (sp 3 d) Cl P v PCl 5 sp 3 d PCl 5 P: 3s 3p 3d dsp 3 d z² (n-1) +s+p x +p y +p z 46

axiálne polohy ekvatoriálne polohy trigonálna bipyramída sp 3 d hybridy s voľným elektrónovým párom:

Štruktúra: oktaéder (osemsten) sp 3 d 2 (d 2 sp 3 ) hybridné orbitaly ak sú energie s, p, d blízke s+p x +p y +p z +d x²-y² +d z² 6 (sp 3 d 2 ) (n) (n-1) 6 (d 2 sp 3 ) SF 6 F S v SF 6 sp 3 d 2 S: 3s 3p 3d 48

Oktaédrická koordinácia sp 3 d 2 / d 2 sp 3 SF 6 Fe(H 2 O) 6 3+ komplexy prechodných prvkov s voľnými elektrónovými pármi

d 3 s, sd 3 : tetraéder [PtCl 4 ] 2 dsp 2, sp 2 d: štvorec d x²-y² +s+p x +p y dsp 2 Pt 2+ Pt VSEPR zlyháva! 5d 6s 6p 50

Teória molekulových orbitalov (MO) lokálne orbitaly globálne orbitaly MO-LCAO Linear Combination of Atomic Orbitals N MO AO ψ i = Σ c mi φ m i=1,n m=1 číslo váha (dôležitosť) m-tého AO v i-tom MO elektróny nie sú lokalizované Epithio-cycloallin viaccentrové, delokalizované väzby 51

N ψ i = Σ c mi φ m i=1,n m=1 Maximálne toľko MO ako AO! diskrétne hladiny energie pre ψ i (MO) rovnaká energia pre rôzne ψ i degenerované orbitaly degenerácia Výstavbový princíp analogický ako v atómoch Pauliho princíp a Hundovo pravidlo 52

Molekulové orbitaly v dvojatómových molekulách - - + + protiväzbový MO (antiväzbový) väzbový MO * E n e r g i a s A σ* σ s B s A -s B energetický diagram s A +s B + + + atóm A atóm B 53

Molekulové orbitaly v dvojatómových molekulách atóm A z atóm B - + - + σ* - + + - σ pa z + pb z pa z - pb z + + - - pa x + pb x π x + - y π y - y π y * pa x - + pb x π x * - + pa z + - + s B σ σ* + - pa x + + s B - 0 54

Molekulové orbitaly všeobecnejšie u molekúl so stredom symetrie ak σ(x,y,z)= σ(-x,-y,-z) π(x,y,z)= π(-x,-y,-z) + - - + σ g π g gerade + - - + ak σ(x,y,z)= -σ(-x,-y,-z) π(x,y,z)= -π(-x,-y,-z) + - + - σ u π u ungerade + - - +

Molekulové orbitaly v H 2+, H 2, He 2+, He 2 1s 1s energia väzby je v kj/mol 1s 1s väzbový poriadok: 0.5(Σe v - Σ e*) 1s 1s 1s 1s e v -> e vo väzbovom MO e * -> e v protiväzbovom MO 56

Molekulové orbitaly homonukleárnych diatomík E N E R G I A porovnaj 57

E N E R G I A 58

59

BeH 2 H 2 O 60

NIE! Máme teda zabudnúť na hybridizáciu??? BeH 2 Be σ* sp-s H H p p x, p y s sp s ekvivalentné σ sp-s možnosti lokalizované o. delokalizované o. 61

dvojná väzba medzi uhlíkmi pri sp 2 trojná väzba medzi uhlíkmi pri sp 62

násobné väzby medzi rôznymi atómami O=C=O 63

delokalizované π-väzby vytvoria sa 4 rôzne π-mo 64

delokalizované π-väzby ekvivalentné štruktúry... C C = C C = C... väzbový poriadok 1.5 konjugovaný π-systém

delokalizované π-väzby konjugovaný π-systém - kumulény

delokalizované π-väzby vytvorí sa 6 rôznych π-mo väzbové protiväzbové benzén - aromatický kruh