Luku 10: Molekyylien rakenne. Valenssisidosteoria Kaksiatomiset ja moniatomiset molekyylit Molekyyliorbitaaliteoria H

Transkriptio

1 Luku 10: Molekyylien rakenne Valenssisidosteoria Kaksiatomiset ja moniatomiset molekyylit Molekyyliorbitaaliteoria H + 2 ja muut kaksiatomiset molekyylit Hückel approksimaatio 1

2 Molekyylien elektronirakennetta kuvaavat teoriat lähtevät liikkeelle Bornin ja Oppenheimerin approksimaatiosta: Elektronien liike on hyvin paljon nopeampaa kuin ytimien ytimien voidaan olettaa olevan paikallaan, ja elektronit liikkuvat ytimien potentiaalikentässä B-O:n mukaan elektronisen energian laskemisessa ydinten etäisyyttä voidaan pitää parametrina potentiaalienergia käyrä (tai pinta) Tasapainosidospituus dissosiaatioenergia 2

3 Valenssisidosteoriassa sidos muodostuu kahden elektronin (vastakkaiset spinnit) pariutuessa ydisten välisellä alueella. Tarkastellaan sitoutumista vetymolekyylissä: - lähtökohtana kaksi vetyatomia, kullakin 1s elektroni - annetaan elektroneille leimat 1 ja 2 ja atomiorbitaaleille A ja B aaltofunktio: ψ = A(1)B(2) atomien ollessa lähekkäin emme pysty erottamaan kumpi el. on 1 ja 2 ψ = A(2)B(1) myös hyvä aaltofunktio Kumpi valitaan? 3

4 Kvanttimekaniikan mukaan systeemi voi olla samanaikaisesti useammassa tilassa, joten muodostamme kaksi superpositiota kahdesta aaltofunktiosta: ψ = A(1)B(2) ± A(2)B(1) Kombinaatio ψ = A(1)B(2) + A(2)B(1) johtaa elektronitiheyden kasvamiseen ydinten välillä sidos 4

5 N: He2s 2 2p x1 2p y1 2p z 1 2p z orbitaalit muodostavat σ sidoksen: σ sidoksella on sylinterisymmetria sidosakselin suhteen 2p y ja 2p x orbitaalit muodostavat 2 kpl π sidoksia N N ei sylinterisymmetriaa 5

6 Havaitsimme, että alinta energiaa vastaavan konfiguraation atomiorbitaalit toimivat hyvänä kantana kaksi-atomisten molekyylien sidosorbitaaleille Moniatomisille molekyyleille sidosten muodostuminen on paljon monimutkaisempi prosessi eikä oikeaa sidosten lukumäärää ja/tai geometriaa saada, jos kantana käytetään perustilaisten atomien konfiguraatiota vastaavia atomiorbitaaleja esim. ennustettu veden rakenne, jos kantana vedyn 1s ja hapen 2p atomiorbitaalit Oikea geometria on 104,5 happiatomin konfiguraatio: 1s 2 2s 2 2p x2 2p y1 2p z 1 6

7 Vastaavasti, hiiliatomin konfiguraatio 1s 2 2s 2 2p x1 2p y1 2p z 0 viitaisi siihen, että hiili muodostaa vain kaksi sidosta? Ongelma liittyy 2p x1 2p y 1 kantaan Viritystilainen C atomi olisi: 1s 2 2s 1 2p x1 2p y1 2p z 1 jolloin sen AO kanta sitoutumiselle olisi paljon laajempi: 2s 1 2p x1 2p y1 2p z 1 4 ortogonaalisesta (toisistaan riippumattomasta) AO:sta voidaan muodostaa 4 ortogonaalista lineaarikombinaatiota h 1 = s + p x + p y + p z h 2 = s p x p y + p z h 3 = s p x + p y p z sp 3 hybridiorbitaalit h 4 = s + p x p y p z hybridiorbitaalit ennustavat 4 σ-sidosta ja 109,47 valenssikulman 7

8 kolme σ sidosta tasossa Vastaavasti voidaan muodostaa 3 sp 2 hybridiorbitaalia kuvaamaan σ sitoutumista C=C sidoksissa h 1 = s + 2p y h 2 = s + 3/2p x 1/2 p y hybridisaatioon h 3 = s 3/2p x 1/2 p y osallistumaton p z orbitaali muodostaa π sidoksen 8

9 sp 2 hybridiorbitaalien aiheuttama σ sidos ei-hybridisoituneiden p z orb aiheuttama π sidos σ sidos muihin atomeihin sp hybridiorbitaalit kuvaavat σ sidoksen muodostumista C C sidoksissa: h 1 = s + p z sp -hybridiorbitaalit σ-sidos h 2 = s p z π π π sidokset muodostuvat p x ja p y orbitaaleista 9

10 Hybridisaatio on matemaattinen temppu joka joudutaan tekemään siitä syystä, että perustilaisten atomien ao:t eivät ole riittävä kanta sellaisenaan kuvaamaan kemiallisten sidosten muodostumista molekyyleissä Molekyyliorbitaali (MO) teoriassa ei tarkastella elektronien lokalisoitumista sidoksiin. Elektronipilvi jakautuu koko molekyylin alueelle. Teoria on huomattavasti tarkempi kuin valenssisidos teoria, mutta se ei ole yhtä havainnollinen kemiallisen sidoksen tapauksessa. e- H 2 + on ainoa molekyyli, jonka Schrödingerin yhtälö ratkeaa analyyttisesti H ˆ = V 2m e & V = e ) ( + 4πε 0 ' r A1 r B1 R* 10

11 Ominaisarvoyhtälön: ˆ H ψ = Eψ ratkaisuja kutsutaan molekyyliorbitaaleiksi = MO Tarkat ratkaisut eivät juurikaan ole sovellettavissa muille molekyyleille, joten yleispätevämpää likimääräistä ratkaisutapaa: LCAO Linear combination of atomic orbitals Clemens Roothaan ratkaisuna likimääräiset molekyyliorbitaalit LCAO-MO H 2 + molekyylille ψ ± = N(A ± B) kantana vetyatomien 1s atomiorbitaalit A ja B; N=normitusvakio Sitova MO: ψ + = N(A + B) on ns. σ-mo (1σ) sylinterisymmetria ei pyörimismäärää sidosakselin suunnassa 11

12 Bornin todennäköisyystulkinnan mukaan aaltofunktion itseisarvon neliö kuvaa todennäköisyystiheyttä ψ + 2 = N 2 (A 2 + B 2 + 2AB) A 2 on todennäköisyystiheys sille, että elektroni sijaitsee atomin A atomiorbitaalilla B 2 on todennäköisyystiheys sille, että elektroni sijaitsee atomin B atomiorbitaalilla AB on todennäköisyys sille, että elektroni sijaitsee aluessa, jossa atomiorbitaalit peittävät toisiaan (ydinten välinen alue) 12

13 1σ orbitaalin energia saadaan: E 1σ = E H1s + e 2 4πε 0 R j + k 1+ S ) S = ABdτ = 1+ r 2 + # R & - + * % (. e R / a 0, + a 0 $ a 0 ' / + peittointegraali A = e r A / a 0 3 ( πa 0 ) 1/ 2 B = e r B / a 0 3 ( πa 0 ) 1/ 2 { } 1/ 2 r B = r A 2 + R 2 2r A Rcosθ j = e2 A 2 4πε 0 r B dτ = e 2, 4πε 0 R 1 & 1+ R ) / ( + e 2r / a 0-0. ' a 0 * 1 vuorovaikutus ytimen ja siihen liittyvän elektronitiheyden välillä k = e2 4πε 0 AB dτ = r B e 2 & 1+ R ) ( + e R / a 0 vuorovaikutus ytimen ja ydinten 4πε 0 a 0 ' a 0 * välisen elektronitiheyden välillä e 2 4πε 0 R ydinten välinen hylkivä vuorovaikutus 13

14 Lineaarikombinaatio ψ = N(A B) ψ 2 = N 2 ( A 2 + B 2 2AB) on hajottava eli antibonding 2σ MO pienentää todennäköisyystiheyttä ydinten välisellä alueella 2σ MO solmutaso 2σ MO:n todennäkäisyystiheys 14

15 E 2σ = E H1s + e 2 4πε 0 R j k 1 S 2σ MO:n hajottava vaikutus on suurempi kuin 1 2σ MO:n sitova vaikutus Samaytimisten kaksiatomisten molekyylien tapauksessa käytetään yleensä pariteettiin liittyviä leimoja g (gerade, parillinen) ja u (ungerade, pariton) 15

16 u ja g leimat saadaan tarkastelemalla MO:n inversiosymmetriaa atomien välisen etäisyyden keskipisteen suhteen 1σ = 1σ g 2σ = 1σ u Huom! Eriytimisillä 2 atomisilla molekyyleillä ei ole inversiopistettä Seuraavassa tarkastelemme samaytimisten 2 atomisten molekyylien MO:n muodostumista AO:sta diagrammien avulla hajottava MO AO AO vetymolekyyli sitova MO 16

17 elektroneja yhtä paljon hajottavalla ja sitovalla MO:lla, ei sidosta MO muodostettaessa pitää huomioida kaikki valenssi AO:t joilla on MO:ta vastaava symmetria tarkastellaan MO:n muodostamista 2. jakson alkuaineiden muodostamissa samaytimisissä 2 atomisissa molekyyleissä Kantana 2s ja 2p AO:t σ MO:t: ψ = c A 2s χ A 2s + c B 2s χ B 2s + c A 2 pz χ A 2 pz + c B 2 pz χ B 2 pz 17

18 Saadaan 4 kpl σ orbitaaleja: ψ = c A 2s χ A 2s ± c B 2s χ B 2s 1σ g ja 1σ u ψ = c A 2 pz χ A 2 pz ± c B 2 pz χ 2 pz 2σ g ja 2σ u Sidosakselia kohtisuoraan sijaitsevat p x ja p y AO:t muodostavat 4 kpl π MO:ta (sitova u ja hajottava g): MO:n miehittyminen O 2 molekyylissä molempien degeneraatio = 2 (voivat muodostua p x tai p y orbitaaleista) 18

19 Jos huomioidaan se, että kaikki neljä AO:ta muodostaa MO:n, havaitaan että orbitaalien energiajärjestys ei ole vakio N 2 19

20 Sidoksen lujuutta kuvaa ns. sidoskertaluku (bond order): b = 1 2 n n * ( ) n = el. lukumäärä sidotuilla MO:eilla n* = el. lukumäärä hajoittavilla MO:eilla 20

21 Orbitaalienergioita voidaan mitata fotoelektronispektroskopialla Koopmannin teoreema: orbitaalienergia on se energia, mikä tarvitaan elektronin poistamiseksi orbitaalilta Kokeessa ionisoidaan molekyyli fotonilla E = hν ja mitataan syntyvien elektronien kineettinen energia E K Ionisaatioenergia: I i = hν E K = ε i 21

22 Eriytimisten kaksiatomisten molekyylien sidokset ovat polaarisia δ + H δ F δ ± osittaisvarauksia σ-sidos muodostuu vedyn 1s ja fluorin 2p z atomiorbitaaleista: lähes puhdas 1s lähes puhdas 2p z 22

23 Polaarisen sidoksen tarkastelussa käytetään hyödyksi atomien elektronegatiivisuutta (kyky vetää elektroneja puoleensa) Atomien A ja B elektronegatiivisuusero määritellään: χ A χ B = 0,102 D(A B) 1 2 { [ D(A A) + D(B B) ]} 1/ 2 D = dissosiaatio- χ A ja χ B ovat ns. Paulingin elektronegatiivisuuksia energia Linus Pauling ( ) 23

24 Ongelmana on löytää atomiorbitaalien (=kanta) kertoimet aaltofunktiossa ψ = c A A + c B B Koska emme voi ratkaista molekyylin Schrödingerin yhtälöä tarkasti, kutsumme aaltofunktiota ψ yriteaaltofunktioksi (trial wavefunction) Yriteaaltofunktiolle pätee ns. variaatioperiaate: E = ψ * H ˆ ψdτ E 0 ψ *ψdτ E 0 = tarkkaa ratkaisua vastaava energia (jota emme tiedä) atomiorbitaalien kertoimet ovat parhaat silloin kun energia saavuttaa alimman arvon. Tämä on paras mahdollinen ratkaisu joka saadaan valitulla kantajoukolla (tässä A ja B) matemaattisesti kriteerit parhaalle ratkaisulle: E c A = 0 E c B = 0 24

25 ψ 2 dτ = c A A + c B B ( ) 2 2 dτ = c A A 2 2 dτ + c B B 2 dτ + 2c A c B ABdτ 1 1 S = c A 2 + c B 2 + 2c A c B S ψ ˆ H ψdτ = ( c A A + c B B) H ˆ 2 ( c A A + c B B)dτ = c A A H ˆ Adτ + c 2 B H ˆ Bdτ + c c A H ˆ Bdτ + c B A B A c B BH ˆ Adτ merkitään: α A = AH ˆ Adτ α B = BH ˆ Bdτ Coulombin integraalit β = A ˆ H Bdτ = B ˆ H Adτ ψh ˆ 2 ψdτ = c A α A + c 2 B α B + 2c A c B β E = c 2 A α A + c 2 B α B + 2c A c B β c 2 A + c 2 B + 2c A c B S resonanssi integraali paras ratkaisu löydetään derivoimalla E kertoimien suhteen: ( ) E = 2 c Aα A c A E + c B β c B SE c A c 2 A + c 2 B + 2c A c B S ( ) E = 2 c Bα B c B E + c A β c A SE c B c 2 A + c 2 B + 2c A c B S = 0 = 0 25

26 Derivaatat = 0 kun: c A α A c A E + c B β c B SE = ( α A E)c A + ( β ES)c B = 0 c A β c A ES + c B α B c B E = ( β ES)c A + ( α B E)c B = 0 sekulaariyhtälöt Yhtälöryhmän ratkaisu liittyy sekulaarideterminantin nollakohtiin: α A E β ES β ES α B E = 0 Samaytimiselle 2-atomiselle molekyylille Ratkaistaan determinantti kertomalla ristiin : α E E± = α ± β 1± S + = sitova MO - = hajottava MO α A = α B = α ( ) 2 ( β ES) 2 = 0 Kertoimet saadaan sijoittamalla E:n arvot takaisin sekulaariyhtälöihin: E + = α + β 1+ S = c 2 A α + c 2 B α + 2c A c B β c 2 A + c 2 B + 2c A c B S = c 2 A α + c 2 B α + 2c A c B β = (c 2 A + c 2 B )α + 2c A c B β 1 c A 2 + c B 2 = 2c A c B = 1 1+ S 1 c A = c { 2(1+ S} 1/ 2 A = c B 26

27 Vastaavalla tavalla voidaan ratkaista hajottavan MO:n kertoimet: E = α β 1 S = c 2 2 ( A + c B )α + 2c A c B β c A 2 + c B 2 = 2c A c B = 1 1 S 1 c A = c { 2(1+ S} 1/ 2 B = c A MO:t ovat siis: ψ + = A + B ψ { 2(1+ S} 1/ 2 = A B Huom! atomit A { 2(1 S} 1/ 2 ja B identtisiä 27

28 Molekyylien elektronirakenteen selvittäminen kuuluu laskennallisen kemian alaan, jossa molekyyliorbitaalit ratkaistaan tietokoneohjelmistojen avulla numeerisesti. Yleisimmin käytetyt menetelmät: 1. Ab initio ja semiempiiriset menetelmät 2. Tiheysfunktionaalimenetelmät Tyydyttämättömien hiilivetyjen π-elektronirakennetta voidaan tarkastella kvalitatiivisesti Hückelin menetelmän avulla. Ns. π-elektroniapproksimaation mukaan π elektronit liikkuvat σ elektronien muodostamassa kentässä ja ovat konjugoituneissa molekyyleissä delokalisoituneet koko molekyylin alueelle (esim. bentseeni) eteenillä on 2 π elektronia 28

29 Eteenin π MO muodostetaan hiilen 2p atomiorbitaaleista: ψ = c A A + c B B variaatioperiaatteen mukaisesti saamme sekulaarideterminaatin α E β ES β ES α E = 0 α = α A = α H determinantin juuret ratkaistiin variaatioperiaatteen yhteydessä. Hückelin approksimaatiot: 1. Kaikki peittointegraalit S = 0 2. Resonanssi-integraalit muiden kuin lähinaapureiden kesken = 0 3. Kaikkien lähinaapureiden (vierekkäisten) atomien väliset resonanssiintegraalit ovat saman suuruisia (=β). sekulaarideterminantti yksinkertaistuu: 1. Kaikki diagonaalielementit = α-e 2. off-diagonaalielementit vierekkäisten atomien välillä = β 3. muut elementit determinantissa = 0 29

30 Eteenin tapauksessa α E β β α E = 0 E ± = α ± β hajottava MO ns LUMO (lowest unfilled molecular orbital) sitova MO ns. HOMO (highest occupied molecular orbital) HOMO ja LUMO ovat molekyylin ns. rajaorbitaalit (frontier orbitals) spektroskooppisesti voidaan mitata π*(=2π) π absorption energia β:n arvo voidaan määrittää = (α β) (α + β) = 2β 30

31 Tarkastellaan π-elektronirakennetta butadieenissa (4 π elektronia) Hückelin approksimaation mukainen sekulaarideterminantti: α E β 0 0 β α E β 0 0 β α E β 0 0 β α E = 0 merkitään x = α E β x x 1 0 β = x x kehitetään 3x3 determinanteiksi 1. sarakkeen mukaan: 31

32 A 1,1 = ( 1) 1+1 x x x A 1,3 = ( 1) x x A 1,2 = ( 1) x x A 1,4 = ( 1) x x 1 x x 1 0 β 0 1 x x = xa 11 +1A A A 14 = xa 11 + A 12 = 0 ratkaisemalla 3x3 determinantit A 11 ja A 12 saadaan polynomiyhtälö: x 4 3x 2 +1= 0 x = 3± 5 2 x = ±1.618, x = ±

33 E = α xβ ja β < 0 4 π-mo: LUMO α HOMO ψ 1 = p z p z p z p z4 Atomiorbitaalien kertoimet MO:ssa ψ 1 ψ 4 saadaan sijoittamalla energia-arvot takaisin sekulaariyhtälöihin...työlästä 33

34 Butadieenin π-elektronienergia on E π = 2( α β) + 2( α β) = 4α β Konjugaatioon liityvän elektronien delokalisoitumisen vaikutusta voidaan arvioida vertaamalla tätä energiaa kahden eteeni molekyylin π-elektronienergiaan: E deloc = E π (butadieeni) 2E π (eteeni) = 4α β 4α 4β = 0.472β < 0 π elektronien delokalisoituminen stabiloi molekyyliä 34

35 Käsin laskemisen asemasta Hückel MO:t voidaan ratkaista tietokoneella jos määrittelemme ongelman matriisien ja vektoreiden avulla Tarkastellaan eteenin tapausta, jossa siis kaksi π elektronia (kantana 2 kpl 2p z AO:ta (A ja B)) " H = H AA $ # H BA H AB H BB % ' hamiltonin matriisi, matriisielementit H ij = ψ i * H ˆ ψ j dτ & $ Hückel approksimaation mukainen hamiltonin matriisi H = α β ' & ) % β α( " S = S AA $ # S BA S AB S BB % ' & peittomatriisi S ij = ψ i ψ j dτ " Hückel approksimaation mukainen peittomatriisi S = 1 0 % $ ' # 0 1& (yksikkömatriisi) Atomiorbitaalien kertoimien muodostama vektori MO:ssa i (i = 1 tai 2) " c i = c % i,a $ ' ja matriisi, joka sisältää kaikki MO:t: C = c # c i,b & 1 c 2 " % ' # c 1,B c 2,B & ( ) = c 1,A c 2,A $ 35

36 Määritellään diagonaalinen matriisi E siten, että sen alkiot ovat orbitaalienergiat: " E = E 1 0 % $ ' # 0 E 2 & Sekulaariyhtälöpari (eteenin tapauksessa) voidaan nyt kirjoittaa muodossa: ( H E i S)c i = 0 tai Hc i = Sc i E i Koko yhtälöryhmän ratkaisu voidaan muotoilla matriisien avulla: HC = SCE = CE (Hückelissä S = yksikkömatriisi) matriisioperaatio C 1 HC = E diagonalisoi hamiltonin matriisin, siten että diagonaalielementeiksi saadaan orbitaalienergiat C 1 C = 1 Jos siis voidaan löytää matriisi C, saadaan sekä orbitaalienergiat, että AO:en kertoimet MO:ssa ratkaistua 36

37 Diagonalisointiin on olemassa tehokkaita tietokonemenetelmiä (esim. Matlab paketissa). Esim. butadieeni: H = α β 0 0 α +1.62β α β 0 0 E = 0 0 α 0,62β α 1.62β β α β , C = 0 β α β β α Bentseenillä on 6 π-elektronia: α β β β α β β α β 0 0 H = 0 0 β α β β α β β β α E = α ± 2β;α ± β;α ± β 37