1 / 30

A VB- és az MO-elmélet és a H 2 + molekulaion

A VB- és az MO-elmélet és a H 2 + molekulaion. Fizikai kémia 2. előadás 1. rész dr. Berkesi Ottó. Előzmények. Az atomok szerkezetének kvantummecha-nikai leírása – 1920-30-as évek A kémikusok akkori képe a kémiai kötésről: Lewis-féle elmélet , amelyet Önök sav-bázis elméletként ismernek.

neith
Télécharger la présentation

A VB- és az MO-elmélet és a H 2 + molekulaion

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript


  1. A VB- és az MO-elmélet és a H2+ molekulaion Fizikai kémia 2. előadás 1. rész dr. Berkesi Ottó

  2. Előzmények • Az atomok szerkezetének kvantummecha-nikai leírása – 1920-30-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. + H H N H H A Lewis-féle kötéselmélet H3N: H+

  5. O O O O C C O O O O rezonancia alakok C O 2- O O C O A Lewis-féle kötéselmélet

  6. A VB-elmélet • A H2 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 CO2, miért tetraéderes a CH4? • Vegyértékelektronok taszításának elmélete (VSEPR): A központi atom körüli elektronpárok taszítják egymást és a lehető legmesszebb kerülnek egymástól. A hibridpályák - sp, sp2, sp3 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 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. Az MO-elmélet

  11. 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 Az MO-elmélet

  12. 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. Az MO-elmélet

  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. r1 r2 R A H2+ molekulaion

  15. r1 r2 R A H2+ molekulaion = konstansés a Vp-p is konstans

  16. Ψ1(AO) Ψ2(AO) A H2+ molekulaion ψMO=? R ψMO hasonlít az ψAO-khoz ahol az e- csak az egyik mag erőterében van,ezért jó közelítés, ha azok lineáris kombinációjaként állítjuk elő, azaz ψMO = c1ψ1(AO) + c2ψ2(AO)ahol c1 és c2 valós számok.

  17. A H2+ molekulaion

  18. A H2+ molekulaion ψMO = c1ψ1(AO) + c2ψ2(AO) ahol c1 és c2 megkötés nélküli valós számok

  19. = A H2+ molekulaion

  20. = A H2+ molekulaion

  21. Az atomi pályák normáltsága miatt A H2+ molekulaion

  22. A H2+ 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 H2+ molekulaion mivel mindkettő a H1s pályája, ezért α1= α2 = α β12= β és S12= S Nem lehet poláros, azaz az e- tartózkodási valószínűsége azonos a két mag körül, tehát ∫c12Ψ12 dτ= ∫c22 Ψ22 dτ is igaz, amiből következik, hogy c12 ∫Ψ12 dτ = c22∫ Ψ22 dτ és c12 = c22

  24. cY2 cY1 + A H2+ molekulaion Az egyik eset, ha c1 = c2 = c. erősítő interferencia

  25. -cY2 + cY1 csomósík A H2+ molekulaion A másik eset, ha c1 = -c2 = c. gyengítő interferencia

  26. A H2+ molekulaion

  27. -5 17 15 De -10 13 E/eV Mag-mag taszítás/eV -15 11 9 -20 7 Re -25 5 E-/eV 40 60 80 100 120 140 160 180 200 220 E+/eV R/pm Teljes E/eV Mag-mag/eV A H2+ molekulaion

  28. -5,11eV A H2+ molekulaion E/eV Y-(MO)=cY1(AO)-cY2(AO) -7,36 c=0,7071 De = 5,11 eV - Vp-p = 1,8 eV Y1(AO) Y2(AO) -13,49 -18,60 Y+(MO)=cY1(AO)+cY2(AO)

  29. VB versus MO • A H2+ 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, 491-496, 500-505 old. • http://hu.wikipedia.org/wiki/Vegyértékkötés-elmélet illetve http://en.wikipedia.org/wiki/Valence_bond_theory • http://en.wikipedia.org/wiki/Molecular_orbital • http://en.wikipedia.org/wiki/Born-Oppenheimer • http://en.wikipedia.org/wiki/H2%2B • Veszprémi Tamás, Fehér Miklós, A kvantumkémia alapjai, MK, Bp., 2002.

More Related