Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Energiaminimumra való törekvés elve: az elektronok az atomorbitálokat a növekvő energia sorrendjében töltik be. Pauli-féle tilalmi elv: egy atomon belül.

Hasonló előadás


Az előadások a következő témára: "Energiaminimumra való törekvés elve: az elektronok az atomorbitálokat a növekvő energia sorrendjében töltik be. Pauli-féle tilalmi elv: egy atomon belül."— Előadás másolata:

1

2 Energiaminimumra való törekvés elve: az elektronok az atomorbitálokat a növekvő energia sorrendjében töltik be. Pauli-féle tilalmi elv: egy atomon belül nem lehet két olyan elektron, amelynek mind a négy kvantumszáma azonos. 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 1s E nergia szint Hund-féle szabály kimondja, hogy az alapállapotú elektronok olyan konfigurációt vesznek fel, amelyben a párosítatlan spínű elektronok száma maximális.

3

4 Klasszikus elmélet Bohr féle atommodell: Az elektron egy s- típusú pálya mentén halad r = kn2, n=1,2…. A hely- és impulzusvektorok összességének ismeretében a „golyó előfordulási valószínsége” a pálya egy adott pontján megadható. Minden pálya megfelel egy energia szintnek, E = - R/n2 Kvantummechanikai atom modell Az elektron a s-típusú atompálya akár „belső akár külső” térrészében bárhol lehet, de nem azonos valószínséggel. A Schrödinger egyenletben a (Ψ 2) hullámfüggvény megadja annak a valószínüségét amivel adott elektron megtalálható a tér adott szegmensében. A Y 2 értékek három dimenziós ábrázolása eredményezi az s, p, d és f pályák alakjait. A szerves kémiában jóformán csak az s és p pályák játszanak fontos szerepet

5 1s s állapotú elektronok orbitáljai gömb alakú.

6 2s 2s állapotú elektron tartózkodási valószínűsége

7

8 y z x

9 2p x l=1 és ml=-1,0,+1 Nodal plane (csomósík): |Ψ|2=0 felület. Az elektronok átlagban távolabb vannak, mint a megfelelő s pálya estén ml=0↔pz de p x és p y esetében ml=±1.

10 2p y

11 2p z

12 PxPx PyPy PzPz PxPx PyPy PzPz

13 A kvantummechanikai modell előfordulási valószínűségeket használ(Ψ 2 ) az elektron térbeli helyzetének leírására. A két atom megközelíti egymást, az atomi pályáik megközelítik egymást és átfedve molekulapályákat képeznek. Az AOk pályaegyenleteinek kombinálása a molekulapályák egyenleteit adja meg. A MOk száma megegyezik a kombinálódó atomorbitálok számával (LCAO módszer). Az atomi pályafüggvények összeadása kötő molekulapályát eredményez. Az atomi pályafüggvények kivonása lazító molekulapályát eredményez. Az ellentétes előjelű atomi pályák közötti kombinációból képződik. A hullámfüggvények negatívan interferálnak és egy csomósík keletkezik (Ψ= 0). A két atommag között csomósík van és annak közelében úgy Ψ, mint aΨ 2 (electron probability density) értékek alacsonyak. A lazító pályánál az elektronok nem tartózkodnak a két atommag között.

14   1s-1s   2p-1s   2p-2p  kötés kialakulása   sp-1s   sp-sp 333 End-to-End Overlap

15   2p-2p   2p-3d  kötés kialakulása Side-to-Side Overlap

16

17 C atom elektronkonfigurációja hibridizáció előtt C atom sp 3 hibridizációja

18 2s2p x 2p z 2p y 1s sp 3 sp o Promóció Hibridizáció x z y Metán: szén atom VSEPR=valence shell electron-pair repulsion – vegyérték-elektronpár taszítási elmélet nemkötő elektronpár > kötő elektronpár

19

20

21

22 Mindegyik C-H kötés az etánban CH 3 CH 3, a szén sp 3 és a hidrogén 1s orbitáljának kombinációjával írható le. A keletkezett kötések szigma kötések (  )  =Csp 3 + Hs

23 C 1 sp 3 + C 2 sp 3 Két szén atom között sp3 hibrid pályák hozzák létre a kötést.

24  =C 1 sp 3 + C 2 sp 3 A két szén atom között kombinálódott sp3 hibrid pályák szigma kötést hoznak létre, amely mentén a kötés rotációja lehetséges.

25 C-C kötés rotációja 30º

26 C-C kötés rotációja 60º

27 C-C kötés rotációja 90º

28 C-C kötés rotációja 120º

29

30

31 C atom elektronkonfigurációja hibridizáció előtt C atom sp 2 hibridizációja

32 2s 2p sp 2 h i bridiz áció 2p CC H H H H  kötés  kötés

33 sp 2 + sp 2 + sp 2 + p z Az eténben található szén atom a hibridizáció után három azonos energiával rendelkező sp2 hibrid orbitállal és egy p orbitállal rendelkezik, amely magasabb energia szintet képvisel.

34 Mindegyik C-H kötés az eténbem CH 2 =CH 2, a szén sp2 és a hidrogén 1s orbitáljának kombinációjával írható le, amelyből szigma kötés (  ) jön létre.  =Csp 2 + Hs

35  =C 1 sp 2 + C 2 sp 2 Szigma (  ) kötést eredményez a két szén sp2 hibrid orbitáljának kombinációja.

36  =C 1 p z + C 2 p z A két C 1 p z + C 2 p z hibrid orbitálok kombinációjával egy nem tengely szimmetrikus pi (p) kötés jön létre, amely nem teszi lehetővé a C=C kötés szabad rotációját.

37   A C=C kettős kötést egy szigma és egy pi kötés alkotja.

38 2s 2p sp 2 h i bridiz áció 2p CC H H H H  kötés  kötés

39

40

41 2s 2p sp hibrid hibridizáció 2p y C π HH π C 2p z

42  = C 1 sp + C 2 sp Szigma (  ) kötést eredményez a két szén sp hibrid orbitáljának kombinációja.

43  =C 1 p y + C 2 p y A két C 1 p y + C 2 p y hibrid orbitálok kombinációjával egy nem tengely szimmetrikus pi (p) kötés jön létre a molekula síkja előtt és mögött.

44  =C 1 p z + C 2 p z A két C 1 p z + C 2 p z hibrid orbitálok kombinációjával egy nem tengely szimmetrikus pi (p) kötés jön létre, a molekula síkja alatt és felett.

45    A szén-szén közötti hármas kötést egy szigma és két pi kötés alkotja.

46 A vegyértékhéjon levő elektronpárok úgy helyezkednek el, hogy a távolságuk maximális legyen. A molekulákban a kötő és nemkötő elektronpárok a lehető legtávolabb igyekeznek kerülni egymástól. A magányos (nemkötő) elektronpároktérigényei mindig nagyobbak, mint a kötő elektronpároké. Ha nemkötő elektronpárral rendelkezik az egyik atom, akkor a kötésszöget mindig kisebb lesz, mintha csak kötőelektronpárok lennének a molekulában.

47

48 Formaldehid – sp 2 hibridizáció A molekula geometriája - trigonális planáris Etén – sp 2 hibridizáció A molekula geometriája - trigonális planáris Metán – sp 3 hibridizáció A molekula geometriája – tetraéderes Kötésszög: 109.5º Etin – sp hibridizáció A molekula geometriája - lineáris

49 Formaldehid – sp 2 hibridizáció A molekula geometriája - trigonális planáris Szigma kötés 2 nemkötő elektronpár  bond 120 o

50

51 Szigma kötésnek (  -kötés): az a kovalens kötés, mikor a kovalens kötés a két atommag közötti tengely mentén jön létre. Két s- atompálya átfedésével, illetve két azonos p-orbitál átfedésével jöhetnek létre  -kötés: többszörös kovalens kötés kialakításakor a második ill. a harmadik kovalens kötés –a molekula alatt és felett ill. előtte és mögötte alakul ki. –  - kötés energiája mindig kisebb, mint az először kialakuló  -kötésé.

52 Kötéstávolság (kötéshossz): A két atommag közötti távolság. Ma már kísérletileg meghatározottak ezek az értékek. Kötésenergia: azt az energia, amely 1 mol adott kovalens kötés felszabadításához szükséges. –Ez az energia a potenciális energia minimumnak felel meg. –Minél kisebb a kötéstávolság, annál nagyobb a kötésenergia.

53 Kötési energia Egyszeres kötés

54 Kötés típus Kötés távolság (pm) C-CC-C 154 CCCC 133 CCCC 120 C-NC-N 143 CNCN 138 CNCN 116 Kötés távolság hármas kötés < kettős kötés < egyszeres kötés 9.4

55 A molekulák polaritását meghatározó tényezők: –a kovalens kötés polaritása –a molekula szimmetriája A dipólus momentum vektor mennyiség, mértékegysége a debye (D). D = C*m (Coulomb*meter) 1D = 3,34* C*m

56 Apoláris molekula –Ha a kovalens kötés apoláris akkor a molekulának nincs dipólus momentuma. –Ha kovalens kötés poláris és szimmetrikus molekula az azonos nagyságú de ellentétes irányítottságú dipólusmomentumok kioltják egymást, (azonos nagyságú, ellentétes irányú vektorok eredője nulla). Poláris molekula: –Ha a poláris kötések nem szimmetrikusan helyezkednek el a molekulának lesz dipólus momentuma.

57  = 1.62 D  = 0 D Szén-tetraklorid Diklórmetán δ+δ+ δ–δ– δ–δ– δ–δ– δ–δ– A széntetrakloridban a négy kötés dipólusmomentumai kiegyenlítik egymást, az eredő 0 Debye A klorometánban a C-H kötések kicsiny a C-Cl kötés nagy dipólusmomentummal rendelkezik, ezért a molekula eléggé poláros

58 –A formaldehid poláros molekula, rendelkezik poláros kötéssel C=O.

59

60 Eredete - Két különböző EN atom kovalens kötésben kötő elektronpár eltolódása. Mértéke - Dipólusmomentum μ = e · l [Debye] ha 1Å távolságban van egy elektronnyi negatív illetve pozitív töltés, akkor μ = 4,8 D Mérése - Dielektromos állandó

61 Induktív effektus Egy kötésnek valamily hatásra következő polarizációja. Lehet –I vagy +I, aszerint, hogy a szubsztituens elektronszívó, vagy elektronküldő a hidrogénhez képest. +I O > COO > CR 3 > CHR 2 > CH 3 -I N + R 3 > CX 3 > NO 2 > SO 3 R> CHO > COR > COOH >CN>COOR > F> Cl> Br > I, ~ OR, OH, ArR

62 - Polaritás - Induktív Effektus -I Induktív effektus +I Induktív Effektus ++ ++ ++ -- -- -- ++ ++ ++ -- -- --

63

64

65

66

67 Retinol (vitamin A)

68 E  4 * Antibonding ____  3 * Antibonding ____  2 Bonding ____  1 Bonding ____ Csomó słkok LUMO HOMO

69 Molekula stabilabbA molekula kevésbé stabil A p orbitálok egymást átfedve létrehoznak egy 4 szénatomra kiterjedő delokalizált Pi kötést Pi electronok két szén atom között lokalizáltak rezonanciaNincs szignifikáns rezonancia Izolált és konjugált diének Mivel lehet magyarázni, hogy a z 1,3-pentadién jóval stabilabb, mint az 1,4-pentadién? 1,3-pentadién 1,4-pentadién

70 A delokalizáció mértékének összefüggése a molekula színével. Karotinoidok 10 konjugált p orbitál ΔE = lila Szín = sárga RetinalRetinol (vitamin A) 10 konjugált p orbitál ΔE = indigó Szín = narancsárga

71

72 R←COO - Növelvő stabilitású anion, Erősebb sav

73 R→COO - Csökkenő stabilitású anion, gyengébb sav

74

75

76 A benzol elektronszerkezetének különféle spektroszkópiai módszerekkel (UV, IR, NMR és röntgendiffrakció) igazolt pontos magyarázata Hückel nevéhez fűződik. Értelmezése szerint a molekulapálya elmélet (MO) alapján a benzol három elektronállapota a következő:  egyetlen atommag erőterében mozgó elektronok. Ilyenek a szénatom lezárt 1s pályáján lévő elektronpárok;  elektronpáronként két-két atommag közös erőterében mozgó elektronok, melyek a szén–szén és a szén–hidrogén közötti -kötéseket alakítják ki;  az sp2-hibridállapotú szénatomok 2pz pályáin lévő elektronok, melyek eloszlása a -váz síkjának két oldalán koncentrálódik és ezek alkotják a molekula-elektronrendszerét.

77 Az elmélet alapja: a szimmetria feltételek által megengedett maximális számú atompálya azonos előjellel történő kombinációja. Az atompályák azonos előjelű ún. kötő jellegű kombinációja energetikailag kedvezőbb, mint az ellentétes előjelű pályáké, amelyek lazító jellegűek. A molekulapálya energiája a csomósíkok számának növekedésével nő. Az így kialakuló molekulapályák szimmetriája megfelel a molekula szimmetriaviszonyainak, vagyis a benzol szimmetria elemeire vonatkoztatva minden molekulapálya szimmetrikus vagy antiszimmetrikus. A benzolmolekula hat szénatomjához tartozó hat p z -pálya legkedvezőbb, azaz legkisebb energiaértékű kombinációja úgy valósul meg, hogy a p z -pályák azonos fázisban lépnek kölcsönhatásba egymással, és így az elektronsűrűség minden szénatom felett és alatt azonos.

78 Aromacitás feltételei: planáris (sík) gyűrűs szerkezet közel egyenlő kötéstávolságok átlapoló p z pályák 4n+2 elektron (Hückel szabály), n = 0,1,2, stb. Kondenzált aromás vegyületek Aromás elektrofil szubsztitúció

79 1.dipol-dipol kölcsönhatás (Keesom-féle erők) Poláris molekulák között hat (állandó dipólus), orientációs kölcsönhatás, nagysága néhány kJ/mol, pl.: HCl, H 2 S, CO, CH 2 Cl 2. Dipólusok jellemzése elektromos dipólusmomentummal: r vektor a + töltéstől a – felé mutat. 1D = 1/3×10 –29 Cm.

80 2.van der Waals féle kölcsönhatás - diszperziós kölcsönhatás A leggyengébb intermolekuláris kölcsönhatás, de mindig jelen van. Apoláris molekulák között ez az egyetlen összetartó erő. Az elektron pillanatnyi fluktuációja polarizálja a szomszédos atomot. Nagysága néhány tized kJ/mol, Molekulamérettel nő (X2, polarizálhatóság). pl.: He, Ar, Cl 2, CCl 4, CH 4. Johannes Diderik van der Waals (1837 − 1923) Nobel-díj: 1910 δ+δ+ δ–δ– δ+δ+ δ–δ–

81 3.Indukciós kölcsönhatás (Debye-féle erő) Töltéssel rendelkező részecskék (ionok, dipólusok) idézik elő, ha a környezetükben apoláris molekulák vannak. Dipólusos ás apoláris molekulák között lépnek fel (állandó dipólus — indukált dipólus kh.). Nagysága a London és a Keesom erők közötti. Pl.: víz oldódása éterben, jód vizes oldata. 4.H-híd kötés (másodlagos kötés) Olyan molekuláknál jöhet létre, ahol a H egy nagy elektronegativitású atomhoz (F, O, N) kapcsolódik, és ez az elektronban elszegényedett parciális pozitív töltésű H atom lép kölcsönhatásba egy nagy elektronegativitású atom nemkötő elektronpárjával. Nagysága kJ/mol (legerősebb intermol. kh.). Pl.: víz, etil-alkohol, HF, aminosavak, fehérjék.

82 A nagyjából hasonló méretű molekulákat más-más nem kovalens kölcsönhatás jellemez, ami jelentősen befolyásolja a molekula halmazokat összetartó erőket és így a forráspontokat is. (pentán-van der Waals; butanal-dipól-dipól; butanol- hidrogén híd) Hasonló funkciós csoporttal bíró molekulák forráspontjára vonatkozóan jellemző: Nagyobb a molekulák érintkezési felülete, magasabb a forráspont. Polarizálhatóbb az atom, magasabb forráspont.

83 Az érintkezési felület nagyságának és a molekula polarizálhatóságának hatása a nem-kovalens kölcsönhatásokra és így a forráspontokra.

84 A vegyületek olyan oldószerekben oldódnak jól, amelyekben ugyanolyan intermolekuláris kölcsönhatások vannak mint amilyeneket az adott vegyület képez. „Hasonló a hasonlót old elv.” Poláris vegyületek poláris oldószerekben oldódnak jól. Nem poláris, vagy gyengén poláros anyagok nem poláris vagy gyengén poláris oldószerekben oldódnak jól. A víz erősen poláros (H-hidakat képez), míg a szerves oldószerek nem polárosak ( széntetraklorid, hexán) vagy gyengén polárosak (dietiléter). A legtöbb ionos vegyület jól oldódik vízben és oldhatatlan szerves oldószerekben.


Letölteni ppt "Energiaminimumra való törekvés elve: az elektronok az atomorbitálokat a növekvő energia sorrendjében töltik be. Pauli-féle tilalmi elv: egy atomon belül."

Hasonló előadás


Google Hirdetések