Downloaded 12 times
Uploaded byАркадий Захаров
лек. 8 гибриддизация. теория овэп
Лекция посвящена гибридизации валентных орбиталей, описывающей процесс создания новых орбитальных форм с одинаковой энергией. Рассматриваются типы гибридизации (sp, sp2, sp3 и другие) и их влияние на геометрию молекул, а также роль электронных пар и отталкивания между ними. Также объясняется теория молекулярных орбиталей и взаимодействие атомных орбиталей при создании молекул.
More Related Content
Similar to лек. 8 гибриддизация. теория овэп
лек. 8 гибриддизация. теория овэп
- 1. Лекция №8. ГИБРИДИЗАЦИЯ ВАЛЕНТНЫХОРБИТАЛЕЙ Гибридизация – процесс «смешивания» валентных орбиталей, при котором из первоначально неравноценных по форме и энергии орбиталей возникают орбитали новой, но уже одинаковой формы и одинаковой энергии. Число гибридных орбиталей должно равняться числу исходных. sp – гибридизация 180º (s + р)– орбитали две sp – орбитали
- 2. sp2 – гибридизация (s +p + p) – орбитали три sp2 – орбитали ГИБРИДИЗАЦИЯ ВАЛЕНТНЫХ ОРБИТАЛЕЙ sp3 – гибридизация (s + p + p + p) – орбитали четыре SP3 – орбитали 109º28'
- 3. Кроме рассмотренных возможныи другие типы валентных орбиталей и отвечающие им типы пространственной конфигурации молекул: ГИБРИДИЗАЦИЯ ВАЛЕНТНЫХ ОРБИТАЛЕЙ I II III IV V
- 4. ГИБРИДИЗАЦИЯ ВАЛЕНТНЫХ ОРБИТАЛЕЙ № I II III IV V sp sp2 sp3 sp3 d sp3 d2 линейная треугольная тетраэдрическая Тригонально-бипирамидальная октаэдрическая Формуламолекулы Примеры Тип гибридизации орбиталей центрального атома (А) HCl SO3 CH4 PCl5 SF6
- 5. Электроны, окружающие атом,в составе соединений могут быть представлены четырьмя разновидностями: ТИПЫ ЭЛЕКТРОННЫХ ПАР 1. σ-электроны (связывающие электронные пары). 2. π-электроны (образуют π-связь). 3. Неподеленные электронные пары (несвязыва- ющие пары). 4. Неспаренные электроны. На структуру молекул оказывают влияние несвязывающие (σ-электроны) и неподеленные электронные пары. Неспаренные электроны и π- электроны на структуру молекул не влияют.
- 6. ТИПЫ ЭЛЕКТРОННЫХ ПАР Насхемах связывающие пары (σ-электроны), а также π-электроны изображают черточками, неподеленные пары – двумя точками: :O = S O: O: .. .. .. .. .. .. СП НП
- 7. Неподеленные пары имеютболее диффузное распределение в пространстве (занимают больший объем), чем связывающие пары. Поэтому отталкивание между электронными парами убывает в такой последовательности: НП – НП > НП – СП > СП – СП ОТТАЛКИВАНИЕ МЕЖДУ ЭЛЕКТРОННЫМИ ПАРАМИ
- 8. Влияние несвязывающей (неподеленной)пары центрального атома на строение молекул. 107º3' 109º28' 107º3' О Н Н N Н Н Н Н Н Н Н НН Н Н Н Н ННН
- 9. В основе теорииОВЭП лежит идея: Пары электронов на валентной оболочке атома отталкивают друг друга и атомы располагаются так, чтобы уменьшить это отталкивание. С точки зрения теории ОВЭП гибридизация – это способ, с помощью которого молекула принимает геометрию, обусловленную отталкиванием электронных пар валентной оболочки. ТЕОРИЯ ОТТАЛКИВАНИЯ ВАЛЕНТНЫХ ЭЛЕКТРОННЫХ ПАР (ТЕОРИЯ ОВЭП).
- 10. РАСПОЛОЖЕНИЕ ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙ(ПО ТЕОРИИ ОВЭП) Число валентных электронных пар Угол между парами (валентный угол) Структура молекул 2 1800 линейная : – А – : 1800 1200 3 треугольная равносторонняя .. | A ˙˙ ˙˙ 1200 4 1090 28′ .. | A ˙˙ ˙˙ ˙˙ 1090 28′ тетраэдрическая
- 11. Число валентных электронных пар Угол между парами (валентный угол) Структура молекул 900 ,1200 5 .. | : – A – ˙˙ : ˙˙1200 900 тригонально– бипирамидальная 900 6 октаэдрическая | : – A – ˙˙ : ˙˙ 900 .. ˙˙
- 12. Число связывающих инеподеленных электронных пар и пространственная конфигурация молекул AXn. общее число электронных пар располо- жение эл. пар число СП число НП геометри- ческая форма и состав молекул При- меры линейное 2 02 линейная AX2 CO2, N2O треугольное равносто - роннее 3 0 3 Плоский треугольник AX3 SO3, BF3 NO3 - , CNO3 - 2 1 угловая AX2Е SO2, NO2 - тетраэдри – ческое 4 0 4 тетраэдрическая AX4 СH4, Cl4 3 1 2 2 NH3, SO3 2- AX3Е тригональная пирамида угловая AX3Е2 H2O
- 13. общее число электронных пар располо- жение эл. пар число СП число НП Геометричес -кая формаи состав молекул Примеы тригональ - ное бипирами - дальное 5 0 5 4 1 3 2 AX5 PCl5 искаженный тетраэдр AX4Е Т – образная AX3Е2 SF4 ClF3
- 14. АВ4 АВ3Е АВ2Е2 АВ5АВ4Е АВ3Е2 АВ2Е3 А Б В Г Д Е Ж
- 15. АВ6 АВ5Е АВ4Е2 ЗИ К А–тетраэдр; Б–тригональная пирамида; В–угловая форма; Г–тригональная бипирамида; Д–искаженный тетраэдр; Е–Т-форма; Ж–линейная форма; З–октаэдр; И–тетрагональная пирамида; К–квадрат.
- 16. ТЕОРИЯ МО Основана наследующих представлениях: 1. Молекула, как атом, имеет «орбитальное» строение обозначение s p d f – атомные орбиталей: σ π δ φ – молекулярные 2. Молекулярные орбитали – многоцентровые орбитали (общие для двух и большего числа атомных ядер). 3. Распределение электронов по молекулярным орбиталям подчиняется тем же принципам: принципу наименьшей энергии и принципу Паули.
- 17. 4. Молекулярные орбиталинаходят в результате линейной комбинации (сложения и вычитания) исходных атомных орбиталей (ЛКАО МО): ТЕОРИЯ МО А + В = АВ ΨА ΨВ ΨМО св св Ψмо = С1ΨА + С2ΨВ ; Ψмо – связывающая МО разр разр Ψмо = С3ΨА + С4ΨВ ; Ψмо – разрыхляющая МО В дальнейшем связывающую МО будем обозначать Ψ, а разрыхляющую Ψ*.
- 18. ТЕОРИЯ МО Энергетическая схемаАО и МО в системе из двух атомов водорода АО МО АО σS* 1SA 1SВ σS Е-энергия
- 19. Схема образования связывающей(σ) и разрыхляющей (σ*) МО из атомных 1s – орбиталей. Ψ2 мо /σ/ А В Ψ2 мо /σ*/ А В А В ΨА 2 (1s) ΨА 2 (1s)
- 20. Энергетическая схема образованиядвухатомных гомонуклеарных молекул элементов начала (А) и конца второго периода (Б). МО АО АО МО АО АО σx* πz* πy* πz πy σx πz* πy* πz πy σx σx* Е Е 2р 2р 2р 2р σs* σs* σsσs 2s 2s 2s 2s /Б/ /А/
- 21. ПОРЯДОК СВЯЗИ = ЧИСЛОСВЯЗ. ē-ОВ – ЧИСЛО РАЗРЫХ. ē-ОВ 2 N2 σx* O2 σx* πz* πy* πz* πy* σx πz πy πz πy σx σs* σs* σs σs ПОРЯДОК СВЯЗИ