Spôsobom MO je možnosť vzdelávania v molekule. Kovové orbitky (MMO)

Podľa metódy MO, elektronická štruktúra molekuly s analogickým štruktúrou molekuly N2:

Nie

Multiplicity komunikácie v žiadnej molekule je (8-3): 2 \u003d 2,5.

Konfigurácia molekulárnych orbitálov v ióne NO -:

Nie -

NO +.

9.3. Na základe metódy MO inštalácia, ktorá z uvedených častíc neexistujú:
On 2; 2 +; Byť 2; 2 +.

9.4. Distribuovať elektróny na molekulárnych orbitálnych molekulách B2. Určite multiplicitu komunikácie.

9.5. Rozdeľujte elektróny na molekulárnych orbitáloch pre molekulu N2. Určite multiplicitu komunikácie. N2;
N 2 -.
Multiplicity komunikácie v N2 je (8-2): 2 \u003d 3;
Multiplicity komunikácie v N2 je (8-3): 2 \u003d 2.5.
Zníženie väzbovej energie počas prechodu z neutrálnej molekuly N2 až ión N2 -
spojené so znížením množstva komunikácie.

9.9. Distribuovať elektróny na molekulárnej orbitálnej lište pre CN ion

9.10. Použitie metódy MO na určenie, ako sa mení komunikačná dĺžka a komunikácia energie v radeCN +, CN, CN -.

Už vieme, že v atómoch sú elektróny na povolených energetických stavov - atómové orbititácie (AO). Podobne existujú elektróny v molekulách v povolených energetických stavoch - molekulárne orbitály (MO).

Molekulárne orbitálne. Pracuje oveľa zložitejšie atómové orbitálne. Dávame niekoľko pravidiel, ktoré sa budeme riadiť budovaním MO od JSC:

• Pri zostavovaní MO zo súboru atómových orbitov sa získa rovnaký počet MO ako AO v tejto sade.
• Priemerná energia MO, získaná z niekoľkých JSC, je približne rovnaká (ale môže byť väčšia alebo menej) priemernej energie JSC.
• Mo je podriadený zákazu Pauli: Na každom mo, ktoré by mali mať opačné chrbty.
• JSC, ktoré majú porovnateľnú energiu, je kombinovaná najúčinnejšie.
• Účinnosť, s ktorou sa dva atómové orbitky kombinujú, je úmerná ich prekrývaniu.
• Pri tvorbe MO pri prekrývaní dvoch neekvivalentných záväzkov AO obsahuje väčší prínos AO s najnižšou energiou a orbitálnym objemom je prínosom JSC s vyššou energiou.

Predstavujeme koncepciu komunikačná zákazka. V diatónu molekuly, poradie komunikácie ukazuje, koľko sa počet elektronických párov viazania prekročí počet trhlín elektronických párov:

Teraz považujeme za to, ako môžete použiť tieto pravidlá.

Molekulárne orbitálne diagramy prvého obdobia prvkov

Začnime S. Tvorba molekúl vodíka Dvoch atómov vodíka.

V dôsledku interakcie 1s orbitály Každý z atómov vodíka sa vytvoria dva molekulárne orbitáty. Pri interakcii, keď sa hustota elektrónov je koncentrovaná v priestore medzi jadrami, je vytvorená viazanie Sigma - orbitálne (σ). Táto kombinácia má nižšiu energiu ako počiatočné atómy. Pri interakcii, keď je hustota elektrónov sústredená mimo medzery, foriem bALÁRNY SIGMA - ORBITAL (σ *). Táto kombinácia má vyššiu energiu ako počiatočné atómy.

Elektróny, v súlade s princíp powli, Som prvýkrát obsadil orbitálny s najnižšou energiou σ-orbitálnym.

Zvážiť Tvorba molekuly, s konvergenciou dvoch atómov hélia. V tomto prípade sa interakcia 1S orbitálov a tvorba a σ * -rbitári vyskytujú, a tieto dve elektróny zaberajú väzbovú orbitálnu a ostatné dva elektróny sú pečené. Σ * -Rubital destabilizovaný na rovnaký spôsob, ako je σ -orbital stabilizovaný, preto dva elektróny, ktoré zaberajú σ * -orbital destabilizovať molekulu HE2. V skutočnosti je experimentálne dokázané, že 2 molekula je veľmi nestabilná.

Ďalej, zvážte molekuly Li 2Berúc do úvahy, že 1S- a 2s orbitmách sú príliš odlišné v energii, a preto medzi nimi neexistujú žiadne silné interakcie. Schéma energetickej hladiny molekuly LI 2 je uvedený nižšie, kde elektróny, ktoré sú na 1S viazanie a 1s-platnosti orbitálov, neprispievajú významným príspevkom k väzbe. Preto je zodpovedný za vytvorenie chemických väzieb v molekule LI 2 2s-elektróny. Táto akcia sa vzťahuje aj na vytvorenie iných molekúl, v ktorých naplnené atómové podiely (s, p, d) neposkytujú príspevok chemická komunikácia. Zohľadňuje sa teda valenčné elektróny .

Výsledkom alkalické kovyMolekulárny orbitálny diagram bude mať podobný formulárnej molekule LI 2 diskutovaným USA.

Komunikačná zákazka n.v LI 2 molekule je 1

Molekulové prvky orbity grafu druhého obdobia

Zvážte, ako dva identické atómy druhého obdobia navzájom spolupracujú, s množinou S a p-orbitálov. Očakáva sa, že 2s orbitály budú spojené len medzi sebou, a 2P orbitály sú len s 2P orbitálmi. Pretože 2P orbitálne môže vzájomne spolupracovať dvoma spôsobmi, potom tvoriť σ- a π-molekulárne orbitáty. Pomocou nižšie uvedenej generálnej schémy môžete nainštalovať elektronické konfigurácie diatónu molekúl druhého obdobia ktoré sú uvedené v tabuľke.

Napríklad tvorba molekuly, napr Fluorid F2. z atómov v systéme symbolov Teórie molekulárnych orbitálov Možno nahrať nasledovne:

2f \u003d F2 [(σ 1s) 2 (σ * 1s) 2 (σ 2s) 2 (σ * 2S) 2 (σ 2PX) 2 (π 2P0) 2 (π 2PZ) 2 (π * 2PY) 2 ( π * 2pz) 2].

Pretože Prekrývajúce sa 1s-mraky je zanedbateľné, účasť elektrónov v týchto orbitálnych dávkach môže byť zanedbaná. Potom bude elektronická konfigurácia molekuly fluóru takto:

F 2,

kde K je elektronická konfigurácia K-vrstvy.

Molekulárne orbitálne polárne oxidové molekuly

DOCTRINE MO Umožňuje vysvetliť a vzdelávanie dicatomické heteroanické molekuly. Ak sa atómy v molekule nie sú príliš odlišné od seba (napríklad NO, CO, CN), môžete použiť diagram nad prvkom 2.

S významnými rozdielmi medzi atómami obsiahnutými v molekule sa schéma modifikuje. Zvážiť hF molekulaV ktorom atómy sa výrazne líšia na elektronegativite.

Energia 1S-orbitálneho atómu vodíka je vyššia ako energia najvyššej fluórovej valencie orbitals - 2P orbitálne. Interakcia 1S-orbitálneho atómu vodíka a 2P-orbitálneho fluóru vedie k vzdelaniu väzba a pečenie orbitálne, ako sa zobrazuje na obrázku. Pár elektrónov umiestnených na väzbových orbitálnych HF molekulách polárna kovalentná komunikácia.

Pre záväzné orbitálne HF 2P orbitálne molekuly atómu fluóru hrá dôležitejšiu úlohu ako 1s orbitálny atóm vodíka.

Pre trhanie orbitálov HF molekuly naopak: 1s-orbitálny atóm vodíka hrá dôležitejšiu úlohu ako 2P- orbitálny atóm fluóru

Metóda molekulárnych orbitálov je založený na predpoklade, že elektróny v molekule sú umiestnené na molekulárnych orbóliách, podobne ako atómové orbitáty v izolovanom atóme. Každá molekulárne orbitálne zodpovedá určitému množstvu molekulárnych kvantových čísel. Pre molekulárne orbitáty, zásada Powli zachová spravodlivosť, t.j. Každé molekulárne orbitálne nesmie byť viac ako dve elektróny s anti-rovnobežnými točmi.

Všeobecne platí, že v multiomickej molekule, elektronický mrak patrí do všetkých atómov v rovnakom čase, t.j. Podieľa sa na tvorbe multicentrickej chemickej väzby. Touto cestou, všetky elektróny v molekule patria do celej molekuly súčasne a nie sú vlastnosťou dvoch pripojených atómov.. Teda, molekula sa považuje za celok, a nie ako určitá kombinácia jednotlivých atómov.

V molekule, ako v akomkoľvek systéme jadier a elektrónov, by mal byť stav elektrónu na molekulárnych orbitátoch opísaný zodpovedajúcou funkciou vlny. V najbežnejšej variante spôsobu molekulárnej orbitálov sa funkcie elektrónovej vlny nachádzajú molekulárne orbitálne ako lineárna kombinácia atómových orbitálov (Samotný variant dostal skrátený názov "MOLKAO").

V metóde Molkao sa predpokladá, že funkcia vlny y. , Som reprezentovaný molekulárnym orbitálnym, môže byť zastúpený ako súčet:

y \u003d c 1 y1 + c 2 y 2 + ¼ + s n y n

kde y i je vlnové funkcie charakterizujúce orbitálne medzi aktívnymi atómami;

c I je numerické koeficienty, ktorých zavedenie je nevyhnutné, pretože príspevok rôznych atómových orbitív na celkovú holnú orbitál môže byť odlišná.

Keďže štvorec vlny funkcie odráža pravdepodobnosť zistenia elektrónu v ktoromkoľvek mieste priestoru medzi interakčnými atómami, je zaujímavé zistiť, aký druh funkcie molekulárnej vlny by mal mať. Najjednoduchší spôsob, ako tento problém vyriešiť v prípade kombinácie vlnových funkcií 1s orbitál dvoch identických atómov: \\ t

y \u003d C1 y1 + C 2 y2

Pretože pre rovnaké atómy s 1 \u003d C 2 \u003d C, by sa mala zvážiť suma

y \u003d c 1 (y1 + y2)

Konštantný z Ovplyvňuje len rozsah amplitúdy funkcie, preto, aby ste našli formu orbity, postačuje zistiť, čo bude suma y1. a y2. .

Umiestnením jadra dvoch interakčných atómov vo vzdialenosti rovnajúcej sa dĺžke komunikácie a zobrazovaním funkcií vĺn 1s orbitál, urobíme im pridanie. Ukazuje sa, že v závislosti od známok funkcií vĺn, ich pridanie dáva rôzne výsledky. V prípade pridania funkcií s rovnakými značkami (obr. 4.15, A) hodnoty y. V priestore medzi mestomi, viac ako hodnoty y1. a y2. . V opačnom prípade (obr. 4.15, b), celkový molekulový orbitálny je charakterizovaný poklesom absolútnej hodnoty funkcie vlny v medziobule v porovnaní s vlnovými funkciami výsledných atómov.

Obr. 4.15. Schéma pridania atómových orbitálov počas formácie

viazanie (a) a prasknutie (b) mo

Keďže štvorec funkcie vlny charakterizuje pravdepodobnosť nájdenia elektrónu v príslušnej oblasti priestoru, t.j. Hustota elektronického mraku, čo znamená, že v prvom uskutočnení funkcií vĺn, hustota elektronického mraku v priestore medzi sedadla sa zvyšuje, a v druhom sa znižuje.

Pridanie vlnových funkcií s rovnakými značkami vedie k vzniku príťažlivých síl pozitívne nabitých jadier na negatívne nabitú intersticiálnu oblasť a tvorbu chemickej väzby. Takáto molekulárne orbitálne viazanie a elektróny, ktoré sú na ňom - väzbové elektróny .

V prípade pridávania funkcií vlnových funkcií rôznych príznakov, príťažlivosť každého jadra v smere medzi meterárneho regiónu oslabuje a repulzívnej sily prevláda - chemická väzba nie je posilnená a výsledná molekulárne orbitálne sa nazýva holý (Elektrony, na nej sú umiestnené - trhanie elektrónov ).

Podobne Atomic S-, P-, D-, F- Orbitions, MO označuje s- , p- , d- , j- Orbitions . Molekulárne orbitáty vyplývajúce z interakcie dvoch 1s orbitálov označujú: s-viazanie a s. (s hviezdičkou) - holý . Pri interakcii dvoch atómových orbitív sa vždy vytvárajú dve molekulové väzby a uvoľnenie.

Prechod elektrónov s atómovým 1S-orbitálnym na S - Orbital, ktorý vedie k tvorbe chemickej väzby, je sprevádzaný uvoľňovaním energie. Prechod elektrónu z 1S orbitálov na S-erbital si vyžaduje náklady na energiu. V dôsledku toho je energeticky väzbová orbitálna je nižšia a S je tichá - vyššia ako energia počiatočných atómových 1s orbitálov, ktorá je zvyčajne znázornená vo forme príslušných diagramov (obr. 4.16).

JSC MO AO

Obr. 4.16. Energetický diagram tvorby molekuly vodíka

Spolu s energetickými diagramami tvorby molekulárnych orbitít je zaujímavý vzhľad molekulárnych oblakov získaných prekrývaním alebo odpudzovaním orbitólov interakčných atómov.

Treba poznamenať, že žiadne orbitóny môžu komunikovať, ale uspokojiť určité požiadavky.

1. Energia počiatočných atómových orbitálov by sa neodlišovala od seba - musia byť primerané.

2. Atómové orbitky musia mať rovnaké vlastnosti symetrie vzhľadom na osi molekuly.

Posledná požiadavka vedie k tomu, čo sa môže navzájom kombinovať, napríklad S - S (Obr. 4.17, A), S - PX (obr. 4.17, B), R x - R x, ale nemôže S - PY, S - pz (Obr. 4.17, C), pretože V prvom troch prípadoch sa obidva orbitánia nezmenia okolo intersticiálnej osi (obr. 3.17 A, B) av posledných prípadoch - Zmena znaku (Obr. 4.17, B). To vedie, v posledných prípadoch na vzájomné odčítanie výsledných oblastí prekrytia a nevyskytuje sa.

3. Elektronické mraky interakčných atómov sa musia prekrývať čo najviac. To znamená, že napríklad, že nie je možné kombinovať p x - p y, p x - p z alebo p y - p z orbitálov, ktoré nemajú prekrytie.

(a b c)

Obr. 4.17. Účinok symetrie atómových orbitálov o možnosti

tvorba molekulárnych orbitálov: MO je tvorená (A, B),

nie sú tvorené (c)

V prípade interakcie dvoch S-orbitálov vyzerá S - a S-S-S-S) takto (obr. 3.18)

Obr. 4.18. Kombinovaná schéma dvoch 1s orbitálov

Interakcia dvoch p x -orbital tiež dáva S-Bonds, pretože Výsledný odkaz je nasmerovaný pozdĺž priamych spojovacích centier atómov. Výsledné molekulárne orbitály sú označené zodpovedajúcim S a S, diagram ich tvorby je znázornený na obr. 4.19.

Obr. 4.19. Kombinovaný diagram dvoch p x -orbitálnych

S kombináciou p-r y alebo p z - p z -orbitali (obr. 4.20), S-orbitálny nemôže tvoriť, pretože Oblasť možného prekrývania orbitálov nie je umiestnená na priamke pripojenie atómových centier. V týchto prípadoch sa vytvoria degenerované p y - a p z - ako aj P - a p - orbitálne (termín "degenerovaný" sa v tomto prípade označuje "rovnaký tvar a energia").

Obr. 4.20. Schéma kombinácie dvoch P Z -orbital

Pri výpočte molekulárnych orbitálov sa môžu objaviť aj multiomické systémy Úrovne energie ležiace v strede medzi väzbovým a pečenie molekulárne orbitálne. Taký Mo nepozorný .

Rovnako ako v atómoch, elektróny v molekulách sa snažia zaberať molekulárne orbitály, ktoré spĺňajú minimálnu energiu. V molekule vodíka sa teda oba elektróny prepnú z 1S-orbitov na viazanie S 1 S -orbitál (obr. 4.14), ktorý môže byť zobrazený podľa vzorca:

Rovnako ako atómové, molekulárne orbitky môžu obsahovať viac ako dve elektróny.

Metóda LCAO neprevádzkuje koncepciu valencie, ale zavádza termín "poriadok", alebo "multiplicitu komunikácie".

Komunikačná objednávka (P)je to rovné súkromnému od rozdielu rozdielu počtu väzbových a pekárskych elektrónov počtom interakcií atómov, t.j. V prípade dummate molekúl polovica tohto rozdielu. Komunikačná objednávka môže byť prijatá celočíselné a frakčné hodnoty, vrátane nuly (ak je poradie komunikácie nula, systém je nestabilný a chemická väzba sa nevyskytuje).

V dôsledku toho, z pozície metódy MO, chemická väzba v molekule H2, tvorená dvoma väzbovými elektrónmi, by mala byť považovaná za jednu väzbu, ktorá zodpovedá metóde valenčných vzťahov.

Z hľadiska metódy MO je zrejmé, a existencia stabilného molekulového iónu H. V tomto prípade jediný elektrón sa pohybuje s atómovým 1S-orbitálnym k molekulárnemu S 1 S -orbitálnym, ktorý je sprevádzaný uvoľňovaním energie a tvorbou chemickej väzby s množstvom 0,5.

V prípadoch molekulárnych iónov h a on (obsahujúce tri elektróny), tretí elektrón je už umiestnený na prasknutie S -Rubital (napríklad on (s 1 s) 2 (s) 1) a poradím komunikácie ióny podľa definície 0,5. Takéto ióny existujú, ale spojenie v nich je slabšie ako v molekule vodíka.

Vzhľadom k tomu, že v hypotetickej molekule, nie 2 by malo byť 4 elektróny, môžu byť umiestnené iba 2 na S 1 S - väzba a s - rušné orbitálne, t.j. Poradie komunikácie je nulové a hélia výťahové molekuly, ako aj iné šľachtické plyny neexistujú. Podobne nie je možné vytvoriť molekuly BE2, CA2, Mg2, BA2 atď.

Z hľadiska spôsobu molekulárneho orbitónu z dvoch interakčných atómových orbitív sa tvoria dve molekulové hmotnosti: viazanie a trhanie. Pre JSC s hlavnými kvantovými číslami 1 a 2, tvorba MO, prezentovaná v tabuľke. 4.4.

Chemická komunikácia

Metóda molekulárnych orbitálov.

Metóda molekulárnych orbitálov (MO) je najuniverzálnejšia široko používaná metóda na opis povahy chemickej väzby. Tento metopa je založený na najnovších úspechoch v oblasti kvantovej mechaniky a vyžaduje zapojenie komplexného matematického prístroja. Táto časť sa zaoberá hlavným kvalitatívnym záverom o povahe a vlastnostiach chemickej väzby.

3.1. Hlavné ciele.

Met metóda vám umožňuje opísať najdôležitejšie vlastnosti molekulárnych systémov:

1. zásadná možnosť tvorby molekulárnych systémov.

2. Sovšetok chemickej väzby a zloženie molekúl.

3. Energetická stabilita molekúl a (zodpovedajúce molekulárne ióny) Sila chemickej väzby.

4. Distribúcia hustoty elektrónov a polaritu chemických väzieb.

5. Donor-akceptorové vlastnosti molekulárnych systémov.

3.2. Hlavné pozície spôsobu.

Hlavné ustanovenia metódy molekulárnej orbitáty sú nasledovné: \\ t

1. Všetky elektróny patria do molekuly ako celku a pohybujú sa v poli jeho jadier a elektrónov.

2. V priestore medzi jadrami je vytvorená zvýšená hustota elektrónov v dôsledku kvantového mechanického účinku interakcie výmeny všetkých spoločných (delokalizovaných) elektrónov. Všimnite si, že v skutočnosti, delokalizované valenčné elektróny atómov prispievajú hlavným prínosom.

3. Tvorba chemickej väzby sa považuje za prechod elektrónov z atómových orbitálov až po molekulárne bývania, ktoré pokrývajú všetky jadrá, s energetickými ziskami. Ak je prechod na molekulárne orbitáty spojené so stresovanou energiou, potom sa molekula nevytvorí.

4. Riešenie problému sa znižuje na zistenie možného MO, distribúcie elektrónov na nich v súlade s kvantovými mechanickými zásadami (minimálna zásada, energia, zákaz Pauli, pravidlo GUND) a uzavretie vlastností výsledný (alebo nie) molekulový systém.

Molekulárne orbitály sa získajú kombináciou atómových orbitálov (AO) odtiaľto meno podľa MO LKAO (MO lineárna kombinácia atómových orbitálov).

1. Pravidlá pre opis molekúl

Pravidlá na nájdenie MO z AO a záver o možnosti tvorby molekúl sú nasledovné: \\ t

1. Interakcia medzi sebou len s jedným najbližším v energii (zvyčajne s rozdielom nie viac ako 12 eV) 1.

Požadovaná sada interaktívnej AO interaktívnej (základná sada atómových orbitívov) pre S- a P-Elements 2 obdobia zahŕňa 2s- a 2P- AO. Je to tento základ, že JSC vám umožní uzatvárať energetický prínos pri pohybe elektrónov do MO.

Pre S- a P-Elements 3 z obdobia v mnohých prípadoch sa ukázalo byť dostatočne obmedzené na 3S a 3P- bázy JSC, v dôsledku relatívne veľkého rozdielu v energii 3P a 3D stavov.

2. Počet molekulárnych orbitálov je rovný počtu atómových orbitálov, z ktorých sú vytvorené. A je to potrebné, v priestore medzi jadrami JSC, ktoré sa prekrývali a mali tú istú symetriu vzhľadom na os prepojenia (X Axis sa zhoduje s osou link). Molekulárne orbitály s nižšou energiou (energeticky priaznivejší stav) ako kombinovaný JSC sa nazývajú viazanie a vyššia energia (energeticky menej priaznivý stav) - trhanie. Ak je energia MO rovná energii kombinovanej AO, potom sa takáto MO nazývajú nekonformálne.

Napríklad atómy 2 periódy dusíka a fluóru majú 4 bázický JSC: jeden 2s - tri 2P- AO. Potom sa diatomická molekula tvorená dvoma identickými atómami prvkov 2 periódy (N2, F2) má osem MO. Z týchto, 4 orbititácie  - typ symetrie vzhľadom na os prepojenia ( s,  p - viazanie a trhanie  s. * ,  p. \\ t * a 4 orbitáty  - typ symetrie vzhľadom na os prepojenia ( y a  Z - viazanie a trhanie a).

3. Zdá sa, že tvorba MO a distribúcia elektrónov používajú energetické diagramy. Horizontálne čiary pozdĺž okrajov diagramov zodpovedajú energii každého AO samostatného atómu, stredu - energie zodpovedajúcej mo. Energia základných JSC NS a NP - prvkov 1,2,3 sú uvedené v tabuľke 1.

Energetický diagram pre molekulu kyslíka O2 je prezentovaná na obrázku 1.

Pri budovaní energetických grafov by sa mal zohľadniť vzájomný vplyv energie MO. Ak je rozdiel v energiách kombinovaného JSC tohto atómu malého (menej ako 12 EV) a majú podobnú symetriu vzhľadom na os komunikácie, napríklad 2S- a 2P - AO z lítia na dusík, potom Dodržiava sa ďalší, tj Konfiguračná interakcia MO. Takáto interakcia vedie k tomu, že na energetickom diagrame pripojenie

 P - MO sa nachádzajú vyššie ako väzba - a - MO, napríklad pre diatónu molekúl od Li2 až N2.

4. V súlade s metódou MO môže molekulový systém tvoriť, ak počet elektrónov na viazaní MO presahuje počet elektrónov pri roztrhnutí MO. Tí. Zvýšenie energie sa uskutočňuje v porovnaní s izolovaným stavom častíc. Komunikačný poriadok (PS) V dúhovej časti, definovanom ako polotude s počtom väzbových a pekárskych elektrónov, by mala byť väčšia ako nula. Takže ps \u003d 2 pre kyslík kyslík molekula o 2.

Prítomnosť v elektrónových molekulách na uninvituing MO nemení PS, ale vedie k určitému oslabeniu komunikačnej energie zvýšením interelektronického odpudzovania. Označuje zvýšenú reakčnú kapacitu molekuly, na tendenciu prechodu neininvitných elektrónov na väzbu MO.