Les 15.pptx

# Moleculaire orbitaaltheorie: principe en toepassing De moleculaire orbitaaltheorie (MOT) beschrijft de vorming van covalente bindingen door de combinatie van atomaire orbitalen tot moleculaire orbitalen, wat de voorspelling van bindingsordes en magnetische eigenschappen mogelijk maakt. ### 1.1 Principe van de moleculaire orbitaaltheorie De kern van de moleculaire orbitaaltheorie is het idee dat bij de vorming van een covalente binding de atomaire orbitalen (A.O.'s) van de samenstellende atomen 'overlappen', hun individuele karakter verliezen en nieuwe moleculaire orbitalen (M.O.'s) vormen. Deze moleculaire orbitalen ontstaan als een lineaire combinatie van de atomaire orbitalen, een methode die bekend staat als de lineaire combinatie van atomaire orbitalen (LCAO-methode). De wiskundige complexiteit van de MOT beperkt de toepassing in deze cursus tot eenvoudige moleculen, met name homonucleaire diatomische moleculen. ### 1.2 LCAO-methode Bij de vorming van moleculen uit atomen combineren de atomaire orbitalen op een lineaire manier. Voor een eenvoudig molecuul zoals H$\_2$, bestaande uit twee waterstofatomen A en B met elk een 1s-orbitaal ($\\Psi\_A$ en $\\Psi\_B$), zijn twee lineaire combinaties mogelijk: * **Bindend moleculair orbitaal:** $\\Psi\_{bindend} = \\Psi\_A + \\Psi\_B$ * **Antibindend moleculair orbitaal:** $\\Psi\_{antibindend} = \\Psi\_A - \\Psi\_B$ Deze combinaties leiden tot orbitalen met een hogere en lagere energie dan de oorspronkelijke atomaire orbitalen. ### 1.3 Elektronenwaarschijnlijkheid in bindende en antibindende orbitalen In een bindend moleculair orbitaal is de elektronenwaarschijnlijkheid tussen de twee atoomkernen groter dan in de individuele atomaire orbitalen. Dit zorgt voor een aantrekkende kracht die de atomen bijeenhoudt. In een antibindend moleculair orbitaal is er een knoopvlak tussen de atoomkernen, wat resulteert in een lagere elektronenwaarschijnlijkheid in dat gebied en een afstotende kracht tussen de atomen. ### 1.4 Het MO-energieschema Het MO-energieschema visualiseert de relatieve energieën van de gevormde moleculaire orbitalen ten opzichte van de oorspronkelijke atomaire orbitalen. Atomaire orbitalen die op constructieve wijze combineren, vormen bindende MO's met een lagere energie. Atomaire orbitalen die op destructieve wijze combineren, vormen antibindende MO's met een hogere energie. De elektronen van de atomen vullen vervolgens deze moleculaire orbitalen op volgens de Aufbauprincipe, het Pauli-uitsluitingsprincipe en de regel van Hund. ### 1.5 De bindingsorde De bindingsorde (B.O.) is een kwantitatieve maat voor de sterkte van de binding in een molecuul en wordt berekend met de volgende formule: $$ \\text{B.O.} = \\frac{1}{2} (\\text{# elektronen in bindende orbitalen} - \\text{# elektronen in antibindende orbitalen}) $$ * **Voorbeeld H$\_2$:** Twee elektronen bezetten het bindende $\\sigma\_{1s}$ orbitaal. $\\text{B.O.} = \\frac{1}{2} (2 - 0) = 1$. Dit duidt op een enkele binding. * **Voorbeeld H$\_2^+$:** Eén elektron bezet het bindende $\\sigma\_{1s}$ orbitaal. $\\text{B.O.} = \\frac{1}{2} (1 - 0) = \\frac{1}{2}$. Dit is een stabiele, zij het zwakkere binding. * **Voorbeeld H$\_2^-$:** Twee elektronen bezetten het bindende $\\sigma\_{1s}$ orbitaal en één elektron bezet het antibindende $\\sigma\_{1s}^\*$ orbitaal. $\\text{B.O.} = \\frac{1}{2} (2 - 1) = \\frac{1}{2}$. Uit deze voorbeelden blijkt dat H$\_2$ de stabielste van deze species is. > **Tip:** Een hogere bindingsorde correleert met een sterkere binding en een kortere bindingslengte. ### 1.6 Sigma ($\\sigma$) -bindingen en pi ($\\pi$) -bindingen Moleculaire orbitalen kunnen worden geclassificeerd op basis van de manier waarop de atomaire orbitalen overlappen. * **$\\sigma$\-bindingen:** Ontstaan door overlap van orbitalen langs de verbindingsas tussen de twee atomen. Dit kan voortkomen uit de overlap van: * Twee s-orbitalen. * Eén s-orbitaal en één p-orbitaal (langs de z-as). * Twee p-orbitalen (langs de z-as). Deze orbitalen zijn axiaal symmetrisch rond de bindingsas. * **$\\pi$\-bindingen:** Ontstaan door overlap van atomaire orbitalen die loodrecht op de verbindingsas staan. Meestal zijn dit p-orbitalen die zijdelings overlappen. * Overlap van twee p$\_x$\-orbitalen. * Overlap van twee p$\_y$\-orbitalen. De twee $\\pi$\-moleculaire orbitalen die uit de overlap van p$\_x$ en p$\_y$ orbitalen ontstaan, zijn ontaard, wat betekent dat ze dezelfde energie hebben. ### 1.7 MO-energieschema voor diatomische, homonucleaire moleculen De specifieke volgorde van de energieën van de moleculaire orbitalen kan variëren afhankelijk van het molecuul. Voor lichte homonucleaire diatomische moleculen zoals H$\_2$, He$\_2$, Li$\_2$, Be$\_2$, B$\_2$, C$\_2$ en N$\_2$, treedt er een effect op dat bekend staat als $\\sigma$ en $\\pi$ mixing. Dit effect zorgt ervoor dat de energie van de $\\sigma{2p}$ orbitaal hoger wordt dan die van de $\\pi{2p}$ orbitalen. Voor O$\_2$, F$\_2$ en Ne$\_2$ is dit effect minder uitgesproken en geldt de verwachte volgorde waarbij $\\sigma{2p}$ orbitalen lager zijn dan $\\pi{2p}$ orbitalen. ### 1.8 Para- en diamagnetisme Moleculen kunnen worden geclassificeerd als paramagnetisch of diamagnetisch op basis van de aanwezigheid van ongepaarde elektronen. * **Paramagnetisme:** Moleculen met ongepaarde elektronen in hun moleculaire orbitalen zijn zwak aangetrokken tot een extern magnetisch veld. * **Diamagnetisme:** Moleculen waarvan alle elektronen gepaard zijn, worden zwak afgestoten door een extern magnetisch veld. De MOT kan deze magnetische eigenschappen correct voorspellen, wat een significant voordeel is ten opzichte van oudere modellen. ### 1.11 Conclusie De moleculaire orbitaaltheorie is de meest geavanceerde en wiskundig complexe chemische bindings-theorie. Ondanks de complexiteit biedt de MOT een uitgebreid kader voor het begrijpen en voorspellen van zowel de bindingskarakteristieken (bindingsorde, bindingslengte) als de magnetische eigenschappen van moleculen. De toepassing ervan op eenvoudige diatomische moleculen biedt waardevolle inzichten. * * * * * * ## Veelgemaakte fouten om te vermijden * Bestudeer alle onderwerpen grondig voor examens * Let op formules en belangrijke definities * Oefen met de voorbeelden in elke sectie * Memoriseer niet zonder de onderliggende concepten te begrijpen

| Term | Definition | |------|------------| | Moleculaire Orbitaal Theorie | Een chemische theorie die stelt dat bij de vorming van een covalente binding atomaire orbitalen overlappen, hun individuele karakters verliezen en nieuwe moleculaire orbitalen vormen die het gehele molecuul bestrijken. | | Lineaire Combinatie van Atomaire Orbitalen (LCAO) | Een methode binnen de moleculaire orbitaaltheorie waarbij moleculaire orbitalen worden gevormd door de lineaire combinatie van atomaire orbitalen, wat wiskundig wordt uitgedrukt als een som of verschil van de golffuncties van de atomaire orbitalen. | | Bindend Moleculair Orbitaal | Een moleculair orbitaal met een lagere energie dan de oorspronkelijke atomaire orbitalen, gevormd door constructieve interferentie van atomaire orbitalen, wat leidt tot verhoogde elektronenwaarschijnlijkheid tussen de atoomkernen en stabilisatie van het molecuul. | | Antibindend Moleculair Orbitaal | Een moleculair orbitaal met een hogere energie dan de oorspronkelijke atomaire orbitalen, gevormd door destructieve interferentie van atomaire orbitalen, wat leidt tot een knoopvlak tussen de atoomkernen en destabilisatie van het molecuul. | | Bindingsorde | Een maat voor de sterkte van een chemische binding in een molecuul, berekend als de helft van het verschil tussen het aantal elektronen in bindende moleculaire orbitalen en het aantal elektronen in antibindende moleculaire orbitalen. Een bindingsorde van 1 duidt op een enkele binding, 2 op een dubbele binding, etc. | | σ-binding (sigma-binding) | Een type covalente binding die ontstaat door de axiale overlap van twee atomaire orbitalen langs de intermoleculaire as (de bindingsrichting), wat resulteert in een cilindrische symmetrie rondom de bindingsas. | | π-binding (pi-binding) | Een type covalente binding die ontstaat door de laterale overlap van twee atomaire orbitalen, loodrecht op de intermoleculaire as. π-bindingen zijn zwakker dan σ-bindingen en hebben een knoopvlak langs de bindingsas. | | Magnetische eigenschappen (paramagnetisme, diamagnetisme) | Paramagnetische stoffen worden aangetrokken door een magnetisch veld door de aanwezigheid van ongepaarde elektronen, terwijl diamagnetische stoffen zwak worden afgestoten door een magnetisch veld omdat alle elektronen gepaard zijn. | | Dipoolmoment (µ) | Een vectorgrootheid die de polariteit van een molecuul aangeeft, gedefinieerd als het product van de lading en de afstand tussen de ladingen in een polaire binding. De eenheid is vaak Debye (D). | | Ionair karakter | Het aandeel van ionische interactie in een chemische binding, waarbij elektronen volledig van het ene atoom naar het andere zijn overgedragen. Dit wordt vaak kwantitatief uitgedrukt als een percentage, afhankelijk van het verschil in electronegativiteit. |