Molecule deficitare in electroni • Mole Molecu cule le stab stabil ilee în în car caree unu unull din din atom atomii (de (de regu regullă Be, B, Al) nu îşi completează octetul prin legături covalente obişnuite, cum ar fi cazul B2H6, AlCl3 sau BF3. Acestea se numesc molecule deficitare în electroni. • Stab Stabil iliz izar area ea lo lor apar aparee pri prinn fo formar rmaree de: de: legături în punte de hidrogen legături coordinative legături duble delocalizate • Deficitul de de el electroni co confer ă moleculelor un caracter de acid Lewis tare.
Modelul repulsiei perechilor de electroni din stratul de valenţă – Modelul Gillespie ABnEm A - atom atomul ul cent centra rall, B - atomii ce se leagă direc directt de atomul atomul centra central, l, E - pere perech chil ilee nepa nepart rtic icip ipan ante te de elec electr tron oni, i, n - numărul de atomi legaţi direct de A = nr. leg ături σ m - numărul rul de per perec echi hi nepa nepart rtic icip ipan ante te de ele elect ctro roni ni = pere perech chii de elec electr tron onii – (n + nr. legăturilor π) numărul de orbitali hibrizi = n+m Reguli Trebuie calculat num ărul de perechi de electroni din stratul de valen ţă a lui A. Geometria moleculei depinde de orientarea perechilor de e - (de legătur ă şi neparticipante) neparticipante) din stratul de valenţă. Perechile de electroni se distribuie astfel încât repulsiile sa fie minime. O pereche de electroni neparticipant ă, fiind mai apropiat ă de atomul central va
Modelul Gillespie
e i p s e l l i G l u l e d o M
e i p s e l l i G l u l e d o M
Modelul Gillespie
Modelul Gillespie
octaedru distorsionat
F
anti prismă pătrată
F
F
F Xe F
F F F
Modelul Gillespie SO3
pe =
6 + 3⋅ 2 =6 2
−
NO2
n=3
m = 5 − ( 2 + 2) = 1
m = 6 − (3 + 3)
SOCl2 pe =
⇒
3 O. H . ⇒ sp
2
6( S ) + 1 ⋅ 2(O) + 2(Cl ) =5 2
n=3 m = 5 − (3 + 1) = 1 nr . O H . .= n + m
5 + 2 ⋅ 2 + 1( sarcina ) =5 2
n=2
m = pe − (n + nr . leg .π ) nr . O. H . = n + m
pe =
O. H . = n + m
XeO2 F 2 pe =
⇒
⇒ AB2 E
3 O. H . ⇒ sp 2
8( Xe) + 2 ⋅ 2(O) + 2( F ) =7 2
n=4 ⇒ AB3 E ⇒
4 O H . . ⇒ sp 3
m = 7 − (4 + 2) = 1 nr . O. H . = n + m
⇒
⇒ AB4 E
5 O. H . ⇒ sp 3d
Metoda Orbitalilor Moleculari Metoda Legăturilor de Valenţă • Metoda Legăturilor de Valenţă (MLV) nu se poate explica satisf ăcător: unele molecule au legături echivalente între cele simple şi cele duble; unele molecule au proprietăţi magnetice. • Un model mai “sofisticat” bazat pe orbitali moleculari poate rezolva aceste probleme. Metoda Orbitalilor Moleculari (MOM) este un model mai evoluat faţă de MLV în care orbitalii reflectă geometria moleculei. Vizualizarea moleculei este mai dificilă şi mai puţin intuitivă.
Metoda Orbitalilor Moleculari Metoda Legăturilor de Valenţă
Legătura chimică între 2 atomi “A” şi “B”
ψ AB • • • •
2
=
2 A
C ψA
2
+
2 B
C ψB
2
±
2CAC B ψ A ⋅ ψ B
“+” suprapunerea orbitalilor atomici OA “•” generarea unor noi orbitali moleculari OM “±” orbitali de legătur ă (+) şi de antilegătur ă (-) constantele CA şi CB – coeficienţi de contribuţie, indicând contribuţia fiecărui orbital atomic la legătur ă.
Pentru molecula de H2 - contribuţia celor doi orbitali atomici este egală CA= CB
Metoda Orbitalilor Moleculari Metoda Legăturilor de Valenţă • Pentru legătura chimică în molecula de H2, se cunosc din măsur ători experimentale. • Distanţa interatomică 0.74 Å şi eneria de disociere a legăturii H-H (în 2 atomi de hidrogen) este 7.2x10-19 J (435.9 kJ/mol). • MLV presupune legătura chimică se formează prin suprapunerea celor 2 orbitali atomici 1s atomic de la fiecare atom de H. • MOM presupune că în momentul formării legăturii cei doi orbitali atomici se transformă simultan în doi orbitali moleculari de energii diferite şi distribuţie electronică diferită.
Metoda Orbitalilor Moleculari Metoda Legăturilor de Valenţă MLV
r o
MOM
Premizele Metodei Orbitalilor Moleculari Premizele MOM: 1. O moleculă este privită ca un tot unitar în care orbitalii atomici (OA) se transformă în orbitali moleculari (MO) şi în care electronii gravitează în câmpul electric al tuturor nucleelor atomice. 2. La formarea OM, contribuie toţi OA exteriori. 3. OM formaţi sunt: orbitali moleculari de legătur ă (OML) şi orbitali moleculari de antilegătur ă (OMA). 3. nr OM formaţi = nr AO ce participă la formarea legăturii covalente. Orbitalii moleculari formaţi au energii şi forme diferite de cele ale OA iniţiali. Spre deosebire de OA,OM sunt multicentrii (cu forme mai complicate). 4. OM σ dau orientarea spaţială a legăturii covalente. 5. OM (precum OA) se ocupă cu electroni respectând principiul lui Pauli (cu maximum doi electroni de spin opus) şi regula lui Hund.
Premizele Metodei Orbitalilor Moleculari 6. OA interacţionează pentru a forma OM doar dacă valorile energiilor lor sunt similare. 7. Un număr de electroni din OM de antilegătur ă (OMA) anulează efectul de legătur ă produs de un număr identic de electroni din OM de legătur ă (OML). 8. Energia eleiberată la formarea OM de legătur ă determină tăria legăturii şi corespunde diferenţei între energia orbitalilor atomici şi cea a oribitalilor moleculari de legătur ă σ. 9. Ordinul legăturii (OL) în MOM este calculat ca semidifernţa dintre numărul de electroni din OML (n) şi numărul de electroni din OMA (n*) *
