Lumea din jurul nostru este extrem de diversă. Acum oamenii de stiinta au o idee de 15 milioane de substante. Multe dintre substanțe constau în molecule care, la rândul lor, constau din atomi legați împreună de legături chimice. În acest caz, atomii elementelor chimice care alcătuiesc aceste substanțe sunt de aproximativ 100. În cursul chimiei școlare sunt studiate doar aproximativ 50 de elemente chimice. Prin urmare, pentru chimie, este extrem de important să se reducă problema structurii moleculelor la legăturile chimice dintre atomi. Cât de adevărat este acest lucru?
Dar în molecula H2 +, si, in special in molecule cu mai multe electroni tind adesea să construiască moleculare orbitală orbitalii atomice ale electronilor de valență ale atomilor intr-o molecula. În același timp, o decizie greșită este obținută cantitativ, însă rezultatul său calitativ este foarte convenabil. Se pare că orbitalii atomici (de exemplu, 1s atomi de hidrogen) în molecula de H2 + este convertit sub acțiunea acuzațiilor celor doi nudei din orbitalii moleculare. Un orbital molecular s (o orbită moleculară obligatorie) are o energie mai mică decât orbitele atomice originale ale atomilor de hidrogen 1s. Acest lucru înseamnă că doi atomi de hidrogen pot forma o moleculă de hidrogen stabilă (sau chiar stabil molecular H2 ion +, în care legătura chimică este realizată de un electron). Energia a doua s orbitale moleculare · mai mare decât energia a două orbitali atomice, deci este numit orbitali antibonding. Întregul set de orbitali moleculare derivate din orbitalii atomici convertite până la 2p-orbitali, prezentate în figură.
Acum în considerare configurația de electroni molecule relativ simple (de exemplu, molecule A2, formate de elementele chimice ale 1 și perioada periodică a 2) trebuie toți electronii sunt plasate pe orbitalii moleculare cu principiul de excluziune al lui Pauli (un orbitali poate fi nu mai mult de doi electroni din reglajele îndreptate în direcție opusă) și principiul energiei minime a sistemului molecular. Cifrele arată configurațiile electronice ale moleculelor de hidrogen și de azot.
De vreme ce orbitele atomice sunt transformate în orbitale moleculare în metoda orbitalilor moleculari, în moleculă nu există atomi și numai nucleele atomilor și electronii socializați rămân. În consecință, legăturile chimice au dispărut, așa cum au fost înțelese prin teoria clasică a structurii chimice. Este, desigur, posibil să se calculeze numărul total de electroni pe orbitele obligatorii - acestea contribuie la formarea moleculei ca un întreg. Puteți calcula numărul total de electroni în orbitele de slăbire - acești electroni slăbesc molecula, tind să o spargă în atomi.
Să calculam diferența dintre toți electronii de legare și slăbire și numim "electronul de legare efectivă" (ESE). Mai mult, dacă este de dorit să se găsească un limbaj comun cu teoria clasică a structurii chimice, este necesar să se împartă ESE în două (și anume, perechea de electroni formează o legătură covalentă). Apoi devine suficient de ușor să realizăm o corelație între energia de disociere a unei molecule diatomice și multiplicitatea legăturii chimice. Deoarece în molecula H2 + numai un singur electron formează o legătură chimică, este necesar să se introducă un raport de cuplare de 0,5 pentru el. Tabelul 3.2.1 oferă informații despre proprietățile moleculelor diatomice de tip A2 formate din atomii de elemente din prima și a doua perioadă.
orbitali moleculara Metod poate explica modelele in energiile de disociere ale moleculelor nu doar de tip A2, dar, de asemenea, izoelectronice (adică, având același număr de electroni) molecule de tip AB. De exemplu, 14 electroni au molecule de N2, CO, BF. Y molecule CO și schema de nivel BF (vezi. Fig. 3.2.1) va fi oarecum distorsionat, dar electroni eficiente de unire este egal cu 6. Prin urmare, puterea de obligațiuni din aceste molecule vor fi comparabile cu puterea de legături în molecula de N2. In metoda de orbitali moleculare sunt explicație naturală și proprietăți paramagnetice ale moleculelor B2, O2 (aceste molecule au doi orbitali liberi cu aceeași energie a electronilor prin regula Hund pe fiecare dintre ele este un electron, dar pentru ca spinii de electroni sunt îndreptate într-o direcție ).
Fara capacitatea în cadrul cursului școlar de chimie pentru a studia metoda orbital molecular, atunci când se analizează configurația electronică a moleculelor opri, de obicei, cu o simpla suprapunere a orbitali atomice ale electronilor de valență în atomi. Astfel, în cazul în care cei doi atomi de hidrogen cu orbitali atomici de 1s poziționate la re distanță = 0,74 A (internuclear distanta al moleculei de hidrogen), orbitalii atomici o suprafață mare de spațiu internuclear se vor suprapune (hașurată porțiunea din Fig. 3.2.3). Aceasta înseamnă că fiecare electron va fi profitabil în zona umbrită și interacțiunea cu „lor“, iar interacțiunea cu „celălalt“ H2 molecula de bază. Această regiune umbrită pare a fi o "orbitală" moleculară. Uneori două puncte (reprezentând electroni) sau două săgeți (îndreptate în direcții opuse) sunt trase în această zonă umbrită.
Capitolul 18 va fi explicat că pentru explicarea structurii de obligațiuni orientare tetraedric de valență molecula de metan tetraedrice ale atomilor de carbon din moleculele de hidrocarburi nu spun că orbitali și 2p 2S atomic de atomi de carbon sunt transformate în orbitali moleculare în orientarea spațială tetraedrică, și vorbesc despre o hibridizare a orbitalilor atomici: sp3-hibridizare a hidrocarburilor saturate și sp2- sau sp-hibridizarea hidrocarburilor nesaturate și derivații acestora.
Argumentele folosite în teoria spin-valenței sunt interesante în acest sens. În primul rând, se afirmă că valența unui element chimic este determinată de numărul de electroni nepartiți la atomii săi. Pentru atomii de metale alcaline, acest lucru se face. Pentru atomii de metale alcalino-pământoase, pentru elementele din grupa IIIA, pentru atomii de carbon, valența elementului nu coincide cu numărul de electroni nepartiți. Mai mult, se crede că la momentul formării legăturilor chimice, electronii din orbitalul 2 al atomilor acestor elemente chimice trec la orbita 2p. Dar o astfel de tranziție necesită o cheltuială foarte mare de energie? Aceasta va fi compensată prin formarea de legături chimice suplimentare.