Pin
Send
Share
Send


Н2

Н2 1sσ байланыстырушы молекулалық орбитальН2 1sσ * антиденеленген молекулалық орбиталь

Қарапайым мысал ретінде сутегі молекуласын қарастырыңыз2, екі 'H' және H таңбаланған атомдарымен бірге «ең аз энергиялық атом орбиталдары, 1s 'және 1s» молекуланың симметриялары бойынша өзгермейді. Алайда, келесі симметрияға бейімделген атом орбиталдары:

1s - 1s «Антисимметриялық комбинация: шағылысудан бас тартылады, басқа операциялар өзгермейді1s + 1s» Симметриялық комбинация: барлық симметриялы операциялар өзгермейді

Симметриялық комбинация (байланыстырушы орбиталь деп аталады) энергияның негізі орбитальдарға қарағанда төмен, ал антисимметриялық комбинация (антибиотикалық орбиталь деп аталады) жоғарырақ. Себебі Н2 молекуланың екі электроны бар, олар екеуі де орбитальды байланыста бола алады, бұл жүйені екі бос сутек атомынан гөрі энергияны төмендейді (және, демек, тұрақты). Мұны коваленттік байланыс деп атайды. The облигацияларға тапсырыс антимонтенттік электрондар санын алып тастағандағы байланысқан электрондардың санына тең, барлығы 2-ге бөлінеді. Бұл мысалда байланыстырушы орбитальда екі электрон бар, антибиотик орбитальда да жоқ; байланыс тәртібі 1, ал екі сутегі атомы арасында бір байланыс бар.

Ол2

Екінші жағынан, He гипотетикалық молекуласын қарастырыңыз2, атомдарымен бірге ол 'және He. Тағы да, ең аз энергиялы атом орбиталдары, 1с 'және 1с «, молекуланың симметриялары бойынша өзгермейді, ал келесі симметрияға бейімделген атом орбиталдары:

1s - 1s «Антисимметриялық комбинация: шағылысудан бас тартылады, басқа операциялар өзгермейді1s + 1s» Симметриялық комбинация: барлық симметриялы операциялар өзгермейді

Н молекуласына ұқсас2, симметриялық комбинация (байланыстырушы орбиталь деп аталады) энергияның негізі орбитальдарға қарағанда төмен, ал антисимметриялық комбинация (антибиотикалық орбиталь деп аталады) жоғарырақ. Алайда, оның бейтарап жер жағдайында, әр гелий атомында төрт электроннан тұратын 1 электронды орбитальда екі электрон болады. Екі электрон төменгі байланыс орбиталын толтырады, ал қалған екеуі жоғары энергияға қарсы орбитальды толтырады. Осылайша, молекуланың айналасындағы электронның тығыздығы екі атом арасында байланыс (сигма байланысы) құрылуын қолдамайды, сондықтан молекула қалыптаспайды. Оған қараудың тағы бір тәсілі - екі байланысқан электрон және екі антидене бар электрон; сондықтан облигацияларға тапсырыс 0 болып табылады және ешқандай байланыс болмайды.

Иондық байланыстар

Негізгі мақала: иондық байланыс

Екі атомның атомдық орбиталдары арасындағы энергия айырмашылығы едәуір үлкен болғанда, бір атомның орбиталдары байланыстырушы орбитальдарға, ал екіншісінің толығымен антибиотик орбиталдарына ықпал етеді. Осылайша, жағдай кейбір электрондардың бір атомнан екіншісіне ауысқаны тиімді. Мұны (көбінесе) иондық байланыс деп атайды.

Молекулалық орбитальды диаграммалар

Неғұрлым күрделі молекулалар үшін толқындық механика тәсілі байланыстыруды сапалы түсінуде пайдасын жоғалтады (дегенмен сандық көзқарас үшін әлі де қажет). МО-ның сапалы тәсілінде молекулалық орбитальды диаграмма қолданылады. Диаграмманың бұл түрінде молекулалық орбитальдар көлденең сызықтармен ұсынылған; Сызық неғұрлым жоғары болса, соғұрлым орбитальдың энергиясы соғұрлым жоғары болады, ал бұзылатын орбитальдар олардың арасындағы бос орынмен бір деңгейде орналасады. Содан кейін, молекулалық орбитальдарға орналастырылатын электрондар Паули эксклюзивтік қағидасын және Хундтың максималды көбейту ережесін есте сақтай отырып, бір-бірлеп орналасады (орбитальға екі электрон ғана (қарама-қарсы спиндер); бір энергияға қанша көп электрон қосылмаған? оларды жұптаудан бұрын мүмкін деңгейге қойыңыз).

Қиын бөлігі - MO диаграммасын құру. Н сияқты қарапайым молекула үшін2, диаграмманы келесідей сызамыз:

__ σ*__ σ

Σ while кезінде орбитальды сигма байланыстырады* сигмаға қарсы орбитальды көрсетеді. Диаграмма осылай болатынын білеміз, өйткені екі орбиталь өзара байланысатын және орбитальды σ антидене болатын орбиталь түзетінін білеміз.

Енді егер N деп санасаңыз2, екі азот атомдарының әрқайсысында толтырылған 1s орбиталь, 2s орбиталь және үш жарты толтырылған 2p орбиталдары бар екенін түсінеді. 1s орбиталдары ішкі қабық болып, өзара әсер етпейді (немесе, валенттік байланыс теориясымен түсіндірілгендей, олар валенттік электрондар емес).

Екі екі орбиталь, құру үшін өзара әрекеттеседіс орбиталь және а σс* орбиталық:

__ σс*__ σс

Егер екі N атомын біріктіретін интератомикалық ось z осі болса, онда екі 2p болатындығын табамыз.z орбитальдар сигма байланысын құру үшін лоб-лобты қабаттаса алады. Екі 2pх және екі 2pу z осіне перпендикуляр орналасқан орбитальдар төрт pi орбитал құру үшін өзара әрекеттеседі (екі байланыс, екі антидене).

Ақыр соңында, біз орбитальдардың реті туралы шешім қабылдауымыз керек. 2s орбиталдары, олар бастапқыда ең аз энергия болғандықтан, ең аз энергиялық орбиталдарды құру үшін өзара әрекеттеседі. 2p сигма байланысы pi байланыстарынан мықты болуы керек, сондықтан σ деп күтемізб орбиталь π-ден төмен болуы керекб орбитальды. Алайда, бұл, ең алдымен, 2s және 2p орбитальдарын араластыру арқылы будандастыруға байланысты емес. Алайда, бізде σ үшін күтілген тапсырыс барб* және πб* орбитальдар:

___ σб*
___ ___ πб*___ σб
___ ___ πб___ σс*
___ σс

Уәде етілгендей, 8 орбитал бар, олар молекулалық орбиталдарды құруға біріктірілген атом орбиталдары санының (4 + 4) қосындысына тең. Онда электрондардың жалпы саны 10 болады (әр атомнан бес валентті электрон). Екеуі into ішіне кіредіс орбитальды; екеуі кіреді intoс* орбитальды; төрт екеуіне intoб орбитальдар, ал екеуі σ-ге түседіб орбитальды.

Сигмалық байланыс реті - сигма байланысқан орбитальдардағы электрондардың жалпы саны (4), сигма байланысқан орбитальдардағы электрондардың жалпы санын (2) алып тастау, барлығы 2 беруден (4-2) / 2 = 1. ұқсас pi облигацияларға тапсырыс беру, беру (4 - 0) / 2. Оларды бірге қосу облигациялардың жалпы сұранысын береді. Бұл жағдайда ең төменгі екі орбиталь «бас тарту»; бір сигма және екі пи байланысы бар. Сондықтан динитроген үш жақты байланысқа ие.

Соңында, біз диатомды азоттың диаметикалық екенін білеміз, өйткені диаграммада толтырылмаған электрондар жоқ.

Бұл диаграмма оттегі, фтор және неон молекулаларына қолданылмайды. Бұл элементтердің электрлік сыйымдылығы жоғары болғандықтан, гибридті орбитальдардың пайда болуы онша маңызды емес, сондықтан энергия деңгейінің «күтілетін» тәртібін аламыз:

___ σб*
___ ___ πб*
___ ___ πб___ σб___ σс*
___ σс

Гибридті орбитальдардың түзілуі кішігірім, көп электронды атомдар үшін (бірінші қатарда орналасқан) энергетикалық тұрғыдан аз қолайлы, бұл атомдардағы 2s және 2p орбиталдары арасындағы энергия айырмашылығына байланысты. Бұл энергия айырмасы қатар бойымен солдан оңға қарай және периодтық кестенің бағанынан жоғарыдан төменге қарай артады, сондықтан MO-да s және p ең аз араласатын фтор үшін ең жоғары. Араластыру энергияның айырмашылығы аз болған кезде маңызды.

Егер біз диатомды оттегімен жұмыс жасасақ, біз осы MO диаграммасын қолданар едік. Бұл жағдайда молекулалық орбитальдарға орналасатын 12 электрон болады; алғашқы ондық ең аз энергияның бес орбиталына енеді; алайда соңғы екеуі бөлек орналасады πб* орбитальдар. Облигациялар реті 2-ге дейін азаяды, өйткені бұл антибиотикалық орбиталь; Сондай-ақ, қосылмаған электрондар локализацияланған электронды модельмен түсіндірілмеген сұйық оттегін парагниттік етеді.

Оттегі молекуласының MO диаграммасы

Тағы бір байқағанымыз, молекулалық орбитальдар теориясы көміртегі молекуласының не себепті С екенін түсіндіреді2, төртбұрыштық байланыста оның бастапқы күйінде болмайды, бірақ ол октетті толтырады - төрт орбита бар, бірақ үш антибиотикалық антибиотик орбитальды алғанға дейін жұмыс істемейді.

Сандық тәсіл

Молекулалық энергия деңгейінің сандық мәндерін алу үшін конфигурацияның өзара әрекеттесуі (CI) кеңейту толық CI шегіне тез ауысатындай молекулалық орбиталға ие болу керек. Мұндай функцияларды алудың ең кең таралған әдісі - Hartree-Fock әдісі, ол молекулалық орбитальдарды Fock операторының eigenfunctions ретінде көрсетеді. Әдетте бұл мәселе молекулалық орбитальдарды атом ядроларына негізделген гауссиялық функциялардың сызықтық комбинациясы ретінде кеңейту арқылы шешіледі (атом орбиталдары мен негіздер жиынтығының сызықты комбинациясын қараңыз (химия)). Осы сызықтық комбинациялардың коэффициенттеріне арналған теңдеу - бұл Роттана теңдеуі деп аталатын жалпыланған эйгенвалюациялық теңдеу, олар Хартри-Фок теңдеуінің нақты көрінісі болып табылады.

Қарапайым есептер көбінесе экспериментті молекулалық орбитальдық энергияны валенттік орбиталдарға ультракүлгін фотоэлектрондық спектроскопия және ядро ​​орбиталдары үшін рентген фотоэлектрондық спектроскопия әдісімен алуға болатындығын айтады. Бұл дұрыс емес, өйткені бұл тәжірибелер иондану энергиясын, молекула мен бір электронды алып тастау нәтижесінде пайда болатын иондар арасындағы энергия айырмашылығын өлшейді. Иондану энергиясы Копманс теоремасы бойынша орбитальдық энергиямен байланысты. Осы екі шаманың арасындағы келісім кейбір молекулалар үшін жақын болуы мүмкін, бірақ басқа жағдайларда ол нашар болуы мүмкін.

ХОМО / ЛУМО

ХОМО және ЛУМО үшін қысқартулар болып табылады молекулалық орбиталь және бос емес молекулалық орбитальсәйкесінше HOMO мен LUMO энергияларының арасындағы айырмашылық деп аталады жолақ аралығы кейде молекуланың қозғыштығының өлшемі ретінде қызмет етуі мүмкін: энергия неғұрлым аз болса, соғұрлым оңай қозғалады.

The ХОМО деңгей - органикалық жартылай өткізгіштер үшін, валенттілік диапазоны бейорганикалық жартылай өткізгіштерге жатады. LUMO деңгейі мен өткізгіш диапазоны арасында бірдей ұқсастық бар. HOMO және LUMO деңгейлері арасындағы энергия айырмашылығы жолақты алшақтық энергиясы ретінде қарастырылады.

Молекула димерді немесе агрегатты құрғанда, әртүрлі молекулалардың орбитальдарының жақындығы HOMO және LUMO энергия деңгейлерінің бөлінуіне әкеледі. Бұл бөлу тербелмелі қосалқы бөлшектерді шығарады, олардың әрқайсысының өз энергиясы басқаларына қарағанда сәл өзгеше.

Бір-бірімен әсерлесетін молекулалар сияқты қаншалықты тербелмелі кіші деңгейлер бар. Бір-біріне әсер ететін молекулалар жеткілікті болғанда (мысалы, агрегатта), көптеген ішкі деңгейлер бар, сондықтан біз олардың дискретті табиғатын енді түсінбейміз: олар континумды құрайды. Біз енді энергия деңгейлерін емес, энергияны қарастырамыз жолақтар.

Сондай-ақ қараңыз

  • Атом
  • Электрон
  • Сутегі
  • Молекула
  • Кванттық химия

Ескертпелер

  1. D Дж. Даинит, Химияның Оксфорд сөздігі (Нью-Йорк: Оксфорд университетінің баспасөзі, 2004).
  2. ↑ Кітап.
  3. ↑ Бұл жағдайда атом орбиталдары - сутегі Гамильтонианның эигенстаттары. Оларды аналитикалық жолмен алуға болады.
  4. ↑ Вернер Кутцельнигг, «Фридрих Хунд және химия» (Хундтың 100 жылдығына орай), Хеми 35 (1996): 573-586.
  5. Robert «Роберт С. Мулликеннің Нобель дәрісі» Ғылым 157, (3785) (1967): 13-24.
  6. E. Дж. Леннард-Джонс, Фарадей қоғамының мәмілелері 25 (1929): 668.

Пайдаланылған әдебиеттер

  • Чанг, Раймонд. 2006 жыл. Химия, 9-ред. Нью-Йорк: МакГроу-Хилл. ISBN 0073221031.
  • Daintith, J. 2004. Химияның Оксфорд сөздігі. Нью-Йорк: Оксфорд университетінің баспасөзі. ISBN 0198609183.
  • Кутцельниг, Вернер, «Фридрих Хунд және химия» (Хундтың 100 жылдығына орай), Ангеландте Хеми 35 (1996): 573-586.
  • Рим Папасы, Мартин және Чарльз Е. Свенберг. 1999 жыл. Органикалық кристалдар мен полимерлердегі электрондық процестер, 2-ші басылым. Нью-Йорк: Оксфорд университетінің баспасөзі. ISBN 0195129636.
  • Типлер, Пол және Ральф Ллевеллин. 2003 жыл. Қазіргі физика, 4-ші басылым. Нью-Йорк: У.Х. Фриман. ISBN 0716743450.

Сыртқы сілтемелер

Барлық сілтемелер 2018 жылғы 21 желтоқсанда алынды.

  • Атомдық орбитальдар.
  • Коваленттік облигациялар және молекулалық құрылым.
  • Orbitron: WWW-де атом орбиталдары мен молекулалық орбиталдар галереясы. 1-ден 7г-ге дейін.
  • Үлкен орбиталық үстел.
  • Дэвид Мантайдың атом орбиталдары.
  • Сутегі атомының орбиталық көрінісі. (Java апплеті.)
  • Молекулалық орбитальды қарау құралы. (Java апплеті, сутегі молекулалық ионы үшін.)

Pin
Send
Share
Send