Најважније из лекције
Теорија валентне везе (ВВ): Веза настаје преклапањем полупопуњених валентних атомских орбитала. Чеоно преклапање даје \(\sigma\)-везу, а бочно преклапање \(\pi\)-везу. Електронски пар је локализован.
Теорија молекулских орбитала (МО): Атомске орбитале се комбинују у молекулске (везивне \(\sigma, \pi\) ниске енергије и антивезивне \(\sigma^*, \pi^*\) високе енергије) које обухватају сва језгра.
Ред везе: \(\text{Ред везе} = \frac{N_{\text{везивни}} - N_{\text{антивезивни}}}{2}\).
Магнетизам: Парамагнетични молекули имају неспарене електроне (нпр. \(\text{O}_2\)), док дијамагнетични имају искључиво спарене електроне (нпр. \(\text{H}_2\)).
Теорија молекулских орбитала (МО): Атомске орбитале се комбинују у молекулске (везивне \(\sigma, \pi\) ниске енергије и антивезивне \(\sigma^*, \pi^*\) високе енергије) које обухватају сва језгра.
Ред везе: \(\text{Ред везе} = \frac{N_{\text{везивни}} - N_{\text{антивезивни}}}{2}\).
Магнетизам: Парамагнетични молекули имају неспарене електроне (нпр. \(\text{O}_2\)), док дијамагнетични имају искључиво спарене електроне (нпр. \(\text{H}_2\)).
Теорија валентне везе тумачи грађење ковалентне везе као преклапање полупопуњених валентних атомских орбитала два атома (орбитала са по једним неспареним електроном), при чему настаје заједнички електронски пар.
Електронски пар је локализован у „преклопљеном делу” двеју атомских орбитала, где је густина електронског облака највећа.
Врсте преклапања и веза:
- \(\sigma\)-веза (сигма): настаје директним (чеоним) преклапањем атомских орбитала дуж међунуклеарне осе (електронска густина је највећа између језгара).
- \(\pi\)-веза (пи): настаје бочним преклапањем паралелних \(p\)-орбитала изнад и испод равни међунуклеарне осе.
Основни принципи теорије валентне везе:
- Разматрају се искључиво валентне атомске орбитале које учествују у грађењу везе, док се унутрашње занемарују.
- Атомске орбитале се могу комбиновати дајући нове, хибридне орбитале.
- Таласна функција описује заједнички електронски пар, а не појединачни електрон.
Како настаје \(\sigma\)-веза, а како \(\pi\)-веза према теорији валентне везе?
\(\sigma\)-веза настаје директним (чеоним) преклапањем атомских орбитала дуж линије која спаја језгра атома, док \(\pi\)-веза настаје бочним преклапањем атомских орбитала изнад и испод те равни.
Теорија молекулских орбитала посматра молекул као целину где се електрони налазе у молекулским орбиталама (МО) које су делокализоване преко језгара свих атома који граде везу.
Број насталих молекулских орбитала увек је једнак броју атомских орбитала које се комбинују (од 2 атомске орбитале настају 2 молекулске орбитале).
Врсте молекулских орбитала:
- Везивне орбитале (\(\sigma, \pi\)): имају нижу енергију од полазних атомских орбитала и стабилизују молекул када су попуњене електронима.
- Антивезивне орбитале (\(\sigma^*, \pi^*\)): имају вишу енергију од полазних атомских орбитала и дестабилизују молекул ако се у њима налазе електрони.
При спајању два атома водоника (\(_1\text{H} \ 1s^1\)), њихове \(1s\) атомске орбитале дају једну везивну \(\sigma_{1s}\) и једну антивезивну \(\sigma^*_{1s}\) молекулску орбиталу. Два расположива електрона попуњавају стабилнију везивну орбиталу: \(\text{H}_2 \ [\sigma_{1s}^2]\).
Колико молекулских орбитала настаје комбиновањем шест атомских \(2p\)-орбитала два атома?
Комбиновањем шест атомских орбитала настаје тачно шест молекулских орбитала: три везивне (\(\sigma_{2p}\), \(\pi_{2p_x}\), \(\pi_{2p_y}\)) и три одговарајуће антивезивне орбитале (\(\sigma^*_{2p}\), \(\pi^*_{2p_x}\), \(\pi^*_{2p_y}\)).
Распоређивањем електрона у молекулске орбитале добија се МО-дијаграм из кога се одређују стабилност, ред везе и магнетна својства молекула.
\[ \text{Ред везе} = \frac{N_{\text{везивни } e^-} - N_{\text{антивезивни } e^-}}{2} \]
\(N_{\text{везивни } e^-}\) – укупан број електрона у везивним МО; \(N_{\text{антивезивни } e^-}\) – укупан број електрона у антивезивним МО.
Магнетна својства молекула:
- Дијамагнетичност: сви електрони у молекулу су спарени; честица нема сопствено магнетно поље и спољашње магнетно поље је благо одбија.
- Парамагнетичност: молекул садржи један или више неспарених електрона; честица показује магнетна својства и спољашње магнетно поље је привлачи.
Молекул кисеоника (\(\text{O}_2\)):
Електронска конфигурација: \(\sigma_{1s}^2 {\sigma_{1s}^*}^2 \sigma_{2s}^2 {\sigma_{2s}^*}^2 \sigma_{2p}^2 \pi_{2p_x}^2 \pi_{2p_y}^2 {\pi_{2p_x}^*}^1 {\pi_{2p_y}^*}^1\)
• Ред везе: \(\frac{10 - 6}{2} = 2\) (двострука веза).
• Пошто има два неспарена електрона у антивезивним \({\pi^*}\)-орбиталама, молекул \(\text{O}_2\) је парамагнетичан (што теорија валентне везе није могла да предвиди).
Електронска конфигурација: \(\sigma_{1s}^2 {\sigma_{1s}^*}^2 \sigma_{2s}^2 {\sigma_{2s}^*}^2 \sigma_{2p}^2 \pi_{2p_x}^2 \pi_{2p_y}^2 {\pi_{2p_x}^*}^1 {\pi_{2p_y}^*}^1\)
• Ред везе: \(\frac{10 - 6}{2} = 2\) (двострука веза).
• Пошто има два неспарена електрона у антивезивним \({\pi^*}\)-орбиталама, молекул \(\text{O}_2\) је парамагнетичан (што теорија валентне везе није могла да предвиди).
Ако молекул има 8 везивних и 4 антивезивна електрона, израчунајте његов ред везе.
\[ \text{Ред везе} = \frac{8 - 4}{2} = \frac{4}{2} = 2 \]
Ред везе је 2 (молекул има двоструку везу).
Задаци за вежбање
Задатак 1 (лак): Израчунајте ред везе за молекул водоника (\(\text{H}_2\)) чија је конфигурација \(\sigma_{1s}^2\) и одредите да ли је молекул дијамагнетичан или парамагнетичан.
У молекулу \(\text{H}_2\) постоје 2 везивна и 0 антивезивних електрона:
\[ \text{Ред везе} = \frac{2 - 0}{2} = 1 \]
Ред везе је 1 (једнострука веза). Сви електрони су спарени, па је молекул дијамагнетичан.
Задатак 2 (средњи): Према теорији молекулских орбитала, објасните зашто стабилан двоатомски молекул хелијума (\(\text{He}_2\)) не постоји у природи.
Атом хелијума има конфигурацију \(1s^2\). Хипотетички молекул \(\text{He}_2\) имао би укупно 4 електрона, са конфигурацијом \(\sigma_{1s}^2 {\sigma_{1s}^*}^2\).
Израчунавањем реда везе добијамо: \[ \text{Ред везе} = \frac{2 - 2}{2} = 0 \] Ред везе је 0, што значи да се веза не формира и молекул није енергетски стабилнији од појединачних атома.
Израчунавањем реда везе добијамо: \[ \text{Ред везе} = \frac{2 - 2}{2} = 0 \] Ред везе је 0, што значи да се веза не формира и молекул није енергетски стабилнији од појединачних атома.
Задатак 3 (средњи): Молекул азота (\(\text{N}_2\)) садржи укупно 10 валентних електрона распоређених тако да је 8 у везивним и 2 у антивезивним молекулским орбиталама. Одредите ред везе у молекулу азота.
Применом формуле за ред везе:
\[ \text{Ред везе} = \frac{8 - 2}{2} = \frac{6}{2} = 3 \]
Одговор: Ред везе је 3, што одговара трострукој ковалентној вези између атома азота.
Задатак 4 (тежак): Наведите две кључне разлике између теорије валентне везе (ВВ) и теорије молекулских орбитала (МО).
1. Локализација електрона: У теорији ВВ електронски парови су локализовани између два суседна атома (у преклопу њихових атомских орбитала), док су у теорији МО орбитале делокализоване преко читавог молекула и обухватају сва језгра.
2. Антивезивне орбитале и магнетизам: Теорија МО уводи појам антивезивних орбитала и успешно објашњава магнетна својства молекула (као што је парамагнетизам молекула \(\text{O}_2\)), што теорија ВВ не може да објасни на једноставан начин.
2. Антивезивне орбитале и магнетизам: Теорија МО уводи појам антивезивних орбитала и успешно објашњава магнетна својства молекула (као што је парамагнетизам молекула \(\text{O}_2\)), што теорија ВВ не може да објасни на једноставан начин.
