Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

A VB- és az MO-elmélet és a H 2 + molekulaion Fizikai kémia 2. előadás 1. rész dr. Berkesi Ottó.

Hasonló előadás


Az előadások a következő témára: "A VB- és az MO-elmélet és a H 2 + molekulaion Fizikai kémia 2. előadás 1. rész dr. Berkesi Ottó."— Előadás másolata:

1 A VB- és az MO-elmélet és a H 2 + molekulaion Fizikai kémia 2. előadás 1. rész dr. Berkesi Ottó

2 Előzmények Az atomok szerkezetének kvantummecha- nikai leírása – as évek A kémikusok akkori képe a kémiai kötésről: Lewis-féle elmélet, amelyet Önök sav-bázis elméletként ismernek

3 A Lewis-féle kötéselmélet H..Cl H:Cl

4 A Lewis-féle kötéselmélet H3N:H3N:H+H+ N H H H H +

5 C O O O C O O O rezonancia alakok CO O O 2- C O O O

6 A VB-elmélet A H 2 molekulára elvégzett számítások azt mutatták, hogy az az állapot, amikor a két elektron párosított spinű állapotban van, a molekula stabil, ha párhuzamos spinűek, akkor viszont szétesik. Ezt terjesztik ki! VB – Valence Bond – Vegyértékkötés-el- mélet: a kémiai kötést az ellentétes spinnel párosított elektronok hozzák létre.

7 A molekulák alakja Kötés abba az irányba alakul ki, amelyik irányba atomi pályák mutatnak! Következmény: pl. a víz és az ammónia 90°-os kötésszögű lenne – a kísérletek mást mutatnak! Miért lineáris a CO 2, miért tetraéderes a CH 4 ? Vegyértékelektronok taszításának elmélete (VSEPR): A központi atom körüli elektronpárok taszítják egymást és a lehető legmesszebb kerülnek egymástól. A hibridpályák - sp, sp 2, sp 3 stb. - konstruálásával létre lehetett hozni a megfelelő irányba mutató pályákat. – Az alak már jó, de a szög értéke nem mindig helyes! Kiegészítő feltételezés: A nem kötő elektronpárok erő- sebben taszítanak mint a kötők – nagyobb a térigényük!

8 A VB-elmélet Megállapítható tehát, hogy a VB-elmélet önállóan nem tudja a molekulák alakját megjósolni, csak kiegészítő elméletekkel kvalitatívan magyarázni. A pontos számításokhoz, a szerkezet ismeretében különböző határszerkezeteket lehet és kell felírni. Hiányosságai miatt az ötvenes évek végére átadja a helyét a fizikusok elképzelésére alapuló MO- elméletnek, amelynek az alapjaival ismerkedünk meg!

9 Az MO-elmélet MO – Molecular Orbital – Molekulapálya- elmélet Az alapja az a feltételezés, hogy a molekulák elektronszerkezetének leírása nem alapulhat más törvényszerűségeken, mint amiket az atomok szerkezetének a leírásánál felhasználtak.

10 Az MO-elmélet Az atomi pályán lévő elektron állapotát a megfelelő  AO -hul- lámfüggvénnyel írjuk le, amelyet az határoz meg, hogy milyen töl- tésű mag erőterében helyezkedik el az elek- tron, azaz a mag erőtere hozza azt létre! A molekulapályán lé- vő elektron állapotát a megfelelő  MO -hul- lámfüggvénnyel írjuk le, amelyet az határoz meg, hogy a molekulát alkotó magok milyen eredő erőteret hoznak létre.

11 Az MO-elmélet Az elektronok atomi pályákra történő be- épülésére vonatkozó törvényszerűségek: Pauli-féle kizárási elv Felépülési elv Hund-féle maximális multiplicitás elve Az elektronok mole- kulapályákra történő beépülésére vonatkozó törvényszerűségek: Pauli-féle kizárási elv Felépülési elv Hund-féle maximális multiplicitás elve

12 Az MO-elmélet Az atomok azért jön- nek létre, mert az elek- tronok az atomi pályá- kon alacsonyabb ener- giájú állapotban van- nak, mint amikor a magtól végtelen mesz- szire találhatók, azaz nincsen a mag és köz- tük kölcsönhatás. Az molekulák azért jönnek létre, mert az elektronok a molekula pályákon alacsonyabb energiájú állapotban vannak, mint amikor atomi pályákon he- lyezkednek el, az adott magkonfiguráció mel- lett.

13 Az MO-elmélet A kémiai kötés tehát abból származtatható, hogy az egyensúlyi magkonfiguráció esetén kialakuló molekulapályákra lépő elektronok összes energiája csökken az atomi pályán lévő elektronok összes energiájához képest!

14 A H 2 + molekulaion R r1r1 r2r2

15 R r1r1 r2r2 = konstans és a V p-p is konstans

16 A H 2 + molekulaion R ψ MO hasonlít az ψ AO -khoz ahol az e - csak az egyik mag erőterében van, ezért jó közelítés, ha azok lineáris kombinációjaként állítjuk elő, azaz ψ MO = c 1 ψ 1(AO) + c 2 ψ 2(AO) ahol c 1 és c 2 valós számok. ψ MO =? Ψ 1(AO) Ψ 2(AO)

17 A H 2 + molekulaion

18 ψ MO = c 1 ψ 1(AO) + c 2 ψ 2(AO) ahol c 1 és c 2 megkötés nélküli valós számok

19 A H 2 + molekulaion =

20 =

21 Az atomi pályák normáltsága miatt

22 A H 2 + molekulaion Coulomb-integrál, az atomi pálya energiája Rezonancia integrál, az AO  MO át- menettel kapcsolatos energiatag Átfedési integrál, tartózkodási való- színűség változása a két mag között

23 A H 2 + molekulaion mivel mindkettő a H1s pályája, ezért α 1 = α 2 = α Nem lehet poláros, azaz az e - tartózkodási valószínűsége azonos a két mag körül, tehát ∫c 1 2 Ψ 1 2 dτ = ∫c 2 2 Ψ 2 2 dτ is igaz, amiből következik, hogy c 1 2 ∫Ψ 1 2 dτ = c 2 2 ∫ Ψ 2 2 dτ és c 1 2 = c 2 2 β 12 = β és S 12 = S

24 A H 2 + molekulaion Az egyik eset, ha c 1 = c 2 = c. c1c1 c2c2 + erősítő interferencia

25 A H 2 + molekulaion A másik eset, ha c 1 = -c 2 = c. c1c1 -c  2 + gyengítő interferencia csomósík

26 A H 2 + molekulaion

27 ReRe DeDe

28 E/eV -7,36 -13,49 -18,60         c    c       c    c    c=0, ,11eV D e = 5,11 eV - V p-p = 1,8 eV

29 VB versus MO A H 2 + molekulaion kozmikus sugarak hatására létrejön a természetben is, és plazmakisüléssel elő is állítható, tehát a számítás eredménye he- lyes! A kémiai kötés kialakításához nincs szükség párosított spínű elektronpárokra! – ez csak a VB-elmélet ma már egyértelműen bizarr fizi- kai feltételezése, mert az elektronok taszítják egymást és a maximális multiplicitású spin- állapot az alacsonyabb energiájú a párosított- hoz képest!

30 Ajánlott irodalom P.W. Atkins, Fizikai Kémia II. Szerkezet, Nemzeti Tankönyvkiadó, Bp., 2002, , old. elmélet illetve Veszprémi Tamás, Fehér Miklós, A kvantumkémia alapjai, MK, Bp., 2002.


Letölteni ppt "A VB- és az MO-elmélet és a H 2 + molekulaion Fizikai kémia 2. előadás 1. rész dr. Berkesi Ottó."

Hasonló előadás


Google Hirdetések