6.3: Формування зв'язків за допомогою атомних орбіталів

Last updated
Save as PDF

Page ID: 106333

\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

У написанні звичайних структур Льюїса для молекул ми припускаємо, що ковалентний хімічний зв'язок між двома атомами передбачає спільне використання пари виборів, по одному від кожного атома. На малюнку 6-5 показано, як атомні орбіталі можна вважати використовуваними для формування зв'язків. Тут ми постулюємо, що єдиний зв'язок утворюється шляхом стягування двох атомних ядер привабливими силами, що чинилися ядрами для двох парних електронів в перекриваються атомних орбіталів.

Оскільки дві атомні орбіталі можуть утримувати максимум чотири електрони, розумно запитати, чому в зв'язку зазвичай беруть участь два, а не один, три або чотири електрони. Відповідь полягає в тому, що два перекриваються атомних

Ліва сторона стрілки: Два кола, що представляють атом водню, що складаються разом, кожен має стрілку наполовину і половину з кола. Лівий атом має стрілку, спрямовану вгору і з атома, а праворуч - стрілка, спрямована вниз і в коло. Кожен атом маркується 1 с. Це йде до двох атомів водню, пов'язаних між собою. Перекриття між атомами затінене сірим кольором. Маркуються H-H. — Малюнок 6-5: Представлення утворення\(H-H\) зв'язку шляхом спільного використання електронів на орбіталі, що перекриваються

Орбіталі можна вважати об'єднаними для отримання одного низькоенергетичного зв'язку молекулярної орбіталі та однієї високоенергетичної антизв'язуючої молекулярної орбіталі (див. Верхню частину рис. 6-6 (а)). \(^2\)Орбіталі, які перекриваються, як показано на малюнку 6-6 (а), як кажуть, перекриваються сигматичним способом,\(^3\) а орбітальна зв'язок називається сигма-орбітальною (\(\sigma\)); антізв'язуюча орбітальна називається \(\sigma^*\)орбітальною (читайте «сигма-зірка»). Двох парних електронів вистачає, щоб заповнити\(\sigma\) орбіталь. Будь-які додаткові електрони повинні йти в високоенергетичну\(\sigma^*\) орбіту і сприяти не зв'язуванню, а відштовхуванню між атомами.

Молекула-іон\(H_2^\oplus\) водню можна розглядати як має один електрон в\(\sigma\) орбіталі. Він був вивчений у пароподібному стані спектроскопічними засобами і встановлено, що він має енергію дисоціації до\(H^\oplus\) та\(H \cdot\)\(61 \: \text{kcal mol}^{-1}\) порівняно з енергією\(104.2 \: \text{kcal mol}^{-1}\) зв'язку для\(H_2\). Кілька можливих комбінацій двох водневих орбіталей і від одного до чотирьох електронів показані на малюнку 6-6 (б).

Дві фігури: a і b. a: два атоми перекриваються з позначкою «перекриваються орбіталями 1 с». Стрілка йде від цих атомів до двох одиночних атомів. Верхній атом позначений антизв'язуючою сигмою (з астериком) молекулярної орбітальної. Нижній атом позначений «склеюванням сигми молекули орбітальної». b: Два рівні; сигма з астеричною орбітальною (антібондінг і вища енергія) і сигма-орбітальна (зв'язок і нижча енергія). Кожна сполука має атом в кожній орбіталі. Зліва направо; H 2 + стабільний з енергією зв'язку 61 к кал на моль: стрілка, спрямована вгору в нижній орбіталі. H 2 нормальний стан з енергією зв'язку 104,2 k кал на моль: одна стрілка спрямована вгору і одна спрямована вниз в нижньому атомі. H 2 збуджений стан: одна стрілка, спрямована вгору в нижньому атомі, і одна стрілка, спрямована вниз у вищому атомі. H 2 мінус нестабільний: одна стрілка спрямована вгору і одна спрямована вниз в нижньому атомі і одна стрілка, спрямована вгору на вищий атом. H 1 в квадраті мінус нестабільний: одна стрілка, спрямована вгору, і одна стрілка, спрямована вниз в кожному атомі. — Малюнок 6-6: (а) Схематичне зображення утворення склеювальних (\(\sigma\)) і антитібондажних (\(\sigma^*\)) молекулярних орбіталей шляхом перекриття двох атомних\(1s\) орбіталей. (b) Деякі з різних електронних конфігурацій, які можливі з цими орбіталями

\(^2\)Детальніше про різницю між склеювальними і антизв'язуючими орбіталями наведено в розділі 21-2. Поки ми скажемо, що властивість орбіталів, що призводить до склеювання або антизв'язування, є властивістю, аналогічною фазі. Пофазова комбінація двох орбіталів - це склеювання, а позафазова комбінація - антизв'язування.

\(^3\)Позначення sigma (\(\sigma\)) позначає, що орбітальне перекриття і електронна щільність найбільші по міжядерної осі.

Дописувачі та атрибуція

Template:ContribRoberts