Арга молекулын тойрог замууд Молекул дахь электронууд нь тусгаарлагдсан атом дахь атомын орбиталуудтай адил молекулын тойрог замд байрладаг гэсэн таамаглал дээр үндэслэсэн.. Молекулын тойрог бүр нь тодорхой молекулын багцтай тохирдог квант тоо. Молекул орбиталуудын хувьд Паули зарчим хүчинтэй хэвээр байна, i.e. Молекул орбитал бүр эсрэг параллель спинтэй хоёроос илүүгүй электрон агуулж болно.

Ерөнхийдөө олон атомт молекул дахь электрон үүл нь бүх атомуудад нэгэн зэрэг хамаарна, жишээлбэл. олон төвийг бүрдүүлэхэд оролцдог химийн холбоо. Тиймээс, Молекул дахь бүх электронууд нэгэн зэрэг бүхэл бүтэн молекулд хамаарах бөгөөд хоёр холбогдсон атомын өмч биш юм.. Тиймээс, молекулыг бие даасан атомуудын цуглуулга биш харин нэг цогц гэж үздэг.

Аливаа цөм ба электрон системийн нэгэн адил молекулд молекулын орбитал дахь электроны төлөвийг харгалзах долгионы функцээр тайлбарлах ёстой. Молекулын тойрог замын аргын хамгийн түгээмэл хувилбарт электрон долгионы функцийг дүрслэх замаар олдог молекул орбитал нь атомын орбиталуудын шугаман хослол юм(хувилбар нь өөрөө "MOLCAO" гэсэн товчилсон нэрийг авсан).

MOLCAO аргад долгион үйл ажиллагаа явуулдаг гэж үздэг y , молекулын тойрог замд харгалзах нийлбэрээр илэрхийлж болно:

y = с 1 y 1 + с 2 y 2 + ¼ + с n y n

энд y i нь харилцан үйлчлэлцдэг атомуудын орбиталуудыг тодорхойлдог долгионы функцууд;

c i бол нийт молекулын тойрог замд янз бүрийн атомын орбиталуудын оруулсан хувь нэмэр өөр байж болох тул тэдгээрийг нэвтрүүлэх нь зайлшгүй шаардлагатай тоон коэффициент юм.

Долгионы функцийн квадрат нь харилцан үйлчлэлцэж буй атомуудын хоорондох орон зайн аль ч цэгээс электрон олох магадлалыг илэрхийлдэг тул молекулын долгионы функц ямар хэлбэртэй байх ёстойг олж мэдэх нь сонирхолтой юм. Энэ асуултыг шийдэх хамгийн хялбар арга бол хоёр ижил атомын 1s орбиталуудын долгионы функцүүдийн хослол юм.

y = c 1 y 1 + c 2 y 2

1 = c 2 = c-тэй ижил атомуудын хувьд бид нийлбэрийг авч үзэх хэрэгтэй

y = c 1 (y 1 + y 2)

Тогтмол -тай Энэ нь зөвхөн функцийн далайцад нөлөөлдөг тул тойрог замын хэлбэрийг олохын тулд нийлбэр нь ямар байхыг олж мэдэхэд хангалттай. y 1 Тэгээд y 2 .

Харилцан үйлчилж буй хоёр атомын цөмийг бондын урттай тэнцүү зайд байрлуулж, 1s орбиталуудын долгионы функцийг дүрсэлсний дараа бид тэдгээрийн нэмэлтийг гүйцэтгэнэ. Долгионы функцүүдийн шинж тэмдгүүдээс хамааран тэдгээрийн нэмэлт нь өөр өөр үр дүнг өгдөг. Ижил тэмдэгтэй функцуудыг нэмэх тохиолдолд (Зураг 4.15, а) утгууд y цөмийн хоорондын орон зай дахь утгаас их байна y 1 Тэгээд y 2 . Эсрэг тохиолдолд (Зураг 4.15, б) нийт молекулын орбитал нь анхны атомуудын долгионы функцтэй харьцуулахад цөмийн хоорондын зай дахь долгионы функцийн үнэмлэхүй утгыг бууруулсанаар тодорхойлогддог.

y 2

y 1

Цагаан будаа. 4.15. Үүсэх явцад атомын орбитал нэмэх схем

холбох (a) ба суллах (б) MO

Долгионы функцийн квадрат нь орон зайн харгалзах мужаас электрон олох магадлалыг тодорхойлдог тул өөрөөр хэлбэл. электрон үүлний нягтрал, энэ нь долгионы функцийг нэмэх эхний хувилбарт цөмийн хоорондын зай дахь электрон үүлний нягтрал нэмэгдэж, хоёр дахь нь буурдаг гэсэн үг юм.

Тиймээс ижил тэмдэг бүхий долгионы функцийг нэмэх нь эерэг цэнэгтэй цөмийн сөрөг цэнэгтэй цөмийн бүс рүү татах хүч гарч, химийн холбоо үүсэхэд хүргэдэг. Энэ молекулын тойрог зам гэж нэрлэгддэг холбох , мөн үүн дээр байрлах электронууд байна электронуудыг холбох .

Өөр өөр шинж тэмдгийн долгионы функцийг нэмэх тохиолдолд цөм бүрийн таталцал нь цөм хоорондын бүсийн чиглэлд суларч, түлхэх хүч давамгайлдаг - химийн холбоо бэхждэггүй, үүссэн молекулын тойрог зам гэж нэрлэдэг. сулрах (үүн дээр байрлах электронууд эсрэг бонд электронууд ).

Атомын s-, p-, d-, f- орбиталуудтай адил MOs-ийг тэмдэглэв с- , p- , d- , j-орбиталууд . Хоёр 1s орбиталийн харилцан үйлчлэлийн үр дүнд үүссэн молекулын орбиталуудыг дараахь байдлаар тодорхойлно. s-холбох Тэгээд с (одтой) - сулрах . Хоёр атомын орбитал харилцан үйлчлэхэд хоёр молекул орбитал үргэлж үүсдэг - бонд ба эсрэг холбоо.

Электрон атомын 1s орбиталаас s орбитал руу шилжиж, химийн холбоо үүсэхэд энерги ялгарах дагалддаг. Электрон 1s орбиталаас s орбитал руу шилжихэд энерги шаардагдана. Иймээс s-холбох орбиталын энерги бага, s-холбох орбитал нь анхны атомын 1s орбиталуудын энергиээс өндөр байдаг бөгөөд үүнийг ихэвчлэн харгалзах диаграм хэлбэрээр дүрсэлсэн байдаг (Зураг 4.16).

ХК МО ХК

Цагаан будаа. 4.16. Устөрөгчийн молекулын МО үүсэх энергийн диаграм

Молекулын орбитал үүсэх энергийн диаграммуудын зэрэгцээ харилцан үйлчлэлцдэг атомуудын орбиталуудыг давхцуулж эсвэл няцаах замаар олж авсан молекулын үүлний харагдах байдал нь сонирхолтой юм.

Энд ямар ч тойрог замууд харилцан үйлчлэлцэж чадахгүй, зөвхөн тодорхой шаардлагыг хангаж чаддаг гэдгийг анхаарч үзэх хэрэгтэй.

1. Анхны атомын орбиталуудын энерги нь бие биенээсээ эрс ялгаатай байх ёсгүй - тэдгээр нь хэмжээнүүдийн хувьд харьцуулж болохуйц байх ёстой.

2. Атомын орбиталууд нь молекулын тэнхлэгтэй харьцуулахад ижил тэгш хэмийн шинж чанартай байх ёстой.

Сүүлчийн шаардлага нь s – s (Зураг 4.17, a), s – p x (Зураг 4.17, b), р x – р x, гэхдээ s – гэх мэтийг бие биетэйгээ нэгтгэж чаддаг болоход хүргэдэг. p y, s – p z (Зураг 4.17, в), учир нь эхний гурван тохиолдолд хоёр орбитал хоёулаа цөмийн тэнхлэгийн эргэн тойронд эргэхэд өөрчлөгддөггүй (Зураг 3.17 a, b), сүүлчийн тохиолдолд тэмдэг өөрчлөгддөг (Зураг 4.17, в). Энэ нь сүүлийн тохиолдолд үүссэн давхцлын хэсгүүдийг харилцан хасахад хүргэдэг бөгөөд энэ нь тохиолддоггүй.

3. Харьцаж буй атомуудын электрон үүл нь аль болох давхцаж байх ёстой. Энэ нь жишээлбэл, давхцаж буй мужгүй p x – p y, p x – p z эсвэл p y – p z орбиталуудыг нэгтгэх боломжгүй гэсэн үг юм.

(а) (б) (в)

Цагаан будаа. 4.17. Боломжид атомын орбиталуудын тэгш хэмийн нөлөөлөл

молекул орбитал үүсэх: MOs үүсдэг (a, b),

үүсгээгүй (д)

Хоёр s-орбитал харилцан үйлчлэх тохиолдолд үүссэн s- ба s-орбиталууд дараах байдлаар харагдана (Зураг 3.18).

1сек

s 1

1сек

+

Цагаан будаа. 4.18. Хоёр 1s орбиталийг нэгтгэх схем

Хоёр p x орбиталуудын харилцан үйлчлэл нь мөн с холбоог өгдөг, учир нь үүссэн холбоо нь атомуудын төвүүдийг холбосон шулуун шугамын дагуу чиглэнэ. Үүссэн молекул орбиталуудыг s ба s гэж тэмдэглэсэн бөгөөд тэдгээрийн үүсэх диаграммыг Зураг дээр үзүүлэв. 4.19.

Цагаан будаа. 4.19. Хоёр p x орбиталийг нэгтгэх схем

p y - p y эсвэл p z - p z орбиталуудын хослолоор (Зураг 4.20) s орбитал үүсэх боломжгүй, учир нь Орбиталуудын давхцах боломжтой хэсгүүд нь атомын төвүүдийг холбосон шулуун шугам дээр байрладаггүй. Эдгээр тохиолдолд доройтсон p y - ба p z -, түүнчлэн p - ба p - орбиталууд үүсдэг ("муухай" гэсэн нэр томъёо нь энэ тохиолдолд "хэлбэр, энергийн хувьд ижил" гэсэн үг юм).

Цагаан будаа. 4.20. Хоёр p z орбиталийг нэгтгэх схем

Полатомын системийн молекул орбиталуудыг тооцоолохдоо үүнээс гадна молекулын орбиталуудын холболт ба эсрэг холболтын хооронд байрладаг энергийн түвшин. Ийм MO гэж нэрлэдэг албагүй .

Атомын нэгэн адил молекул дахь электронууд нь хамгийн бага энергитэй тохирч буй молекулын тойрог замыг эзлэх хандлагатай байдаг. Тиймээс устөрөгчийн молекулд электрон хоёулаа 1s орбиталаас s 1 s орбитал руу шилжих болно (Зураг 4.14), үүнийг дараах томъёогоор илэрхийлж болно.

Атомын орбиталуудын нэгэн адил молекул орбитал нь хоёроос илүүгүй электроныг агуулж чаддаг.

MO LCAO арга нь валентийн тухай ойлголттой ажилладаггүй, харин "захиалга" буюу "бондын олон талт байдал" гэсэн нэр томъёог нэвтрүүлдэг.

Харилцааны дараалал (P)нь харилцан үйлчлэлцдэг атомын тоонд холбох ба эсрэг бонд электронуудын тооны зөрүүг хуваах коэффициенттэй тэнцүү байна, өөрөөр хэлбэл. хоёр атомт молекулын хувьд энэ ялгааны тал хувь. Бондын захиалга нь бүхэл болон бутархай утгыг авч болно, үүнд тэг (хэрэв бондын дараалал тэг байвал систем тогтворгүй бөгөөд химийн холбоо үүсэхгүй).

Иймд MO аргын үүднээс авч үзвэл хоёр холбоо электроноор үүсгэгдсэн H2 молекул дахь химийн холбоог нэг холбоо гэж үзэх нь зүйтэй. валентын холбоо.

МО аргын үүднээс авч үзвэл тогтвортой молекулын ион Н байгаа нь тодорхой байна. Энэ тохиолдолд нэг электрон атомын 1s орбиталаас молекулын s 1 S орбитал руу шилжих бөгөөд энэ нь энерги ялгарч, 0.5-ын үржвэртэй химийн холбоо үүсдэг.

H ба He (гурван электрон агуулсан) молекулын ионуудын хувьд гуравдахь электрон нь эсрэг бондын тойрог замд (жишээ нь, He (s 1 S) 2 (s ) 1) аль хэдийн байршсан байдаг ба холболтын дараалал нь ийм байна. ионыг 0.5 гэж тодорхойлно. Ийм ионууд байдаг боловч тэдгээрийн холбоо нь устөрөгчийн молекулаас сул байдаг.

Таамагласан He 2 молекул нь 4 электронтой байх ёстой тул тэдгээр нь зөвхөн s 1 S - холбоо ба s - эсрэг бондын тойрог замд 2 байрлаж болно, өөрөөр хэлбэл. Бондын дараалал нь тэг бөгөөд гелийн хоёр атомт молекулууд бусад үнэт хийнүүд шиг байдаггүй. Үүний нэгэн адил Be 2, Ca 2, Mg 2, Ba 2 гэх мэт молекулууд үүсэх боломжгүй.

Тиймээс молекулын тойрог замын аргын үүднээс авч үзвэл харилцан үйлчлэгч хоёр атомын орбиталаас хоёр молекул орбитал үүсдэг: бонд ба эсрэг холбоо. Үндсэн квант тоо 1 ба 2-той AO-ийн хувьд 1-р хүснэгтэд үзүүлсэн MO үүсэх боломжтой. 4.4.

Дээр дурдсан MBC-ийн сул талууд нь химийн холбоог тодорхойлох өөр квант механик аргыг боловсруулахад хувь нэмэр оруулсан бөгөөд үүнийг молекул тойрог замын арга (ММО). Үндсэн зарчим энэ аргаЛенард-Жонс, Гунд, Мулликен нар үүсгэн байгуулсан. Энэ нь олон атомт бөөмсийг цөм ба электронуудын нэг систем гэсэн санаан дээр суурилдаг. Ийм систем дэх электрон бүр бүх цөмүүдийн таталцлыг мэдэрч, бусад бүх электронуудын түлхэлтийг мэдэрдэг. Ийм системийг ашиглан тайлбарлахад тохиромжтой молекулын тойрог замууд, эдгээр нь атомын орбиталуудын албан ёсны аналогууд юм. Атом ба молекул орбиталуудын ялгаа нь зарим нь нэг цөмийн талбар дахь электроны төлөвийг тодорхойлдог бол зарим нь хэд хэдэн цөмийн талбар дахь электрон төлөвийг тодорхойлдог. Атом ба молекулын системийг тайлбарлах аргын ижил төстэй байдлыг харгалзан үзээд n-атомын молекулын орбиталууд дараахь шинж чанартай байх ёстой гэж дүгнэж болно.

a) молекул дахь электрон бүрийн төлөвийг ψ долгионы функцээр тайлбарлах ба ψ 2 утга нь олон атомт системийн аль ч нэгж эзэлхүүнээс электрон олох магадлалыг илэрхийлдэг; Эдгээр долгионы функцийг молекул орбитал (MO) гэж нэрлэдэг бөгөөд тэдгээр нь тодорхойлолтоор олон төвтэй, өөрөөр хэлбэл. бүх цөмийн талбар дахь электроны хөдөлгөөнийг дүрслэх (сансар огторгуйн аль ч цэгт байх магадлал);

б) молекулын тойрог бүр нь тодорхой эрчим хүчээр тодорхойлогддог;

в) молекул дахь электрон бүр нь спин квант тооны тодорхой утгатай, Паули зарчим молекулд хангагдана;

г) молекулын орбиталуудыг атомын орбиталуудаас тэдгээрийн шугаман хослолоор бүтээдэг: ∑с n ψ n (нийлбэрт ашигласан фолны функцүүдийн нийт тоо k бол n нь 1-ээс k хүртэлх утгыг авна), n - коэффициентүүд;

e) MO-ийн хамгийн бага энерги нь AO-ийн хамгийн их давхцалтайгаар хүрдэг;

е) анхны АО-ууд эрчим хүчний хувьд ойр байх тусам тэдгээрийн үндсэн дээр үүссэн MO-ийн энерги бага байна.

Сүүлчийн байрлалаас харахад маш бага энергитэй атомын дотоод тойрог замууд нь MOs үүсэхэд бараг оролцдоггүй бөгөөд эдгээр орбиталуудын энергид оруулах хувь нэмрийг үл тоомсорлож болно гэж бид дүгнэж болно.

Дээр дурдсан MO-ийн шинж чанарыг харгалзан хоёр атомт молекулын бүтцийг авч үзье энгийн бодис, жишээ нь H 2 молекулын хувьд. Молекулыг бүрдүүлдэг атом бүр (H A ба H B) 1s тойрог замд нэг электронтой байдаг бол MO-г дараах байдлаар илэрхийлж болно.

Ψ MO = A ψ A (1с) + B ψ B (1с)-тэй

Энэ тохиолдолд молекулыг бүрдүүлэгч атомууд ижил байдаг тул MO-ийн бүтээн байгуулалтад АО-ийн оролцооны хувь хэмжээг харуулсан хэвийн болгох хүчин зүйл (c) нь үнэмлэхүй утгаараа тэнцүү тул хоёр сонголтыг хийх боломжтой. Ψ c A = c B ба c A = - c B-тэй MO:

Ψ MO(1) = c A ψ A (1s) + c B ψ B (1s) ба

Ψ MO(2) = c A ψ A (1s) - c B ψ B (1s)

Молекулын тойрог зам Ψ MO(1) нь тусгаарлагдсан атомын орбиталуудтай харьцуулахад атомуудын хооронд илүү их электрон нягттай, түүн дээр байрладаг электронуудтай тохирч байна. эсрэг утгатайПаули зарчмын дагуу эргэдэг - атом дахь энергитэй харьцуулахад бага энерги. IMO LCAO-д ийм тойрог зам гэж нэрлэдэг холбох.

Үүний зэрэгцээ молекулын тойрог зам Ψ MO(2) нь анхны AO-ийн долгионы функцүүдийн ялгаа, өөрөөр хэлбэл. Цөм хоорондын зай дахь электрон нягтрал багассан системийн төлөв байдлыг тодорхойлдог. Ийм тойрог замын энерги нь анхны AO-ээс өндөр бөгөөд үүн дээр электронууд байгаа нь системийн энергийг нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг. Ийм тойрог зам гэж нэрлэдэг сулрах.Зураг 29.3-д устөрөгчийн молекул дахь бонд ба эсрэг бондын орбитал үүсэхийг харуулав.

Зураг.29.3. Устөрөгчийн молекул дахь σ-холбогч ба σ-эсрэг холбоот орбитал үүсэх.

Ψ MO(1) ба Ψ MO(2) нь цөмүүдийн төвүүдийг дайран өнгөрөх тэнхлэгийн ойролцоо цилиндр хэлбэртэй тэгш хэмтэй байна. Энэ төрлийн орбиталуудыг σ - тэгш хэмтэй гэж нэрлэдэг бөгөөд үүнийг бичнэ: холболт - σ1s, эсрэг холбоо - σ ٭ 1s. Тиймээс үндсэн төлөв дэх устөрөгчийн молекулын тохиргоо нь σ1s 2-тай тохирч байгаа бөгөөд цахилгаан гүйдэлд үүссэн He 2+ ионы үндсэн төлөв дэх тохиргоог σ1s 2 σ ٭ 1s гэж бичиж болно (Зураг 1). 30.3).

Цагаан будаа. 30.3. Нэгдүгээр үеийн элементүүдийн молекул ба ионуудын электрон бүтэц, холбоо ба эсрэг бондын орбитал үүсэх энергийн диаграмм.

H2 молекулд электрон хоёулаа холбогч тойрог замыг эзэлдэг бөгөөд энэ нь анхныхтай харьцуулахад системийн энерги буурахад хүргэдэг (хоёр тусгаарлагдсан устөрөгчийн атом). Өмнө дурьдсанчлан, энэ молекул дахь холболтын энерги нь 435 кЖ / моль, бондын урт нь 74 pm байна. Бондын тойрог замаас электроныг зайлуулах нь системийн энергийг нэмэгдүүлдэг (урдуулагчтай харьцуулахад урвалын бүтээгдэхүүний тогтвортой байдлыг бууруулдаг): H 2 + дахь холболтын энерги 256 кЖ / моль, холболтын урт нь 106 pm хүртэл нэмэгддэг. H 2 - бөөмс дэх электронуудын тоо гурав болж өсдөг тул тэдгээрийн нэг нь эсрэг бондын тойрог зам дээр байрладаг бөгөөд энэ нь өмнө нь тайлбарласантай харьцуулахад системийг тогтворгүй болгоход хүргэдэг: E (H 2 -) = 14.5 кЖ / моль. . Үүний үр дүнд антибондын тойрог замд электрон гарч ирэх нь электроныг холбогч орбиталаас салгахаас илүү химийн бондын энергид илүү их нөлөө үзүүлдэг. Дээрх өгөгдлөөс харахад нийт холболтын энерги нь холболтын болон эсрэг бондын орбитал дахь электронуудын тооны зөрүүгээр тодорхойлогддог болохыг харуулж байна. Хоёртын тоосонцрын хувьд хагаст хуваагдсан энэ ялгааг бондын дараалал гэж нэрлэдэг.

Жич = (ē ариун – ē ариун бус)/2

Хэрэв PS нь тэгтэй тэнцүү бол химийн холбоо үүсэхгүй (He 2 молекул, Зураг 30.3). Хэрэв хэд хэдэн системд эсрэг холбоо барих орбитал дахь электронуудын тоо ижил байвал хамгийн их PS утгатай бөөмс хамгийн их тогтвортой байдалтай байна. Үүний зэрэгцээ, ижил PS утгаараа эсрэг бондын тойрог замд цөөн тооны электронтой бөөмс (жишээлбэл, H 2 + ба H 2 - ионууд) илүү тогтвортой байдаг. Зураг 30.3-аас өөр нэг дүгнэлт гарч байна: гелийн атом нь H + ионтой химийн холбоо үүсгэж болно. Хэ-ийн 1s тойрог замын энерги маш бага (-2373 кЖ/моль) хэдий ч устөрөгчийн атомын 1s орбиталтай шугаман хослол (E = -1312 кЖ/моль) нь холбоо үүсэхэд хүргэдэг. тойрог зам, энерги нь гелийээс бага байдаг. HeH+ бөөмийн эсрэг бондын тойрог замд электрон байхгүй тул гелийн атом ба устөрөгчийн ионуудаас бүрдсэн системтэй харьцуулахад илүү тогтвортой байдаг.

Үүнтэй төстэй үндэслэл нь атомын p-орбиталуудын шугаман хослолд хамаарна. Хэрэв z тэнхлэг нь 31.3-р зурагт үзүүлсэн шиг бөөмийн төвүүдийг дайран өнгөрч буй тэнхлэгтэй давхцаж байвал холболтын болон эсрэг холболтын орбиталуудыг тэгшитгэлээр тодорхойлно.

Ψ MO(1) = c A ψ A (2p z) + c B ψ B (2p z) ба Ψ MO(2) = c A ψ A (2p z) - c B ψ B (2p z)

Тэнхлэгүүд нь атомын цөмүүдийг холбосон шугамд перпендикуляр байрладаг p-орбиталуудаас MO-г бүтээхэд π-холбогч ба π-эсрэг холбоо бүхий молекул орбиталууд үүсдэг (Зураг 32.3). Молекулын π y 2p ба π y ٭ 2p орбиталууд нь Зураг дээр үзүүлсэнтэй төстэй. 32.3, гэхдээ эхнийхтэй харьцуулахад 90 o-ээр эргэлддэг. Тиймээс π2р ба π ٭ 2р орбиталууд давхар доройтдог.

Шугаман хослолыг ямар ч АО-оос барьж болохгүй, зөвхөн хангалттай ойрхон энергитэй, давхцах боломжтой зүйлсээс л бүтээж болно гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. геометрийн цэгалсын хараа. σ-холбогч σ-эсрэг холбоог бий болгоход тохиромжтой ийм орбиталуудын хосууд нь s – s, s – p z, s – d z 2, p z – p z, p z – d z 2, d z 2 – d z 2 байж болно, харин шугаман хувьд. p x – p x , p y – p y , p x – d xz , p y – d yz нийлмэл молекулын π-холбоо ба π-эсрэг холбоо молекулын орбиталууд үүсдэг.

Хэрэв бид d x 2- y 2 - d x 2- y 2 эсвэл d xy - d xy төрлийн AO-уудаас MO-г бүтээх юм бол δ-MOs үүснэ. Тиймээс дээр дурьдсанчлан, MO-ийн хуваагдлыг σ, π, δ гэж хуваах нь атомын цөмүүдийг холбосон шугамтай харьцуулахад тэгш хэмээр урьдчилан тодорхойлогддог. Тиймээс σ-MO-ийн хувьд зангилааны хавтгайн тоо тэг, π-MO нь нэг ийм хавтгай, δ-MO нь хоёр байна.

LMAO LCAO-ийн хүрээнд хоёр дахь үеийн гомоатомын молекулуудыг тайлбарлахын тулд атомын орбиталуудын шугаман хослол нь зөвхөн AO орбиталууд нь эрчим хүчний хувьд ойрхон, ижил тэгш хэмтэй байх тохиолдолд л боломжтой гэдгийг анхаарч үзэх хэрэгтэй.

Зураг.31.3. Атомын р-орбиталуудаас σ-холбогч σ-эсрэгбонд орбитал үүсэх

Зураг 32.3 Атомын р-орбиталаас π-холбох ба π-эсрэг холбоо барих молекулын орбитал үүсэх.

Хоёр дахь үеийн орбиталуудаас 2s ба 2p z орбиталууд z тэнхлэгтэй ижил тэгш хэмтэй байна. Li, Be, B, C атомуудын энергийн ялгаа харьцангуй бага тул энэ тохиолдолд 2s ба 2p долгионы функцийг хольж болно. O ба F атомуудын хувьд энергийн 2s ба 2p-ийн ялгаа хамаагүй их байдаг тул тэдгээрийн холилдоход тохиолддоггүй (Хүснэгт 4.3).

Хүснэгт 4.3.

Төрөл бүрийн элементийн 2s ба 2p орбиталуудын хоорондох ∆E энерги

атом	eV дахь ∆E	атом	eV дахь ∆E
Ли	1,85	Н	10,9
Бай	2,73	О	15,6
Б	3,37	Ф	20,8
C	4,18

Хүснэгт 4.3-ын өгөгдөл болон гүйцэтгэсэн тооцооллуудаас харахад нэг талаас Li 2 – N 2 молекулын хувьд МО-ийн харьцангуй энерги, нөгөө талаас O 2 – F 2 молекулын хувьд өөр байна. Эхний бүлгийн молекулуудын хувьд MO энергийг нэмэгдүүлэх дарааллыг дараах байдлаар илэрхийлж болно.

σ2sσ ٭ 2sπ2p x π2p y σ2p z π٭2p x π ٭ 2p y σ ٭ 2p z , мөн O 2 ба F 2 молекулуудын хувьд дараах хэлбэртэй байна.

σ2sσ ٭ 2sσ2p z π2p x π2p y π٭2p x π ٭ 2p y σ ٭ 2p z (Зураг 33.3).

Хоёр дахь энергийн түвшний орбиталуудтай харьцуулахад маш бага энергитэй 1-р төрлийн орбиталууд нь молекулд өөрчлөгдөөгүй, өөрөөр хэлбэл атом хэвээр үлддэг бөгөөд молекулын энергийн диаграммд заагаагүй болно.

Молекул ба молекулын ионуудын энергийн диаграмм дээр үндэслэн бөөмс, тэдгээрийн тогтвортой байдлын талаар дүгнэлт хийж болно. соронзон шинж чанарууд. Иймд МО нь ижил АО-оос бүтсэн молекулуудын тогтвортой байдлыг бондын дарааллын утгаар, харин соронзон шинж чанарыг MO-ийн хосгүй электронуудын тоогоор дүгнэж болно (Зураг 34.3).

LMAO LCAO-ийн үүднээс авч үзвэл валентгүй, дотоод түвшний AO орбиталууд нь MOs үүсэхэд оролцдоггүй боловч холболтын энергид мэдэгдэхүйц нөлөө үзүүлдэг гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. Жишээлбэл, H 2-оос Li 2 руу шилжих үед холболтын энерги 4 дахин багасдаг (432 кЖ/моль-аас 99 кЖ/моль хүртэл).

Зураг 33.3 (a) O 2 ба F 2 ба (б) Li 2 – N 2 молекул дахь MO-ийн энергийн тархалт.

Зураг 34.3 Хоёр дахь үеийн элементүүдийн хоёртын молекулуудын энергийн диаграмм.

Н2 молекулаас электроныг салгаснаар систем дэх холбох энерги 256 кЖ/моль хүртэл буурдаг бөгөөд энэ нь холболтын орбитал дахь электронуудын тоо буурч, PS 1-ээс 0.5 хүртэл буурсантай холбоотой юм. Li 2 молекулаас электроныг салгах тохиолдолд холболтын энерги 100-аас 135.1 кЖ/моль хүртэл нэмэгддэг боловч 6.9-р зурагнаас харахад электрон өмнөх тохиолдлын адилаар молекулаас хасагдсан байна. orbital болон PS нь 0.5 болж буурдаг. Үүний шалтгаан нь Li 2 молекулаас электроныг салгахад MO холбоос дээр байрлах электронууд болон дотоод 1s орбиталийг эзэлдэг электронуудын хоорондох түлхэлт буурдаг. Энэ хэв маяг нь бүх элементийн молекулуудад ажиглагддаг үндсэн дэд бүлэгҮелэх системийн эхний бүлэг.

Цөмийн цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр 1s орбитал дахь электронуудын MO-ийн энергид үзүүлэх нөлөө буурч байгаа тул B 2, C 2 ба N 2 молекулуудад электроныг зайлуулах нь системийн энергийг нэмэгдүүлэх болно ( PS утгын бууралт, нийт бондын энергийн бууралт) нь электроныг бондын орбиталуудаас салгасантай холбоотой. O 2, F 2 ба Ne 2 молекулуудын хувьд электроныг зайлуулах нь эсрэг бондын тойрог замаас үүсдэг бөгөөд энэ нь систем дэх PS болон нийт холболтын энерги, жишээлбэл, F 2 дахь холболтын энергийг нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг. молекул нь 154.8 кЖ/моль, ион дахь F 2 + бараг хоёр дахин өндөр (322.1 кЖ/моль). Дээрх үндэслэл нь чанараас үл хамааран аливаа молекулын хувьд хүчинтэй тоон найрлага. Уншигчдад биеэ авч явахыг зөвлөж байна харьцуулсан шинжилгээхоёртын молекулууд ба тэдгээрийн сөрөг цэнэгтэй молекулын ионуудын тогтвортой байдал, i.e. А 2 + ē = A 2 - процесс дахь системийн энергийн өөрчлөлтийг тооцоолох.

Мөн Зураг 34.3-аас үзэхэд зөвхөн хосгүй электронтой В 2 ба О 2 молекулууд парамагнит шинж чанартай байдаг бол хоёр дахь үеийн элементүүдийн үлдсэн хоёртын молекулууд нь диомаронт бөөмсүүдэд хамаарна.

БСУН-ын хүчинтэй байдлын баталгаа, i.e. гэрчилгээ жинхэнэ оршихуймолекул дахь энергийн түвшинг атом ба тэдгээрээс үүссэн молекулуудын иончлох потенциалын зөрүүгээр тодорхойлно (Хүснэгт 5.3).

Хүснэгт 5.3.

Атом ба молекулын иончлолын потенциал

Хүснэгтэд үзүүлсэн өгөгдлөөс харахад зарим молекулууд үүссэн атомуудаас илүү иончлох потенциалтай байхад зарим нь бага байдаг. MBC-ийн үүднээс энэ баримтыг тайлбарлах боломжгүй юм. Зураг 34.3-т үзүүлсэн өгөгдлийн дүн шинжилгээ нь электроныг холбогч орбиталаас (H 2, N 2, C 2 молекулууд) салгах тохиолдолд молекулын потенциал атомын потенциалаас их байна гэсэн дүгнэлтэд хүргэдэг. Хэрэв MO (O 2 ба F 2 молекулууд) эсрэг холбооноос электроныг салгавал энэ потенциал атомын потенциалаас бага байх болно.

LCAO MMO-ийн хүрээнд гетероатомын хоёртын молекулуудыг авч үзэхэд үндсэн ба хоёрдогч квант тоонуудын ижил утгатай өөр өөр элементийн атомуудын орбиталууд нь энергийн хувьд ялгаатай байдгийг санах хэрэгтэй. Атомын цөмийн үр ашигтай цэнэгийг авч үзэж буй орбиталуудтай харьцуулахад өндөр байх тусам тэдгээрийн энерги бага байдаг. Зураг 35.3-т В атом илүү цахилгаан сөрөг байдаг АВ төрлийн гетероатом молекулуудын MO-ийн энергийн диаграммыг үзүүлэв. Энэ атомын орбиталууд нь А атомын ижил төстэй орбиталуудаас бага энергитэй байдаг. Үүнтэй холбогдуулан В атомын орбиталуудын MOs-ийг холбоход оруулах хувь нэмэр нь MO-ийн эсрэг холбооноос илүү байх болно. Эсрэгээр, MOs-ийн эсрэг холбоог бий болгоход гол хувь нэмэр нь А атомын AO болно. Молекул үүсэх үед хоёр атомын дотоод орбиталуудын энерги бараг өөрчлөгдөөгүй хэвээр байна, жишээлбэл, устөрөгчийн фторын молекулд 1s. ба фторын атомын 2s орбитал нь түүний цөмийн ойролцоо төвлөрдөг бөгөөд энэ нь ялангуяа энэ молекулын туйлшралыг тодорхойлдог (μ = 5.8 ∙ 10 -30). NO молекулын тайлбарыг Зураг 34 ашиглан авч үзье. Хүчилтөрөгчийн AO-ийн энерги нь азотын AO-ээс бага байдаг, эхнийх нь холболтын тойрог замд, харин сүүлийнх нь эсрэгтөрөгчийн орбиталуудад илүү их байдаг. Хоёр атомын 1s ба 2s орбиталууд нь энергийг өөрчилдөггүй (σ2s ба σ ٭ 2s-ийг электрон хосууд эзэлдэг, σ1s ба σ ٭ 1s-ийг зурагт үзүүлээгүй). Хүчилтөрөгч болон азотын атомын 2p орбитал нь тус тус дөрөв ба гурван электрон агуулдаг. Нийт тооЭдгээр электронуудын 7 нь байдаг ба 2p орбиталуудын улмаас үүссэн гурван холболтын орбиталь байдаг. Тэдгээрийг зургаан электроноор дүүргэсний дараа молекул дахь долоо дахь электрон нь эсрэгтөрөгчийн π орбиталуудын аль нэгэнд байрладаг тул азотын атомын ойролцоо байрладаг нь тодорхой болно. Молекул дахь PS: (8 – 3)/2 = 2.5 i.e. молекул дахь нийт холболтын энерги өндөр байна. Гэсэн хэдий ч эсрэг холбоо бүхий тойрог замд байрлах электрон нь өндөр энергитэй бөгөөд түүнийг системээс зайлуулах нь түүнийг тогтворжуулахад хүргэдэг. Энэхүү дүгнэлт нь NO-ийн исэлдэлтийн процессыг идэвхжүүлэх энерги бага байх болно гэдгийг урьдчилан таамаглах боломжийг олгодог. Эдгээр үйл явц нь s.u.-д ч тохиолдож болно.

Үүний зэрэгцээ эдгээр молекулуудын дулааны тогтвортой байдал өндөр байх болно, NO + ион нь азот ба CO молекулуудтай холбогдох нийт энергийн хувьд ойрхон байх ба бага температурт NO димержих болно.

Энэ аргын хүрээнд NO молекулын шинжилгээ нь өөр нэг чухал дүгнэлтэд хүргэдэг - хамгийн тогтвортой нь хоёртын гетероатом молекулууд байх болно, үүнд валентын s ба p орбитал дахь нийт электронуудын тоо бүхий атомууд 10-тай тэнцүү байна. Энэ тохиолдолд, PS = 3. Энэ тоог нэмэгдүүлэх эсвэл багасгах нь PS утгыг бууруулахад хүргэнэ, өөрөөр хэлбэл. бөөмсийг тогтворгүй болгох.

Олон атомт молекулууд IMO-д LCAO-ийг дээр дурдсан хоёр атомт тоосонцортой ижил зарчимд үндэслэн авч үздэг. Энэ тохиолдолд молекулын орбиталууд нь молекулыг бүрдүүлдэг бүх атомын AO-ийн шугаман хослолоор үүсдэг. Иймээс ийм бөөмс дэх MO нь олон төвтэй, нутагшаагүй, систем дэх химийн холбоог бүхэлд нь дүрсэлдэг. Молекул дахь атомуудын төвүүдийн хоорондох тэнцвэрийн зай нь системийн хамгийн бага потенциал энергитэй тохирч байна.

Зураг.35.3. Хоёртын гетероатом молекулуудын MO-ийн энергийн диаграмм

(атом В нь илүү өндөр цахилгаан сөрөг нөлөөтэй).

Зураг 36.3 дахь янз бүрийн төрлийн молекулуудын энергийн диаграмм

БСУН дотор. (Орбитын p x тэнхлэг нь холболтын тэнхлэгтэй давхцдаг)

Зураг 36.3-т янз бүрийн төрлийн молекулын МО-г үзүүлэв. BeH 2 молекулын жишээг ашиглан тэдгээрийн барилгын зарчмыг авч үзье (Зураг 37.3). Хоёр устөрөгчийн атомын 1s орбиталууд, мөн Be атомын 2s ба 2p орбиталууд нь энэ бөөмс дэх гурван төвтэй MOs үүсэхэд оролцдог (энэ атомын 1s орбитал нь MOs үүсэхэд оролцдоггүй ба түүний цөмийн ойролцоо нутагшсан байдаг). Be z-орбиталийн p-тэнхлэг нь авч үзэж буй бөөмийн холбооны шугамтай давхцаж байна гэж үзье. Устөрөгч ба бериллийн атомын s орбиталуудын шугаман хослол нь σ s ба σ s ٭ үүсэхэд хүргэдэг бөгөөд устөрөгчийн атомын s орбитал болон Be-ийн p z орбитал оролцсон ижил үйлдэл нь MOs-ийн холбоо, эсрэг холбоо үүсэхэд хүргэдэг. σ z ба σ z ٭ тус тус.

Зураг.37.3. BeH 2 молекул дахь MO

Валентийн электронууд нь молекулд орбиталуудыг холбодог, i.e. түүний электрон томьёог (σ s) 2 (σ z) 2 гэж илэрхийлж болно. Эдгээр холболтын орбиталуудын энерги нь H атомын орбиталуудын энергиээс бага байдаг нь тухайн молекулын харьцангуй тогтвортой байдлыг хангадаг.

Системийн бүх атомууд нь шугаман хослолд тохирсон p-орбиталтай тохиолдолд σ-MOs-ийн хамт олон төвт холбоо, холбоогүй ба эсрэг π-MOs үүсдэг. Ийм бөөмсийг CO 2 молекулыг жишээ болгон авч үзье (Зураг 38.3 ба 39.3).

Зураг 38.3 CO 2 молекулууд σ-МО-г холбож, сулруулж байна

Зураг.39.3. CO 2 молекул дахь MO-ийн энергийн диаграмм.

Энэ молекулд нүүрстөрөгчийн атомын 2s ба 2p x орбиталуудыг хүчилтөрөгчийн атомуудын 2p x орбиталуудтай нийлүүлснээр σ-MOs үүсдэг. Бүх атомын p y ба p z орбиталуудын шугаман хослолын улмаас орон зайгүй π-MOs үүсдэг.

молекулд багтдаг. Үүний үр дүнд өөр өөр энергитэй гурван хос π-MO үүсдэг: холболт - π z гэрэлд π y c, холбоогүй - π y π z (хүчилтөрөгчийн атомын p-орбиталтай энерги харгалзах) ба эсрэг холбоо - π y raz π z raz.

IMO LCAO-ийн хүрээнд молекулуудыг авч үзэхдээ бөөмсийг дүрслэх товчилсон схемийг ихэвчлэн ашигладаг (Зураг 40.3). Жишээлбэл, BCI 3 молекулд MO-г бүрдүүлэхдээ зөвхөн шугаман хослолд оролцдог AO-г зааж өгөхөд хангалттай (борын AO p-орбиталуудын нэг ба хлорын атомын 9 p-орбиталын 6 нь шугаман) тэдгээрийн хослол нь холбоогүй MO-г өгдөг)

Зураг.40.3. BCI 3 молекул дахь MO

CH 4 молекул дахь MOs-ийн энергийн диаграммыг 41.3-р зурагт үзүүлэв. Нүүрстөрөгчийн атомын электрон бүтцийн шинжилгээ нь түүний 2p орбиталуудын олон чиглэлтэй байдлаас шалтгаалан CH 4 молекулд таван төвтэй MO үүсдэг. геометрийн шалтгааны улмаас эдгээр АО-ын оролцоо боломжгүй юм. Үүний зэрэгцээ нүүрстөрөгчийн 2s орбитал нь устөрөгчийн атомын 1s орбиталтай ижилхэн давхцах чадвартай бөгөөд үүний үр дүнд таван төвтэй σ s ба σ s ٭ MOs үүсдэг. 2p ба 1s орбиталуудын хослолын хувьд шугаман хослол дахь атомын функцүүдийн тоо ердөө гурав, өөрөөр хэлбэл. Энэ тохиолдолд σ-MO-ийн энерги нь харгалзах σ s ба σ s ٭-ээс өндөр байх болно.

Зураг 41.3.. CH 4 молекулын МО-ийн энергийн диаграмм.

Таван төв ба гурван төвийн холболтын орбиталуудын өөр өөр энерги нь σ s ба σ x (σ y . σ z) -ээс холдож буй электронуудын хувьд өөр өөр байдаг иончлолын потенциалын талаархи туршилтын мэдээллээр батлагдсан.

Хронологийн хувьд MO арга нь МЭӨ аргаас хожуу гарч ирсэн, учир нь BC аргаар тайлбарлах боломжгүй ковалент бондын онолд асуултууд үлдсэн. Тэдгээрийн заримыг нь онцолж үзье.

Мэдэгдэж байгаагаар, МЭӨ аргын гол байр суурь нь атомуудын хоорондын холболтыг электрон хосоор (хоёр электрон үүлийг холбох) гүйцэтгэдэг. Гэхдээ энэ нь үргэлж тийм байдаггүй. Зарим тохиолдолд бие даасан электронууд химийн холбоо үүсгэхэд оролцдог. Тиймээс молекулын ион H 2 + -д нэг электрон холбоо байдаг. BC арга нь нэг электрон холбоо үүсэхийг тайлбарлаж чадахгүй, энэ нь түүний үндсэн байр суурьтай зөрчилддөг;

МЭӨ арга нь молекул дахь хосгүй электронуудын үүргийг тайлбарладаггүй. Хослогдоогүй электронтой молекулууд парамагнит, өөрөөр хэлбэл, хосгүй электрон тогтмол үүсгэдэг тул тэдгээрийг соронзон орон руу татдаг. соронзон момент. Хэрэв молекулууд хосгүй электронгүй бол тэдгээр нь диамагнит- соронзон ороноос шахагдсан. Хүчилтөрөгчийн молекул нь парамагнит шинж чанартай бөгөөд энэ нь BC аргатай зөрчилддөг зэрэгцээ эргэх чиглэлтэй хоёр электронтой. МЭӨ арга нь хэд хэдэн шинж чанарыг тайлбарлаж чадаагүй гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй нарийн төвөгтэй нэгдлүүд- тэдний өнгө гэх мэт.

Эдгээр баримтуудыг тайлбарлахын тулд молекул тойрог замын аргыг (MOM) санал болгосон.

4.5.1. БСУН-ын үндсэн заалтууд, мо.

1. Молекулд бүх электронууд хуваагдана. Молекул нь өөрөө нэг бүхэл, цөм, электронуудын цуглуулга юм.

2. Атом дахь электрон бүр атомын орбиталтай тохирдог шиг молекулын электрон бүр нь молекулын тойрогтой тохирдог. Мөн тойрог замын тэмдэглэгээ нь ижил төстэй байна:

AO s, p, d, f

MO σ, π, δ, φ

3. Нэгдүгээр тооцоогоор молекул орбитал нь атомын орбиталуудын шугаман хослол (нэмэх, хасах) юм. Тиймээс тэд MO LCAO аргын тухай ярьдаг (молекул орбитал нь атомын орбиталуудын шугаман хослол юм) НХК байгуулагдав Н MO (энэ нь аргын гол цэг юм).

Цагаан будаа. 12. Эрчим хүч

молекул үүсэх схем

устөрөгчийн хөргөгч H 2

MO аргад химийн холбоог авч үзэх нь молекул дахь электронуудыг түүний тойрог замд хуваарилахаас бүрдэнэ. Сүүлийнх нь эрчим хүчийг нэмэгдүүлэх дарааллаар дүүргэж, Паули зарчмыг харгалзан үздэг. Энэ арга нь ковалент холбоо үүсэх үед бөөм хоорондын электрон нягтрал нэмэгдэнэ гэж үздэг.

1-3 заалтыг ашиглан бид H 2 молекул үүсэхийг MO аргын үүднээс тайлбарлах болно. Устөрөгчийн атомууд хангалттай ойртох үед тэдгээрийн электрон тойрог замууд давхцдаг. 3-р зүйлд заасны дагуу хоёр ижил ls-орбиталаас хоёр молекул орбитал үүсдэг: тэдгээрийн нэг нь атомын орбиталуудын нэмэлтээс, нөгөө нь тэдгээрийг хасахаас (Зураг 12). Эхний E 1-ийн энерги< E 2 , а энергия второй E 2 < E 3 .

Тусгаарлагдсан атомын атомын орбиталийн энергиээс бага энергитэй молекул орбиталийг гэнэ. холбох(тэмдэгтээр тэмдэглэсэн sv), түүн дээрх электронууд байна электронуудыг холбох.

Энерги нь атомын орбиталийн энергиээс их молекул орбитал гэж нэрлэдэг эсрэг холбохэсвэл сулрах(тэмдэгтээр тэмдэглэсэн razr) ба түүн дээрх электронууд байна эсрэг бонд электронууд.

Хэрэв холбогч устөрөгчийн атомуудын электрон эргэлтүүд нь эсрэг параллель байвал тэдгээр нь MO холболтыг эзлэх бөгөөд химийн холбоо үүсдэг (Зураг 12), E 1 (435 кЖ/моль) энерги ялгардаг. Хэрэв устөрөгчийн атомуудын электронуудын эргэлтүүд параллель байвал Паули зарчмын дагуу тэдгээрийг ижил молекулын тойрог замд байрлуулах боломжгүй: тэдгээрийн нэг нь холболтын тойрог замд, нөгөө нь эсрэгтөрөгчийн тойрог замд байрлана. Энэ нь химийн холбоо үүсэх боломжгүй гэсэн үг юм.

MO аргын дагуу оробиталууд дахь электронуудын тоогоор молекул үүсэх боломжтой. илүү тооэсрэг бондын орбитал дахь электронууд. Бондын болон эсрэг бондын орбитал дахь электронуудын тоо ижил байвал ийм молекул үүсэх боломжгүй. Тиймээс онол нь He 2 молекулыг оршин тогтнохыг зөвшөөрдөггүй, учир нь энэ нь холболтын тойрог замд хоёр электрон, эсрэг холбоо барих тойрог замд хоёр электронтой байх болно. Эсрэг бондын электрон нь холболтын электроны нөлөөг үргэлж цуцалдаг.

MO аргын тэмдэглэгээний системд атомуудаас устөрөгчийн молекул үүсэх урвалыг дараах байдлаар бичнэ.

2H = H 2 [(σ CB 1s) 2 ],

тэдгээр. тэмдэглэгээг атомын болон молекулын тойрог замд электронуудын байршлыг илэрхийлэхэд ашигладаг. Энэ тохиолдолд MO бүрийн тэмдэглэгээг хаалтанд хийж, баруун талын хаалтны дээр энэ тойрог замын электронуудын тоог зааж өгсөн болно.

Валентийн бондын тоог дараах томъёогоор тодорхойлно.

Үүнд: B – бондын тоо;

N CB N RAZR – молекул дахь бондын болон эсрэг бондын электронуудын тоо.

Устөрөгчийн молекул B = (2-0) : 2 = 1, устөрөгч нь нэг валент юм. H 2 молекул нь диамагнит шинж чанартай (электронууд хосолсон).

Одоо H 2 + молекулын ион дахь нэг электрон холбоог хялбархан тайлбарлав (Зураг 13). Энэ ионы нэг электрон нь энергийн хувьд хамгийн таатай тойрог замыг эзэлдэг St. 1s. Процессын тэгшитгэл:

H + H + = H 2 + [(σ St 1s) 1 ], ∆H = - 259.4 кЖ

Цагаан будаа. 13. Эрчим хүчний диаграмм Зураг. 14. Эрчим хүчний диаграмм

дигелийн ионы молекул үүсэх He 2

устөрөгчийн ион H2

H 2 + ион дахь бондын тоо нь ½ (нэг электронтой холбоотой). H 2 + ион нь парамагнит шинж чанартай (нэг хосгүй электронтой).

Молекул дигелийн ион He 2+ байх боломжтой (Зураг 14). Түүний үүсэх тэгшитгэл

He + He + = He 2 + [(σ CB 1s) 2 (σ disp 1s) 1 ], ∆H = - 292.8 кДж

Энэ ионыг туршилтаар нээсэн. Түүний доторх холболтын тоо

Цагаан будаа. 15. Хоёр дахь үеийн элементүүдийн хоёр атомт гомонуклеар молекул үүсэх энергийн схем

(2-1) : 2 = 1/2 . Ион нь парамагнит шинж чанартай (хослогдоогүй электронтой).

4.5.2. 2-р үеийн элементүүдийн үндсэн хоёр атомт гомонуклеар молекулууд.ДИ системийн 2-р үеийн элементүүдийн гомонуклеар молекулуудыг бүтээхдээ ижил хоёр АО-аас MO-ийг бий болгох гэж үзсэн зарчим хадгалагдана. Менделеев. Эдгээр нь 2s- ба 2р x -, 2р y-ийн харилцан үйлчлэлийн үр дүнд үүсдэг. - ба 2p z орбиталууд.

1s орбиталуудын дотоод электронуудын оролцоог үл тоомсорлож болно (дараагийн энергийн диаграммд тэдгээрийг тооцохгүй). Нэг атомын 2s орбитал нь зөвхөн нөгөө атомын 2s орбиталтай харилцан үйлчилж (харилцаж буй орбиталуудын энерги ойрхон байх ёстой) MOs σ 2 s гэрэл, σ 2 s dis үүсгэдэг. Хоёр атомын 2p орбитал давхцах (харилцах) үед MO үүсдэг: σ x гэрэл, σ x тасрах, π y гэрэл, π y тасрах, π z гэрэл, π z тасрах.

(

Цагаан будаа. 16. Li 2 молекул үүсэх энергийн схем

Зураг 15). Тэдгээр. зургаан анхны 2p орбиталаас зургаан MO үүсдэг - гурван холбоо, гурван эсрэг холбоо. -аас MO-ууд үүссэн с- ба p x -атомын орбиталууд, үсгээр тэмдэглэгдсэн , мөн r y - ба r z - -ээс үсэг . Зураг ашиглан. 15 MO аргын тэмдэглэгээний системд эдгээр молекулуудын электрон тохиргоог дүрслэхэд хялбар байдаг.

Жишээ 1. Литийн молекул Li 2. Түүний үүсэх диаграммыг 16-р зурагт үзүүлэв. Энэ нь хоёр холболтын электронтой, молекул нь диамагнит (электронууд хосолсон). Тэгшитгэл, томьёог бичихдээ дотоод түвшинг K-ээр тэмдэглэснээр хялбарчилж болно.

2Li = Li 2

Холболтын тоо 1 байна.

Жишээ 2. Бериллий 2 молекул. Молекулын найман электроныг MO дээр дараах байдлаар байрлуулна.

Ве 2

Таны харж байгаагаар молекул дахь бондын тоо тэг байна: хоёр эсрэг бондын электрон нь хоёр бондын нөлөөг устгадаг. Ийм молекул оршин тогтнох боломжгүй бөгөөд хараахан олдоогүй байна. Хоёр атомт молекулууд нь IIA бүлгийн бүх элементүүд, палладий ба идэвхгүй элементүүдийн хувьд боломжгүй байдаг, учир нь тэдгээрийн атомууд нь хаалттай электрон бүтэцтэй байдаг.

Жишээ 3. Азотын молекул N 2 (Зураг 17). MO дээр 14 электроны тархалтыг дараах байдлаар бичнэ.

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 ]

эсвэл товчилсон:

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

Цагаан будаа. 17. N 2 молекул үүсэх энергийн схем

Томъёоны доор нэг МО дээр байрлах хоёр электрон валентийн холбоо үүсгэдэг гэсэн тооцоонд үндэслэн молекул дахь бондын тоог харуулав; Нэмэх тэмдэг нь холболтын орбиталуудыг, хасах тэмдэг нь эсрэг холбоог илэрхийлдэг. Молекул дахь бондын тоо 3. Хослогдоогүй электрон байхгүй - молекул нь диамагнит шинж чанартай.

Жишээ 4. O 2 молекул (Зураг 18). Электронуудыг MO-ийн дагуу дараах дарааллаар байрлуулна.

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

Цагаан будаа. 18. O 2 молекул үүсэх энергийн схем

Молекулд хоёр валентийн холбоо байдаг. Сүүлийн хоёр электроныг Хундын дүрмийн дагуу өөр өөр π-антибонд орбиталд байрлуулсан. Хоёр хосгүй электрон нь хүчилтөрөгчийн молекулын парамагнетизмыг тодорхойлдог.

4.5.3. 2-р үеийн элементүүдийн хоёр атомт гетеронуклеар молекулууд. 2-р үеийн элементүүдийн атомуудаас бүрдэх гетеронклер диатомын молекулуудын MO үүсэх энергийн схемийг Зураг дээр үзүүлэв. 19. Энэ нь нэгэн төрлийн цөмийн молекулуудын МО үүсэх схемтэй төстэй.

Гол ялгаа нь атомын цөмийн цэнэг өөр өөр байдаг тул өөр өөр элементийн атомуудын ижил орбиталуудын энергийн утгууд хоорондоо тэнцүү биш байгаатай холбоотой юм. Жишээ болгон CO ба NO молекулуудын электрон валентын тохиргоог авч үзье.

Цагаан будаа. 19. Хоёр дахь үеийн элементүүдийн хоёр атомын гетеронуклеар молекул үүсэх энергийн схем

Жишээ 5 . CO молекул. Гадаад электрон бүрхүүлнүүрстөрөгчийн атом нь 2s 2 2p 2, хүчилтөрөгчийн атом нь 2s 2 2p 4 хэлбэртэй байна. Тиймээс СО молекулын MO-г дүүргэхэд 4 + 6 = 10 электрон оролцдог. Үүнээс хоёр нь σ 2 с гэрлийн тойрог замд, хоёр нь σ 2 с хэмжээтэй, дөрөв нь π y CB, π z CB орбитал дээр, ес, арав дахь нь σ x гэрэлд байрладаг. . Тиймээс CO молекулын электрон валентын тохиргоог дараах томъёогоор илэрхийлж болно.

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

BC-ийн онолын дагуу CO молекул нь гурван валентийн холбоотой байдаг (N 2-тэй харьцуулна уу). Молекул нь диамагнит шинж чанартай - бүх электронууд хосолсон байдаг.

Жишээ 6. Молекул NO. Азотын ислийн (II) молекулын MO нь 11 электроныг багтаах ёстой: таван азот - 2s 2 2p 3, зургаан хүчилтөрөгч - 2s 2 2p 4. Тэдгээрийн арав нь нүүрстөрөгчийн дутуу ислийн (II) молекулын электронуудтай ижил байрлалтай (жишээ 5), арваннэгдүгээрт нь эсрэгтөрөгчийн орбиталуудын аль нэгэнд байрладаг - π y rez эсвэл π Z rez (эдгээр орбиталууд нь энергийн хувьд байдаг). бие биетэйгээ тэнцүү). Дараа нь

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

Энэ нь NO молекул нь хоёр ба хагас валентын холбоо, холболтын энерги өндөр - 677.8 кЖ/моль гэсэн үг юм. Энэ нь нэг хосгүй электрон агуулдаг учраас парамагнит шинж чанартай.

Өгөгдсөн жишээнүүд нь молекулуудын бүтэц, шинж чанарыг тайлбарлах МО аргын чадварыг харуулж байна.

Жишээ 7. Хослогдоогүй электронуудын (эргэлдэх чадвар) улмаас фосфор нь хэвийн болон өдөөгдсөн төлөвт ямар валентыг үзүүлж чадах вэ?

Шийдэл.Фосфорын гадаад энергийн түвшний электронуудын тархалт 3s 2 3p 3 (Хундын дүрмийг харгалзан,
) квант эсийн хувьд дараах хэлбэртэй байна.

3s 3px 3py 3pz

Фосфорын атомууд нь чөлөөт d-орбиталтай байдаг тул нэг 3s электрон 3d төлөвт шилжих боломжтой.

3s 3px 3py 3pz 3dxy

Иймээс фосфорын хэвийн төлөвт валент (ээрэх) нь гурав, өдөөгдсөн төлөвт тав байна.

Жишээ 8 . Валентын тойрог замын гибридизаци гэж юу вэ? Хэрэв тэдгээрийн доторх холбоо үүссэн бол AB n төрлийн молекулууд ямар бүтэцтэй байх вэ sp-, sp 2 -, sp 3 -А атомын орбиталуудын эрлийзжилт?

Шийдэл.Валентын бондын онол (BC) нь зөвхөн цэвэр АО төдийгүй холимог, эрлийз гэгддэг AO-ийн ковалент холбоо үүсэхэд оролцдог гэж үздэг. Эрлийзжих явцад орбиталуудын (электрон үүл) анхны хэлбэр, энерги харилцан өөрчлөгдөж, шинэ ижил хэлбэртэй, ижил энергитэй орбиталууд (үүл) үүсдэг. Эрлийз тойрог замын тоо (q)эхийн тоотой тэнцүү байна. Хариулт нь хүснэгтэд байна. 13.

Молекулын тойрог замын аргыг ашиглахдаа валентийн холбооноос ялгаатай нь электрон бүр бүх цөмийн талбарт байдаг гэж үздэг. Энэ тохиолдолд холбоо нь хос электроноор үүсгэгдэх албагүй. Жишээлбэл, H 2+ ион нь хоёр протон, нэг электроноос бүрдэнэ. Хоёр протоны хооронд түлхэх хүч (Зураг 30), протон болон электрон тус бүрийн хооронд татах хүч байдаг. Протонуудын харилцан түлхэлт нь электроныг татах замаар нөхөгддөг тохиолдолд л химийн бөөмс үүсдэг. Хэрэв электрон нь бөөмийн хооронд байрладаг бол энэ нь боломжтой - холбох бүсэд (Зураг 31). Үгүй бол түлхэх хүчийг татах хүчээр нөхдөггүй - электроныг эсрэг бонд буюу сулрах бүсэд байгаа гэж үздэг.

Хоёр төвтэй молекул орбитал

Молекулын тойрог замын арга нь молекул дахь электрон нягтын тархалтыг тодорхойлохын тулд молекул орбитал (атомын атомын тойрог замтай төстэй) гэсэн ойлголтыг ашигладаг. Молекул орбитал нь молекул эсвэл бусад олон атомт химийн бөөмс дэх электроны долгионы функц юм. Молекул орбитал (MO) бүр атомын орбитал (AO) шиг нэг эсвэл хоёр электронтой байж болно. Бондын бүс дэх электроны төлөвийг бондын молекул орбиталаар, харин эсрэг бондын бүсэд - эсрэгтөрөгчийн молекул орбиталаар тодорхойлно. Молекулын орбиталуудын хоорондох электронуудын хуваарилалт нь тусгаарлагдсан атом дахь атомын орбиталуудын хоорондох электронуудын тархалттай ижил дүрмийг баримталдаг. Молекул орбиталууд нь атомын орбиталуудын тодорхой хослолоор үүсдэг. Молекулыг бүрдүүлдэг атомуудын тойрог замын тоо, энерги, хэлбэрээс тэдгээрийн тоо, энерги, хэлбэрийг гаргаж болно.

Ерөнхийдөө хоёр атомт молекул дахь молекул орбиталд тохирох долгионы функцийг атомын орбиталуудын долгионы функцүүдийн нийлбэр ба зөрүүгээр атом бүрийн атомын орбиталуудын эзлэх хувийг харгалзан үздэг тогтмол коэффициентоор үржүүлсэн байдлаар илэрхийлнэ. молекул орбитал үүсэх (тэдгээр нь атомуудын электрон сөрөг чанараас хамаардаг):

φ(AB) = s 1 ψ(A) ± s 2 ψ(B)

Нэг электрон долгионы функцийг тооцоолох энэ аргыг "атомын орбиталуудын шугаман хослол дахь молекул орбиталууд" (MO LCAO) гэж нэрлэдэг.

Тэгэхээр хоёроос H 2 + ион эсвэл устөрөгчийн молекул H 2 үүсэх үед с-устөрөгчийн атомын орбиталууд нь хоёр молекул орбитал үүсгэдэг. Тэдгээрийн нэг нь холбох (σ st-ээр тодорхойлогдсон), нөгөө нь сулрах (σ*).

Орбиталуудыг холбох энерги нь тэдгээрийг үүсгэхэд ашигладаг атомын орбиталуудын энергиээс бага байдаг. Холболтын молекулын орбиталуудыг эзэлдэг электронууд нь үндсэндээ холбогдсон атомуудын хоорондох зайд байрладаг, өөрөөр хэлбэл. холбох гэж нэрлэгддэг бүс нутагт. Эсрэг холбоо барих орбиталуудын энерги нь анхны атомын орбиталуудын энергиээс өндөр байдаг. Молекулын орбиталуудыг электроноор холбосон популяци нь холбоог сулруулахад тусалдаг: түүний энерги буурч, молекул дахь атомуудын хоорондын зай нэмэгддэг. Холбогдсон атомын аль алинд нь нийтлэг болсон устөрөгчийн молекулын электронууд нь холболтын тойрог замыг эзэлдэг.

Хослол r-орбиталууд нь хоёр төрлийн молекулын тойрог замд хүргэдэг. Хоёроос r-холбооны шугамын дагуу чиглэсэн харилцан үйлчлэгч атомуудын орбиталууд, бондын σ St - ба эсрэг σ* орбиталууд үүсдэг. Хослолууд r-холбооны шугамд перпендикуляр орбиталууд нь хоёр бонд π-орбитал, хоёр эсрэг π*-орбиталуудыг үүсгэдэг. Тусгаарлагдсан атом дахь атомын орбиталуудыг дүүргэхтэй ижил дүрмийг ашиглан молекулын орбиталуудыг электроноор дүүргэхдээ хоёр атомт молекулуудын электрон бүтцийг, жишээлбэл O 2 ба N 2 (Зураг 35) тодорхойлж болно.

Молекулын тойрог замд электронуудын тархалтаас харахад бондын дарааллыг (ω) тооцоолж болно. Бондын тойрог замд байрлах электронуудын тооноос эсрэг холбоо барих орбиталд байрлах электронуудын тоог хасаад үр дүнг 2-т хуваана. n(үндсэн nхолболтууд):

ω = / 2 n

Эрчим хүчний диаграмаас H 2 молекулын хувьд ω = 1 байгаа нь тодорхой байна.

Молекулын тойрог замын арга нь O 2 (давхар холбоо) ба N 2 (гурвалсан холбоо) молекулуудын валентийн бондын аргатай ижил химийн бондын захиалгын утгыг өгдөг. Үүний зэрэгцээ харилцааны дарааллын бүхэл бус утгыг зөвшөөрдөг. Энэ нь жишээлбэл, нэг электрон (H 2 + ион) хоёр төвийн холбоо үүсэх үед ажиглагддаг. Энэ тохиолдолд ω = 0.5 байна. Бондын захиалгын хэмжээ нь түүний бат бөх байдалд шууд нөлөөлдөг. Бондын дараалал өндөр байх тусам бондын энерги их байх ба урт нь богино байх болно.

Хүчилтөрөгчийн молекул ба молекулын ионуудын жишээн дээр дараалал, энерги, холболтын уртын өөрчлөлтийн тогтмол байдлыг ажиглаж болно.

Хоёр өөр атомын орбиталуудын нэгдэл нь молекул үүсгэх нь зөвхөн тэдгээрийн энерги ойрхон, цахилгаан сөрөг нөлөө ихтэй атомын атомын орбиталууд нь энергийн диаграмм дээр үргэлж доогуур байрласан тохиолдолд л боломжтой юм.

Жишээлбэл, устөрөгчийн фторын молекул үүсэх үед 1-р хослол боломжгүй юм с-АО устөрөгчийн атом ба 1 с-АО эсвэл 2 с-Фторын атомын AO нь энергийн хувьд маш их ялгаатай байдаг. Эрчим хүчний хувьд хамгийн ойр 1 с-АО устөрөгчийн атом ба 2 х-Фторын атомын AO. Эдгээр орбиталуудын нэгдэл нь хоёр молекул орбитал үүсэх шалтгаан болдог: холболтын σ холбоо ба эсрэг бонд σ*.

Үлдсэн 2 r-фторын атомын орбиталууд 1-тэй нэгдэж чадахгүй с-Цөм хоорондын тэнхлэгтэй харьцуулахад өөр өөр тэгш хэмтэй тул устөрөгчийн атомын AO. Тэд анхны 2-той ижил энергитэй, холбоогүй π 0 -MOs үүсгэдэг r-фторын атомын орбиталууд.

LCAO-д оролцдоггүй с-фторын атомын орбиталууд нь холбоогүй σ 0 -MOs үүсгэдэг. Боддоггүй орбиталуудыг электронууд эзлэх нь молекул дахь холбоо үүсэхэд саад болдоггүй. Бондын захиалгыг тооцоолохдоо тэдний оруулсан хувь нэмрийг тооцохгүй.

Олон төвт молекул орбиталууд

Олон төвт молекулуудад молекулын орбиталууд нь олон төвтэй байдаг бөгөөд тэдгээр нь холбоо үүсэхэд оролцдог бүх атомуудын орбиталуудын шугаман хослол юм. Ерөнхийдөө молекулын орбиталууд нь орон нутгийн шинж чанартай байдаггүй, өөрөөр хэлбэл тойрог бүрт тохирох электрон нягтрал нь молекулын нийт эзэлхүүний хэмжээнд жигд тархсан байдаг. Гэсэн хэдий ч математик хувиргалтыг ашиглан бие даасан хоёр эсвэл гурван төвийн холбоо эсвэл ганц электронтой тохирох тодорхой хэлбэрийн орон нутгийн молекулын орбиталуудыг олж авах боломжтой.

Гурван төвийн бондын хамгийн энгийн жишээ бол молекулын ион H 3 + юм. Гурваас с-устөрөгчийн атомын орбиталууд, гурван молекул орбиталь үүсдэг: бонд, холбоогүй, эсрэг холбоо. Бондын тойрог замд хос электронууд байрлана. Үүссэн холбоо нь хоёр электрон, гурван төвийн холбоо юм; бондын захиалга 0.5 байна.

Хослогдоогүй электрон агуулсан химийн хэсгүүд нь парамагнит шинж чанартай байдаг (бүх электронууд хосолсон химийн бөөмсийн диамагнит шинж чанараас ялгаатай). Сондгой тооны электронтой химийн хэсгүүдээс бүрдэх бүх бодисууд, жишээ нь NO нь парамагнит шинж чанартай байдаг. Молекулын тойрог замын арга нь тэгш тооны электронтой химийн хэсгүүдээс бүрдэх бодисуудын дунд парамагнетийг тодорхойлох боломжийг олгодог, жишээлбэл, молекул дахь хосгүй хоёр электрон нь хоёр эсрэг π * орбитал дээр байрладаг.

Гаднах тойрог замд хосгүй электронтой химийн төрөл зүйлийг чөлөөт радикал гэж нэрлэдэг. Тэд парамагнетизм, өндөр байдаг реактив байдал. Орон нутгийн хосгүй электронтой органик бус радикалууд, жишээлбэл. . Н, . NH 2 нь ихэвчлэн богино настай байдаг. Эдгээр нь фотолиз, радиолиз, пиролиз, электролизийн үед үүсдэг. Тэдгээрийг тогтворжуулахын тулд ашигладаг бага температур. Богино хугацааны радикалууд нь олон урвалын завсрын хэсгүүд юм.

3.4. Молекулын тойрог замын арга

Молекул орбитал (MO) арга нь атомын тойрог замын (LCAO) шугаман хослолын график загварт хамгийн тод харагддаг. MO LCAO арга нь дараах дүрмүүд дээр суурилдаг.

1. Атомууд химийн холбооны зайд ойртох үед атомын орбиталуудаас молекул орбиталууд (АО) үүсдэг.

2. Үүссэн молекул орбиталуудын тоо нь анхны атомын орбиталуудын тоотой тэнцүү байна.

3. Эрчим хүчний хувьд ойролцоо атомын орбиталууд давхцдаг. Хоёр атомын орбитал давхцсаны үр дүнд хоёр молекул орбитал үүсдэг. Тэдний нэг нь анхны атомынхтай харьцуулахад бага энергитэй бөгөөд үүнийг нэрлэдэг холбох , мөн хоёр дахь молекул орбитал нь анхны атомын орбиталуудаас илүү их энергитэй бөгөөд үүнийг нэрлэдэг сулрах .

4. Атомын орбиталууд давхцах үед -бонд (химийн бондын тэнхлэгийн дагуу давхцах) ба -бонд (химийн холбооны тэнхлэгийн хоёр талд давхцах) хоёуланг нь үүсгэх боломжтой.

5. Химийн холбоо үүсэхэд оролцдоггүй молекулын орбиталийг гэнэ албагүй .

Түүний энерги нь анхны AO-ийн энергитэй тэнцүү байна.

6. Нэг молекул орбитал (мөн атомын орбитал) хоёроос илүүгүй электрон агуулж болно.

7. Молекулын тойрог замыг электронууд хамгийн бага энергитэй (хамгийн бага энергийн зарчим) эзэлдэг.

MO LCAO аргыг хэрэглэж, устөрөгчийн молекулын бүтцэд дүн шинжилгээ хийцгээе. Анхны устөрөгчийн атомуудын атомын орбиталуудын энергийн түвшинг хоёр зэрэгцээ диаграммд дүрсэлцгээе (Зураг 3.5).

Эндээс харахад холбоогүй атомуудтай харьцуулахад эрчим хүчний ашиг олдог. Хоёр электрон хоёулаа энергиэ бууруулсан бөгөөд энэ нь валентын бондын аргад валентын нэгжтэй тохирч байна (бонд нь хос электроноор үүсдэг).
LCAO MO арга нь ион үүсэхийг тодорхой тайлбарлах боломжийг олгодог бөгөөд энэ нь валентийн бондын аргад хүндрэл учруулдаг. Н атомын нэг электрон нь энергийн олзоор катионы -холбогч молекул орбитал руу шилждэг (Зураг 3.7).

Анион дахь гурван электроныг хоёр молекулын тойрог замд байрлуулах ёстой (Зураг 3.8).

Хэрэв хоёр электрон нь холболтын тойрог замд орж, энергийг нэмэгдүүлж байвал гурав дахь электрон нь энергийг нэмэгдүүлэх ёстой. Гэсэн хэдий ч хоёр электроны олж авсан энерги нь нэг электроны алдсанаас их байна. Ийм бөөмс байж болно.
Хийн төлөвт шүлтлэг металлууд нь хоёр атомт молекул хэлбэрээр байдаг нь мэдэгдэж байна. LCAO MO аргыг ашиглан хоёр атомт Li 2 молекул байгаа эсэхийг шалгахыг хичээцгээе. Анхны литийн атом нь хоёр дээр электрон агуулдагэрчим хүчний түвшин с- эхний ба хоёр дахь (1 сба 2

) (Зураг 3.9). сДавхардсан ижил 1
-литийн атомын орбиталууд нь хамгийн бага энергийн зарчмын дагуу дөрвөн электрон бүрэн эзэлдэг хоёр молекул орбитал (холбоо ба эсрэг холбоо) өгөх болно. Хоёр электроныг холбогч молекул орбитал руу шилжүүлсний үр дүнд бий болох энерги нь өөр хоёр электрон антибондын молекул орбитал руу шилжих үед алдагдлаа нөхөх боломжгүй юм. Тийм ч учраас литийн атомуудын хооронд химийн холбоо үүсэхэд зөвхөн гадаад (валент) электрон давхаргын электронууд хувь нэмэр оруулдаг. сВалент 2 давхцаж байна
-литийн атомын орбиталууд нь нэг үүсэхэд хүргэдэг
-бонд ба нэг эсрэг бонд молекул орбитал. Хоёр гадна электрон нь холболтын тойрог замыг эзэлж, энергийн цэвэр ашиг (холбох хүчин зүйл 1) болно.

LCAO MO аргыг ашиглан бид He 2 молекул үүсэх боломжийг авч үздэг (Зураг 3.10).
LCAO MO аргыг ашиглан хүчилтөрөгчийн молекулын парамагнит шинж чанарыг харуулахад хялбар байдаг. Зургийг эмх замбараагүй болгохгүйн тулд бид 1-р давхцлыг авч үзэхгүй с-эхний (дотоод) электрон давхаргын хүчилтөрөгчийн атомуудын орбиталууд. Үүнийг анхаарч үзье х-хоёр дахь (гадна) электрон давхаргын орбиталууд хоёр янзаар давхцаж болно. Тэдгээрийн нэг нь ижил төстэй зүйлтэй давхцаж, -бонд үүсгэнэ (Зураг 3.11).

Өөр хоёр х-АО тэнхлэгийн хоёр талд давхцана xхоёр -бонд үүсэх нь (Зураг. 3.12).

Зохион бүтээгдсэн молекул орбиталуудын энергийг хэт ягаан туяаны бүс дэх бодисын шингээлтийн спектрээс тодорхойлж болно. Ийнхүү давхардсаны үр дүнд үүссэн хүчилтөрөгчийн молекулын молекул орбиталуудын дунд х-AO, хоёр -холбооны доройтсон (ижил энергитэй) орбитал нь -холбогч орбиталаас бага энергитэй боловч *-эсрэг холбоо барих орбиталтай харьцуулахад бага энергитэй байдаг (Зураг 3.13).

O 2 молекулд параллель спинтэй хоёр электрон хоёр доройтсон (ижил энергитэй) *-эсрэг холбоо бүхий молекулын орбиталд байдаг. Энэ нь хүчилтөрөгчийн молекулын парамагнит шинж чанарыг тодорхойлдог хосгүй электронууд байдаг бөгөөд энэ нь хүчилтөрөгчийг шингэн төлөвт хөргөхөд мэдэгдэхүйц болно.
Хоёр атомт молекулуудын дотроос хамгийн хүчтэй нь CO молекул юм. MO LCAO арга нь энэ баримтыг хялбархан тайлбарладаг (Зураг 3.14, хуудсыг үзнэ үү.).

18 хДавхардлын үр дүн
-О ба С атомын орбитал нь доройтсон хоёр үүсэх явдал юм
-холбох ба нэг-холбох орбитал. Эдгээр молекул орбиталууд зургаан электроныг эзлэх болно. Тиймээс бондын үржвэр нь гурав байна.

LCAO MO аргыг зөвхөн хоёр атомт молекулуудад төдийгүй олон атомт молекулуудад ашиглаж болно. сЭнэ аргын хүрээнд аммиакийн молекулын бүтцийг жишээ болгон авч үзье (Зураг 3.15).

3.5. Гурван устөрөгчийн атомд ердөө гуравхан 1 байдаг-орбитал, дараа нь үүссэн молекул орбиталуудын нийт тоо зургаатай тэнцүү байх болно (гурван холбоо, гурван эсрэг холбоо). Азотын атомын хоёр электрон нь холбоогүй молекулын тойрог замд (дан электрон хос) дуусна.

Тэд молекулуудын хэлбэрийн тухай ярихдаа юуны түрүүнд атомын цөмийн орон зай дахь харьцангуй зохицуулалтыг хэлнэ. Молекул нь гурав ба түүнээс дээш атомаас бүрдэх үед (хоёр цөм үргэлж нэг шулуун дээр байдаг) молекулын хэлбэрийн талаар ярих нь утга учиртай. Молекулуудын хэлбэрийг валентын (гадаад) электрон хосуудын түлхэлтийн онол дээр үндэслэн тодорхойлно. Энэ онолын дагуу молекул нь үргэлж гадаад электрон хосуудын түлхэлт хамгийн бага (хамгийн бага энергийн зарчим) хэлбэртэй байх болно. Энэ тохиолдолд түлхэлтийн онолын дараах мэдэгдлүүдийг санаж байх шаардлагатай.

1. Ганц электрон хосууд хамгийн их түлхэлттэй байдаг.
2. Ганцаардсан хос болон холбоо үүсэхэд оролцож буй хосын хоорондох түлхэлт арай бага байна.
3. Бонд үүсэхэд оролцож буй электрон хосуудын хоорондох хамгийн бага түлхэлт. Гэхдээ энэ нь химийн холбоо үүсгэхэд оролцдог атомуудын цөмийг хамгийн их өнцөгт тусгаарлахад хангалтгүй юм.

Жишээлбэл, хоёр дахь үеийн элементүүдийн устөрөгчийн нэгдлүүдийн хэлбэрийг авч үзье: BeH 2, BH 3, CH 4, C 2 H 4, C 2 H 2, NH 3, H 2 O.
BeH 2 молекулын хэлбэрийг тодорхойлж эхэлцгээе.

Түүний цахим томьёог дүрсэлцгээе:
Үүнээс үзэхэд молекулд ганц хос электрон байхгүй нь тодорхой байна. Үүний үр дүнд атомуудыг холбосон электрон хосуудын хувьд бүх гурван атом нэг шулуун дээр байх хамгийн их зайд түлхэж болно, өөрөөр хэлбэл. HBeH өнцөг нь 180 ° байна.

BH 3 молекул нь дөрвөн атомаас бүрдэнэ.

Цахим томъёоны дагуу энэ нь ганц хос электрон агуулдаггүй:

Молекул нь бүх холбоосын хоорондох зай хамгийн их байх ба тэдгээрийн хоорондох өнцөг нь 120 ° байх хэлбэртэй болно. Дөрвөн атом бүгд нэг хавтгайд байх болно - молекул нь хавтгай:
Метан молекулын электрон томъёо нь дараах байдалтай байна.

Өгөгдсөн молекулын бүх атомууд нэг хавтгайд байж болохгүй. Энэ тохиолдолд холболтын хоорондох өнцөг нь 90 ° байна. Атомуудын илүү оновчтой (эрчим хүчний үүднээс) зохион байгуулалт байдаг - тетраэдр. Энэ тохиолдолд холболтын хоорондох өнцөг нь 109 ° 28" байна.
Этиний электрон томъёо нь:

Мэдээжийн хэрэг, химийн холбоо хоорондын бүх өнцөг хамгийн ихдээ 120 ° байна.

Ацетилений молекул дахь бүх атомууд нэг шулуун шугам дээр байх ёстой нь ойлгомжтой.

Өмнө дурьдсанчлан, холбоо үүсэхэд оролцдог электрон хосууд нь дан электрон хосоос илүү хүчтэй түлхэгддэг. Ганц хос нь аммиакийн молекул дахь устөрөгчийн атомуудтай харьцуулахад тэгш хэмтэй байрладаг.

HNH өнцөг нь метан молекул дахь HCH өнцгөөс бага (илүү хүчтэй электрон түлхэлтийн улмаас).
Усны молекулд аль хэдийн хоёр дан хос байдаг:

Энэ нь молекулын өнцгийн хэлбэртэй холбоотой юм.

Ганц электрон хосуудын хүчтэй түлхэлтийн үр дүнд HOH өнцөг нь аммиакийн молекул дахь HNH өнцгөөс ч бага байна.
Өгөгдсөн жишээнүүд нь валентын электрон хосуудын түлхэлтийн онолын боломжийг маш тодорхой харуулж байна. Энэ нь олон органик болон органик молекулуудын хэлбэрийг урьдчилан таамаглахад харьцангуй хялбар болгодог.

3.6. Дасгал

1 . Химийн ямар төрлийн холбоог ангилж болох вэ?
2. Химийн холбоог авч үзэх ямар хоёр үндсэн аргыг та мэдэх вэ? Тэдний ялгаа юу вэ?
3. Валент ба исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлох.
4. Энгийн ковалент, донор хүлээн авагч, датив, металл, ионы бондуудын хооронд ямар ялгаа байдаг вэ?
5. Молекул хоорондын холбоог хэрхэн ангилдаг вэ?
6. Цахилгаан сөрөг чанар гэж юу вэ?
7. Цахилгаан сөрөг чанарыг ямар өгөгдлөөр тооцдог вэ? Химийн холбоо үүсгэдэг атомуудын электрон сөрөг чанар нь бидэнд юуг дүгнэх боломжийг олгодог вэ? Д.И.Менделеевийн үелэх системд дээрээс доош, зүүнээс баруун тийш шилжих үед элементийн атомуудын электрон сөрөг чанар хэрхэн өөрчлөгддөг вэ?
8. LCAO MO аргыг ашиглан молекулуудын бүтцийг авч үзэхдээ ямар дүрмийг баримтлах ёстой вэ? Валент холболтын аргыг ашиглан бүтцийг тайлбарлаустөрөгчийн нэгдлүүд
элементүүд
9. 2-р үе.
10. Cl 2, Br 2, I 2 молекулуудын цуваа дахь диссоциацийн энерги багасч (239 кЖ/моль, 192 кЖ/моль, 149 кЖ/моль тус тус), харин F 2 молекулын диссоциацийн энерги (151 кЖ/моль) ) нь Cl 2 молекулын диссоциацийн энергиээс хамаагүй бага бөгөөд ерөнхий загвараас гарч байна. Өгөгдсөн баримтуудыг тайлбарла. Яагаад ердийн нөхцөлд CO 2 нь хий, SiO 2 гэж байдагхатуу
, H 2 O - шингэн,
11. H 2 S нь хий мөн үү? Бодисын нэгдлийн төлөвийг тайлбарлахыг хичээ.
12. LCAO MO аргыг ашиглан B 2, C 2, N 2, F 2, LiH, CH 4 молекулууд дахь химийн бондын илрэл, онцлогийг тайлбарлана уу. Валентын электрон хосуудын түлхэлтийн онолыг ашиглан молекулуудын хэлбэрийг тодорхойлнохүчилтөрөгчийн нэгдлүүд