METODA ORBITALELOR MOLECULARE.
Metoda orbitalelor moleculare (MO) este metoda cea mai utilizată pe scară largă pentru descrierea naturii legăturii chimice. Această metodă se bazează pe cele mai recente realizări în domeniul mecanicii cuantice și necesită implicarea unui aparat matematic complex. Această secțiune prezintă principalele concluzii calitative privind natura și proprietățile legăturii chimice.
3.1. OBIECTIVE PRINCIPALE.
Metoda MO permite descrierea celor mai importante proprietăți ale sistemelor moleculare:
1. Posibilitatea fundamentală de formare a sistemelor moleculare.
2. Saturarea legăturii chimice și compoziția moleculelor.
3. Stabilitatea energetică a moleculelor și (ioni moleculari corespunzători) rezistența legăturii chimice.
4. Distribuția densității electronice și a polarității legăturilor chimice.
5. Proprietățile donor-acceptor ale sistemelor moleculare.
3.2. DISPOZIȚII DE BAZĂ A METODEI.
Principalele prevederi ale metodei orbitalelor moleculare sunt următoarele:
1. Toți electronii aparțin moleculei ca întreg și se mișcă în câmpul nucleelor și electronilor săi.
2. În spațiul dintre nuclee se creează o densitate crescută de electroni datorită efectului mecanic cuantic al interacțiunii de schimb a tuturor electronilor socializați (delocalizați). Observăm că, în realitate, principala contribuție este reprezentată de electronii valenți delocalizați ai atomilor.
3. Formarea unei legături chimice este considerată o tranziție a electronilor de la orbitale atomice la locuitori moleculari, acoperind toate nucleele, cu câștiguri energetice. Dacă tranziția către orbitalii moleculari este asociată cu energia fixată, atunci molecula nu este formată.
4. Soluția problemei se reduce la găsirea posibil MO, distribuția electronilor pe ele, în conformitate cu principiile cuantice (principiul energiei minime, regula de interzicere Pauli Gunda) și concluzia proprietăților formate (sau nu) a sistemului molecular.
Orbaliile moleculare sunt obținute prin combinarea orbitalilor atomici (AO), prin urmare numele prin metoda MO LCAO (combinație MO-liniară a orbitalilor atomici).
REGULI DE DESCRIERE A MOLECULILOR
Regulile pentru localizarea MO din AO și concluzia privind posibilitatea formării moleculelor sunt următoarele:
1. Doar AS-urile cele mai apropiate de energie interacționează (de obicei cu o diferență de cel mult 12 eV) 1.
Setul necesar de AO interactiv (setul de bază al orbitalilor atomici) pentru elementele s și p din cea de-a doua perioadă include valența 2s și 2p-AO. Este tocmai o astfel de bază a AO care ne permite să concluzionăm că energia este pierdută atunci când electronii merg la MO.
Pentru elementele s și p ale perioadei 3, în multe cazuri se dovedește a fi suficientă pentru a ne limita la bazele 3 și 3 ale AO, datorită diferenței relativ mari în energiile statelor 3p și 3d.
2. Numărul orbitalilor moleculari este egal cu numărul orbitalilor atomici din care se formează. Mai mult decât atât, este necesar ca în spațiul dintre miezurile se suprapun și AO au aceeași simetrie în raport cu axa de racordare (axa x coincide cu axa conexiunii). Molecular orbital cu energie mai mică (stare mai energic favorabile) decât AD combinabile, numita legare și o energie mai mare (condiții mai puțin favorabile energetic) - dezintegrare. Dacă energia MO este egală cu energia AO combinată, atunci această MO este numită non-bonding.
De exemplu, atomii de azot și fluorul din a doua perioadă au 4 AO de bază: un 2s-trei 2p-AO. Apoi, molecula diatomică formată din doi atomi identici ai elementelor din perioada 2 (N2, F2) are opt MO. Dintre aceste patru orbital - tipul de simetrie în raport cu axa de conectare (S P -. Legarea și dezintegrarea s * p * Orbitali și 4 -. Tipul de simetrie în raport cu axa de conectare (y și Z - legarea și dezintegrare s).
3. Formarea MO și distribuția electronilor sunt reprezentate folosind diagrame energetice. Liniile orizontale de-a lungul marginilor diagramelor corespund energiei fiecăruia dintre AO-urile unui singur atom, în mijlocul energiilor MO. Energiile AO de bază ale elementelor ns și np ale perioadelor 1,2,3 sunt prezentate în Tabelul 1.
Schema energetică pentru molecula de oxigen de O2 este prezentată în figura 1.
La construirea diagramelor energetice, este necesar să se țină seama de influența reciprocă a MO aproape de energii. Dacă diferența dintre energiile AO combinate ale unui atom dat este mică (mai mică de 12 eV) și au o simetrie similară față de axa de legătură, de exemplu, 2s și 2p-AOs de la litiu la azot, configurație. O astfel de interacțiune duce la faptul că pe diagrama energetică se leagă
P - MO sunt localizate mai sus decât legarea - și - MO, de exemplu, pentru moleculele diatomice de la Li2 la N2.
4. Conform metodei MO, se poate forma un sistem molecular dacă numărul de electroni de pe legarea MO depășește numărul de electroni din MO dezintegrat. Ie câștigul de energie este realizat în comparație cu starea izolată a particulelor. Ordinea legăturii (PS) într-o particulă diatomică, definită ca jumătatea diferenței dintre numărul de electroni de legare și dezintegrare, trebuie să fie mai mare decât zero. Deci, PS = 2 pentru molecula de oxigen O2.
Prezența electronilor în MO-urile nelegate în molecule nu modifică PS, ci duce la o anumită slăbire a energiei de legare datorată amplificării repulsiei electron-electron. Indică reactivitatea crescută a moleculei, tendința tranziției electronilor nelegați la legarea MO.
3.4. EXEMPLE DE SARCINI
Sarcina. Luați în considerare formarea unei molecule fluorhidrat HF.
1. Configurări electronice ale atomilor: hidrogen H [1s1], fluor F [1s 2 2s 2 2p 5].
Setul de bază al AO: hidrogen - 1s - AO, fluor - 1s 2 - AO, energia AO de bază: EH (1s) = - 13,6 eV; EF (2s) = - 40,0 eV, EF (2p) = - 17,4 eV. Energia 1s - fluor AO are o energie foarte scăzută și nu este inclusă în setul de bază.
2. Combinați AO pentru a obține MO. În conformitate cu principiul energiei și principiul de simetrie, 1s - hidrogen AO poate fi combinat numai cu 2p - fluorură AO. Ca rezultat, obținem conexiunea SP - MO și dezintegrarea - MO.
Restul atomilor de fluor dau MO: 2s - AO - - MO, 2py - AO - - MO, 2pZ - AO - - MO corespunzătoare. Când combinăm 5 AO, obținem 5 MO.
Distribuim electronii din setul de bază de AO de către MO. AO set de bază (un electron din hidrogen și șapte fluor) ascendent energie 2 electroni ocupa un non-tricotare electronii din opt - MO legare 2 SP electron - MO și două perechi de electroni pereche (electron 4) - două din aceeași energie (degenerate) y și z MO nelegat.
Ordinea legăturii în moleculă de fluorură de hidrogen este unitatea:
În consecință, trebuie să existe o moleculă de HF stabilă.
Într-adevăr, conform datelor experimentale, molecula este formată cu o energie de legare ridicată de 565 kJ / mol, (5,85 eV / mol) și o lungime scurtă de legătură de 0,0917 nm. Conectarea chimică este realizată de doi electroni de legare pe SP-MO; în moleculă nu există legături; nu există MO-uri obligatorii . Structura spațială a moleculei este liniară.
Sarcina. Explicați prezența unui mare dipol electric pentru molecula HF.
molecula HF are un moment mare dipol electric (D = 1,9 30 = C * 6.0610 m) la polul negativ la nucleul fluor și contribuția componentei ionice într-o legătură chimică peste 40%. Acest fapt experimental se explică prin apropierea de doi electroni nesvyazyvayushey energie MO la 2p - aos AO fluor 1s nu hidrogen, precum și prezența electronilor nonbonding în nucleul de fluor. Ca rezultat, există o concentrație a densității de electroni în domeniul nuclear, fluor), este în concordanță cu o mai mare electronegativitate de fluor (EO = 4,0) decât hidrogen (0. Č = 2.1).
Polaritatea ridicată a legăturii în molecula de fluorhidric conduce la o interacțiune puternică cu particulele polarice și o contribuție importantă a componentei orientale la interacțiunea intermoleculară dintre moleculele de fluorură de hidrogen
Sarcina. Luați în considerare stabilitatea energetică relativă a moleculei HF și a ionilor moleculari corespunzători.
Soluția. Să luăm în considerare stabilitatea energetică comparativă a ionilor pozitivi și negativi ai moleculei de fluorură de hidrogen, ceea ce face posibilă judecarea capacității de a recultiva sau de a atașa un electron. Teoretic, poate exista un HF ion molecular negativ, deoarece PS = 0,5, dar molecula HF relativ neutră (SS = 1) este instabilă. În ionul pozitiv HF + Formal, ordinea obligațiunilor nu se modifică (PS = 1). Cu toate acestea, în practică, detașarea unui electron dintr-o moleculă puternică de fluorură de hidrogen stabile este dificil de realizat: E 17 eV în diagrama energiei. În realitate, HF și HF + nu sunt detectate, dar ionul H2 F + este detectat și este stabil (puteți dovedi!). În consecință, molecula de fluorură de hidrogen este mai stabilă decât ionii încărcați singular corespunzători și nu are capacitatea de a atașa electroni.
Sarcina. Luați în considerare proprietățile donor-acceptor ale moleculei HF.
Soluția. Moleculă fluorură de hidrogen în ansamblu este un donator de electroni, deoarece are două perechi de electroni pe non-bonding - MO - electroni încărcați mai mari MO. Mai mult, electronii care nu se leagă sunt localizați în mare parte în domeniul nucleului de fluor, centrul donatorilor de fluor. exemplu:
Sarcina. Determinați: este molecula HF diamagnetic sau paramagnetic?
Soluția. Metoda MO permite explicarea și prezicerea proprietăților magnetice ale moleculelor. Astfel, molecula de fluorură de hidrogen are proprietăți diamagnetice, deoarece nu are electroni nepermani. Spre deosebire de molecula de oxigen (vezi diagrama energiei), care are doi electroni neparticipati si a caror paramagnetism este supus experimentului.
1. Luați în considerare posibilitatea formării unei particule moleculare utilizând metoda MO. Construiește o diagramă a energiei.
Faceți o concluzie cu privire la distribuția densității electronice, probabil valoarea momentului dipolului și corespondența încheierii dvs. cu atomii de EO.
Kokova este stabilitatea energetică relativă a ionilor pozitivi, negativi ai moleculei; reculul sau atașamentul unui electron consolidează legătura în această particulă?
Sunt proprietățile donatorului și ale acceptorului acestei particule și ale ionilor săi caracteristice?
Care sunt proprietățile magnetice ale acestei particule moleculare?
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: