Introduction to Chemistry (Nederlands)

leerdoelstelling

  • herkennen de relatieve energieën van binding en antibonding moleculaire orbitalen.

kernpunten

    • Het Aufbau-principe stelt dat orbitalen eerst met de laagste energie worden gevuld.
    • het Pauli-uitsluitingsprincipe stelt dat het maximale aantal elektronen in een baan twee is, met tegengestelde spins.,
    • Hund ’s regel stelt dat wanneer er meerdere Mo’ s met gelijke energie zijn, de elektronen de Mo ‘ s één voor één bezetten voordat twee dezelfde MO bezetten.

Voorwaarden

  • antibonding orbitalone dat is gelegen buiten de regio van twee verschillende kernen
  • antibondingan atomaire of moleculaire orbitaal waarvan de energie neemt toe als de samenstellende atomen dichter bij elkaar, het genereren van een afstotende kracht die verhindert de binding

Moleculaire Orbitaal Theorie

In de MO theorie, moleculaire montuur vorm door de overlap van atomic montuur., Atomaire orbitale energie correleert met elektronegativiteit, omdat elektronegatieve atomen elektronen strakker vasthouden en hun energieën verlagen. MO-modellering is alleen geldig wanneer de atomaire orbitalen vergelijkbare energie hebben; wanneer de energieën sterk verschillen, wordt de bindingsmodus ionisch. Een tweede voorwaarde voor overlappende atomaire orbitalen is dat ze identieke symmetrie hebben.

twee atomaire orbitalen kunnen op twee manieren overlappen, afhankelijk van hun faserelatie. De fase van een orbitaal is een direct gevolg van de golfachtige eigenschappen van elektronen., In grafische representaties van orbitalen wordt de orbitale fase afgebeeld door een plus-of minteken (zonder verband met elektrische lading) of door één kwab te arceren. Het teken van de fase zelf heeft geen fysieke betekenis, behalve bij het mengen van orbitalen om moleculaire orbitalen te vormen. Twee zelfde-teken orbitalen hebben een constructieve overlap, die een moleculaire orbitaal met het grootste deel van de elektronendichtheid tussen de twee kernen vormt. Deze MO wordt de bindingsbaan genoemd, en zijn energie is lager dan die van de oorspronkelijke atomaire orbitalen.,

moleculaire orbitalen en symmetrie

een binding met moleculaire orbitalen die symmetrisch zijn ten opzichte van de rotatie rond de bindingsas wordt een sigmabinding (σ-binding) genoemd. Als de fase verandert, wordt de binding een pi-binding (π-binding). Symmetrie labels worden verder gedefinieerd door de vraag of de orbitaal zijn oorspronkelijke karakter behoudt na het draaien rond het centrum: als dat zo is, wordt het gedefinieerd gerade, g; als de orbitaal zijn oorspronkelijke karakter niet behoudt, is het ungerade, u.,

Waterstofmolecule-en antibondingsniveaus in het waterstofmolecuul; de twee elektronen in de waterstofatomen bezetten een bindingsbaan die lager in energie is dan de twee afzonderlijke elektronen, waardoor dit een energie-gunstige gebeurtenis is.

atomaire orbitalen kunnen ook buiten fase met elkaar interageren, wat leidt tot destructieve annulering en geen elektronendichtheid tussen de twee kernen., In deze anti-binding MO, met energie veel hoger dan de oorspronkelijke AOs, bevinden alle aanwezige elektronen zich in lobben die weg wijzen van de centrale internucleaire as. Voor een corresponderende σ-binding orbitaal zou zo ‘ n orbitaal symmetrisch zijn, maar daarvan worden onderscheiden door een sterretje, zoals in σ*. Voor een π-binding hebben de corresponderende bindings-en antibonding-orbitalen niet zo ‘ n symmetrie rond de bindingsas en worden ze respectievelijk π En π* genoemd.,

vullen van elektronen in MO-diagrammen

de volgende stap in het construeren van een MO-diagram is het vullen van de nieuw gevormde moleculaire orbitalen met elektronen. Er zijn drie algemene regels van toepassing:

  • Het Aufbau-principe stelt dat orbitalen gevuld zijn beginnend met de laagste energie
  • het Pauli-uitsluitingsprincipe stelt dat het maximale aantal elektronen. het bezetten van een orbitaal is twee, met tegengestelde spins.
  • Hund ’s regel stelt dat wanneer er meerdere Mo’ s met gelijke energie zijn, en de elektronen de Mo ‘ s één voor één bezetten voordat twee dezelfde MO bezetten.,

De gevulde MO met de hoogste energie wordt de hoogst bezette moleculaire orbitaal of HOMO genoemd; de lege MO net daarboven is de laagste onbezette moleculaire orbitaal, of LUMO. De elektronen in de bindingsmo ‘ s worden bindingselektronen genoemd, en alle elektronen in de antibondende orbitaal worden antibondende elektronen genoemd. De reductie van de energie van deze elektronen is de drijvende kracht voor de vorming van chemische binding.,

wanneer symmetrie of energie het mengen van een atomaire Baan onmogelijk maakt, wordt een niet-bindende MO gecreëerd; vaak vergelijkbaar met en met energieniveaus gelijk aan of dicht bij de samenstellende AO, creëert de niet-bindende MO een ongunstige energie-gebeurtenis. De resulterende elektronenconfiguratie kan worden beschreven in termen van bindingstype, pariteit en bezetting; een voorbeeld is dihydrogeen (H2): 1σg2. Soms duidt de letter n een niet-bindende orbitaal aan. De aanwezigheid van een gevulde antibondende orbitaal, na het voldoen aan de bovenstaande voorwaarden, geeft aan dat de binding in dit geval niet bestaat.,

het bindingsdiagram voor het hypothetische molecuul He2.Let op de twee elektronen die de antibondende orbitaal bezetten, wat verklaart waarom het HE2-molecuul niet bestaat.

Geef een reactie

Het e-mailadres wordt niet gepubliceerd. Vereiste velden zijn gemarkeerd met *