Зв'язуюча молекулярна орбіталь

Зв'язуюча молекулярна орбіталь — молекулярна орбіталь, що утворюється комбінацєю атомних орбіталей за теорією методу МО ЛКАО з виділенням енергії та зростанням хвильової функці, що супроводжується підвищенням електронної густини. У теорії МО електрони описуються хвильовою функцією[1]. Коли такі хвилі знаходяться близько і в одній фазі (синфазні, знаки функцій рівні), це приводить до їх комбінації (взаємодії) і нового, стабільнішого від попередніх станів, утворення. Таким чином формується стабільний зв'язок між цими двома атомними орбіталями[2].

Опис

Приклад накладання хвильових функцій електронів у двоатомній молекулі водню. a, b — відносні позиції протонів

За методом МО ЛКАО хвильова функція $\Psi$ , що відповідає молекулярній орбіталі (МО), є лінійною комбінацією (сумою) функцій атомних орбіталей (АО):

\Psi =c_{a}\psi _{a}+c_{b}\psi _{b}+...+c_{n}\psi _{n}

,
або

\Psi =c_{a}\psi _{a}-c_{b}\psi _{b}-...-c_{n}\psi _{n}

,

де n — кількість атомів у молекулі, $\psi _{a}$ , $\psi _{b}$ ,… $\psi _{n}$ хвильові функції електронних орбіталей атомів, що взаємодіють, с- числові коефіцієнти, які визначають несок кожної АО у МО і які визначають з огляду на умову мінімуму енергії. У разі додавання (+) $\psi _{a}$ , $\psi _{b}$ ... $\psi _{n}$ (знаки обох функцій додатні), хвильова функція $\Psi$ зростає, тобто в просторі між ядрами з'являється ділянка підвищеної електронної густини, що стягує ядра і забезпечує хімічний зв'язок. На такій МО електрон матиме меншу енергію, як на початковій АО.

Диатомна молекула

Діаграма заповнення електронами МО дигідрогену

Класичним випадком є утворення двоатомної молекули водню H₂ з атомів гідрогену у яких атомні орбіталі є ідентичними. При утворенні молекули дигідрогену H₂ можливі два сценарійї утворення МО: накладання валентних орбіталей 1s, що знаходяться у однаковій фазі і що приводить до утворення (концентрування) електронної густини між ядрами атомів, або якщо АО різні за фазами, то це приведе до розпорошення (розпушування) електронної густини навколо атомів. Зв'язуючі орбіталі (σ^зв(1s)) приводять до утворення стабільної двоатомної молекули водню. Два електрони 1s із двох атомів гідрогену разом заповнюють зв'язуючу МО молекули водню. Розпушуючі орбіталі (σ*(1s)) — нестабільні і не приводять до зв'язування обох протонів, що мають однаковий заряд, оскільки електронна густина між ними у цьому випадку є незначною[3]. У другому випадку необхідна також і додаткова енергія, щоби тримати обидва атоми за допомогою розпушуючої орбіталі.

Примітки

Mulliken, Robert S. (1932). Electronic Structures of Polyatomic Molecules and Valence. II. General Considerations. Physical Review 41 (1): 49–71. doi:10.1103/physrev.41.49.
Sannigrahi, A. B.; Kar, Tapas (1 серпня 1988). Molecular orbital theory of bond order and valency. Journal of Chemical Education 65 (8): 674. ISSN 0021-9584. doi:10.1021/ed065p674.
Lennard-Jones, J. E. (1 січня 1929). The electronic structure of some diatomic molecules. Transactions of the Faraday Society (англ.) 25: 668. ISSN 0014-7672. doi:10.1039/tf9292500668.

Джерела

В. В. Григор'єва, В. М. Самійленко, А. М. Сич. Загальна хімія. Київ. Вища школа. 1991. ст. 87-89. ISBN 5-11-003667-5

This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.

[1] Mulliken, Robert S. (1932). Electronic Structures of Polyatomic Molecules and Valence. II. General Considerations. Physical Review 41 (1): 49–71. doi:10.1103/physrev.41.49.

[2] Sannigrahi, A. B.; Kar, Tapas (1 серпня 1988). Molecular orbital theory of bond order and valency. Journal of Chemical Education 65 (8): 674. ISSN 0021-9584. doi:10.1021/ed065p674.

[3] Lennard-Jones, J. E. (1 січня 1929). The electronic structure of some diatomic molecules. Transactions of the Faraday Society (англ.) 25: 668. ISSN 0014-7672. doi:10.1039/tf9292500668.