1-rasm. H.dagi elektron zichligining kontur diagrammasi 2 +

Ma'ruza No 4. Molekulyar orbital usul haqida tushuncha. Ikkilik gomonukulyar molekulalar uchun molekulyar orbitallarning energiya diagrammalari. s - va p - molekulyar orbitallar. Dia - va paramagnit molekulalar. Ion aloqasi.

Molekulyar o'zaro ta'sirlar. Vodorod aloqasi.

Valentlik bog'lanish usuli ko'plab molekulalarning shakllanishi va tuzilishini juda aniq tushuntiradi, lekin u ko'p faktlarni tushuntirib bera olmaydi, masalan, molekulyar ionlar (H2 +, He2+) yoki radikallar (CH3, NH2), molekulalarning paramagnetizmi teng. molekulyar orbital usuli (MOR) doirasida tushuntirilgan elektronlar soni (O2, NO).

Molekulyar orbital usul

Mulliken va Hund tomonidan ishlab chiqilgan molekulyar orbital usul molekuladagi har bir elektron molekulani tashkil etuvchi atomlarning barcha yadrolari va elektronlari maydonida bo‘ladi, degan farazga asoslanadi va uning holati to‘lqin funksiyasi r bilan tavsiflanadi. , molekulyar orbital deb ataladi. Har bir MO molekulada ma'lum energiyaning elektronlari eng ko'p joylashishi mumkin bo'lgan hududni tavsiflovchi to'lqin funktsiyasiga mos keladi. Atom s-, p-, d-, f- orbitallar molekulyar s-, p-, d-, ... orbitallarga toʻgʻri keladi, ularning toʻldirilishi Pauli prinsipi, Xund qoidasi va eng kichik tamoyiliga muvofiq sodir boʻladi. energiya.

Molekulyar orbital (MO) hosil qilishning eng oddiy usuli

atom orbitallarining chiziqli birikmasi (AO) (LCAO – MO usuli).

Agar ikkita A va B atom yadrolari maydonida bitta elektron mavjud bo'lsa, u bitta yadroda yoki boshqasida joylashgan bo'lishi mumkin va uning holatini ikkita molekulyar orbital r va r * bilan tavsiflash mumkin. Atom orbitallarining chiziqli birikmasi:

r = r A + r B va r * = r A – r B

Molekulyar orbital, agar u yadrolar orasidagi mintaqadagi elektron zichligi ortishi va shu bilan ularning tortishish kuchayishiga to'g'ri keladigan bo'lsa, bog'lanish r deb ataladi va agar yadrolar orasidagi elektron zichligi kamaysa va yadrolar orqasida oshsa, antibog'lanish R * deb ataladi. yadrolarning itarilish kuchayishiga teng. Bog'lanish MO energiyasi dastlabki AO energiyasidan past, antibog'lanish MO energiyasi esa dastlabki atom orbitalining energiyasidan yuqori.

Shaklda. 1-rasmda r bog'lanishning elektron zichligi kontur diagrammalari ko'rsatilgan

(a) va H2 + zarrachasidagi r * (b) molekulyar orbitallarga antibog'lanish.

MBCda bo'lgani kabi molekulyar orbitallarning bog'lanish chizig'iga nisbatan simmetriyasi bog'lanish chizig'iga perpendikulyar yo'nalishda s - MO, - p - MO hosil bo'lishiga olib keladi.

d-orbitallar ustma-ust tushsa, d-orbitallar hosil bo'ladi

Shaklda. 2-rasmda turli atom orbitallari birikmasi bilan s - bog'lovchi va s - antibog'lovchi MO larning hosil bo'lishi ko'rsatilgan; 3, mos ravishda, p -MO va p* -MO.

s orbitallarning ustma-ust tushishi ikkita molekulyar orbital hosil bo'lishiga olib keladi: s bog'lanish va s * s antibog'lanish.

P-orbitallarning bir-birining ustiga chiqishi natijasida turli simmetriyadagi oltita molekulyar orbital hosil bo‘ladi. Bog'lanish chizig'i bo'ylab yo'naltirilgan o'zaro ta'sir qiluvchi atomlarning ikkita p-orbitallaridan, masalan, X o'qi, bog'lovchi s p z - va antibog'lanish s* p z - orbitallar Z va Y o'qlari bo'ylab - pr z - va p y - bog'lanish va p - orbitallar hosil bo'ladi. * r z - va p* p y - antibog'lovchi MOlar.

MOlarning elektronlar bilan populyatsiyasi Pauli printsipiga, eng kam energiya printsipiga va Xund qoidasiga muvofiq sodir bo'ladi.

Guruch. 2. s – bog’lovchi va s – antibog’lovchi molekulyar orbitallarning hosil bo’lishi

Xuddi shu turdagi orbitallar uchun orbitalning qoplanish hududi kattaligi s > p > d tartibida kichrayishi sababli, AO dan MO larning hosil bo`lishida energiya sathining bo`linishi bir xil tartibda kamayadi (4-rasm). ), bu to'ldirish tartibining o'zgarishiga olib keladi sr - va p molekulalardagi MO.

juftlanmagan elektronlar bir xil aylanish qiymatlari bilan, masalan, B, C, N va ularning elektron analoglari, MOni to'ldirish ketma-ketligi quyidagicha:

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

Guruch. 3. p - bog'lovchi va p - antibog'lovchi molekulyar orbitallarning hosil bo'lishi

Guruch. 4. s > p > d qatordagi energiya sathlarining bo‘linish darajasining pasayishi.

Atomlarning p - pastki darajalari to'ldirilgan ikkinchi va undan keyingi davrlarning gomonukulyar diatomik molekulalari uchun juftlashgan elektronlar antiparallel spin qiymatlari bilan, masalan (O - Ne) va ularning elektron analoglari, MOni to'ldirish ketma-ketligi biroz o'zgaradi:

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

Molekulaning elektron konfiguratsiyasi energiya diagrammasi yoki elektron formula sifatida tasvirlanishi mumkin.

Shaklda. 5-rasmda vodorod molekulasi H2 uchun molekulyar orbitallarning energiya diagrammasi ko'rsatilgan, uning elektron formulasi quyidagicha yoziladi: [s(1s)]2 yoki (s 1s)2.

Guruch. 5. H 2 molekulasining energiya diagrammasi

Bog'lovchi molekulyar orbital s 1s to'ldirilishi yadrolar orasidagi elektron zichligi oshishiga olib keladi va H2 molekulasi mavjudligini aniqlaydi.

MO usuli H2+ molekulyar vodorod ionining mavjudligi va He2 molekulasining bo‘lishi mumkin emasligini asoslaydi, chunki oxirgi holatda bog‘lanish va antibog‘lanish s 1s orbitallarini ikkita elektron bilan to‘ldirish . ajratilgan atomlar energiyasining o'zgarishi: [(s 1s )2 (s *1s )2 ] (6-rasm). Shuning uchun He2 molekulasi mavjud emas.

Guruch. 6. He2 molekulasining mavjudligining mumkin emasligini tasdiqlovchi energiya diagrammasi

Shaklda. 7-rasmda A2 tipidagi diatomik gomoyuklear molekulalar uchun ikkinchi energiya darajasidagi s - va p -orbitallarning bir-birining ustiga chiqishi natijasida hosil bo'lgan molekulyar orbitallarning energiya diagrammasi ko'rsatilgan.

O'qlar atomlar tomonidan hosil bo'lgan molekulalarning MO'larini to'ldirish tartibining o'zgarishini ko'rsatadi, bunda 2p pastki darajasi juftlashtirilmagan elektronlar (B2, C2, N2) bilan to'ldirilgan bo'lib, ular uchun p p (2py) va p p (2pz) bog'lanadi. s (2px) dan pastda joylashgan va juftlashgan elektronlar (O2, F2, Ne2), ular uchun bogʻlanish pbv (2py) va pbv (2pz) sbv (2px) dan yuqorida joylashgan,

Guruch. 7. MO ning 2-davrdagi gomonuklear molekulalar uchun energetik diagrammasi (strelkalar s- va p-MOs bog’lanishni to’ldirish tartibining o’zgarishini ko’rsatadi)

MMOda qoʻllaniladigan tushuncha bogʻlanish tartibi boʻlib, u bogʻlovchi MOʼlardagi elektronlar soni va antibogʻlovchi MOʼlardagi elektronlar soni oʻrtasidagi farqni bogʻlovchi atomlar soniga boʻlish sifatida aniqlanadi.

					N−N*
	Ikki atomli molekulalar uchun n bog'lanish tartibi: n =						Bu erda N - miqdor
	MO bog'lanishdagi elektronlar, N * - antibog'lanishdagi elektronlar soni.
	H2 molekulasi uchun bog'lanish tartibi mos ravishda teng					2− 0		1, He2 uchun
		2− 2		Bu diatomik mavjudligining mumkin emasligini tasdiqlaydi

molekulalar. Ma'lumki, asil gazlar monotomik molekulalar shaklida mavjud. Molekulyar orbitallarni elektronlar bilan to'ldirish uchun bir xil qoidalardan foydalanish

ajratilgan atomlarda atom orbitallarini to'ldirish orqali (Pauli printsipi, minimal energiya printsipi va Xund qoidasi)), diatomik molekulalarning elektron tuzilishini, masalan, N2 va O2 ni aniqlash mumkin.

Keling, asosiy holatdagi atomlarning elektron konfiguratsiyasini yozamiz:

			yoki .
			yoki .
N2 va O2 molekulalarining elektron konfiguratsiyasini quyidagicha yozish mumkin
		N + N → N2

O2 : O +O → O2

Shaklda. 8-rasmda kislorod molekulasining hosil bo'lishining energiya diagrammasi ko'rsatilgan.

8-rasm. Kislorod molekulasining energiya diagrammasi

O2 molekulasida parallel spinli ikkita elektron ikkitaga tugaydi

degeneratsiya (bir xil energiya bilan) * -antibonding molekulyar orbitallar. Juftlanmagan elektronlarning mavjudligi kislorod molekulasining paramagnit xususiyatlarini aniqlaydi, bu kislorod suyuq holatga sovutilganda ayniqsa sezilarli bo'ladi.

Zaryadlarning ichki harakati tufayli paramagnit molekulalar o'z magnit momentiga ega. Tashqi magnit maydon bo'lmaganda, molekulalarning magnit momentlari tasodifiy yo'naltirilgan, shuning uchun ular tufayli hosil bo'lgan magnit maydon nolga teng. Moddaning umumiy magnit momenti ham nolga teng.

Agar modda tashqi magnit maydonga joylashtirilsa, uning ta'siri ostida molekulalarning magnit momentlari bir yo'nalishda ustun yo'nalishga ega bo'ladi va modda magnitlanadi - uning umumiy magnit momenti nolga teng bo'lmaydi.

Diamagnit molekulalar o'z magnit momentlariga ega emas va magnit maydonga kiritilganda zaif magnitlangan.

Paramagnit - elektronlar soni toq bo'lgan kimyoviy zarrachalardan tashkil topgan barcha moddalar, masalan, NO molekulasi, molekulyar ionlar N2 +, N2 - va boshqalar.

Molekulalarida elektronlar soni teng bo'lgan ko'pchilik moddalar mavjud diamagnetik xususiyatlar(N2, CO).

MMO asosida juft sonli elektronlar bo'lgan kislorod va bor molekulalarining paramagnit xossalari haqida tushuntirish berilgan. O2 molekulasi *-bog'lovchi molekulyar orbitallarda ikkita juftlashtirilmagan elektronga ega, B2 molekulasi *-bog'lovchi molekulyar orbitallarda ikkita juftlashtirilmagan elektronga ega (1-jadvalga qarang).

Tashqi orbitallarida juftlashtirilmagan elektronlar bo'lgan kimyoviy turlar erkin radikallar deyiladi. Ular paramagnetizm va yuqori reaktivlikka ega. Lokalizatsiyalangan juftlanmagan elektronlarga ega noorganik radikallar, masalan (.H), (.NH2), odatda qisqa umr ko'radi. Ular fotoliz jarayonida hosil bo'ladi,

radioliz, piroliz, elektroliz. Ularni barqarorlashtirish uchun past haroratlar qo'llaniladi. Qisqa muddatli radikallar ko'p reaktsiyalarda, ayniqsa zanjirli va katalitik reaktsiyalarda oraliq zarralardir.

Har birida oltita elektrondan ortiq bo'lgan N2 molekulasidagi bog'lanish tartibi

MO usulida kimyoviy bog‘lanish tartibi tushunchasi BC usulidagi bog‘larning ko‘pligi (O2 – qo‘sh bog‘lanish, N2 – uchlik bog‘lanish) tushunchasiga to‘g‘ri keladi. Bog'lanish tartibining kattaligi bog'lanish kuchiga ta'sir qiladi. Bog'lanish tartibi qanchalik baland bo'lsa, bog'lanish energiyasi shunchalik katta bo'ladi va uning uzunligi qisqaradi.

Jadvalda 1-rasmda birinchi va ikkinchi davrlarning homonuklear molekulalari uchun elektron konfiguratsiyalar va bog'lanish xususiyatlari ko'rsatilgan. Jadvaldan ko'rinib turibdiki, B2 - C2 - N2 seriyasida bog'lanish tartibi ortib borishi bilan energiya ortadi va bog'lanish uzunligi kamayadi.

Jadval 1. Elektron konfiguratsiyalar va birinchi va ikkinchi davr molekulalarining ayrim xossalari

							Magnit
	Molekula	Elektron konfiguratsiya			uzilish,
							xususiyatlari
		[(s1s )2 ]					diamagnetik
		[(s1s )2 (s*1s )2 ]			Molekula mavjud emas
							diamagnetik
					Molekula mavjud emas
							paramagnit
							diamagnetik
						diamagnetik

ML usuli butun son bo'lmagan aloqa buyurtma qiymatlariga ruxsat beradi. Bu molekulyar ionlarda, masalan, n = 0,5 bo'lgan molekulyar ion H2 + da sodir bo'ladi.

Kislorod molekulasi va molekulyar ionlari misollari yordamida tartib, energiya va bog'lanish uzunligining o'zgarishi qonuniyatlarini kuzatish mumkin.

Kislorod molekulasining elektron konfiguratsiyasi va bog'lanish tartibi Jadvalda keltirilgan. 1. Molekulyar kislorod ionlarining elektron konfiguratsiyasi va bog‘lanish tartibi

quyidagi:
O2 - -			n = 1,5.
O2 +, O2, O2 zarralari qatoridagi bog'lanish tartibining pasayishi - kamayishni aniqlaydi.
bog'lanish kuchi va eksperimental tasdiqni topadi:
O2+:	n = 2,5, E St =629 kJ/mol,				d St = 112 pm;
	n = 2,0, E St =494 kJ/mol,				d St = 121 pm;
O2 - :	n = 1,5, E St =397 kJ/mol,				d St = 126 pm.

Barcha zarralar juftlashtirilmagan elektronlarga ega va paramagnit xossalarini namoyon qiladi. Valentlik elektronlari soni bir xil bo'lgan molekulalar deyiladi

izoelektronik zarralar. Bularga CO va N2 molekulalari kiradi, ular jami 14 ta elektronga ega; N2+ molekulyar ioni va 13 ta elektronga ega CN molekulasi. IMO izoelektron zarrachalarga bir xil to'ldirish tartibini belgilaydi

molekulyar orbitallarning elektronlari, molekulalarning fizik xususiyatlarining o'xshashligini tushuntiradigan bir xil bog'lanish tartibi.

AB tipidagi geteroyadroviy molekula hosil bo'lganda, molekula hosil bo'lishiga olib keladigan ikki xil atom orbitallarining birikmasi faqat elektron energiyalari yaqin bo'lganda mumkin bo'ladi, yuqori elektr manfiyga ega bo'lgan atomning orbitallari har doim pastroqda joylashgan. energiya diagrammasi bo'yicha.

Shaklda. 9-rasmda CO molekulasining hosil bo'lishining energiya diagrammasi ko'rsatilgan.

Kislorod atomining to'rtta 2p elektroni va uglerod atomining ikkita 2p elektroni p - va s - MOs bog'lanishiga boradi. Bog'lovchi atomlarning 2p elektronlarining energiyasi bir xil emas: kislorod atomi uglerod atomiga nisbatan yuqori yadro zaryadiga va elektron manfiylikka ega, shuning uchun kislorod atomidagi 2p elektronlar yadro tomonidan kuchliroq tortiladi va ularning yadrodagi holati. energiya diagrammasi uglerod atomining 2p orbitalleri bilan solishtirganda kam energiyaga to'g'ri keladi. Bog'lanish hosil bo'lishida ishtirok etadigan barcha olti elektron uchta bog'lovchi MO'da joylashgan; shuning uchun bog'lanishning ko'pligi uchtadir, bu erkin azot va uglerod oksidi (II) xususiyatlarining sezilarli o'xshashligini tushuntiradi (2-jadval).

Guruch. 9. CO molekulasini hosil qilishning energiya sxemasi

2-jadval. CO va N2 molekulalarining ayrim fizik xossalari

Molekula	Tpl, K	T kip, K	E St, kJ/mol	d sv, pm

Kimyoviy bog'lanishning novalent turlari

Ion aloqasi.

O'zaro ta'sir qiluvchi atomlarning elektron manfiyligidagi farq ikki birlikdan ko'p bo'lsa, valentlik elektronlarining siljishi shunchalik kattaki, ularning bir atomdan ikkinchisiga o'tishi haqida zaryadlangan zarralar - kationlar va anionlar hosil bo'lishi haqida gapirish mumkin. Bu zarralar elektrostatika qonunlariga muvofiq bir-biri bilan o'zaro ta'sir qiladi. Bu holda hosil bo'lgan bog'lanish ion deb ataladi. Ion bog'lari bo'lgan birikmalar sezilarli darajada

kovalent bog'lanishga ega bo'lgan birikmalarga qaraganda kamroq tarqalgan, ular kristall holatda normal sharoitda mavjud bo'lgan va erigan yoki erigan holatda ion o'tkazuvchanligiga ega bo'lgan moddalarga xosdir. Ion bog'lari bo'lgan birikmalarga, birinchi navbatda, tipik tuzlar - ionli kristall panjaraga ega bo'lgan gidroksidi metall galogenidlari kiradi. Ion molekulalari faqat yuqori haroratda ion birikmalarining bug'larida mavjud.

Ion bog'lanish, kovalent bog'lanishdan farqli o'laroq, yo'nalishsizdir, chunki ionlar sferik simmetrik kuch maydonlarini hosil qiladi, to'yinganlikka ega emas, qarama-qarshi belgili ionlarning o'zaro ta'siri turli yo'nalishlarda sodir bo'lganligi sababli, delokalizatsiya qilinadi, chunki bog'lanish hududida elektron zichligi oshmaydi.

Ion bog'lanishning elektrostatik modeli uning hosil bo'lishini qarama-qarshi zaryadlangan ionlarning o'zaro ta'siri deb hisoblaydi, ularning har biri xarakterlanadi

AB molekulasining hosil bo'lish energiyasini bir nechta energiyalarning algebraik yig'indisi sifatida aniqlash mumkin: Az+ va Bz- ionlarining tortishish energiyasi, ionlarning itarilish energiyasi, B atomining elektronga yaqinlik energiyasi va atomning ionlanish energiyasi. A.

molekuladagi ionlar, n - odatda jozibador energiyaning 10% ni tashkil etadigan itaruvchi energiya ulushini hisobga oladi, E B - B atomining elektronga yaqinlik energiyasi, I A - A atomining ionlanish energiyasi.

Gazsimon KCl molekulasi uchun E AB energiyasi qutblanishni hisobga olmagan holda hisoblangan.

ionlari: d = 2,67·10-10 eV, E Cl = 3,61 eV, I K = 4,34 eV va bog'lanish energiyasi E bog'lanish = -E AB = 4,06 eV ~ 391 kJ ga teng..

KCl molekulasining tajribada aniqlangan ionlanish energiyasi 422 kJ/mol.

Gazlar, suyuqliklar va kristallarda har bir ion o'zini eng ko'p qarama-qarshi zaryadli ionlar bilan o'rab olishga intiladi.

Ionlarning fazoda joylashishi ularning radiuslari nisbati bilan aniqlanadi. Kation radiusining anion radiusiga nisbati ichida bo'lsa

r + /r - = 0,41-0,73, keyin qarama-qarshi zaryadli olti ion markaziy atom - kation yoki anion atrofida muvofiqlashtiriladi. Bu koordinatsiya oktaedral deb ataladi va kristall panjaraning turi NaCl tipi sifatida belgilanadi.

Kation radiusining anion radiusiga nisbati ichida bo'lsa

r + /r - = 0,73-1,37, keyin qarama-qarshi zaryadli sakkiz ion markaziy atom - kation yoki anion atrofida muvofiqlashtiriladi. Bu koordinatsiya kubik deb ataladi va kristall panjaraning turi CsCl turi sifatida belgilanadi.

Ionlar bir-biriga yaqinlashganda, ularning sferik elektron qobiqlari deformatsiyalanadi, bu esa elektr zaryadining siljishiga va zarrachada induksiyalangan elektr momentining paydo bo'lishiga olib keladi. Bu hodisa deyiladi ion polarizatsiyasi. Ion polarizatsiyasi ikki tomonlama jarayon bo'lib, ionlarning qutblanishini va polarizatsiya effekti, ionning elektron tuzilishi, zaryadi va hajmiga qarab. Inert gaz konfiguratsiyasi (ns 2 np 6) bo'lgan ionlar uchun polarizatsiya minimaldir, ular bir vaqtning o'zida eng katta polarizatsiya ta'siriga ega. D-element ionlarining sezilarli qutblanish qobiliyati ko'p sonli valent elektronlarning mavjudligi bilan izohlanadi, buning natijasida bog'ning kovalent komponenti ortadi.

Polarizatsiya effekti moddalarning xususiyatlaridagi ko'plab farqlarni tushuntiradi, masalan, gidroksidi xloridlarga nisbatan kumush xloridning suvda yomon eruvchanligi.

metallar, erish haroratidagi farqlar, masalan, Tm, AgCl = 4550 C, Tm, NaCl = 8010 S. Ionlarning elektron konfiguratsiyasi: Ag+ - 4d 10 5s 0; Na+ - 3s 0 .

4d 10 elektron mavjudligi sababli Ag+ ionining kamroq nosimmetrik elektron konfiguratsiyasi uning kuchli qutblanishiga olib keladi, bu esa paydo bo'lishiga olib keladi.

NaCl ga nisbatan bog'lanishning yo'nalishli kovalent komponenti, bunda bog'ning ionlik darajasi yuqori.

Metall ulanish.

Metalllarning eng muhim xususiyati yuqori elektr o'tkazuvchanligi bo'lib, harorat oshishi bilan kamayadi. Metall atomlarining boshqa elementlar atomlaridan farqi shundaki, ular tashqi elektronlarini nisbatan zaif ushlab turadilar. Shuning uchun metallning kristall panjarasida bu elektronlar atomlarini tark etib, ularni musbat zaryadlangan ionlarga aylantiradi. "Ijtimoiylashgan" elektronlar kationlar orasidagi bo'shliqda harakat qiladi va ularni bir-biriga bog'lab turadi. Metalllardagi atomlararo masofalar ularning kovalent bog'lanishli birikmalariga qaraganda kattaroqdir. Bunday aloqa faqat metall kristallarda emas, balki ularning eritmalarida va amorf holatda ham mavjud. U deyiladi

metall, metallarning elektron o'tkazuvchanligini aniqlaydi.

Metalldagi elektronlar tasodifiy ravishda bir atomdan ikkinchisiga o'tib, elektron gazni hosil qiladi. Ijobiy zaryadlangan metall ionlari kristall panjaradagi joylashuvi atrofida bir oz tebranadi, metall qizdirilganda kationlarning tebranishlari kuchayadi va metallning elektr qarshiligi ortadi. Ba'zi atomlar bilan bog'lanmagan erkin elektronlar mavjudligi sababli, metallar elektr toki va issiqlikni yaxshi o'tkazuvchidir.

Metalllarning yuqori issiqlik va elektr o'tkazuvchanligi, plastisitivligi va egiluvchanligi, metall yorqinligi kabi fizik xossalarini elektron gaz tushunchasi asosida tushuntirish mumkin.Metalik bog'lanish ancha mustahkam, chunki ko'pchilik metallar yuqori erish nuqtasiga ega.

Metall bog'lanishning yanada qat'iy talqini bizga berishga imkon beradi molekulyar orbital usul. Eslatib o'tamiz, ikkita atom orbitallari o'zaro ta'sirlashganda ikkita molekulyar orbital hosil bo'ladi: bog'lanish va antibog'lanish. Energiya darajasi ikkiga bo'linadi. Agar to'rtta metall atomi bir vaqtning o'zida o'zaro ta'sir qilsa, to'rtta molekulyar orbital hosil bo'ladi. Kristal tarkibidagi N zarrachalarning bir vaqtning o'zida o'zaro ta'siri bilan N molekulyar orbitallar hosil bo'ladi va N ning qiymati juda katta qiymatlarga erishishi mumkin, bu ularning soni bilan taqqoslanishi mumkin.

Avogadro (6 1023). Xuddi shu darajadagi atom orbitallari tomonidan hosil qilingan molekulyar orbitallar shunchalik yaqinki, ular amalda birlashadi va ma'lum bir orbital hosil qiladi.

energiya zonasi (10-rasm).

Guruch. 10. Kristalda energiya zonasining hosil bo'lishi

Keling, metall natriy misolida energiya tasmasi hosil bo'lishini ko'rib chiqaylik,

Biz allaqachon bilamizki, atomlarda elektronlar ruxsat etilgan energiya holatlarida - atom orbitallarida (AO). Xuddi shunday, molekulalardagi elektronlar ruxsat etilgan energiya holatlarida mavjud - molekulyar orbitallar (MO).

Molekulyar orbital tuzilishi atom orbitaliga qaraganda ancha murakkab. OAJdan MO qurishda bizni boshqaradigan bir nechta qoidalar:

• Atom orbitallari to'plamidan MO larni kompilyatsiya qilishda, bu to'plamda AO mavjud bo'lganidek, bir xil miqdordagi MO olinadi.
• Bir nechta AO dan olingan MO larning o'rtacha energiyasi taxminan olingan AO larning o'rtacha energiyasiga teng (lekin undan katta yoki kamroq bo'lishi mumkin).
• MO'lar Pauli istisno printsipiga bo'ysunadi: har bir MO ikkitadan ortiq elektronga ega bo'lishi mumkin emas, ular qarama-qarshi spinlarga ega bo'lishi kerak.
• Taqqoslanadigan energiyaga ega bo'lgan AOlar eng samarali tarzda birlashtiriladi.
• Ikki atom orbitalini birlashtirish samaradorligi ularning bir-birining ustiga chiqishiga proportsionaldir.
• Ikki ekvivalent bo'lmagan AO bir-birining ustiga tushganda MO hosil bo'lganda, bog'lovchi MO eng past energiyaga ega bo'lgan AOning katta hissasini o'z ichiga oladi va antibog'lanish orbitali eng yuqori energiyaga ega bo'lgan AOning katta hissasini o'z ichiga oladi.

Keling, kontseptsiyani kiritaylik aloqa tartibi. Ikki atomli molekulalarda bog'lanish tartibi bog'lovchi elektron juftlarining soni antibog'lanish elektron juftlari sonidan qanchalik ko'p ekanligini ko'rsatadi:

Keling, ushbu qoidalarni qanday qo'llash mumkinligi haqidagi misolni ko'rib chiqaylik.

Birinchi davr elementlarining molekulyar orbital diagrammalari

dan boshlaylik vodorod molekulasining hosil bo'lishi ikkita vodorod atomidan iborat.

O'zaro ta'sir natijasida 1s orbitallari Har bir vodorod atomi ikkita molekulyar orbital hosil qiladi. O'zaro ta'sir paytida, elektron zichligi yadrolar orasidagi bo'shliqda to'planganda, bog'lovchi sigma orbital(s). Bu birikma asl atomlarga qaraganda kamroq energiyaga ega. O'zaro ta'sir paytida, elektron zichligi yadrolararo hududdan tashqarida to'plangan bo'lsa, antibonding sigma orbital(s *). Bu birikma asl atomlarga qaraganda yuqori energiyaga ega.

Vodorod va geliy molekulalarining MO diagrammasi

Shunga ko'ra elektronlar Pauli printsipi, birinchi navbatda eng kam energiyali orbital, s orbitalni egallaydi.

Endi ko'rib chiqaylik He 2 molekulasining hosil bo'lishi, ikkita geliy atomi bir-biriga yaqinlashganda. Bunda 1s orbitallarning oʻzaro taʼsiri va s * orbitallarning hosil boʻlishi ham sodir boʻladi, bunda ikkita elektron bogʻlovchi orbitalni, qolgan ikkita elektron esa antibogʻlovchi orbitalni egallaydi. S * orbital s orbital barqarorlashganidek beqarorlashadi, shuning uchun s * orbitalni egallagan ikkita elektron He 2 molekulasini beqarorlashtiradi. Haqiqatan ham, He 2 molekulasi juda beqaror ekanligi eksperimental tarzda isbotlangan.

Keyinchalik ko'rib chiqamiz Li 2 molekulasining hosil bo'lishi, 1s va 2s orbitallari energiya jihatidan juda farqli ekanligini va shuning uchun ular o'rtasida kuchli o'zaro ta'sir yo'qligini hisobga olgan holda. Li 2 molekulasining energiya darajasi diagrammasi quyida ko'rsatilgan, bu erda 1s bog'lanish va 1s antibog'lanish orbitallarida joylashgan elektronlar bog'lanishga sezilarli hissa qo'shmaydi. Shuning uchun Li 2 molekulasida kimyoviy bog'lanishning shakllanishi javobgardir 2s elektron. Bu ta'sir, shuningdek, to'ldirilgan atom pastki qavatlari (s, p, d) hissa qo'shmaydigan boshqa molekulalarning shakllanishiga ham taalluqlidir. kimyoviy bog'lanish. Shunday qilib, faqat valent elektronlar .

Natijada, uchun ishqoriy metallar, molekulyar orbital diagramma biz ko'rib chiqqan Li 2 molekulasining diagrammasiga o'xshash bo'ladi.

Litiy molekulasining MO diagrammasi

Aloqa tartibi n Li molekulasida 2 1 ga teng

Ikkinchi davr elementlarining molekulyar orbital diagrammalari

Keling, ikkinchi davrning ikkita bir xil atomlari s- va p-orbitallar to'plamiga ega bo'lgan bir-biri bilan qanday o'zaro ta'sir qilishini ko'rib chiqaylik. 2s orbitallar faqat bir-biri bilan, 2p orbitallar esa faqat 2p orbitallar bilan bog'lanishini kutasiz. Chunki 2p orbitallar bir-biri bilan ikki xil tarzda oʻzaro taʼsirlashib, s va p molekulyar orbitallarni hosil qilishi mumkin. Quyida ko'rsatilgan umumiy diagrammadan foydalanib, o'rnatishingiz mumkin ikkinchi davr diatomik molekulalarining elektron konfiguratsiyasi , ular jadvalda keltirilgan.

Shunday qilib, molekulaning shakllanishi, masalan, ftor F 2 nota tizimidagi atomlardan molekulyar orbital nazariya quyidagicha yozilishi mumkin:

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

Chunki 1s bulutlarining bir-birining ustiga chiqishi ahamiyatsiz bo'lgani uchun bu orbitallarda elektronlarning ishtirokini e'tiborsiz qoldirish mumkin. Keyin ftor molekulasining elektron konfiguratsiyasi quyidagicha bo'ladi:

F2,

bu erda K - K-qatlamining elektron konfiguratsiyasi.

2-davr elementlarining diatomik molekulalarining MO diagrammalari

Qutbli diatomik molekulalarning molekulyar orbitallari

MO doktrinasi ta’limni tushuntirishga imkon beradi diatomik geteroyadro molekulalari. Agar molekuladagi atomlar bir-biridan unchalik farq qilmasa (masalan, NO, CO, CN), u holda yuqoridagi diagrammadan 2-davr elementlari uchun foydalanishingiz mumkin.

Agar molekulani tashkil etuvchi atomlar o'rtasida sezilarli farqlar bo'lsa, diagramma o'zgaradi. Keling, ko'rib chiqaylik HF molekulasi, bunda atomlar elektromanfiyligi jihatidan bir-biridan katta farq qiladi.

Vodorod atomining 1s orbitalining energiyasi ftor valentlik orbitallarining eng kattasi - 2p orbitalining energiyasidan yuqori. Vodorod atomining 1s orbitali va ftorning 2p orbitalining o'zaro ta'siri hosil bo'lishiga olib keladi. bog'lovchi va antibog'lovchi orbitallar, rasmda ko'rsatilganidek. HF molekulasining bog'lanish orbitalida joylashgan bir juft elektron hosil bo'ladi qutbli kovalent aloqa.

Bog'lanish orbitali uchun HF molekulasi, ftor atomining 2p orbitali vodorod atomining 1s orbitaliga qaraganda muhimroq rol o'ynaydi.

Antibonding orbital uchun HF molekulalari buning aksi: vodorod atomining 1s orbitali ftor atomining 2p orbitaliga qaraganda muhimroq rol o'ynaydi.

Kategoriyalar,

3.4. Molekulyar orbital usul

Molekulyar orbital (MO) usuli atom orbitallarining (LCAO) chiziqli birikmasining grafik modelida eng ko'p ko'rinadi. MO LCAO usuli quyidagi qoidalarga asoslanadi.

1. Atomlar kimyoviy bog'lanish masofasiga yaqinlashganda, atom orbitallaridan molekulyar orbitallar (AO) hosil bo'ladi.

2. Hosil bo'lgan molekulyar orbitallar soni boshlang'ich atom orbitallari soniga teng.

3. Energiya jihatidan bir-biriga yaqin bo'lgan atom orbitallari. Ikki atom orbitalining ustma-ust tushishi natijasida ikkita molekulyar orbital hosil bo'ladi. Ulardan biri asl atomlarga qaraganda kamroq energiyaga ega va deyiladi ulash , va ikkinchi molekulyar orbital asl atom orbitallariga qaraganda ko'proq energiyaga ega va deyiladi bo'shashish .

4. Atom orbitallari ustma-ust tushsa, ikkala -bog'lar (kimyoviy bog'lanish o'qi bo'ylab bir-biriga yopishgan) va -bog'lar (kimyoviy bog'lanish o'qining har ikki tomonida bir-biriga yopishgan) hosil bo'lishi mumkin.

5. Kimyoviy bog lanishda qatnashmaydigan molekulyar orbital deyiladi majburiy emas . Uning energiyasi asl AO energiyasiga teng.

6. Bitta molekulyar orbital (shuningdek, atom orbitali) ikkitadan ko'p bo'lmagan elektronni o'z ichiga olishi mumkin.

7. Elektronlar molekulyar orbitalni eng kam energiyaga ega (eng kam energiya printsipi) egallaydi.

8. Degeneratsiyalangan (bir xil energiya bilan) orbitallarni to'ldirish ketma-ket sodir bo'ladi, ularning har biri uchun bitta elektron.

Keling, MO LCAO usulini qo'llaymiz va vodorod molekulasining tuzilishini tahlil qilamiz. Dastlabki vodorod atomlarining atom orbitallarining energiya darajalarini ikkita parallel diagrammada tasvirlaymiz (3.5-rasm).

Ko'rinib turibdiki, bog'lanmagan atomlarga nisbatan energiyada daromad bor. Ikkala elektron ham o'z energiyasini pasaytirdi, bu valentlik bog'lanish usulida valentlik birligiga to'g'ri keladi (bog' bir juft elektron orqali hosil bo'ladi).
LCAO MO usuli ionlarning hosil bo'lishini aniq tushuntirishga imkon beradi va valentlik bog'lanish usulida qiyinchiliklarga olib keladi. H atomining bir elektroni energiya ortishi bilan kationning -bog'lovchi molekulyar orbitaliga o'tadi (3.7-rasm).

Anionda uchta elektron ikkita molekulyar orbitalga joylashtirilishi kerak (3.8-rasm).

Agar ikkita elektron bog'lanish orbitaliga tushib, energiyani oshirsa, uchinchi elektron o'z energiyasini oshirishi kerak. Biroq, ikkita elektron tomonidan olingan energiya bitta elektron yo'qotganidan ko'ra kattaroqdir. Bunday zarracha mavjud bo'lishi mumkin.
Ma'lumki, ishqoriy metallar gaz holatida ikki atomli molekulalar shaklida mavjud. Keling, LCAO MO usuli yordamida ikki atomli Li 2 molekulasining mavjudligini tekshirishga harakat qilaylik. Asl lityum atomi ikkita energiya darajasida elektronlarni o'z ichiga oladi - birinchi va ikkinchi (1 s va 2 s) (3.9-rasm).

Bir-biriga o'xshash 1 s-litiy atomlarining orbitallari ikkita molekulyar orbital (bog'lanish va antibog'lanish) beradi, ular minimal energiya printsipiga ko'ra to'liq to'rtta elektron bilan band bo'ladi. Ikki elektronning bog'lovchi molekulyar orbitalga o'tishi natijasida hosil bo'lgan energiyaning orbitaliga boshqa ikkita elektron antibog'lovchi molekulyar orbitalga o'tganda uning yo'qotishlarini qoplashga qodir emas. Shuning uchun litiy atomlari o'rtasida kimyoviy bog'lanish hosil bo'lishiga faqat tashqi (valentlik) elektron qatlamning elektronlari yordam beradi.
Valentlik 2 bir-biriga mos kelishi s-litiy atomlarining orbitallari ham bitta hosil bo'lishiga olib keladi
-bog'lanish va bitta antibog'lovchi molekulyar orbitallar. Ikki tashqi elektron bog'lanish orbitalini egallab, energiyaning aniq daromadini ta'minlaydi (bog'lanish koeffitsienti 1).
LCAO MO usulidan foydalanib, biz He 2 molekulasining hosil bo'lish imkoniyatini ko'rib chiqamiz (3.10-rasm).

Bunday holda, ikkita elektron bog'lovchi molekulyar orbitalni, qolgan ikkitasi esa antibog'lanish orbitalini egallaydi. Elektronli ikkita orbitalning bunday populyatsiyasi energiyada hech qanday daromad keltirmaydi. Demak, He 2 molekulasi mavjud emas.
LCAO MO usulidan foydalanib, kislorod molekulasining paramagnit xususiyatlarini ko'rsatish oson. Shaklni chalkashtirmaslik uchun biz 1-qoplamani hisobga olmaymiz s-birinchi (ichki) elektron qavat kislorod atomlarining orbitallari. Buni hisobga olsak p-ikkinchi (tashqi) elektron qavatning orbitallari ikki xil tarzda ustma-ust tushishi mumkin. Ulardan biri o'xshashi bilan ustma-ust tushadi va -bog' hosil qiladi (3.11-rasm).

Yana ikkitasi p-AO o'qning ikkala tomonida bir-biriga yopishadi x ikki -bog'larning hosil bo'lishi bilan (3.12-rasm).

Loyihalangan molekulyar orbitallarning energiyalarini ultrabinafsha mintaqadagi moddalarning yutilish spektrlari asosida aniqlash mumkin. Shunday qilib, kislorod molekulasining bir-birining ustiga chiqishi natijasida hosil bo'lgan molekulyar orbitallar orasida p-AO, ikkita -bog'lovchi degenerativ (bir xil energiya bilan) orbitallar -bog'lovchi orbitalga qaraganda kamroq energiyaga ega, ammo *-antibonding orbitallari kabi, ular *-antibonding orbitalga nisbatan kamroq energiyaga ega (3.13-rasm).

O 2 molekulasida parallel spinli ikkita elektron ikkita degeneratsiyalangan (bir xil energiyaga ega) *-antibog'lovchi molekulyar orbitallarda bo'ladi. Bu kislorod molekulasining paramagnit xususiyatlarini aniqlaydigan juftlashtirilmagan elektronlarning mavjudligi, agar kislorod suyuq holatga sovutilsa, sezilarli bo'ladi.
Ikki atomli molekulalar orasida eng kuchlilaridan biri CO molekulasidir. MO LCAO usuli bu haqiqatni osongina tushuntiradi (3.14-rasm, b.ga qarang. 18).

Bir-biriga yopishish natijasi p-O va C atomlarining orbitallari ikkita degenerativ hosil bo'ladi
-bog'lovchi va bitta - bog'lovchi orbital. Ushbu molekulyar orbitallar oltita elektronni egallaydi. Shuning uchun bog'lanishning ko'pligi uchtadir.
LCAO MO usuli nafaqat ikki atomli molekulalar uchun, balki ko'p atomli molekulalar uchun ham qo'llanilishi mumkin. Keling, misol tariqasida ushbu usul doirasida ammiak molekulasining tuzilishini ko'rib chiqamiz (3.15-rasm).

Chunki uchta vodorod atomi faqat uchta 1 ga ega s-orbitallar, keyin hosil bo'lgan molekulyar orbitallarning umumiy soni oltitaga teng bo'ladi (uchta bog'lanish va uchta antibog'lanish). Azot atomining ikkita elektroni bog'lanmagan molekulyar orbitalda (yolg'iz elektron juft) tugaydi.

3.5. Molekulalarning geometrik shakllari

Molekulalarning shakllari haqida gapirganda, ular birinchi navbatda atom yadrolarining fazodagi nisbiy joylashishini anglatadi. Molekula uch yoki undan ortiq atomdan iborat bo'lsa (ikki yadro har doim bir xil to'g'ri chiziqda joylashgan) molekula shakli haqida gapirish mantiqan to'g'ri keladi. Molekulalarning shakli valentlik (tashqi) elektron juftlarini itarilish nazariyasiga asoslanib aniqlanadi. Bu nazariyaga ko'ra, molekula har doim tashqi elektron juftlarining itarilishi minimal bo'lgan shaklga ega bo'ladi (minimal energiya printsipi). Bunday holda, itarish nazariyasining quyidagi fikrlarini yodda tutish kerak.

1. Yagona elektron juftlar eng katta itarilishga uchraydi.
2. Bog'lanish hosil bo'lishida ishtirok etuvchi yolg'iz juftlik va juftlik o'rtasidagi itarish biroz kamroq.
3. Bog`lanish hosil bo`lishida ishtirok etuvchi elektron juftlar orasidagi eng kam itilish. Ammo kimyoviy bog'lanishlar hosil bo'lishida ishtirok etuvchi atomlarning yadrolarini maksimal burchakka ajratish uchun bu ham etarli emas.

Misol tariqasida, ikkinchi davr elementlarining vodorod birikmalarining shakllarini ko'rib chiqing: BeH 2, BH 3, CH 4, C 2 H 4, C 2 H 2, NH 3, H 2 O.
BeH 2 molekulasining shaklini aniqlashdan boshlaylik. Keling, uning elektron formulasini tasvirlaymiz:

shundan molekulada yolg'iz elektron juftlari yo'qligi aniq bo'ladi. Binobarin, atomlarni bog'laydigan elektron juftlari uchun barcha uchta atom bir xil to'g'ri chiziqda joylashgan maksimal masofaga surish mumkin, ya'ni. burchagi HBeH 180 °.
BH 3 molekulasi to'rt atomdan iborat. Elektron formulasiga ko'ra, u yolg'iz elektron juftlarini o'z ichiga olmaydi:

Molekula barcha aloqalar orasidagi masofa maksimal va ular orasidagi burchak 120 ° bo'lgan shaklga ega bo'ladi. Barcha to'rt atom bir xil tekislikda bo'ladi - molekula tekis:

Metan molekulasining elektron formulasi quyidagicha:

Berilgan molekulaning barcha atomlari bir tekislikda bo'la olmaydi. Bunday holda, ulanishlar orasidagi burchak 90 ° bo'ladi. Atomlarning yanada maqbul (energetika nuqtai nazaridan) joylashuvi - tetraedral mavjud. Bu holda bog'lanishlar orasidagi burchak 109 ° 28 ".
Etenning elektron formulasi:

Tabiiyki, kimyoviy bog'lanishlar orasidagi barcha burchaklar maksimal 120 ° qiymatini oladi.
Ko'rinib turibdiki, atsetilen molekulasida barcha atomlar bir xil to'g'ri chiziqda bo'lishi kerak:

H:C:::C:H.

Ammiak molekulasi NH 3 va uning barcha o'tmishdoshlari o'rtasidagi farq shundaki, unda azot atomida yolg'iz elektron juftligi mavjud:

Yuqorida aytib o'tilganidek, bog'lanish hosil bo'lishida ishtirok etuvchi elektron juftlar yolg'iz elektron juftlikdan kuchliroq qaytariladi. Yolg'iz juftlik ammiak molekulasidagi vodorod atomlariga nisbatan simmetrik joylashgan:

HNH burchagi metan molekulasidagi HCH burchagidan kichikroq (elektronlarning kuchli itarilishi tufayli).
Suv molekulasida allaqachon ikkita yolg'iz juftlik mavjud:

Bu molekulaning burchak shakliga bog'liq:

Yolg'iz elektron juftlarining kuchli itarilishi natijasida HOH burchagi ammiak molekulasidagi HNH burchagidan ham kichikroq bo'ladi.
Keltirilgan misollar valentlik elektron juftlarini itarish nazariyasi imkoniyatlarini juda aniq ko'rsatib beradi. Bu ko'plab noorganik va organik molekulalarning shakllarini bashorat qilishni nisbatan osonlashtiradi.

3.6. Mashqlar

1 . Qanday turdagi bog'lanishlarni kimyoviy deb tasniflash mumkin?
2. Kimyoviy bog'lanishni ko'rib chiqishda qanday ikkita asosiy yondashuvni bilasiz? Ularning farqi nimada?
3. Valentlik va oksidlanish darajasini aniqlang.
4. Oddiy kovalent, donor-akseptor, dativ, metall va ion aloqalari o'rtasidagi farqlar qanday?
5. Molekulyar aloqalar qanday tasniflanadi?
6. Elektromanfiylik nima? Elektromanfiylik qanday ma'lumotlar asosida hisoblanadi? Kimyoviy bog'lanish hosil qiluvchi atomlarning elektron manfiyligi bizga nimani hukm qilish imkonini beradi? D.I.Mendeleyev davriy sistemasida yuqoridan pastga va chapdan o‘ngga harakat qilganda elementlar atomlarining elektron manfiyligi qanday o‘zgaradi?
7. LCAO MO usuli yordamida molekulalarning tuzilishini ko'rib chiqishda qanday qoidalarga amal qilish kerak?
8. Valentlik bog‘lanish usulidan foydalanib, elementlarning vodorod birikmalarining tuzilishini tushuntiring
2-davr.
9. Cl 2, Br 2, I 2 molekulalari qatorida dissotsilanish energiyasi kamayadi (mos ravishda 239 kJ/mol, 192 kJ/mol, 149 kJ/mol), lekin F 2 molekulasining dissotsilanish energiyasi (151 kJ/mol) kamayadi. ) dissotsilanish energiyasi Cl 2 molekulasidan sezilarli darajada kam bo'lib, umumiy naqshdan chiqib ketadi. Berilgan faktlarni tushuntiring.
10. Nima uchun normal sharoitda CO 2 gaz, SiO 2 esa qattiq, H 2 O suyuqlik,
va H 2 S gazmi? Moddalarning agregatsiya holatini tushuntirishga harakat qiling.
11. LCAO MO usulidan foydalanib, B 2, C 2, N 2, F 2, LiH, CH 4 molekulalarida kimyoviy bog'lanishlarning paydo bo'lishi va xususiyatlarini tushuntiring.
12. Valentlik elektron juftlarini itarilish nazariyasidan foydalanib, 2-davr elementlari kislorod birikmalari molekulalarining shakllarini aniqlang.

Molekulyar orbital usul molekuladagi elektronlar izolyatsiya qilingan atomdagi atom orbitallariga o'xshash molekulyar orbitallarda joylashgan degan taxminga asoslanadi.. Har bir molekulyar orbital molekulyar kvant sonlarining ma'lum bir to'plamiga mos keladi. Molekulyar orbitallar uchun Pauli printsipi o'z kuchida qoladi, ya'ni. Har bir molekulyar orbital antiparallel spinli ikkitadan ko'p bo'lmagan elektronni o'z ichiga olishi mumkin.

Umumiy holatda, ko'p atomli molekulada elektron bulut bir vaqtning o'zida barcha atomlarga tegishli, ya'ni. ko'p markazli kimyoviy bog'lanishlar hosil bo'lishida ishtirok etadi. Shunday qilib, molekuladagi barcha elektronlar bir vaqtning o'zida butun molekulaga tegishli va ikkita bog'langan atomning mulki emas.. Demak, molekula alohida atomlar yig'indisi sifatida emas, balki bir butun sifatida qaraladi.

Har qanday yadrolar va elektronlar tizimidagi kabi molekulada molekulyar orbitallardagi elektronning holati tegishli to'lqin funktsiyasi bilan tavsiflanishi kerak. Molekulyar orbital usulning eng keng tarqalgan versiyasida elektron to'lqin funktsiyalari ifodalash orqali topiladi molekulyar orbital atom orbitallarining chiziqli birikmasi sifatida(versiyaning o'zi "MOLCAO" qisqartirilgan nomini oldi).

MOLCAO usulida to'lqin funktsiyasi ishoniladi y , molekulyar orbitalga mos keladigan, yig'indi sifatida ifodalanishi mumkin:

y = s 1 y 1 + s 2 y 2 + ¼ + s n y n

bu erda y i - o'zaro ta'sir qiluvchi atomlarning orbitallarini tavsiflovchi to'lqin funksiyalari;

c i - sonli koeffitsientlar, ularni kiritish zarur, chunki turli atom orbitallarining umumiy molekulyar orbitalga qo'shgan hissasi har xil bo'lishi mumkin.

To'lqin funksiyasining kvadrati o'zaro ta'sir qiluvchi atomlar orasidagi fazoning istalgan nuqtasida elektronni topish ehtimolini aks ettirganligi sababli, molekulyar to'lqin funktsiyasi qanday shaklga ega bo'lishi kerakligini bilish qiziq. Bu savolni hal qilishning eng oson yo'li ikkita bir xil atomlarning 1s orbitallarining to'lqin funktsiyalarining kombinatsiyasi:

y = c 1 y 1 + c 2 y 2

1 = c 2 = c bo'lgan bir xil atomlar uchun yig'indini hisobga olishimiz kerak

y = c 1 (y 1 + y 2)

Doimiy Bilan faqat funktsiyaning amplitudasiga ta'sir qiladi, shuning uchun orbitalning shaklini topish uchun yig'indisi qanday bo'lishini bilish kifoya. y 1 Va y 2 .

O'zaro ta'sir qiluvchi ikkita atomning yadrolarini bog'lanish uzunligiga teng masofaga qo'yib, 1s orbitallarning to'lqin funktsiyalarini tasvirlab, biz ularni qo'shishni amalga oshiramiz. Ma’lum bo‘lishicha, to‘lqin funksiyalarining belgilariga qarab ularning qo‘shilishi turli natijalar beradi. Bir xil belgilar bilan funktsiyalar qo'shilgan taqdirda (4.15-rasm, a) qiymatlar y yadrolararo fazoda qiymatlardan kattaroqdir y 1 Va y 2 . Qarama-qarshi holatda (4.15-rasm, b) umumiy molekulyar orbital yadrolararo bo'shliqda to'lqin funktsiyasining mutlaq qiymatining dastlabki atomlarning to'lqin funktsiyalariga nisbatan kamayishi bilan tavsiflanadi.

y 2

y 1

Guruch. 4.15. Atom orbitallarining hosil bo'lish jarayonida qo'shilish sxemasi

bog'lash (a) va yumshatish (b) MO

To'lqin funksiyasining kvadrati fazoning tegishli hududida elektronni topish ehtimolini tavsiflaganligi sababli, ya'ni. elektron bulutning zichligi, bu to'lqin funktsiyalarini qo'shishning birinchi versiyasida yadrolararo bo'shliqda elektron bulutining zichligi oshadi, ikkinchisida esa u kamayadi.

Shunday qilib, bir xil belgilar bilan to'lqin funktsiyalarining qo'shilishi manfiy zaryadlangan yadrolararo mintaqaga musbat zaryadlangan yadrolarning jozibador kuchlarining paydo bo'lishiga va kimyoviy bog'lanishning paydo bo'lishiga olib keladi. Ushbu molekulyar orbital deyiladi ulash , va uning ustida joylashgan elektronlar bog'lovchi elektronlar .

Turli belgilarning to'lqin funktsiyalari qo'shilgan taqdirda, yadrolararo mintaqa yo'nalishi bo'yicha har bir yadroning tortishishi zaiflashadi va itaruvchi kuchlar ustunlik qiladi - kimyoviy bog'lanish mustahkamlanmaydi va hosil bo'lgan molekulyar orbital deyiladi. bo'shashish (uning ustida joylashgan elektronlar antibog'lovchi elektronlar ).

Atom s-, p-, d-, f- orbitallarga o'xshab, MOlar belgilanadi s- , p- , d- , j-orbitallar . Ikki 1s orbitalning o'zaro ta'siridan kelib chiqadigan molekulyar orbitallar belgilanadi: s-bog'lash Va s (yulduzcha bilan) - bo'shashish . Ikki atom orbitallari o'zaro ta'sirlashganda, har doim ikkita molekulyar orbital hosil bo'ladi - bog'lanish va antibog'lanish.

Elektronning atom 1s orbitalidan s orbitaliga o'tishi, kimyoviy bog'lanish hosil bo'lishiga olib keladi, energiya ajralib chiqishi bilan birga keladi. Elektronning 1s orbitaldan s orbitaliga o'tishi energiya talab qiladi. Binobarin, s-bog'lovchi orbitalning energiyasi pastroq, s-bog'lanish orbitali esa odatda mos keladigan diagrammalar shaklida tasvirlangan dastlabki atom 1s orbitallarining energiyasidan yuqori bo'ladi (4.16-rasm).

OAJ MO OAJ

Guruch. 4.16. Vodorod molekulasining MO hosil bo'lishining energiya diagrammasi

Molekulyar orbitallarning hosil bo'lishining energiya diagrammalari bilan bir qatorda, o'zaro ta'sir qiluvchi atomlarning orbitallarini bir-biriga yopish yoki qaytarish natijasida olingan molekulyar bulutlarning ko'rinishi qiziq.

Bu erda shuni hisobga olish kerakki, hech qanday orbitallar o'zaro ta'sir qila olmaydi, lekin faqat ma'lum talablarni qondiradiganlar.

1. Boshlang'ich atom orbitallarining energiyalari bir-biridan unchalik farq qilmasligi kerak - ular kattaligi bo'yicha taqqoslanadigan bo'lishi kerak.

2. Atom orbitallari molekula o‘qiga nisbatan bir xil simmetriya xossalariga ega bo‘lishi kerak.

Oxirgi talab ular bir-biri bilan birlasha olishiga olib keladi, masalan, s – s (4.17-rasm, a), s – p x (4.17-rasm, b), r x – r x, lekin s – ni birlashtira olmaydi. p y, s - p z (4.17-rasm, c), chunki dastlabki uchta holatda ikkala orbital yadrolararo o'q atrofida aylantirilganda o'zgarmaydi (3.17-rasm a, b), oxirgi hollarda esa ular belgisini o'zgartiradi (4.17-rasm, v). Bu, so'nggi hollarda, bir-birining ustiga chiqadigan maydonlarni o'zaro olib tashlashga olib keladi va bu sodir bo'lmaydi.

3. O'zaro ta'sir qiluvchi atomlarning elektron bulutlari iloji boricha bir-biriga yopishishi kerak. Bu, masalan, p x – p y, p x – p z yoki p y – p z orbitallarni bir-biriga yopishgan hududlarga ega bo'lmagan orbitallarni birlashtirish mumkin emasligini anglatadi.

(a B C)

Guruch. 4.17. Imkoniyatga atom orbitallari simmetriyasining ta'siri

molekulyar orbitallarning hosil bo'lishi: MO'lar hosil bo'ladi (a, b),

shakllanmagan (in)

Ikki s-orbitalning o'zaro ta'sirida hosil bo'lgan s- va s-orbitallar quyidagicha ko'rinadi (3.18-rasm).

1s

s 1

1s

+

Guruch. 4.18. Ikkita 1s orbitalini birlashtirish sxemasi

Ikki p x orbitalning o'zaro ta'siri ham s bog'ini beradi, chunki hosil bo'lgan bog'lanish atomlarning markazlarini bog'laydigan to'g'ri chiziq bo'ylab yo'naltiriladi. Olingan molekulyar orbitallar mos ravishda s va s bilan belgilanadi; ularning hosil bo'lish diagrammasi 2-rasmda ko'rsatilgan. 4.19.

Guruch. 4.19. Ikki p x orbitalni birlashtirish sxemasi

p y - p y yoki p z - p z orbitallarning birikmasi bilan (4.20-rasm) s orbitallar hosil bo'lmaydi, chunki Orbitallarning yuzaga kelishi mumkin bo'lgan maydonlari atomlar markazlarini bog'laydigan to'g'ri chiziqda joylashgan emas. Bunday hollarda degenerativ p y - va p z -, shuningdek, p - va p - orbitallari hosil bo'ladi ("degeneratsiya" atamasi bu holda "shakl va energiya jihatidan bir xil" degan ma'noni anglatadi).

Guruch. 4.20. Ikki p z orbitalni birlashtirish sxemasi

Ko'p atomli tizimlarning molekulyar orbitallarini hisoblashda, bundan tashqari, Molekulyar orbitallarning bog'lanish va antibog'lanish o'rtasida joylashgan energiya darajalari. Bunday MO deyiladi majburiy emas .

Atomlardagi kabi, molekulalardagi elektronlar minimal energiyaga mos keladigan molekulyar orbitallarni egallashga intiladi. Shunday qilib, vodorod molekulasida ikkala elektron ham 1s orbitaldan bog'lanish s 1 s orbitalga o'tadi (4.14-rasm), uni formula yozuvi bilan ifodalash mumkin:

Atom orbitallari singari, molekulyar orbitallar ham ikkitadan ko'p bo'lmagan elektronni ushlab turishi mumkin.

MO LCAO usuli valentlik tushunchasi bilan ishlamaydi, lekin "tartib" yoki "bog'larning ko'pligi" atamasini kiritadi.

Aloqa tartibi (P)bog'lovchi va antibog'lanish elektronlari sonidagi farqni o'zaro ta'sir qiluvchi atomlar soniga bo'lish qismiga teng, ya'ni. diatomik molekulalar bo'lsa, bu farqning yarmi. Bog'lanish tartibi butun va kasr qiymatlarini, shu jumladan nolni olishi mumkin (agar bog'lanish tartibi nolga teng bo'lsa, tizim beqaror va kimyoviy bog'lanish sodir bo'lmaydi).

Shuning uchun, MO usuli nuqtai nazaridan, ikkita bog'lovchi elektrondan hosil bo'lgan H2 molekulasidagi kimyoviy bog'lanish yagona bog' deb qaralishi kerak, bu ham valentlik bog'lanish usuliga mos keladi.

MO usuli nuqtai nazaridan barqaror molekulyar ion H mavjudligi aniq. Bunda bitta elektron atom 1s orbitaldan molekulyar s 1 S orbitalga oʻtadi, bu energiya ajralib chiqishi va koʻpligi 0,5 boʻlgan kimyoviy bogʻlanish hosil boʻlishi bilan kechadi.

H va He molekulyar ionlari (uchta elektronni o'z ichiga olgan) bo'lsa, uchinchi elektron allaqachon antibog'lanish orbitaliga joylashtirilgan (masalan, He (s 1 S) 2 (s ) 1) va bunday ionlardagi bog'lanish tartibi. 0,5 sifatida aniqlanadi. Bunday ionlar mavjud, ammo ulardagi aloqa vodorod molekulasiga qaraganda zaifroq.

Gipotetik He 2 molekulasi 4 ta elektronga ega bo'lishi kerakligi sababli, ular faqat s 1 S - bog'lanish va s - antibonding orbitallarida 2 ta joylashishi mumkin, ya'ni. bog'lanish tartibi nolga teng va boshqa asil gazlar kabi geliyning diatomik molekulalari mavjud emas. Xuddi shunday, Be 2, Ca 2, Mg 2, Ba 2 va hokazo molekulalar hosil bo'lmaydi.

Shunday qilib, molekulyar orbital usuli nuqtai nazaridan ikkita o'zaro ta'sir qiluvchi atom orbitallaridan ikkita molekulyar orbital hosil bo'ladi: bog'lanish va antibog'lanish. Asosiy kvant raqamlari 1 va 2 bo'lgan AOlar uchun 1-jadvalda keltirilgan MOlarning shakllanishi mumkin. 4.4.

Xronologik jihatdan, MO usuli miloddan avvalgi usuldan kechroq paydo bo'ldi, chunki kovalent bog'lanishlar nazariyasida BC usuli bilan izohlab bo'lmaydigan savollar qoldi. Keling, ulardan ba'zilariga to'xtalib o'tamiz.

Ma'lumki, BC usulining asosiy pozitsiyasi atomlar orasidagi bog'lanish elektron juftlar (ikki elektronli bulutlarni ulash) orqali amalga oshiriladi. Lekin har doim ham shunday emas. Ba'zi hollarda kimyoviy bog'lanishning shakllanishida alohida elektronlar ishtirok etadi. Demak, H 2+ molekulyar ionida bir elektronli bog` mavjud. BC usuli bir elektronli bog'lanish hosil bo'lishini tushuntira olmaydi, uning asosiy pozitsiyasiga zid keladi.

BC usuli ham molekuladagi juftlanmagan elektronlarning rolini tushuntirmaydi. Juftlanmagan elektronlarga ega bo'lgan molekulalar paramagnit, ya'ni ular magnit maydonga tortiladi, chunki juftlashtirilmagan elektron doimiy magnit momentni hosil qiladi. Agar molekulalarda juftlashtirilmagan elektronlar bo'lmasa, ular diamagnetik- magnit maydondan tashqariga suriladi. Kislorod molekulasi paramagnit bo'lib, u parallel spinli yo'nalishga ega ikkita elektronga ega, bu BC usuliga ziddir. Shuni ham ta'kidlash kerakki, BC usuli kompleks birikmalarning bir qator xossalarini - ularning rangini va boshqalarni tushuntirib bera olmadi.

Ushbu faktlarni tushuntirish uchun molekulyar orbital usul (MOM) taklif qilindi.

4.5.1. MMO ning asosiy qoidalari, mo.

1. Molekulada barcha elektronlar taqsimlanadi. Molekulaning o'zi bir butun, yadro va elektronlar yig'indisidir.

2. Molekulada har bir elektron molekulyar orbitalga mos keladi, xuddi atomdagi har bir elektron atom orbitaliga mos keladi. Va orbital belgilar o'xshash:

AO s, p, d, f

MO s, p, d, ph

3. Birinchi taxminga ko'ra, molekulyar orbital atom orbitallarining chiziqli birikmasi (qo'shish va ayirish). Shuning uchun ular MO LCAO usuli (molekulyar orbital atom orbitallarining chiziqli birikmasi) haqida gapirishadi. N OAJ tashkil etilgan N MO (bu usulning asosiy nuqtasi).

Guruch. 12. Energiya

molekulyar shakllanish sxemasi

vodorod sovutgichlari H 2

MO usulida kimyoviy bog'lanishlarni ko'rib chiqish molekuladagi elektronlarni uning orbitallari ustida taqsimlashdan iborat. Ikkinchisi energiyani oshirish tartibida va Pauli printsipini hisobga olgan holda to'ldiriladi. Bu usul kovalent bog'lanish hosil bo'lganda yadrolar orasidagi elektron zichligi oshishini nazarda tutadi.

1-3-bandlardan foydalanib, biz H 2 molekulasining hosil bo'lishini MO usuli nuqtai nazaridan tushuntiramiz. Vodorod atomlari etarlicha yaqinlashganda, ularning elektron orbitallari bir-biriga yopishadi. 3-bandga ko'ra, ikkita bir xil ls orbitaldan ikkita molekulyar orbital hosil bo'ladi: ulardan biri atom orbitallarini qo'shishdan, ikkinchisi ularni ayirishdan (12-rasm). Birinchi E 1 energiyasi< E 2 , а энергия второй E 2 < E 3 .

Energiyasi izolyatsiya qilingan atom atom orbitalining energiyasidan kichik bo'lgan molekulyar orbital deyiladi. ulash(belgi bilan ko'rsatilgan sv) va undagi elektronlar bog'lovchi elektronlar.

Energiyasi atom orbitalining energiyasidan katta bo'lgan molekulyar orbital deyiladi antibog'lanish yoki bo'shashish(belgi bilan ko'rsatilgan razr) va undagi elektronlar antibog'lovchi elektronlar.

Agar bog'lovchi vodorod atomlarining elektron spinlari antiparallel bo'lsa, ular MO bog'lanishni egallaydi va kimyoviy bog'lanish paydo bo'ladi (12-rasm), E 1 (435 kJ/mol) energiya ajralib chiqishi bilan birga. Agar vodorod atomlari elektronlarining spinlari parallel bo'lsa, Pauli printsipiga ko'ra, ular bir xil molekulyar orbitalda joylasha olmaydi: ulardan biri bog'lovchi orbitalda, ikkinchisi esa antibog'lanish orbitalida joylashgan bo'ladi. bu kimyoviy bog'lanish hosil bo'lmasligini anglatadi.

MO usuliga ko'ra, agar bog'lovchi orbitallardagi elektronlar soni antibog'lovchi orbitallardagi elektronlar sonidan ko'p bo'lsa, molekulalarning hosil bo'lishi mumkin. Agar bog'lovchi va antibog'lovchi orbitallardagi elektronlar soni bir xil bo'lsa, unda bunday molekulalar hosil bo'lmaydi. Shunday qilib, nazariya He 2 molekulasining mavjudligiga yo'l qo'ymaydi, chunki u bog'lovchi orbitalda ikkita va antibog'lanish orbitalida ikkita elektronga ega bo'ladi. Antibog'lovchi elektron har doim bog'lovchi elektronning ta'sirini bekor qiladi.

MO usulining yozuv tizimida atomlardan vodorod molekulasi hosil bo'lish reaksiyasi quyidagicha yoziladi:

2H = H 2 [(s CB 1s) 2 ],

bular. belgilar atom va molekulyar orbitallarda elektronlarning joylashishini ifodalash uchun ishlatiladi. Bunday holda, har bir MO ning belgisi qavslar ichiga olinadi va bu orbitaldagi elektronlar soni o'ngdagi qavslar ustida ko'rsatiladi.

Valentlik bog'lanishlar soni quyidagi formula bilan aniqlanadi:

bunda: B – obligatsiyalar soni;

N CB N RAZR - mos ravishda molekuladagi bog'lovchi va antibog'lovchi elektronlar soni.

Vodorod molekulasida B = (2-0) : 2 = 1, vodorod bir valentli. H 2 molekulasi diamagnetik (elektronlar juftlashgan).

Endi H 2+ molekulyar ionidagi bir elektronli bog'lanish oson tushuntiriladi (13-rasm). Bu ionning yagona elektroni energiya jihatidan eng qulay orbitalni egallaydi Sent 1s. Jarayon tenglamasi:

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

Guruch. 13. Energiya diagrammasi shakl. 14. Energiya diagrammasi

digeliy ionining molekulyar shakllanishining shakllanishi He 2

vodorod ioni H2

H 2 + ionidagi bog'lanishlar soni ½ (bitta elektron bilan bog'langan). H 2 + ioni paramagnitdir (bitta juftlashtirilmagan elektronga ega).

Molekulyar digeliy ioni He 2+ mavjudligi mumkin (14-rasm). Uning hosil bo'lish tenglamasi

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

Bu ion eksperimental ravishda topilgan. Undagi ulanishlar soni

Guruch. 15 . Ikkinchi davr elementlarining ikki atomli gomonuklear molekulalarini hosil qilishning energiya sxemasi

(2-1) : 2 = 1/2 . Ion paramagnit (juftlanmagan elektronga ega).

4.5.2. 2-davr elementlarining asosiy ikki atomli gomonuklear molekulalari. Ikkita bir xil AO dan MO larni qurishning ko'rib chiqilgan printsipi D.I. tizimining 2-davridagi elementlarning gomonuklear molekulalarini qurishda saqlanadi. Mendeleev. Ular 2s- va 2r x -, 2r y ning o'zaro ta'siri natijasida hosil bo'ladi. - va 2p z orbitallari.

1s orbitallarning ichki elektronlarining ishtirokini e'tiborsiz qoldirish mumkin (keyingi energiya diagrammalarida ular hisobga olinmaydi). Bir atomning 2s orbitali faqat boshqa atomning 2s orbitali bilan oʻzaro taʼsir qiladi (oʻzaro taʼsir qiluvchi orbitallarning energiyalari yaqin boʻlishi kerak), MOs s 2 s yorugʻlik va s 2 s dis hosil qiladi. Ikkala atomning 2p orbitallari ustma-ust tushganda (oʻzaro taʼsirlashganda) MO lar hosil boʻladi: s x yorugʻlik, s x sinish, p y yorugʻlik, p y uzilish, p z yorugʻlik, p z uzilish.

(

Guruch. 16. Li 2 molekulasini hosil qilishning energiya sxemasi

15-rasm). Bular. oltita boshlang'ich 2p orbitaldan oltita MO hosil bo'ladi - uchta bog'lanish va uchta antibog'lanish. dan tashkil topgan MO s- va p x -atomik orbitallar, harf bilan belgilanadi , va r y - va r z - dan – harf . Rasmdan foydalanish. 15 MO usulining nota tizimida bu molekulalarning elektron konfiguratsiyasini ifodalash oson.

1-misol. Litiy molekulasi Li 2. Uning hosil bo'lish sxemasi 16-rasmda ko'rsatilgan. U ikkita bog'lovchi elektronga ega, molekulasi diamagnetikdir (elektronlar juftlashgan). Tenglama va formulani yozishni ichki darajani K bilan belgilash orqali soddalashtirish mumkin:

2Li = Li 2

Ulanishlar soni 1 ta.

2-misol. Beriliy Be 2 molekulasi. Molekulaning sakkiz elektroni MO ga quyidagicha joylashtirilgan:

Ve 2

Ko'rib turganingizdek, molekuladagi bog'lanishlar soni nolga teng: ikkita antibog'lanish elektronlari ikkita bog'lovchining ta'sirini yo'q qiladi. Bunday molekula mavjud bo'lishi mumkin emas va u hali kashf etilmagan. Shuni ta'kidlash kerakki, ikki atomli molekulalar IIA guruhining barcha elementlari, palladiy va inert elementlar uchun mumkin emas, chunki ularning atomlari yopiq elektron tuzilishga ega.

3-misol. Azot molekulasi N 2 (17-rasm). MO bo'yicha 14 elektronning taqsimlanishi quyidagicha yoziladi:

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

yoki qisqartirilgan:

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

1 -1 +1 +1 +1=3

Guruch. 17. N 2 molekula hosil bo'lishining energiya sxemasi

Formuladan pastda bitta MO da joylashgan ikkita elektron valentlik bog lanish hosil qilishini hisoblash asosida molekuladagi bog lanishlar soni; Plyus belgisi bog'lanish orbitallarini, minus belgisi esa antibog'lanish orbitallarini bildiradi. Molekuladagi bog'lar soni 3 ta. Juftlanmagan elektronlar yo'q - molekula diamagnitdir.

4-misol. O 2 molekulasi (18-rasm). Elektronlar MO ga quyidagi ketma-ketlikda joylashtiriladi:

O 2 [KK(s s CB)2(s s razr)2(p y CB)2(p z CB)2(s x CB)2(p y razr)1(p z razr)1]

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

Guruch. 18. O 2 molekulasini hosil qilishning energiya sxemasi

Molekulada ikkita valentlik aloqasi mavjud. Oxirgi ikkita elektron Xund qoidasiga muvofiq har xil p-antibog'lovchi orbitallarga joylashtirildi. Ikki juft bo'lmagan elektron kislorod molekulasining paramagnetizmini aniqlaydi.

4.5.3. 2-davr elementlarining ikki atomli geteroyadro molekulalari. 2-davr elementlarining atomlaridan tashkil topgan geteroyadroli diatomik molekulalarning MO larini hosil qilishning energiya sxemasi rasmda ko'rsatilgan. 19. Gomuklear molekulalarning MO larining hosil bo'lish sxemasiga o'xshaydi.

Asosiy farq shundaki, turli elementlar atomlarining bir xil orbitallarining energiya qiymatlari bir-biriga teng emas, chunki atom yadrolarining zaryadlari har xil. Misol sifatida, CO va NO molekulalarining elektron valentlik konfiguratsiyasini ko'rib chiqing.

Guruch. 19 . Ikkinchi davr elementlarining ikkita atom geteroyadroviy molekulasini hosil qilishning energiya sxemasi

5-misol . CO molekulasi. Uglerod atomining tashqi elektron qobig'i 2s 2 2p 2 konfiguratsiyaga ega, kislorodning konfiguratsiyasi esa 2s 2 2p 4. Shuning uchun CO molekulasining MO ni to'ldirishda 4 + 6 = 10 elektron ishtirok etadi. Ulardan ikkitasi s 2 s yorug‘lik orbitalida, ikkitasi s 2 s o‘lchamli orbitalda, to‘rttasi p y CB va p z CB orbitallarida, to‘qqizinchi va o‘ninchisi s x yorug‘likda joylashgan. Shunday qilib, CO molekulasining elektron valentlik konfiguratsiyasi quyidagi formula bilan ifodalanishi mumkin:

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

1 -1 +1 +1 +1=3

BC nazariyasida nazarda tutilganidek, CO molekulasi uchta valentlik bog'iga ega (N 2 bilan solishtiring). Molekula diamagnetik - barcha elektronlar juftlashgan.

6-misol. Molekula NO. Azot oksidi (II) molekulasining MO 11 ta elektronni sig'dirishi kerak: beshta azot - 2s 2 2p 3 va oltita kislorod - 2s 2 2p 4. Ulardan oʻntasi uglerod oksidi (II) molekulasining elektronlari bilan bir xilda joylashgan (5-misol), oʻn birinchisi esa antibogʻlovchi orbitallardan birida – p y rez yoki p Z rez (bu orbitallar energetik bir-biriga teng). Keyin

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

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

Demak, NO molekulasi ikki yarim valentlik bog'larga ega, bog'lanish energiyasi yuqori - 677,8 kJ/mol. U paramagnitdir, chunki u bitta juftlashtirilmagan elektronni o'z ichiga oladi.

Berilgan misollar molekulalarning tuzilishi va xususiyatlarini tushuntirishda MO usulining imkoniyatlarini ko'rsatadi.

7-misol. Fosfor juftlanmagan elektronlar (spinvalentlik) tufayli qanday valentlikni normal va qo'zg'aluvchan holatda namoyon qilishi mumkin?

Yechim. Fosforning tashqi energiya darajasidagi elektronlarning taqsimlanishi 3s 2 3p 3 (Xund qoidasini hisobga olgan holda,
) kvant hujayralari uchun quyidagi shaklga ega:

3s 3px 3py 3pz

Fosfor atomlari erkin d-orbitallarga ega, shuning uchun bitta 3s elektronning 3D holatiga o'tishi mumkin:

3s 3px 3py 3pz 3dxy

Demak, fosforning normal holatdagi valentligi (spinvalentligi) uchga, hayajonlangan holatda esa beshga teng.

Misol 8 . Valentlik orbital gibridlanish nima? AB n tipidagi molekulalar qanday tuzilishga ega bo'lsa, ulardagi bog'lanish tufayli hosil bo'ladi sp-, sp 2 -, sp 3 -A atomi orbitallarining gibridlanishi?

Yechim. Valentlik bog'lanishlar nazariyasi (BC) nafaqat sof AO ning, balki aralash, gibrid deb ataladigan AO ning ham kovalent aloqalarini hosil qilishda ishtirok etishini nazarda tutadi. Gibridlanish jarayonida orbitallarning (elektron bulutlarning) asl shakli va energiyasi o'zaro o'zgaradi va yangi bir xil shakldagi va bir xil energiyaga ega bo'lgan orbitallar (bulutlar) hosil bo'ladi. Gibrid orbitallar soni (q) asl soniga teng. Javob jadvalda. 13.