ნახ.1. ელექტრონის სიმკვრივის კონტურული დიაგრამები H-ში 2 +

ლექცია No4. მოლეკულური ორბიტალური მეთოდის ცნება. მოლეკულური ორბიტალების ენერგეტიკული დიაგრამები ბინარული ჰომობირთვული მოლეკულებისთვის. σ - და π - მოლეკულური ორბიტალები. დია - და პარამაგნიტური მოლეკულები. იონური ბმა.

ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედება. წყალბადის ბმა.

ვალენტური კავშირის მეთოდი საკმაოდ ნათლად ხსნის მრავალი მოლეკულის წარმოქმნას და სტრუქტურას, მაგრამ მას არ შეუძლია ახსნას მრავალი ფაქტი, მაგალითად, მოლეკულური იონების (H2 +, He2+) ან რადიკალების (CH3, NH2) არსებობა, მოლეკულების პარამაგნიტიზმი თანაბარი ელექტრონების რაოდენობა (O2, NO), რომლებიც ახსნილია მოლეკულური ორბიტალური მეთოდის (MOR) ფარგლებში.

მოლეკულური ორბიტალური მეთოდი

მულიკენისა და ჰუნდის მიერ შემუშავებული მოლეკულური ორბიტალური მეთოდი ეფუძნება ვარაუდს, რომ მოლეკულაში თითოეული ელექტრონი არის მოლეკულის შემქმნელი ატომების ყველა ბირთვისა და ელექტრონის ველში და მისი მდგომარეობა ხასიათდება ტალღის ფუნქციით Ψ. , რომელსაც ეწოდება მოლეკულური ორბიტალი. თითოეული MO შეესაბამება ტალღის ფუნქციას, რომელიც ახასიათებს იმ რეგიონს, სადაც გარკვეული ენერგიის ელექტრონები ყველაზე მეტად ცხოვრობენ მოლეკულაში. ატომური s-, p-, d-, f- ორბიტალები შეესაბამება მოლეკულურ σ-, π-, δ-, ... ორბიტალებს, რომელთა შევსება ხდება პაულის პრინციპის, ჰუნდის წესისა და უმცირესობის პრინციპის შესაბამისად. ენერგია.

მოლეკულური ორბიტალის (MO) ფორმირების უმარტივესი გზაა

ატომური ორბიტალების წრფივი კომბინაცია (AO) (LCAO – MO მეთოდი).

თუ ორი ატომის A და B ბირთვის ველში არის ერთი ელექტრონი, მაშინ ის შეიძლება განთავსდეს როგორც ერთ ბირთვში, ასევე მეორეში და მისი მდგომარეობა შეიძლება აღიწეროს ორი მოლეკულური ორბიტალებით Ψ და Ψ *, რომლებიც წარმოიქმნება ატომური ორბიტალების წრფივი კომბინაცია:

Ψ = Ψ A + Ψ B და Ψ * = Ψ A – Ψ B

მოლეკულურ ორბიტალს ეწოდება შემაკავშირებელი Ψ, თუ იგი შეესაბამება ელექტრონების სიმკვრივის ზრდას ბირთვებს შორის და ამით გაზრდის მათ მიზიდულობას, და ანტიბმატური Ψ * თუ ელექტრონის სიმკვრივე მცირდება ბირთვებს შორის და იზრდება ბირთვების უკან. ბირთვების მოგერიების გაზრდის ტოლფასია. შემაკავშირებელ MO-ს ენერგია უფრო დაბალია, ვიდრე თავდაპირველი AO-ს ენერგია, ხოლო ანტიბმატური MO-ს ენერგია უფრო მაღალია, ვიდრე ორიგინალური ატომური ორბიტალის ენერგია.

ნახ. სურათი 1 გვიჩვენებს შემაკავშირებელ Ψ-ის ელექტრონის სიმკვრივის კონტურულ დიაგრამებს

(ა) და ანტიბმატური Ψ * (ბ) მოლეკულური ორბიტალები H2 + ნაწილაკში.

როგორც MBC-ში, მოლეკულური ორბიტალების სიმეტრია შემაკავშირებელ ხაზთან მიმართებაში იწვევს σ - MO-ს წარმოქმნას, შემაკავშირებელ ხაზთან პერპენდიკულარული მიმართულებით - π - MO.

როდესაც d-ორბიტალები გადახურულია, წარმოიქმნება δ- ორბიტალები

ნახ. ნახაზი 2 გვიჩვენებს σ - შემაკავშირებელ და σ - ანტიბმატური MO-ების წარმოქმნას სხვადასხვა ატომური ორბიტალების კომბინაციით; ნახ. 3, შესაბამისად, π -MO და π* -MO.

s ორბიტალების გადახურვა იწვევს ორი მოლეკულური ორბიტალის წარმოქმნას: σs შემაკავშირებელ და σ * s ანტიბმა.

p-ორბიტალების გადახურვა იწვევს სხვადასხვა სიმეტრიის ექვსი მოლეკულური ორბიტალის წარმოქმნას. ბმის ხაზის გასწვრივ მიმართული ურთიერთმოქმედი ატომების ორი p-ორბიტალიდან, მაგალითად X ღერძი, შემაკავშირებელი σ p z - და ანტიბმატური σ* p z - ორბიტალები წარმოიქმნება Z და Y ღერძების გასწვრივ - πρ z - და πp y - კავშირი და π. * р z - და π* p y - ანტიშეკავშირების MOs.

MO-ების პოპულაცია ელექტრონებით ხდება პაულის პრინციპის, უმცირესი ენერგიის პრინციპისა და ჰუნდის წესის შესაბამისად.

ბრინჯი. 2. σ – შემაკავშირებელი და σ – ანტიბმატური მოლეკულური ორბიტალების ფორმირება

გამომდინარე იქიდან, რომ იმავე ტიპის ორბიტალებისთვის ორბიტალური გადახურვის რეგიონის ზომა მცირდება σ > π > δ რიგით, ენერგიის დონეების გაყოფა AO-დან MO-ების წარმოქმნის დროს მცირდება იმავე თანმიმდევრობით (ნახ. 4. ), რაც იწვევს შევსების რიგის ცვლილებას σ − და π არიან MO მოლეკულებში.

დაუწყვილებელი ელექტრონებიიგივე სპინის მნიშვნელობებით, მაგალითად B, C, N და მათი ელექტრონული ანალოგები, MO-ს შევსების თანმიმდევრობა ასეთია:

σ(1s)< σ* (1s) < σ(2s) < σ* (2s) < π (2pz )= π (2py ) < σ(2px ) < π* (2pz )= π* (2py ) < σ* (2px )....

ბრინჯი. 3. π - შემაკავშირებელ და π - ანტიბმაჯნული მოლეკულური ორბიტალების წარმოქმნა

ბრინჯი. 4. ენერგიის დონეების გაყოფის ხარისხის შემცირება σ > π > δ სერიებში

მეორე და შემდგომი პერიოდის ჰომობირთვული დიატომური მოლეკულებისთვის, რომლებშიც ივსება ატომების p – ქვედონეები დაწყვილებული ელექტრონებიანტიპარალელური სპინის მნიშვნელობებით, მაგალითად (O – Ne) და მათი ელექტრონული ანალოგებით, MO შევსების თანმიმდევრობა ოდნავ იცვლება:

σ(1s)< σ* (1s) < σ(2s) < σ* (2s) < σ(2px ) < π (2pz )= π (2py ) < π* (2pz )= π* (2py ) < σ* (2px )....

მოლეკულის ელექტრონული კონფიგურაცია შეიძლება გამოსახული იყოს როგორც ენერგიის დიაგრამა ან ელექტრონული ფორმულა.

ნახ. მე-5 სურათზე ნაჩვენებია წყალბადის H2 მოლეკულის მოლეკულური ორბიტალების ენერგეტიკული დიაგრამა, რომლის ელექტრონული ფორმულა დაწერილია შემდეგნაირად: [σ(1s)]2 ან (σ 1s)2.

ბრინჯი. 5. H 2 მოლეკულის ენერგეტიკული დიაგრამა

შემაკავშირებელი მოლეკულური ორბიტალი σ 1s შევსება იწვევს ბირთვებს შორის ელექტრონის სიმკვრივის ზრდას და განსაზღვრავს H2 მოლეკულის არსებობას.

MO მეთოდი ასაბუთებს მოლეკულური წყალბადის იონის H2 + არსებობის შესაძლებლობას და He2 მოლეკულის არსებობის შეუძლებლობას, ვინაიდან ამ უკანასკნელ შემთხვევაში შემაკავშირებელი და ანტიბმატური σ 1s ორბიტალების ორი ელექტრონით შევსება არ იწვევს იზოლირებული ატომების ენერგიის ცვლილება: [(σ 1s )2 (σ *1s )2 ] (სურ. 6). ამიტომ, He2 მოლეკულა არ არსებობს.

ბრინჯი. 6. He2 მოლეკულის არსებობის შეუძლებლობის დამადასტურებელი ენერგეტიკული დიაგრამა

ნახ. სურათი 7 გვიჩვენებს მოლეკულური ორბიტალების ენერგეტიკულ დიაგრამას, რომელიც წარმოიქმნება მეორე ენერგეტიკული დონის s - და p -ორბიტალების გადაფარვით A2 ტიპის დიატომური ჰომობირთვული მოლეკულებისთვის.

ისრებში ნაჩვენებია ატომების მიერ წარმოქმნილი მოლეკულების MO-ების შევსების რიგის ცვლილება, რომლებშიც 2p ქვედონე ივსება დაუწყვილებელი ელექტრონებით (B2, C2, N2), რისთვისაც π π (2py) და π π (2pz) შემაკავშირებელია. მდებარეობს σ (2px) ქვემოთ და დაწყვილებული ელექტრონები (O2, F2, Ne2), რომლებისთვისაც ბმა πbv (2py) და πbv (2pz) მდებარეობს σbv (2px) ზემოთ,

ბრინჯი. 7. MO-ების ენერგეტიკული დიაგრამა მე-2 პერიოდის ჰომობირთვული მოლეკულებისთვის (ისრებით ნაჩვენებია შემაკავშირებელი σ- და π-MO-ების შევსების რიგის ცვლილება)

MMO-ში გამოყენებული კონცეფცია არის კავშირის რიგი, რომელიც განისაზღვრება, როგორც სხვაობა შემაკავშირებელ MO-ზე ელექტრონების რაოდენობასა და ანტიბომბავ MO-ზე ელექტრონების რაოდენობას შორის, გაყოფილი ატომების რაოდენობაზე, რომლებიც ქმნიან ბმას.

					N−N*
	დიატომური მოლეკულებისთვის ბმის რიგი n არის: n =						სადაც N არის რაოდენობა
	ელექტრონები შემაკავშირებელ MO-ებზე, N * არის ელექტრონების რაოდენობა ანტიშეკავშირებულ MO-ებზე.
	H2 მოლეკულისთვის ბმის რიგი შესაბამისად ტოლია					2− 0		1, He2-ისთვის
		2− 2		რაც ადასტურებს დიატომის არსებობის შეუძლებლობას

მოლეკულები. ცნობილია, რომ კეთილშობილი აირები არსებობს მონაატომური მოლეკულების სახით. მოლეკულური ორბიტალების ელექტრონებით დასახლების იგივე წესების გამოყენება, როგორც

იზოლირებულ ატომებში ატომური ორბიტალების შევსებით (პაულის პრინციპი, მინიმალური ენერგიის პრინციპი და ჰუნდის წესი)) შეიძლება განისაზღვროს დიატომური მოლეკულების ელექტრონული სტრუქტურა, მაგალითად N2 და O2.

მოდით დავწეროთ ატომების ელექტრონული კონფიგურაციები საწყის მდგომარეობაში:

			ან .
			ან .
N2 და O2 მოლეკულების ელექტრონული კონფიგურაციები შეიძლება ჩაიწეროს შემდეგნაირად
		N + N → N2

O2 : O +O → O2

ნახ. სურათი 8 გვიჩვენებს ჟანგბადის მოლეკულის წარმოქმნის ენერგეტიკულ დიაგრამას.

სურ.8. ჟანგბადის მოლეკულის ენერგეტიკული დიაგრამა

O2 მოლეკულაში ორი ელექტრონი პარალელური სპინებით მთავრდება ორზე

გადაგვარებული (იგივე ენერგიით) * -ანტიბოდული მოლეკულური ორბიტალები. დაუწყვილებელი ელექტრონების არსებობა განსაზღვრავს ჟანგბადის მოლეკულის პარამაგნიტურ თვისებებს, რაც განსაკუთრებით შესამჩნევი ხდება, თუ ჟანგბადი გაცივდება თხევად მდგომარეობაში.

პარამაგნიტურ მოლეკულებს აქვთ საკუთარი მაგნიტური მომენტი მუხტების შიდა მოძრაობის გამო. გარე მაგნიტური ველის არარსებობის შემთხვევაში, მოლეკულების მაგნიტური მომენტები შემთხვევით არის ორიენტირებული, ამიტომ მათ გამო წარმოქმნილი მაგნიტური ველი ნულის ტოლია. ნივთიერების ჯამური მაგნიტური მომენტი ასევე ნულის ტოლია.

თუ ნივთიერება მოთავსებულია გარე მაგნიტურ ველში, მაშინ მისი გავლენით მოლეკულების მაგნიტური მომენტები იძენენ უპირატეს ორიენტაციას ერთი მიმართულებით, ხოლო ნივთიერება მაგნიტიზებულია - მისი მთლიანი მაგნიტური მომენტი ხდება ნულოვანი.

დიამაგნიტურ მოლეკულებს არ აქვთ საკუთარი მაგნიტური მომენტები და მაგნიტურ ველში შეყვანისას სუსტად მაგნიტიზდებიან.

პარამაგნიტური არის ყველა ნივთიერება, რომელიც შედგება ქიმიური ნაწილაკებისგან, ელექტრონების უცნაური რაოდენობით, მაგალითად, NO მოლეკულა, მოლეკულური იონები N2 +, N2 - და ა.შ.

ნივთიერებების უმეტესობას, რომელთა მოლეკულები შეიცავს ელექტრონების ლუწი რაოდენობას, აქვს დიამაგნიტური თვისებები(N2, CO).

ლუწი რაოდენობის ელექტრონების შემცველი ჟანგბადისა და ბორის მოლეკულების პარამაგნიტური თვისებების ახსნა მოცემულია MMO-ს საფუძველზე. O2 მოლეკულას აქვს ორი დაუწყვილებელი ელექტრონი *-შემაკავშირებელ მოლეკულურ ორბიტალებში, B2 მოლეკულას აქვს ორი დაუწყვილებელი ელექტრონი *-შემაკავშირებელ მოლეკულურ ორბიტალებში (იხ. ცხრილი 1).

ქიმიურ სახეობებს, რომლებსაც აქვთ დაუწყვილებელი ელექტრონები თავიანთ გარე ორბიტალებში, უწოდებენ თავისუფალ რადიკალებს. მათ აქვთ პარამაგნიტურობა და მაღალი რეაქტიულობა. არაორგანული რადიკალები ლოკალიზებული დაუწყვილებელი ელექტრონებით, მაგალითად (.H), (.NH2), ჩვეულებრივ ხანმოკლეა. ისინი წარმოიქმნება ფოტოლიზის დროს,

რადიოლიზი, პიროლიზი, ელექტროლიზი. დაბალი ტემპერატურა გამოიყენება მათი სტაბილიზაციისთვის. ხანმოკლე რადიკალები შუალედური ნაწილაკებია მრავალ რეაქციაში, განსაკუთრებით ჯაჭვურ და კატალიზურში.

ბმის წესრიგი N2 მოლეკულაში, რომელსაც აქვს ექვსი ელექტრონის ჭარბი რაოდენობა

ქიმიური ბმის რიგის ცნება MO მეთოდში ემთხვევა BC მეთოდის ბმის სიმრავლის კონცეფციას (O2 - ორმაგი ბმა, N2 - სამმაგი ბმა). ობლიგაციების რიგის სიდიდე გავლენას ახდენს კავშირის სიძლიერეზე. რაც უფრო მაღალია კავშირის რიგი, მით მეტია კავშირის ენერგია და უფრო მოკლეა მისი სიგრძე.

მაგიდაზე სურათი 1 გვიჩვენებს პირველი და მეორე პერიოდის ჰომობირთვული მოლეკულების ელექტრონულ კონფიგურაციას და შემაკავშირებელ მახასიათებლებს. როგორც ცხრილიდან ჩანს, B2 - C2 - N2 სერიებში ბმის რიგის გაზრდით ენერგია იზრდება და ბმის სიგრძე მცირდება.

ცხრილი 1. პირველი და მეორე პერიოდის მოლეკულების ელექტრონული კონფიგურაციები და ზოგიერთი თვისება

							მაგნიტური
	მოლეკულა	ელექტრონული კონფიგურაცია			გათიშვა,
							თვისებები
		[(σ1s )2 ]					დიამაგნიტური
		[(σ1s)2 (σ*1ს)2]			მოლეკულა არ არსებობს
							დიამაგნიტური
					მოლეკულა არ არსებობს
							პარამაგნიტური
							დიამაგნიტური
						დიამაგნიტური

ML მეთოდი საშუალებას აძლევს არა მთელი რიცხვის საკომუნიკაციო ბრძანების მნიშვნელობებს. ეს ხდება მოლეკულურ იონებში, მაგალითად, მოლეკულურ იონში H2 +, რომლისთვისაც n = 0.5.

წესრიგის, ენერგიისა და კავშირის სიგრძის ცვლილებების კანონზომიერება შეიძლება გამოვლინდეს ჟანგბადის მოლეკულისა და მოლეკულური იონების მაგალითების გამოყენებით.

ჟანგბადის მოლეკულის ელექტრონული კონფიგურაცია და კავშირის რიგი მოცემულია ცხრილში. 1. მოლეკულური ჟანგბადის იონების ელექტრონული კონფიგურაციები და კავშირის რიგი

მომდევნო:
O2 - -			n = 1.5.
O2 + , O2 , O2 ნაწილაკების სერიაში ბმის რიგის შემცირება - განსაზღვრავს შემცირებას
კავშირის სიმტკიცე და პოულობს ექსპერიმენტულ დადასტურებას:
O2+:	n = 2.5, E St =629 კჯ/მოლი,				d St =112 pm;
	n = 2.0, E St =494 კჯ/მოლი,				d St =121 pm;
O2 - :	n = 1.5, E St =397 კჯ/მოლი,				d St =126 pm.

ყველა ნაწილაკს აქვს დაუწყვილებელი ელექტრონები და ავლენს პარამაგნიტურ თვისებებს. მოლეკულებს, რომლებსაც აქვთ იგივე რაოდენობის ვალენტური ელექტრონები, ეწოდებათ

იზოელექტრონულინაწილაკები. მათ შორისაა CO და N2 მოლეკულები, რომლებსაც სულ 14 ელექტრონი აქვთ; მოლეკულური იონი N2+ და CN მოლეკულა, რომელსაც აქვს 13 ელექტრონი. IMO ანიჭებს იგივე შევსების ბრძანებას იზოელექტრონულ ნაწილაკებს

მოლეკულური ორბიტალების ელექტრონები, იგივე ბმის რიგი, რაც ხსნის მოლეკულების ფიზიკური თვისებების მსგავსებას.

როდესაც წარმოიქმნება AB ტიპის ჰეტერონუკლეური მოლეკულა, ორი განსხვავებული ატომის ორბიტალების ერთობლიობა, რაც იწვევს მოლეკულის წარმოქმნას, შესაძლებელია მხოლოდ მაშინ, როდესაც ელექტრონების ენერგიები ახლოსაა, ხოლო მაღალი ელექტრონეგატიურობის მქონე ატომის ორბიტალები ყოველთვის უფრო დაბალია. ენერგეტიკულ დიაგრამაზე.

ნახ. სურათი 9 გვიჩვენებს ენერგიის დიაგრამას CO მოლეკულის ფორმირებისთვის.

ჟანგბადის ატომის ოთხი 2p ელექტრონი და ნახშირბადის ატომის ორი 2p ელექტრონი მიდიან π - და σ - MOs შემაკავშირებელთან. შემაერთებელი ატომების 2p ელექტრონების ენერგია არ არის იგივე: ჟანგბადის ატომს აქვს უფრო მაღალი ბირთვული მუხტი და ელექტრონეგატიურობა ნახშირბადის ატომთან შედარებით, ამიტომ ჟანგბადის ატომში 2p ელექტრონები უფრო ძლიერად იზიდავს ბირთვს და მათ პოზიციებს ბირთვში. ენერგიის დიაგრამა შეესაბამება უფრო დაბალ ენერგიას ნახშირბადის ატომის 2p ორბიტალებთან შედარებით. ბმის ფორმირებაში მონაწილე ექვსივე ელექტრონი განლაგებულია სამ შემაკავშირებელ MO-ზე; შესაბამისად, ბმის სიმრავლე არის სამი, რაც ხსნის თავისუფალი აზოტისა და ნახშირბადის მონოქსიდის (II) თვისებების მნიშვნელოვან მსგავსებას (ცხრილი 2).

ბრინჯი. 9. CO მოლეკულის წარმოქმნის ენერგეტიკული სქემა

ცხრილი 2. CO და N2 მოლეკულების ზოგიერთი ფიზიკური თვისება

მოლეკულა	ტპლ, კ	ტ კიპი, კ	E St, კჯ/მოლ	d sv, pm

ქიმიური ბმების არავალენტური ტიპები

იონური ბმა.

როდესაც ურთიერთქმედება ატომების ელექტრონეგატიურობის განსხვავება ორ ერთეულზე მეტია, ვალენტური ელექტრონების გადაადგილება იმდენად დიდია, რომ შეგვიძლია ვისაუბროთ მათ გადასვლაზე ერთი ატომიდან მეორეზე დამუხტული ნაწილაკების - კათიონებისა და ანიონების წარმოქმნით. ეს ნაწილაკები ურთიერთქმედებენ ერთმანეთთან ელექტროსტატიკის კანონების მიხედვით. ამ შემთხვევაში წარმოქმნილ კავშირს იონური ეწოდება. იონური ბმების მქონე ნაერთები მნიშვნელოვნად

ნაკლებად გავრცელებულია, ვიდრე კოვალენტური ბმის მქონე ნაერთები, ისინი დამახასიათებელია ნივთიერებებისთვის, რომლებიც ნორმალურ პირობებში არსებობენ კრისტალურ მდგომარეობაში და აქვთ იონური გამტარობა გამდნარ ან გახსნილ მდგომარეობაში. იონური ბმების ნაერთები მოიცავს, უპირველეს ყოვლისა, ტიპურ მარილებს - ტუტე ლითონის ჰალოიდებს, რომლებსაც აქვთ იონური კრისტალური ბადე. იონური მოლეკულები არსებობს მხოლოდ მაღალ ტემპერატურაზე იონური ნაერთების ორთქლებში.

იონური კავშირი, კოვალენტური კავშირისგან განსხვავებით, არამიმართულოვანია, რადგან იონები ქმნიან სფერულ სიმეტრიულ ძალის ველებს, არ აქვს გაჯერება, ვინაიდან საპირისპირო ნიშნის იონების ურთიერთქმედება ხდება სხვადასხვა მიმართულებით, დელოკალიზებულია, ვინაიდან შემაკავშირებელ რეგიონში არ შეინიშნება ელექტრონის გაზრდილი სიმკვრივე.

იონური კავშირის ელექტროსტატიკური მოდელი მის წარმოქმნას განიხილავს, როგორც საპირისპიროდ დამუხტული იონების ურთიერთქმედებას, რომელთაგან თითოეული ხასიათდება

AB მოლეკულის წარმოქმნის ენერგია შეიძლება განისაზღვროს, როგორც რამდენიმე ენერგიის ალგებრული ჯამი: Аz+ და Bz- იონების მიზიდულობის ენერგია, იონების მოგერიების ენერგია, B ატომის ელექტრონების კავშირის ენერგია და ატომის იონიზაციის ენერგია. ა.

იონები მოლეკულაში, n - ითვალისწინებს მომგვრელი ენერგიის წილს, რომელიც, როგორც წესი, მიზიდულობის ენერგიის 10%-ია, E B - B ატომის ელექტრონებთან კავშირის ენერგია, I A - A ატომის იონიზაციის ენერგია.

აირისებრი KCl მოლეკულისთვის, ენერგია E AB გამოითვალა პოლარიზაციის გათვალისწინების გარეშე.

იონები: d = 2,67·10-10 eV, E Cl = 3,61 eV, I K = 4,34 eV და შებოჭვის ენერგია უდრის E შებოჭვის = -E AB = 4,06 eV ~ 391 kJ..

KCl მოლეკულის ექსპერიმენტულად განსაზღვრული იონიზაციის ენერგია არის 422 კჯ/მოლი.

აირებში, სითხეებსა და კრისტალებში, თითოეული იონი მიდრეკილია გარშემორტყმულიყო საპირისპირო მუხტის მქონე იონების უდიდესი რაოდენობით.

იონების მდებარეობა სივრცეში განისაზღვრება მათი რადიუსების თანაფარდობით. თუ კათიონის რადიუსის შეფარდება ანიონის რადიუსთან არის ფარგლებში

r + /r - = 0,41-0,73, შემდეგ საპირისპირო მუხტის ექვსი იონი კოორდინირებულია ცენტრალური ატომის გარშემო - კატიონი ან ანიონი. ამ კოორდინაციას ოქტაედრული ეწოდება და კრისტალური გისოსის ტიპი არის NaCl ტიპის.

თუ კათიონის რადიუსის შეფარდება ანიონის რადიუსთან არის ფარგლებში

r + /r - = 0,73-1,37, შემდეგ საპირისპირო მუხტის რვა იონი კოორდინირებულია ცენტრალური ატომის გარშემო - კატიონი ან ანიონი. ამ კოორდინაციას ეწოდება კუბური, ხოლო კრისტალური გისოსის ტიპი მითითებულია, როგორც CsCl ტიპი.

როდესაც იონები ერთმანეთს უახლოვდებიან, მათი სფერული ელექტრონული გარსები დეფორმირდება, რაც იწვევს ელექტრული მუხტის გადაადგილებას და ნაწილაკში ინდუცირებული ელექტრული ბრუნვის გამოჩენას. ამ ფენომენს ე.წ იონის პოლარიზაცია. იონის პოლარიზაცია არის ორმხრივი პროცესი, რომელიც აერთიანებს იონების პოლარიზაციას და პოლარიზებული ეფექტიიონის ელექტრონული სტრუქტურის, მუხტისა და ზომის მიხედვით. პოლარიზება მინიმალურია ინერტული აირის კონფიგურაციის მქონე იონებისთვის (ns 2 np 6), რომლებსაც ამავე დროს აქვთ უდიდესი პოლარიზებული ეფექტი. d-ელემენტის იონების მნიშვნელოვანი პოლარიზება აიხსნება დიდი რაოდენობით ვალენტური ელექტრონების არსებობით, რის შედეგადაც იზრდება ბმის კოვალენტური კომპონენტი.

პოლარიზაციის ეფექტი ხსნის ბევრ განსხვავებას ნივთიერებების თვისებებში, მაგალითად, ვერცხლის ქლორიდის ცუდი ხსნადობა წყალში ტუტე ქლორიდებთან შედარებით.

ლითონები, დნობის ტემპერატურის განსხვავებები, მაგალითად, Tm, AgCl = 4550 C, Tm, NaCl = 8010 C. იონების ელექტრონული კონფიგურაციები: Ag+ - 4d 10 5s 0; Na+ - 3s 0 .

Ag+ იონის ნაკლებად სიმეტრიული ელექტრონული კონფიგურაცია 4d 10 ელექტრონების არსებობის გამო იწვევს მის უფრო ძლიერ პოლარიზაციას, რაც იწვევს გამოჩენას.

ბმის მიმართულების კოვალენტური კომპონენტი NaCl-თან შედარებით, რომელშიც ბმის იონურობის ხარისხი უფრო მაღალია.

ლითონის კავშირი.

ლითონების ყველაზე მნიშვნელოვანი თვისებაა მაღალი ელექტრული გამტარობა, რომელიც მცირდება ტემპერატურის მატებასთან ერთად. ლითონის ატომები განსხვავდებიან სხვა ელემენტების ატომებისგან იმით, რომ ისინი შედარებით სუსტად იკავებენ გარე ელექტრონებს. ამიტომ, ლითონის კრისტალურ ბადეში ეს ელექტრონები ტოვებენ თავიანთ ატომებს და აქცევენ მათ დადებითად დამუხტულ იონებად. „სოციალიზებული“ ელექტრონები მოძრაობენ კათიონებს შორის სივრცეში და აკავებენ მათ. მეტალებში ატომთაშორისი მანძილი უფრო მეტია, ვიდრე მათ ნაერთებში კოვალენტური ბმებით. ასეთი კავშირი არსებობს არა მხოლოდ ლითონის კრისტალებში, არამედ მათ დნობაში და ამორფულ მდგომარეობაში. მას ეძახიან

მეტალიკი, განსაზღვრავს ლითონების ელექტრონულ გამტარობას.

მეტალში ელექტრონები შემთხვევით გადაადგილდებიან ერთი ატომიდან მეორეში და წარმოქმნიან ელექტრონულ გაზს. დადებითად დამუხტული ლითონის იონები მხოლოდ ოდნავ ვიბრირებენ თავიანთი პოზიციის ირგვლივ ბროლის ბადეში; როდესაც ლითონი თბება, კათიონების ვიბრაცია ძლიერდება და ლითონის ელექტრული წინააღმდეგობა იზრდება. თავისუფალი ელექტრონების არსებობის გამო, რომლებიც არ არის დაკავშირებული გარკვეულ ატომებთან, ლითონები ელექტრული დენის და სითბოს კარგი გამტარები არიან.

ლითონების ისეთი ფიზიკური თვისებები, როგორიცაა მაღალი თერმული და ელექტრული გამტარობა, პლასტიურობა და ელასტიურობა, მეტალის სიკაშკაშე შეიძლება აიხსნას ელექტრონის გაზის კონცეფციის საფუძველზე.მეტალიური ბმა საკმაოდ ძლიერია, ვინაიდან მეტალების უმეტესობას აქვს მაღალი დნობის წერტილი.

მეტალის ბმის უფრო მკაცრი ინტერპრეტაცია გვაძლევს საშუალებას მოლეკულური ორბიტალური მეთოდი. შეგახსენებთ, რომ როდესაც ორი ატომური ორბიტალი ურთიერთქმედებს, წარმოიქმნება ორი მოლეკულური ორბიტალი: შემაკავშირებელი და ანტიბმა. ენერგიის დონე ორად იყოფა. თუ ოთხი ლითონის ატომი ერთდროულად ურთიერთქმედებს, იქმნება ოთხი მოლეკულური ორბიტალი. კრისტალში შემავალი N ნაწილაკების ერთდროული ურთიერთქმედებით წარმოიქმნება N მოლეკულური ორბიტალები და N-ის ღირებულებამ შეიძლება მიაღწიოს უზარმაზარ მნიშვნელობებს, რიცხვთან შესადარებელი.

ავოგადრო (6 1023). იმავე ქვედონის ატომური ორბიტალებით წარმოქმნილი მოლეკულური ორბიტალები იმდენად ახლოსაა, რომ ისინი პრაქტიკულად ერწყმის ერთმანეთს და ქმნიან გარკვეულ

ენერგეტიკული ზონა (სურ. 10).

ბრინჯი. 10. კრისტალში ენერგეტიკული ზონის წარმოქმნა

განვიხილოთ ენერგიის ზოლების ფორმირება მეტალის ნატრიუმის მაგალითის გამოყენებით,

ჩვენ უკვე ვიცით, რომ ატომებში ელექტრონები არიან დაშვებულ ენერგეტიკულ მდგომარეობებში - ატომურ ორბიტალებში (AO). ანალოგიურად, ელექტრონები მოლეკულებში არსებობს დაშვებულ ენერგეტიკულ მდგომარეობებში - მოლეკულური ორბიტალი (MO).

მოლეკულური ორბიტალისტრუქტურა გაცილებით რთულია ვიდრე ატომური ორბიტალი. აქ არის რამდენიმე წესი, რომლებიც ხელმძღვანელობენ სს MO-ს აგებისას:

• ატომური ორბიტალების სიმრავლიდან MO-ების შედგენისას მიიღება MO-ების იგივე რაოდენობა, რამდენიც არის AO-ები ამ კომპლექტში.
• რამდენიმე AO-დან მიღებული MO-ების საშუალო ენერგია დაახლოებით უდრის (მაგრამ შეიძლება იყოს მეტი ან ნაკლები), აღებული AO-ების საშუალო ენერგია.
• MO ემორჩილება პაულის გამორიცხვის პრინციპს: თითოეულ MO არ შეიძლება ჰქონდეს ორზე მეტი ელექტრონი, რომლებსაც უნდა ჰქონდეთ საპირისპირო სპინები.
• AO-ები, რომლებსაც აქვთ შესადარებელი ენერგია, კომბინირებულია ყველაზე ეფექტურად.
• ეფექტურობა, რომლითაც ორი ატომური ორბიტალი არის გაერთიანებული, პროპორციულია მათი ერთმანეთთან გადახურვისა.
• როდესაც MO წარმოიქმნება, როდესაც ორი არაეკვივალენტური AO-ის გადახურვა ხდება, შემაკავშირებელი MO შეიცავს უფრო დიდ წვლილს ყველაზე დაბალი ენერგიის მქონე AO-სგან, ხოლო ანტიბმატური ორბიტალი შეიცავს უფრო დიდ წვლილს უმაღლესი ენერგიის მქონე AO-სგან.

მოდით გავაცნოთ კონცეფცია კომუნიკაციის წესრიგი. დიატომურ მოლეკულებში ბმის რიგი გვიჩვენებს, თუ რამდენად აღემატება შემაკავშირებელ ელექტრონული წყვილების რაოდენობას ანტიბმატური ელექტრონული წყვილების რაოდენობას:

ახლა მოდით შევხედოთ მაგალითს, თუ როგორ შეიძლება ამ წესების გამოყენება.

პირველი პერიოდის ელემენტების მოლეკულური ორბიტალური დიაგრამები

დავიწყოთ იმით წყალბადის მოლეკულის ფორმირებაწყალბადის ორი ატომისგან.

ურთიერთქმედების შედეგად 1s ორბიტალებიწყალბადის თითოეული ატომი ქმნის ორ მოლეკულურ ორბიტალს. ურთიერთქმედების დროს, როდესაც ელექტრონის სიმკვრივე კონცენტრირებულია ბირთვებს შორის სივრცეში, შემაკავშირებელი სიგმა ორბიტალი(σ). ამ კომბინაციას აქვს უფრო დაბალი ენერგია, ვიდრე ორიგინალური ატომები. ურთიერთქმედების დროს, როდესაც ელექტრონის სიმკვრივე კონცენტრირებულია ბირთვთაშორის რეგიონის გარეთ, ანტიბონგური სიგმა ორბიტალი(σ *). ამ კომბინაციას აქვს უფრო მაღალი ენერგია, ვიდრე ორიგინალური ატომები.

წყალბადის და ჰელიუმის მოლეკულების MO დიაგრამები

ელექტრონების მიხედვით პაულის პრინციპი, ჯერ უმცირესი ენერგიის ორბიტალს იკავებს, σ ორბიტალს.

ახლა განვიხილოთ He 2 მოლეკულის ფორმირება, როდესაც ჰელიუმის ორი ატომი ერთმანეთს უახლოვდება. ამ შემთხვევაში ასევე ხდება 1s ორბიტალების ურთიერთქმედება და σ * ორბიტალების წარმოქმნა, ორი ელექტრონი იკავებს შემაკავშირებელ ორბიტალს, ხოლო დანარჩენი ორი ელექტრონი იკავებს ანტიბმატური ორბიტალს. Σ * ორბიტალი დესტაბილიზებულია ისევე, როგორც σ ორბიტალი სტაბილიზირებულია, ამიტომ ორი ელექტრონი, რომლებიც იკავებს σ * ორბიტალს, ახდენს He 2 მოლეკულის დესტაბილიზაციას. მართლაც, ექსპერიმენტულად დადასტურდა, რომ He 2 მოლეკულა ძალიან არასტაბილურია.

შემდეგ განვიხილავთ Li 2 მოლეკულის ფორმირება, იმის გათვალისწინებით, რომ 1s და 2s ორბიტალები ძალიან განსხვავდებიან ენერგიით და ამიტომ მათ შორის ძლიერი ურთიერთქმედება არ არის. Li 2 მოლეკულის ენერგეტიკული დონის დიაგრამა ნაჩვენებია ქვემოთ, სადაც ელექტრონები, რომლებიც მდებარეობენ 1s შემაკავშირებელ და 1s ანტიბმაერთა ორბიტალებში, მნიშვნელოვან წვლილს არ ახდენენ შეკავშირებაში. მაშასადამე, Li 2 მოლეკულაში ქიმიური ბმის ფორმირება პასუხისმგებელია 2s ელექტრონები. ეს ეფექტი ასევე ვრცელდება სხვა მოლეკულების ფორმირებაზე, რომლებშიც შევსებული ატომური გარსი (s, p, d) ხელს არ უწყობს ქიმიური ბმა. ამრიგად, მხოლოდ ვალენტური ელექტრონები .

შედეგად, ამისთვის ტუტე ლითონები, მოლეკულური ორბიტალური დიაგრამა ჰგავს ჩვენს მიერ განხილულ Li 2 მოლეკულის დიაგრამას.

ლითიუმის მოლეკულის MO დიაგრამა

კომუნიკაციის რიგი ნ Li მოლეკულაში 2 უდრის 1-ს

მეორე პერიოდის ელემენტების მოლეკულური ორბიტალური დიაგრამები

მოდით განვიხილოთ, თუ როგორ ურთიერთქმედებს მეორე პერიოდის ორი იდენტური ატომები ერთმანეთთან s- და p-ორბიტალების სიმრავლით. თქვენ მოელოდით, რომ 2s ორბიტალები მხოლოდ ერთმანეთს დაუკავშირდნენ, ხოლო 2p ორბიტალები მხოლოდ 2p ორბიტალებს. იმიტომ რომ 2p ორბიტალებს შეუძლიათ ერთმანეთთან ურთიერთქმედება ორი განსხვავებული გზით, რათა შექმნან σ და π მოლეკულური ორბიტალები. ქვემოთ ნაჩვენები ზოგადი სქემის გამოყენებით, შეგიძლიათ დაადგინოთ მეორე პერიოდის დიატომური მოლეკულების ელექტრონული კონფიგურაციები , რომლებიც მოცემულია ცხრილში.

ამრიგად, მოლეკულის წარმოქმნა, მაგალითად, ფტორი F2სანოტო სისტემაში ატომებიდან მოლეკულური ორბიტალური თეორიაშეიძლება დაიწეროს შემდეგნაირად:

2F =F 2 [(σ 1s) 2 (σ * 1s) 2 (σ 2s) 2 (σ * 2 s) 2 (σ 2px) 2 (π 2py) 2 (π 2pz) 2 (π * 2py) 2 ( π * 2pz) 2].

იმიტომ რომ ვინაიდან 1s ღრუბლების გადახურვა უმნიშვნელოა, ელექტრონების მონაწილეობა ამ ორბიტალებში შეიძლება უგულებელყოფილი იყოს. შემდეგ ფტორის მოლეკულის ელექტრონული კონფიგურაცია იქნება:

F2,

სადაც K არის K- ფენის ელექტრონული კონფიგურაცია.

პერიოდის 2 ელემენტების დიატომური მოლეკულების MO დიაგრამები

პოლარული დიატომიური მოლეკულების მოლეკულური ორბიტალები

დოქტრინა MOსაშუალებას გვაძლევს ავხსნათ განათლება დიატომიური ჰეტერონუკლეარული მოლეკულები. თუ მოლეკულაში ატომები არც თუ ისე განსხვავდება ერთმანეთისგან (მაგალითად, NO, CO, CN), მაშინ შეგიძლიათ გამოიყენოთ ზემოთ მოცემული დიაგრამა 2 პერიოდის ელემენტებისთვის.

თუ მნიშვნელოვანი განსხვავებებია ატომებს შორის, რომლებიც ქმნიან მოლეკულას, დიაგრამა იცვლება. განვიხილოთ HF მოლეკულა, რომელშიც ატომები ძლიერ განსხვავდებიან ელექტრონეგატიურობით.

წყალბადის ატომის 1s ორბიტალის ენერგია უფრო მაღალია, ვიდრე ფტორის ვალენტური ორბიტალებიდან ყველაზე მაღალი - 2p ორბიტალი. წყალბადის ატომის 1s ორბიტალისა და ფტორის 2p ორბიტალის ურთიერთქმედება იწვევს წარმოქმნას შემაკავშირებელი და ანტიბმატური ორბიტალები, როგორც ეს სურათზეა ნაჩვენები. HF მოლეკულის შემაკავშირებელ ორბიტალში მდებარე ელექტრონების წყვილი იქმნება პოლარული კოვალენტური ბმა.

შემაკავშირებელი ორბიტალისთვის HF მოლეკულა, ფტორის ატომის 2p ორბიტალი უფრო მნიშვნელოვან როლს ასრულებს, ვიდრე წყალბადის ატომის 1s ორბიტალი.

ანტიბონგული ორბიტალისთვის HF მოლეკულები საპირისპიროა: წყალბადის ატომის 1s ორბიტალი უფრო მნიშვნელოვან როლს ასრულებს, ვიდრე ფტორის ატომის 2p ორბიტალი.

კატეგორიები,

3.4. მოლეკულური ორბიტალური მეთოდი

მოლეკულური ორბიტალის (MO) მეთოდი ყველაზე თვალსაჩინოა ატომური ორბიტალების ხაზოვანი კომბინაციის მის გრაფიკულ მოდელში (LCAO). MO LCAO მეთოდი ეფუძნება შემდეგ წესებს.

1. როდესაც ატომები უახლოვდებიან ქიმიურ ბმათა მანძილს, მოლეკულური ორბიტალები (AO) წარმოიქმნება ატომური ორბიტალებისგან.

2. მიღებული მოლეკულური ორბიტალების რაოდენობა უდრის საწყისი ატომური ორბიტალების რაოდენობას.

3. ატომური ორბიტალები, რომლებიც ენერგეტიკით ახლოს არიან, გადაფარავს. ორი ატომური ორბიტალის გადახურვის შედეგად წარმოიქმნება ორი მოლეკულური ორბიტალი. ერთ-ერთ მათგანს თავდაპირველ ატომებთან შედარებით ნაკლები ენერგია აქვს და ე.წ დამაკავშირებელი , ხოლო მეორე მოლეკულურ ორბიტალს უფრო მეტი ენერგია აქვს ვიდრე თავდაპირველ ატომურ ორბიტალებს და ე.წ შესუსტება .

4. ატომური ორბიტალების გადაფარვისას შესაძლებელია წარმოიქმნას როგორც -ბმა (ქიმიური ბმის ღერძის გასწვრივ გადახურვა) და -ბმა (ქიმიური ბმის ღერძის ორივე მხარეს გადახურვა).

5. მოლეკულურ ორბიტალს, რომელიც არ მონაწილეობს ქიმიური ბმის წარმოქმნაში, ეწოდება არასავალდებულო . მისი ენერგია ორიგინალური AO-ს ენერგიის ტოლია.

6. ერთი მოლეკულური ორბიტალი (ისევე როგორც ატომური ორბიტალი) შეიძლება შეიცავდეს არაუმეტეს ორი ელექტრონისა.

7. ელექტრონები იკავებენ მოლეკულურ ორბიტალს ყველაზე დაბალი ენერგიით (უმცირესი ენერგიის პრინციპი).

8. გადაგვარებული (იგივე ენერგიით) ორბიტალების ავსება თანმიმდევრულად ხდება, თითოეულ მათგანს თითო ელექტრონი.

გამოვიყენოთ MO LCAO მეთოდი და გავაანალიზოთ წყალბადის მოლეკულის სტრუქტურა. გამოვსახოთ ორიგინალური წყალბადის ატომების ატომური ორბიტალების ენერგეტიკული დონეები ორ პარალელურ დიაგრამაზე (ნახ. 3.5).

ჩანს, რომ არის ენერგიის მომატება შეუზღუდავ ატომებთან შედარებით. ორივე ელექტრონმა შეამცირა თავისი ენერგია, რომელიც შეესაბამება ვალენტობის ერთეულს ვალენტური კავშირის მეთოდით (ბმა წარმოიქმნება ელექტრონების წყვილით).
LCAO MO მეთოდი შესაძლებელს ხდის ნათლად ახსნას იონების და ფორმირების წარმოქმნა, რაც იწვევს სირთულეებს ვალენტური კავშირის მეთოდში. H ატომის ერთი ელექტრონი გადადის კათიონის შემაკავშირებელ მოლეკულურ ორბიტალში ენერგიის მომატებით (ნახ. 3.7).

ანიონში სამი ელექტრონი უნდა მოთავსდეს ორ მოლეკულურ ორბიტალში (ნახ. 3.8).

თუ ორი ელექტრონი, შემაკავშირებელ ორბიტალში ჩასვლის შემდეგ, იძლევა ენერგიას, მაშინ მესამე ელექტრონმა უნდა გაზარდოს ენერგია. თუმცა, ორი ელექტრონის მიერ მიღებული ენერგია უფრო მეტია, ვიდრე ერთის მიერ დაკარგული ენერგია. ასეთი ნაწილაკი შეიძლება არსებობდეს.
ცნობილია, რომ ტუტე ლითონები აირისებრ მდგომარეობაში არსებობენ დიატომური მოლეკულების სახით. შევეცადოთ გადავამოწმოთ Li 2 მოლეკულის არსებობის შესაძლებლობა LCAO MO მეთოდით. ორიგინალური ლითიუმის ატომი შეიცავს ელექტრონებს ორ ენერგეტიკულ დონეზე - პირველ და მეორეში (1 სდა 2 ს) (ნახ. 3.9).

იდენტური გადახურვა 1 ს-ლითიუმის ატომების ორბიტალები მიიღებენ ორ მოლეკულურ ორბიტალს (შემაკავშირებელ და ანტიბონგულ ორბიტალს), რომლებიც მინიმალური ენერგიის პრინციპის მიხედვით, მთლიანად დაიკავებს ოთხ ელექტრონს. ორი ელექტრონის შემაკავშირებელ ორბიტალზე გადასვლის შედეგად მიღებული ენერგიის მომატება ვერ ახერხებს მისი დანაკარგების კომპენსირებას, როდესაც ორი სხვა ელექტრონი გადადის ანტიშეკავშირებულ მოლეკულურ ორბიტალზე. სწორედ ამიტომ, მხოლოდ გარე (ვალენტური) ელექტრონული ფენის ელექტრონები ხელს უწყობენ ლითიუმის ატომებს შორის ქიმიური კავშირის წარმოქმნას.
Valence 2 გადახურვა ს-ლითიუმის ატომების ორბიტალებიც გამოიწვევს ერთის წარმოქმნას
- შემაკავშირებელი და ერთი ანტიბმატური მოლეკულური ორბიტალი. ორი გარე ელექტრონი დაიკავებს შემაკავშირებელ ორბიტალს, რაც უზრუნველყოფს ენერგიის წმინდა მომატებას (შეკავშირების ფაქტორი 1).
LCAO MO მეთოდის გამოყენებით განვიხილავთ He 2 მოლეკულის წარმოქმნის შესაძლებლობას (ნახ. 3.10).

ამ შემთხვევაში, ორი ელექტრონი დაიკავებს შემაკავშირებელ მოლეკულურ ორბიტალს, ხოლო დანარჩენი ორი დაიკავებს ანტიბმაკავშირის ორბიტალს. ელექტრონებით ორი ორბიტალის ასეთი პოპულაცია არ მოიტანს ენერგიას. ამიტომ, He 2 მოლეკულა არ არსებობს.
LCAO MO მეთოდის გამოყენებით, ადვილია ჟანგბადის მოლეკულის პარამაგნიტური თვისებების დემონსტრირება. იმისათვის, რომ არ მოხდეს ფიგურა, ჩვენ არ განვიხილავთ გადახურვას 1 ს-პირველი (შიდა) ელექტრონული შრის ჟანგბადის ატომების ორბიტალები. გავითვალისწინოთ რომ გვ-მეორე (გარე) ელექტრონული შრის ორბიტალები შეიძლება გადაფარონ ორი გზით. ერთ-ერთი მათგანი გადაფარავს მსგავსს და წარმოქმნის ბმას (ნახ. 3.11).

ორი სხვა გვ-AO გადაფარავს ღერძის ორივე მხარეს xორი -ბმის წარმოქმნით (სურ. 3.12).

შექმნილი მოლეკულური ორბიტალების ენერგიები შეიძლება განისაზღვროს ულტრაიისფერი რეგიონის ნივთიერებების შთანთქმის სპექტრიდან. ამრიგად, გადახურვის შედეგად წარმოქმნილი ჟანგბადის მოლეკულის მოლეკულურ ორბიტალებს შორის გვ-AO, ორ-ბმა დეგენერაციულ (იგივე ენერგიით) ორბიტალებს აქვთ უფრო დაბალი ენერგია ვიდრე -შემაკავშირებელ ორბიტალს, თუმცა, ისევე როგორც *-ანტიბოდინგ ორბიტალებს, მათ აქვთ უფრო დაბალი ენერგია *-ანტიბონგორულ ორბიტალთან შედარებით (ნახ. 3.13).

O 2 მოლეკულაში ორი ელექტრონი პარალელური სპინებით აღმოჩნდება ორ დეგენერაციულ (იგივე ენერგიით) *-ანტიმოლეკულურ ორბიტალში. ეს არის დაუწყვილებელი ელექტრონების არსებობა, რომელიც განსაზღვრავს ჟანგბადის მოლეკულის პარამაგნიტურ თვისებებს, რაც შესამჩნევი გახდება, თუ ჟანგბადი გაცივდება თხევად მდგომარეობაში.
დიატომურ მოლეკულებს შორის ერთ-ერთი ყველაზე ძლიერია CO მოლეკულა. MO LCAO მეთოდი მარტივად ხსნის ამ ფაქტს (ნახ. 3.14, იხილეთ გვ. 18).

გადახურვის შედეგი გვ-O და C ატომების ორბიტალი არის ორი დეგენერატის წარმოქმნა
-შემაკავშირებელი და ერთ-შემაკავშირებელი ორბიტალი. ეს მოლეკულური ორბიტალები დაიკავებს ექვს ელექტრონს. მაშასადამე, კავშირის სიმრავლე არის სამი.
LCAO MO მეთოდის გამოყენება შესაძლებელია არა მხოლოდ დიატომური მოლეკულებისთვის, არამედ პოლიატომური მოლეკულებისთვისაც. განვიხილოთ, როგორც მაგალითი, ამ მეთოდის ფარგლებში, ამიაკის მოლეკულის სტრუქტურა (სურ. 3.15).

ვინაიდან წყალბადის სამ ატომს აქვს მხოლოდ სამი 1 ს-ორბიტალები, მაშინ წარმოქმნილი მოლეკულური ორბიტალების საერთო რაოდენობა ექვსს უდრის (სამი შემაკავშირებელი და სამი ანტიბმა). აზოტის ატომის ორი ელექტრონი აღმოჩნდება არაშემაკავშირებელ მოლეკულურ ორბიტალში (მარტოხელა ელექტრონული წყვილი).

3.5. მოლეკულების გეომეტრიული ფორმები

როდესაც ისინი საუბრობენ მოლეკულების ფორმებზე, ისინი პირველ რიგში გულისხმობენ ატომების ბირთვების ფარდობით განლაგებას სივრცეში. აზრი აქვს მოლეკულის ფორმაზე ლაპარაკს, როდესაც მოლეკულა შედგება სამი ან მეტი ატომისგან (ორი ბირთვი ყოველთვის ერთსა და იმავე სწორ ხაზზეა). მოლეკულების ფორმა განისაზღვრება ვალენტური (გარე) ელექტრონული წყვილების მოგერიების თეორიის საფუძველზე. ამ თეორიის მიხედვით, მოლეკულა ყოველთვის მიიღებს ისეთ ფორმას, რომელშიც გარე ელექტრონული წყვილების მოგერიება მინიმალურია (მინიმალური ენერგიის პრინციპი). ამ შემთხვევაში აუცილებელია გავითვალისწინოთ მოგერიების თეორიის შემდეგი განცხადებები.

1. მარტოხელა ელექტრონული წყვილები განიცდიან უდიდეს მოგერიებას.
2. მოგერიება მარტოხელა წყვილსა და ბმის ფორმირებაში მონაწილე წყვილს შორის რამდენადმე ნაკლებია.
3. ბმის წარმოქმნაში მონაწილე ელექტრონულ წყვილებს შორის ყველაზე ნაკლები მოგერიება. მაგრამ ესეც არ არის საკმარისი იმისათვის, რომ ატომების ბირთვები, რომლებიც მონაწილეობენ ქიმიური ბმების ფორმირებაში, მაქსიმალური კუთხით გამოეყოთ.

მაგალითად, განვიხილოთ მეორე პერიოდის ელემენტების წყალბადის ნაერთების ფორმები: BeH 2, BH 3, CH 4, C 2 H 4, C 2 H 2, NH 3, H 2 O.
დავიწყოთ BeH 2 მოლეკულის ფორმის განსაზღვრით. მოდით გამოვსახოთ მისი ელექტრონული ფორმულა:

საიდანაც ირკვევა, რომ მოლეკულაში არ არის ელექტრონების მარტოხელა წყვილი. შესაბამისად, ატომების დამაკავშირებელი ელექტრონული წყვილებისთვის შესაძლებელია იმ მაქსიმალურ მანძილზე გადაადგილება, რომლითაც სამივე ატომი ერთსა და იმავე სწორ ხაზზეა, ე.ი. კუთხე HBeH არის 180°.
BH 3 მოლეკულა შედგება ოთხი ატომისგან. მისი ელექტრონული ფორმულის მიხედვით, ის არ შეიცავს ელექტრონების ცალკეულ წყვილებს:

მოლეკულა მიიღებს ფორმას, რომელშიც მანძილი ყველა ბმას შორის მაქსიმალურია და მათ შორის კუთხე 120°. ოთხივე ატომი ერთ სიბრტყეში იქნება - მოლეკულა ბრტყელია:

მეთანის მოლეკულის ელექტრონული ფორმულა ასეთია:

მოცემული მოლეკულის ყველა ატომი არ შეიძლება იყოს იმავე სიბრტყეში. ამ შემთხვევაში, ბმებს შორის კუთხე იქნება 90°. არსებობს ატომების უფრო ოპტიმალური (ენერგეტიკული თვალსაზრისით) განლაგება - ტეტრაედრული. ბმებს შორის კუთხე ამ შემთხვევაში არის 109°28 ინჩი.
ეთენის ელექტრონული ფორმულა არის:

ბუნებრივია, ქიმიურ ბმებს შორის ყველა კუთხე იღებს მაქსიმალურ მნიშვნელობას 120°.
აშკარაა, რომ აცეტილენის მოლეკულაში ყველა ატომი უნდა იყოს ერთსა და იმავე სწორ ხაზზე:

H:C:::C:H.

განსხვავება ამიაკის მოლეკულას NH 3-სა და მის ყველა წინამორბედს შორის არის მასში აზოტის ატომზე ელექტრონების მარტოხელა წყვილის არსებობა:

როგორც უკვე აღვნიშნეთ, ბმის ფორმირებაში ჩართული ელექტრონული წყვილები უფრო ძლიერად იხრება მარტოხელა ელექტრონული წყვილისგან. მარტოხელა წყვილი სიმეტრიულად მდებარეობს ამიაკის მოლეკულაში წყალბადის ატომებთან შედარებით:

HNH კუთხე უფრო მცირეა ვიდრე HCH კუთხე მეთანის მოლეკულაში (ელექტრონის ძლიერი მოგერიების გამო).
წყლის მოლეკულაში უკვე არის ორი მარტოხელა წყვილი:

ეს გამოწვეულია მოლეკულის კუთხოვანი ფორმის გამო:

მარტოხელა ელექტრონული წყვილების უფრო ძლიერი მოგერიების შედეგად, HOH კუთხე კიდევ უფრო მცირეა ვიდრე HNH კუთხე ამიაკის მოლეკულაში.
მოცემული მაგალითები საკმაოდ ნათლად ასახავს ვალენტურ ელექტრონთა წყვილების მოგერიების თეორიის შესაძლებლობებს. ეს შედარებით მარტივს ხდის მრავალი არაორგანული და ორგანული მოლეკულის ფორმის პროგნოზირებას.

3.6. Სავარჯიშოები

1 . რა სახის ობლიგაციები შეიძლება კლასიფიცირდეს ქიმიურად?
2. რა ორი ძირითადი მიდგომა იცით ქიმიური კავშირის განხილვისას? რა განსხვავებაა მათ შორის?
3. განსაზღვრეთ ვალენტობა და ჟანგვის მდგომარეობა.
4. რა განსხვავებაა მარტივ კოვალენტურ, დონორ-მიმღები, დატივის, ლითონისა და იონური ბმებს შორის?
5. როგორ არის კლასიფიცირებული ინტერმოლეკულური ბმები?
6. რა არის ელექტრონეგატიურობა? რა მონაცემებიდან გამოითვლება ელექტრონეგატიურობა? რა საშუალებას გვაძლევს ვიმსჯელოთ ატომების ელექტროუარყოფითობა, რომლებიც ქმნიან ქიმიურ ბმას? როგორ იცვლება ელემენტების ატომების ელექტრონეგატიურობა D.I. მენდელეევის პერიოდულ სისტემაში ზემოდან ქვემოდან და მარცხნიდან მარჯვნივ გადაადგილებისას?
7. რა წესები უნდა დაიცვან LCAO MO მეთოდის გამოყენებით მოლეკულების სტრუქტურის განხილვისას?
8. ვალენტური კავშირის მეთოდის გამოყენებით ახსენი ელემენტების წყალბადის ნაერთების აგებულება
მე-2 პერიოდი.
9. დისოციაციის ენერგია Cl 2 , Br 2 , I 2 მოლეკულების სერიაში მცირდება (239 კჯ/მოლი, 192 კჯ/მოლი, 149 კჯ/მოლი, შესაბამისად), მაგრამ F 2 მოლეკულის დისოციაციის ენერგია (151 კჯ/მოლი). ) მნიშვნელოვნად ნაკლებია დისოციაციის ენერგიის Cl 2 მოლეკულაზე და ცდება ზოგადი ნიმუშიდან. ახსენით მოცემული ფაქტები.
10. რატომ, ნორმალურ პირობებში, CO 2 არის აირი, და SiO 2 არის მყარი, H 2 O არის თხევადი,
და H 2 S არის გაზი? შეეცადეთ აგიხსნათ ნივთიერებების აგრეგაციის მდგომარეობა.
11. LCAO MO მეთოდის გამოყენებით ახსენით ქიმიური ბმების გაჩენა და მახასიათებლები მოლეკულებში B 2, C 2, N 2, F 2, LiH, CH 4.
12. ვალენტური ელექტრონული წყვილების მოგერიების თეორიის გამოყენებით დაადგინეთ მე-2 პერიოდის ელემენტების ჟანგბადის ნაერთების მოლეკულების ფორმები.

მოლეკულური ორბიტალური მეთოდი ეფუძნება ვარაუდს, რომ მოლეკულაში ელექტრონები განლაგებულია მოლეკულურ ორბიტალებში, იზოლირებულ ატომში ატომური ორბიტალების მსგავსი. თითოეული მოლეკულური ორბიტალი შეესაბამება მოლეკულური კვანტური რიცხვების კონკრეტულ კომპლექტს. მოლეკულური ორბიტალებისთვის პაულის პრინციპი ძალაში რჩება, ე.ი. თითოეული მოლეკულური ორბიტალი შეიძლება შეიცავდეს არაუმეტეს ორ ელექტრონს ანტიპარალელური სპინებით.

ზოგადად, პოლიატომურ მოლეკულაში ელექტრონული ღრუბელი ერთდროულად ეკუთვნის ყველა ატომს, ე.ი. მონაწილეობს მულტიცენტრული ქიმიური ბმების წარმოქმნაში. ამრიგად, მოლეკულაში ყველა ელექტრონი ერთდროულად მიეკუთვნება მთელ მოლეკულას და არ არის ორი შეკრული ატომის საკუთრება. აქედან გამომდინარე, მოლეკულა განიხილება როგორც ერთიანი მთლიანობა და არა ცალკეული ატომების კრებული.

მოლეკულაში, ისევე როგორც ბირთვებისა და ელექტრონების ნებისმიერ სისტემაში, ელექტრონის მდგომარეობა მოლეკულურ ორბიტალებში უნდა იყოს აღწერილი შესაბამისი ტალღური ფუნქციით. მოლეკულური ორბიტალური მეთოდის ყველაზე გავრცელებულ ვერსიაში, ელექტრონული ტალღის ფუნქციები გვხვდება წარმოდგენით მოლეკულური ორბიტალი, როგორც ატომური ორბიტალების წრფივი კომბინაცია(თავად ვერსიამ მიიღო შემოკლებული სახელი "MOLCAO").

MOLCAO მეთოდით ითვლება, რომ ტალღის ფუნქცია წ , რომელიც შეესაბამება მოლეკულურ ორბიტალს, შეიძლება წარმოდგენილი იყოს ჯამის სახით:

y = с 1 y 1 + с 2 y 2 + ¼ + с n y n

სადაც y i არის ტალღური ფუნქციები, რომლებიც ახასიათებენ ურთიერთმოქმედ ატომების ორბიტალებს;

c i არის რიცხვითი კოეფიციენტები, რომელთა დანერგვა აუცილებელია, რადგან სხვადასხვა ატომური ორბიტალების წვლილი მთლიან მოლეკულურ ორბიტალში შეიძლება განსხვავებული იყოს.

ვინაიდან ტალღის ფუნქციის კვადრატი ასახავს ატომებს შორის ურთიერთქმედების სივრცის ნებისმიერ წერტილში ელექტრონის პოვნის ალბათობას, საინტერესოა იმის გარკვევა, თუ რა ფორმა უნდა ჰქონდეს მოლეკულურ ტალღურ ფუნქციას. ამ კითხვის გადაჭრის უმარტივესი გზაა ორი იდენტური ატომის 1s ორბიტალების ტალღური ფუნქციების გაერთიანების შემთხვევაში:

y = c 1 y 1 + c 2 y 2

ვინაიდან იდენტური ატომებისთვის 1 = c 2 = c, უნდა გავითვალისწინოთ ჯამი

y = c 1 (y 1 + y 2)

მუდმივი თან მოქმედებს მხოლოდ ფუნქციის ამპლიტუდაზე, ამიტომ ორბიტალის ფორმის საპოვნელად საკმარისია გავარკვიოთ რა იქნება ჯამი y 1 და y 2 .

ორი ურთიერთმოქმედი ატომის ბირთვები რომ მოვათავსოთ ბმის სიგრძის ტოლ მანძილზე და გამოვხატოთ 1s ორბიტალების ტალღური ფუნქციები, ჩვენ შევასრულებთ მათ დამატებას. გამოდის, რომ ტალღის ფუნქციების ნიშნებიდან გამომდინარე, მათი დამატება სხვადასხვა შედეგს იძლევა. იგივე ნიშნების მქონე ფუნქციების დამატების შემთხვევაში (ნახ. 4.15, ა) მნიშვნელობები წ ბირთვულ სივრცეში მნიშვნელობებზე მეტია y 1 და y 2 . საპირისპირო შემთხვევაში (ნახ. 4.15, ბ) მთლიანი მოლეკულური ორბიტალი ხასიათდება ბირთვთაშორის სივრცეში ტალღური ფუნქციის აბსოლუტური მნიშვნელობის შემცირებით, თავდაპირველი ატომების ტალღურ ფუნქციებთან შედარებით.

y 2

y 1

ბრინჯი. 4.15. ფორმირებისას ატომური ორბიტალების დამატების სქემა

შებოჭვა (ა) და შესუსტება (ბ) MO

ვინაიდან ტალღის ფუნქციის კვადრატი ახასიათებს სივრცის შესაბამის რეგიონში ელექტრონის პოვნის ალბათობას, ე.ი. ელექტრონული ღრუბლის სიმკვრივე, ეს ნიშნავს, რომ ტალღის ფუნქციების დამატების პირველ ვერსიაში, ელექტრონული ღრუბლის სიმკვრივე ბირთვულ სივრცეში იზრდება, ხოლო მეორეში მცირდება.

ამრიგად, ტალღის ფუნქციების დამატება იგივე ნიშნებით იწვევს დადებითად დამუხტული ბირთვების მიმზიდველი ძალების გაჩენას უარყოფითად დამუხტულ ბირთვთაშორის რეგიონში და ქიმიური ბმის წარმოქმნას. ამ მოლეკულურ ორბიტალს ე.წ დამაკავშირებელი , და მასზე განთავსებული ელექტრონები არიან შემაკავშირებელი ელექტრონები .

სხვადასხვა ნიშნის ტალღური ფუნქციების დამატების შემთხვევაში, თითოეული ბირთვის მიზიდულობა ბირთვთაშორისი რეგიონის მიმართულებით სუსტდება და ჭარბობს საგრებელი ძალები - ქიმიური ბმა არ მყარდება და მიღებულ მოლეკულურ ორბიტალს ე.წ. შესუსტება (მასზე განთავსებული ელექტრონები არის ანტიბმატური ელექტრონები ).

ატომური s-, p-, d-, f- ორბიტალების მსგავსად, MO არის დანიშნული. s- , p- , დ- , j-ორბიტალები . მოლეკულური ორბიტალები, რომლებიც წარმოიქმნება ორი 1s ორბიტალის ურთიერთქმედების შედეგად, აღინიშნება: s-აკინძვა და ს (ვარსკვლავით) - შესუსტება . როდესაც ორი ატომური ორბიტალი ურთიერთქმედებს, ყოველთვის წარმოიქმნება ორი მოლეკულური ორბიტალი - შემაკავშირებელი და ანტიბმა.

ელექტრონის გადასვლას ატომური 1s ორბიტალიდან s ორბიტალზე, რაც იწვევს ქიმიური ბმის წარმოქმნას, თან ახლავს ენერგიის გამოყოფა. ელექტრონის 1s ორბიტალიდან s ორბიტალზე გადასვლა ენერგიას მოითხოვს. შესაბამისად, s-შემაკავშირებელი ორბიტალის ენერგია უფრო დაბალია, ხოლო s-ბმა ორბიტალი უფრო მაღალია, ვიდრე ორიგინალური ატომური 1s ორბიტალების ენერგია, რომელიც ჩვეულებრივ გამოსახულია შესაბამისი დიაგრამების სახით (ნახ. 4.16).

სს MO ს.ს

ბრინჯი. 4.16. წყალბადის მოლეკულის MO წარმოქმნის ენერგეტიკული დიაგრამა

მოლეკულური ორბიტალების წარმოქმნის ენერგეტიკულ დიაგრამებთან ერთად საინტერესოა ურთიერთმოქმედი ატომების ორბიტალების გადახურვით ან მოგერიებით მიღებული მოლეკულური ღრუბლების გამოჩენა.

აქ გასათვალისწინებელია, რომ არცერთ ორბიტალს არ შეუძლია ურთიერთქმედება, არამედ მხოლოდ მათ, რომლებიც აკმაყოფილებენ გარკვეულ მოთხოვნებს.

1. საწყისი ატომური ორბიტალების ენერგიები დიდად არ უნდა განსხვავდებოდეს ერთმანეთისგან - ისინი უნდა იყოს შესადარებელი სიდიდით.

2. ატომურ ორბიტალებს უნდა ჰქონდეთ იგივე სიმეტრიული თვისებები მოლეკულის ღერძთან მიმართებაში.

ბოლო მოთხოვნა მივყავართ იმ ფაქტს, რომ მათ შეუძლიათ ერთმანეთთან შერწყმა, მაგალითად, s – s (ნახ. 4.17, ა), s – p x (ნახ. 4.17, ბ), р x – р x, მაგრამ არ შეუძლიათ s – p y, s – p z (ნახ. 4.17, გ), რადგან პირველ სამ შემთხვევაში ორივე ორბიტალი არ იცვლება ბირთვთაშორისი ღერძის გარშემო ბრუნვისას (ნახ. 3.17 ა, ბ), ბოლო შემთხვევაში კი ცვლის ნიშანს (ნახ. 4.17, გ). ეს იწვევს, ამ უკანასკნელ შემთხვევებში, გადახურვის შედეგად მიღებული უბნების ურთიერთგამოკლებამდე და ეს არ ხდება.

3. ურთიერთმოქმედი ატომების ელექტრონული ღრუბლები მაქსიმალურად უნდა გადაფარონ. ეს ნიშნავს, მაგალითად, რომ შეუძლებელია p x – p y , p x – p z ან p y – p z ორბიტალების გაერთიანება, რომლებსაც არ აქვთ გადახურული რეგიონები.

(a B C)

ბრინჯი. 4.17. ატომური ორბიტალების სიმეტრიის გავლენა შესაძლებლობაზე

მოლეკულური ორბიტალების წარმოქმნა: წარმოიქმნება MOs (a, b),

არ არის ჩამოყალიბებული (ში)

ორი s-ორბიტალის ურთიერთქმედების შემთხვევაში, მიღებული s- და s-ორბიტალები შემდეგნაირად გამოიყურება (ნახ. 3.18).

1წ

s 1

1წ

+

ბრინჯი. 4.18. ორი 1-იანი ორბიტალის გაერთიანების სქემა

ორი p x ორბიტალის ურთიერთქმედება ასევე იძლევა s კავშირს, რადგან შედეგად მიღებული ბმა მიმართულია ატომების ცენტრების დამაკავშირებელი სწორი ხაზის გასწვრივ. მიღებული მოლეკულური ორბიტალები, შესაბამისად, დანიშნულია s და s; მათი ფორმირების დიაგრამა ნაჩვენებია ნახ. 4.19.

ბრინჯი. 4.19. ორი p x ორბიტალის გაერთიანების სქემა

p y - p y ან p z - p z ორბიტალების კომბინაციით (ნახ. 4.20) s ორბიტალების ფორმირება შეუძლებელია, რადგან ორბიტალების შესაძლო გადახურვის ადგილები არ არის განლაგებული ატომების ცენტრების დამაკავშირებელ სწორ ხაზზე. ამ შემთხვევებში წარმოიქმნება დეგენერაციული p y - და p z -, ასევე p - და p - ორბიტალები (ტერმინი "დეგენერატი" ამ შემთხვევაში ნიშნავს "ფორმით და ენერგიით იდენტურს").

ბრინჯი. 4.20. ორი p z ორბიტალის გაერთიანების სქემა

პოლიატომური სისტემების მოლეკულური ორბიტალების გაანგარიშებისას, გარდა ამისა, ენერგეტიკული დონეები შუა გზაზეა შემაკავშირებელ და ანტიბმამოდურ მოლეკულურ ორბიტალებს შორის. ასეთი MO ეწოდება არასავალდებულო .

როგორც ატომებში, მოლეკულებში ელექტრონები მიდრეკილნი არიან დაიკავონ მოლეკულური ორბიტალები, რომლებიც შეესაბამება მინიმალურ ენერგიას. ამგვარად, წყალბადის მოლეკულაში ორივე ელექტრონი გადავა 1s ორბიტალიდან შემაკავშირებელ s 1s ორბიტალში (ნახ. 4.14), რომელიც შეიძლება წარმოდგენილი იყოს ფორმულის აღნიშვნით:

ატომური ორბიტალების მსგავსად, მოლეკულურ ორბიტალებს შეუძლიათ შეინახონ არაუმეტეს ორი ელექტრონი.

MO LCAO მეთოდი არ მოქმედებს ვალენტობის ცნებაზე, მაგრამ შემოაქვს ტერმინი „წესრიგი“ ან „ობლიგაციების სიმრავლე“.

კომუნიკაციის შეკვეთა (P)უდრის შემაკავშირებელ და შემაკავშირებელ ელექტრონების რაოდენობის სხვაობის გაყოფის კოეფიციენტს ურთიერთმოქმედ ატომების რაოდენობაზე, ე.ი. დიატომური მოლეკულების შემთხვევაში, ამ განსხვავების ნახევარი. ობლიგაციების წესრიგს შეუძლია მიიღოს მთელი და წილადი მნიშვნელობები, მათ შორის ნული (თუ კავშირის რიგი ნულის ტოლია, სისტემა არასტაბილურია და ქიმიური ბმა არ ხდება).

მაშასადამე, MO მეთოდის თვალსაზრისით, ქიმიური ბმა H2 მოლეკულაში, რომელიც წარმოიქმნება ორი შემაკავშირებელი ელექტრონით, უნდა ჩაითვალოს ერთ ბმად, რომელიც ასევე შეესაბამება ვალენტური კავშირის მეთოდს.

MO მეთოდის თვალსაზრისით, ცხადია, რომ არსებობს სტაბილური მოლეკულური იონი H. ამ შემთხვევაში ერთი ელექტრონი მოძრაობს ატომური 1s ორბიტალიდან მოლეკულურ s 1 S ორბიტალში, რასაც თან ახლავს ენერგიის გამოყოფა და 0,5 სიმრავლის ქიმიური ბმის წარმოქმნა.

მოლეკულური იონების H და He-ს შემთხვევაში (რომელიც შეიცავს სამ ელექტრონს), მესამე ელექტრონი უკვე მოთავსებულია ანტიბგერითი s ორბიტალში (მაგალითად, He (s 1 S) 2 (s ) 1), ხოლო კავშირის რიგი ასეთია. იონები განისაზღვრება როგორც 0.5. ასეთი იონები არსებობს, მაგრამ მათში ბმა უფრო სუსტია, ვიდრე წყალბადის მოლეკულაში.

ვინაიდან ჰიპოთეტურ He 2-ის მოლეკულას უნდა ჰქონდეს 4 ელექტრონი, ისინი შეიძლება განთავსდეს მხოლოდ 2 s 1 S - შემაკავშირებელ და s - ანტიბმატური ორბიტალებში, ე.ი. კავშირის რიგი არის ნულოვანი და ჰელიუმის დიატომიური მოლეკულები, ისევე როგორც სხვა კეთილშობილური აირები, არ არსებობს. ანალოგიურად, მოლეკულები Be 2, Ca 2, Mg 2, Ba 2 და ა.შ. ვერ წარმოიქმნება.

ამრიგად, მოლეკულური ორბიტალის მეთოდის თვალსაზრისით, ორი მოლეკულური ორბიტალი წარმოიქმნება ორი ურთიერთქმედების ატომური ორბიტალისგან: შემაკავშირებელი და ანტიბმა. ძირითადი კვანტური ნომრების 1 და 2 AO-ებისთვის, ცხრილში 1 წარმოდგენილი MO-ების ფორმირება შესაძლებელია. 4.4.

ქრონოლოგიურად, MO მეთოდი უფრო გვიან გამოჩნდა, ვიდრე BC მეთოდი, რადგან კოვალენტური ბმების თეორიაში დარჩა კითხვები, რომლებიც ვერ აიხსნებოდა BC მეთოდით. მოდით აღვნიშნოთ რამდენიმე მათგანი.

როგორც ცნობილია, BC მეთოდის მთავარი პოზიციაა ის, რომ ატომებს შორის კავშირი ხორციელდება ელექტრონული წყვილების (ორი ელექტრონის ღრუბლების დამაკავშირებელი) მეშვეობით. მაგრამ ეს ყოველთვის ასე არ არის. ზოგიერთ შემთხვევაში, ცალკეული ელექტრონები მონაწილეობენ ქიმიური ბმის ფორმირებაში. ასე რომ, მოლეკულურ იონში H 2 + არის ერთელექტრონული ბმა. BC მეთოდი ვერ ხსნის ერთელექტრონული ბმის წარმოქმნას, ის ეწინააღმდეგება მის ძირითად პოზიციას.

BC მეთოდი ასევე არ ხსნის დაუწყვილებელი ელექტრონების როლს მოლეკულაში. მოლეკულები, რომლებსაც აქვთ დაუწყვილებელი ელექტრონები პარამაგნიტური, ე.ი. ისინი იზიდავენ მაგნიტურ ველში, ვინაიდან დაუწყვილებელი ელექტრონი ქმნის მუდმივ მაგნიტურ მომენტს. თუ მოლეკულებს არ აქვთ დაუწყვილებელი ელექტრონები, მაშინ ისინი დიამაგნიტური– გამოდევნიან მაგნიტური ველიდან. ჟანგბადის მოლეკულა პარამაგნიტურია; მას აქვს ორი ელექტრონი პარალელური სპინის ორიენტაციებით, რაც ეწინააღმდეგება BC მეთოდს. აქვე უნდა აღინიშნოს, რომ BC მეთოდი ვერ ხსნიდა რთული ნაერთების მთელ რიგ თვისებებს - მათ ფერს და ა.შ.

ამ ფაქტების ასახსნელად შემოგვთავაზეს მოლეკულური ორბიტალური მეთოდი (MOM).

4.5.1. MMO-ს ძირითადი დებულებები, მო.

1. მოლეკულაში ყველა ელექტრონი გაზიარებულია. თავად მოლეკულა არის ერთი მთლიანობა, ბირთვებისა და ელექტრონების კრებული.

2. მოლეკულაში თითოეული ელექტრონი შეესაბამება მოლეკულურ ორბიტალს, ისევე როგორც ატომის ყოველი ელექტრონი შეესაბამება ატომურ ორბიტალს. და ორბიტალური აღნიშვნები მსგავსია:

AO s, p, d, f

MO σ, π, δ, φ

3. პირველი მიახლოებით, მოლეკულური ორბიტალი არის ატომური ორბიტალების წრფივი კომბინაცია (შეკრება და გამოკლება). ამიტომ ისინი საუბრობენ MO LCAO მეთოდზე (მოლეკულური ორბიტალი არის ატომური ორბიტალების წრფივი კომბინაცია), რომელშიც ნიქმნება სს ნ MO (ეს არის მეთოდის მთავარი პუნქტი).

ბრინჯი. 12. ენერგია

მოლეკულური ფორმირების სქემა

წყალბადის გამაგრილებელი H 2

ქიმიური ბმების გათვალისწინება MO მეთოდით შედგება ელექტრონების განაწილებისგან მოლეკულაში მის ორბიტალებზე. ეს უკანასკნელი ივსება ენერგიის გაზრდის მიზნით და პაულის პრინციპის გათვალისწინებით. ეს მეთოდი ითვალისწინებს ბირთვებს შორის ელექტრონის სიმკვრივის ზრდას, როდესაც იქმნება კოვალენტური ბმა.

1-3 დებულებების გამოყენებით ჩვენ ავხსნით H 2 მოლეკულის წარმოქმნას MO მეთოდის თვალსაზრისით. როდესაც წყალბადის ატომები საკმარისად მიუახლოვდებიან, მათი ელექტრონული ორბიტალები ერთმანეთს ემთხვევა. მე-3 პუნქტის მიხედვით, ორი იდენტური ls ორბიტალიდან წარმოიქმნება ორი მოლეკულური ორბიტალი: ერთი ატომური ორბიტალების მიმატებიდან, მეორე მათი გამოკლებით (სურ. 12). პირველი E 1-ის ენერგია< E 2 , а энергия второй E 2 < E 3 .

მოლეკულურ ორბიტალს, რომლის ენერგია ნაკლებია იზოლირებული ატომის ატომური ორბიტალის ენერგიაზე, ეწოდება დამაკავშირებელი(მითითებულია სიმბოლოთი sv), და მასზე არსებული ელექტრონები არის შემაკავშირებელი ელექტრონები.

მოლეკულურ ორბიტალს, რომლის ენერგია ატომური ორბიტალის ენერგიაზე მეტია, ეწოდება ანტიბინდულიან შესუსტება(მითითებულია სიმბოლოთი razr), და მასზე არსებული ელექტრონები არის ანტიბმატური ელექტრონები.

თუ შემაერთებელი წყალბადის ატომების ელექტრონების სპინები ანტიპარალელურია, მაშინ ისინი დაიკავებენ შემაკავშირებელ MO-ს და წარმოიქმნება ქიმიური ბმა (სურ. 12), რომელსაც თან ახლავს ენერგიის E 1 (435 კჯ/მოლი) გამოყოფა. თუ წყალბადის ატომების ელექტრონების სპინები პარალელურია, მაშინ, პაულის პრინციპის შესაბამისად, ისინი არ შეიძლება განთავსდეს ერთსა და იმავე მოლეკულურ ორბიტალში: ერთი მათგანი განლაგდება შემაკავშირებელ ორბიტალზე, ხოლო მეორე - ანტიბმაკავშირის ორბიტალზე. რაც ნიშნავს, რომ ქიმიური ბმა ვერ წარმოიქმნება.

MO მეთოდის მიხედვით, მოლეკულების ფორმირება შესაძლებელია, თუ ელექტრონების რაოდენობა შემაკავშირებელ ორბიტალებში მეტია, ვიდრე ელექტრონების რაოდენობა ანტიშეკავშირებულ ორბიტალებში. თუ ელექტრონების რაოდენობა შემაკავშირებელ და ანტიბოზულ ორბიტალებში ერთნაირია, მაშინ ასეთი მოლეკულები ვერ წარმოიქმნება. ამრიგად, თეორია არ დაუშვებს He 2 მოლეკულის არსებობას, ვინაიდან მას ორი ელექტრონი ექნებოდა შემაკავშირებელ ორბიტალში და ორი ანტიბომბვის ორბიტალში. შემაკავშირებელ ელექტრონი ყოველთვის ანადგურებს შემაკავშირებელ ელექტრონის ეფექტს.

MO მეთოდის სანოტო სისტემაში ატომებიდან წყალბადის მოლეკულის წარმოქმნის რეაქცია იწერება შემდეგნაირად:

2H = H 2 [(σ CB 1s) 2],

იმათ. სიმბოლოები გამოიყენება ატომურ და მოლეკულურ ორბიტალებში ელექტრონების განლაგების გამოსახატავად. ამ შემთხვევაში, თითოეული MO-ს სიმბოლო ჩასმულია ფრჩხილებში და ამ ორბიტალში ელექტრონების რაოდენობა მითითებულია მარჯვენა ფრჩხილების ზემოთ.

ვალენტური ბმების რაოდენობა განისაზღვრება ფორმულით:

სადაც: B – ობლიგაციების რაოდენობა;

N CB N RAZR – შესაბამისად, შემაკავშირებელ და ანტიბომბების ელექტრონების რაოდენობა მოლეკულაში.

წყალბადის მოლეკულაში B = (2-0) : 2 = 1 წყალბადი ერთვალენტიანია. H 2 მოლეკულა დიამაგნიტურია (ელექტრონები დაწყვილებულია).

ახლა ერთელექტრონული ბმა მოლეკულურ იონში H 2 + ადვილად აიხსნება (სურ. 13). ამ იონის ერთი ელექტრონი იკავებს ენერგიულად ყველაზე ხელსაყრელ ორბიტალს 1ს. პროცესის განტოლება:

H + H + = H 2 + [(σ St 1s) 1 ], ∆H = - 259,4 კჯ

ბრინჯი. 13. ენერგიის დიაგრამა ნახ. 14. ენერგიის დიაგრამა

დიჰელიუმის იონის He 2 მოლეკულური წარმოქმნის წარმოქმნა

წყალბადის იონი H2

ბმების რაოდენობა H 2 + იონში არის ½ (ბმა ერთი ელექტრონით). H 2 + იონი პარამაგნიტურია (აქვს ერთი დაუწყვილებელი ელექტრონი).

შესაძლებელია მოლეკულური დიჰელიუმის იონის He 2+ არსებობა (სურ. 14). მისი ფორმირების განტოლება

He + He + = He 2 + [(σ CB 1s) 2 (σ disp 1s) 1 ], ∆H = - 292,8 kJ

ეს იონი ექსპერიმენტულად აღმოაჩინეს. მასში კავშირების რაოდენობა

ბრინჯი. 15 . მეორე პერიოდის ელემენტების დიატომური ჰომობირთვული მოლეკულების წარმოქმნის ენერგეტიკული სქემა

(2-1): 2 = 1/2. იონი პარამაგნიტურია (აქვს დაუწყვილებელი ელექტრონი).

4.5.2. მე-2 პერიოდის ელემენტების ძირითადი დიატომიური ჰომობირთვული მოლეკულები.ორი იდენტური AO-დან MO-ების აგების გათვალისწინებული პრინციპი შენარჩუნებულია D.I. სისტემის მე-2 პერიოდის ელემენტების ჰომობირთვული მოლეკულების აგებისას. მენდელეევი. ისინი წარმოიქმნება 2s- და 2р x -, 2р y ურთიერთქმედების შედეგად. - და 2p z ორბიტალი.

1s ორბიტალების შიდა ელექტრონების მონაწილეობა შეიძლება უგულებელყოფილი იყოს (ისინი არ არის გათვალისწინებული შემდგომ ენერგეტიკულ დიაგრამებში). ერთი ატომის 2s ორბიტალი ურთიერთქმედებს მხოლოდ მეორე ატომის 2s ორბიტალთან (ურთიერთქმედების ორბიტალების ენერგიები ახლოს უნდა იყოს), წარმოქმნის MOs σ 2 s სინათლეს და σ 2 s დის. ორივე ატომის 2p ორბიტალების გადახურვისას (ურთიერთქმედებაში) წარმოიქმნება MOs: σ x სინათლე, σ x შესვენება, π y სინათლე, π y შესვენება, π z სინათლე, π z შესვენება.

(

ბრინჯი. 16. Li 2 მოლეკულის წარმოქმნის ენერგეტიკული სქემა

სურ. 15). იმათ. ექვსი საწყისი 2p ორბიტალიდან ექვსი MO იქმნება - სამი შემაკავშირებელი და სამი ანტიბმა. MO-ები ჩამოყალიბდა ს- და p x -ატომური ორბიტალები, რომლებიც აღინიშნება ასოებით , ხოლო r y -დან და r z - – ასო . ნახ. 15 ადვილია ამ მოლეკულების ელექტრონული კონფიგურაციების წარმოდგენა MO მეთოდის სანოტაციო სისტემაში.

მაგალითი 1. ლითიუმის მოლეკულა Li 2. მისი ფორმირების დიაგრამა ნაჩვენებია სურ.16-ზე. მას აქვს ორი შემაკავშირებელი ელექტრონი, მოლეკულა დიამაგნიტურია (ელექტრონები დაწყვილებულია). განტოლებისა და ფორმულის დაწერა შეიძლება გამარტივდეს შიდა დონის K-ით აღნიშვით:

2Li = Li 2

კავშირების რაოდენობა არის 1.

მაგალითი 2. ბერილიუმი Be 2 მოლეკულა. მოლეკულის რვა ელექტრონი მოთავსებულია MO-ზე შემდეგნაირად:

Ve 2

როგორც ხედავთ, ობლიგაციების რაოდენობა მოლეკულაში ნულის ტოლია: ორი ანტიბოზული ელექტრონი ანადგურებს ორი შემაკავშირებელ ელექტრონის ეფექტს. ასეთი მოლეკულა ვერ იარსებებს და ის ჯერ არ არის აღმოჩენილი. უნდა აღინიშნოს, რომ დიატომური მოლეკულები შეუძლებელია IIA ჯგუფის ყველა ელემენტისთვის, პალადიუმი და ინერტული ელემენტები, რადგან მათ ატომებს აქვთ დახურული ელექტრონული სტრუქტურა.

მაგალითი 3. აზოტის მოლეკულა N 2 (სურ. 17). 14 ელექტრონის განაწილება MO-ზე ასე იწერება:

N 2 [(σ CB 1s) 2 (σ res 1s) 2 (σ CB 2s) 2 (σ res 2s) 2 (π CB 2p y) 2 (π CB 2p z) 2 (σ CB 2p x) 2 ]

ან შემოკლებით:

N 2 [KK (σ s CB) 2 (σ s razr) 2 (π y CB) 2 (π z CB) 2 (σ x CB) 2]

1 -1 +1 +1 +1=3

ბრინჯი. 17. N 2 მოლეკულის წარმოქმნის ენერგეტიკული სქემა

ფორმულის ქვემოთ მოცემულია მოლეკულაში ბმების რაოდენობა, რომელიც ეფუძნება გაანგარიშებას, რომ ერთ MO-ზე განთავსებული ორი ელექტრონი ქმნის ვალენტურ კავშირს; პლუს ნიშანი აღნიშნავს შემაკავშირებელ ორბიტალებს, ხოლო მინუს ნიშანი აღნიშნავს შემაკავშირებელ ორბიტალებს. ბმების რაოდენობა მოლეკულაში არის 3. არ არსებობს დაუწყვილებელი ელექტრონები - მოლეკულა დიამაგნიტურია.

მაგალითი 4. O 2 მოლეკულა (სურ. 18). ელექტრონები მოთავსებულია MO-ებში შემდეგი თანმიმდევრობით:

O 2 [КК(σ s CB)2(σ s razr)2(π y CB)2(π z CB)2(σ x CB)2(π y razr)1(π z razr)1]

1 -1 +1 +1 +1 - 1 / 2 - 1 / 2 =2

ბრინჯი. 18. O 2 მოლეკულის წარმოქმნის ენერგეტიკული სქემა

მოლეკულაში ორი ვალენტური ბმაა. ბოლო ორი ელექტრონი მოთავსებული იყო სხვადასხვა π-ანტიბოდინგ ორბიტალებში ჰუნდის წესის შესაბამისად. ორი დაუწყვილებელი ელექტრონი განსაზღვრავს ჟანგბადის მოლეკულის პარამაგნიტიზმს.

4.5.3. მე-2 პერიოდის ელემენტების დიატომური ჰეტერონუკლეური მოლეკულები.მე-2 პერიოდის ელემენტების ატომებისგან შემდგარი ჰეტერონუკლეური დიატომური მოლეკულების MO-ების წარმოქმნის ენერგეტიკული სქემა ნაჩვენებია ნახ. 19. ჰომობირთვული მოლეკულების MO-ების ფორმირების სქემის მსგავსია.

მთავარი განსხვავება იმაში მდგომარეობს, რომ სხვადასხვა ელემენტების ატომების ერთი და იგივე ორბიტალების ენერგეტიკული მნიშვნელობები არ არის ერთმანეთის ტოლი, რადგან ატომის ბირთვების მუხტები განსხვავებულია. მაგალითად, განვიხილოთ CO და NO მოლეკულების ელექტრონული ვალენტური კონფიგურაცია.

ბრინჯი. 19 . მეორე პერიოდის ელემენტების ორი ატომური ჰეტერონუკლეური მოლეკულის წარმოქმნის ენერგეტიკული სქემა

მაგალითი 5 . CO მოლეკულა. ნახშირბადის ატომის გარე ელექტრონულ გარსს აქვს კონფიგურაცია 2s 2 2p 2, ხოლო ჟანგბადის კონფიგურაცია არის 2s 2 2p 4. აქედან გამომდინარე, 4 + 6 = 10 ელექტრონი მონაწილეობს CO-ს მოლეკულის MO-ს შევსებაში. აქედან ორი მოთავსებულია σ 2 s სინათლის ორბიტალზე, ორი მოთავსებულია σ 2 s ზომის ორბიტალზე, ოთხი მოთავსებულია π y CB და π z CB ორბიტალებზე, მეცხრე და მეათე განლაგებულია σ x სინათლეზე. . ამრიგად, CO მოლეკულის ელექტრონული ვალენტურობის კონფიგურაცია შეიძლება გამოიხატოს ფორმულით:

CO[KK(σ s CB)2 (σ s razr)2(π y CB)2(π z CB)2 (σ x CB)2]

1 -1 +1 +1 +1=3

როგორც BC თეორიით არის გათვალისწინებული, CO მოლეკულას აქვს სამი ვალენტური ბმა (შეადარეთ N 2-ს). მოლეკულა დიამაგნიტურია - ყველა ელექტრონი დაწყვილებულია.

მაგალითი 6. მოლეკულა NO. აზოტის ოქსიდის (II) მოლეკულის MO უნდა მოიცავდეს 11 ელექტრონს: ხუთი აზოტი - 2s 2 2p 3 და ექვსი ჟანგბადი - 2s 2 2p 4. მათგან ათი განლაგებულია ისევე, როგორც ნახშირბადის მონოქსიდის (II) მოლეკულის ელექტრონები (მაგალითი 5), ხოლო მეთერთმეტე განლაგდება ერთ-ერთ ანტიბმატური ორბიტალზე - π y rez ან π Z rez (ეს ორბიტალები ენერგიულადაა. ერთმანეთის ეკვივალენტური). მერე

NO[KK(σ s CB)2(σ s razr)2(π y CB)2(π z CB)2(σ x CB)2(π y razr)1]

1 -1 +1 +1 +1 - 1 / 2 =2 1 / 2

ეს ნიშნავს, რომ NO მოლეკულას აქვს ორნახევარი ვალენტური ბმა, შეკავშირების ენერგია მაღალია - 677,8 კჯ/მოლი. ის პარამაგნიტურია, რადგან შეიცავს ერთ დაუწყვილებელ ელექტრონს.

მოცემული მაგალითები ასახავს MO მეთოდის შესაძლებლობებს მოლეკულების სტრუქტურისა და თვისებების ახსნაში.

მაგალითი 7. რა ვალენტობა, დაუწყვილებელი ელექტრონების (სპინვალენტობის) გამო შეიძლება გამოიჩინოს ფოსფორი ნორმალურ და აღგზნებულ მდგომარეობებში?

გამოსავალი.ფოსფორის 3s 2 3p 3 გარე ენერგიის დონის ელექტრონების განაწილება (ჰუნდის წესის გათვალისწინებით,
) კვანტურ უჯრედებს აქვს ფორმა:

3s 3px 3py 3pz

ფოსფორის ატომებს აქვთ თავისუფალი d-ორბიტალები, ამიტომ ერთი 3s ელექტრონის გადასვლა 3D მდგომარეობაზე შესაძლებელია:

3s 3px 3py 3pz 3dxy

აქედან გამომდინარე, ფოსფორის ვალენტობა (სპინვალენტობა) ნორმალურ მდგომარეობაში არის სამი, ხოლო აღგზნებულ მდგომარეობაში - ხუთი.

მაგალითი 8 . რა არის ვალენტური ორბიტალური ჰიბრიდიზაცია? რა სტრუქტურა აქვთ AB n ტიპის მოლეკულებს, თუ მათში ბმა წარმოიქმნება იმის გამო sp-, sp 2 -, sp 3 -A ატომის ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია?

გამოსავალი.ვალენტური ბმების თეორია (BC) ითვალისწინებს მონაწილეობას კოვალენტური ბმების წარმოქმნაში არა მხოლოდ სუფთა AO-ს, არამედ შერეული, ე.წ. ჰიბრიდული, AO-ს. ჰიბრიდიზაციის დროს ორბიტალების (ელექტრონული ღრუბლები) ორიგინალური ფორმა და ენერგია ურთიერთშეცვლით იცვლება და წარმოიქმნება ახალი იდენტური ფორმის ორბიტალები (ღრუბლები) და იგივე ენერგიით. ჰიბრიდული ორბიტალების რაოდენობა (q)ორიგინალების რაოდენობის ტოლი. პასუხი მოცემულია ცხრილში. 13.