Molekulárna orbitálna teória

Čo je molekulárna orbitálna teória?

Ten Molekulárna orbitálna teória (Tom) Je to matematický model vyvinutý na vysvetlenie fyzikálno -chemických vlastností molekúl, ako je absorpcia a emisia žiarenia, elektrická vodivosť, ako aj elektronická povaha jej väzieb. Na rozdiel od teórie Link Valencia Link sa to zvažuje, že elektróny sa premiestnia v celej molekule, bez toho, aby boli pravdepodobné umiestnené v prepojeniach.

Preto molekulárna orbitálna teória uplatňuje rovnaké kvantové princípy, ktoré diktujú vlnové funkcie pre atómové orbitály, a tak opisujú energetický stav elektrónov v atómoch; Až teraz sa zameriava na tzv.

Paramagnetizmus kvapalného kyslíka, a teda jeho príťažlivosť pre magnety, je vysvetlený vďaka molekulárnej orbitálnej teórii. Zdroj: Pieter Kuipeper cez Wikipedia.

Teória molekulárnej orbitálnej teórie potom funguje a pracuje s molekulárnymi orbitálmi, ich elektronické a priestorové rozdelenie, ako aj diagramy ich príslušných energií, ktoré umožňujú pozorovanie energetických medzier, ktoré ich oddeľujú. Predovšetkým vysvetľuje paramagnetizmus určitých látok, ako je molekulárny kyslík v kvapalnom stave (pozri vyššie).

O₂, Popísané v Lewisových štruktúrach a Valencia's Link Theory, má všetky svoje párové elektróny, takže teoreticky by to malo byť diamagnetické. V praxi sa však ukázalo, že je skutočne paramagnetický, to znamená, že chýba elektróny; konkrétne pár chýbajúcich elektrónov.

Z konštrukcie OM diagramu (molekulárne orbitály) pre O₂, Homonukleárna diatomická molekula, je zrejmé, že v skutočnosti existujú dva vysoké energetické elektróny. Nielen to, ale otáčanie a poloha týchto elektrónov v OMS tiež vysvetľujú ďalšie elektronické stavy alebo₂ (single).

Iné z najdôležitejších víťazstiev molekulárnej orbitálnej teórie je to, že pomáha predpovedať možnú existenciu diatomických molekúl, ako aj ich relatívnu stabilitu. Molekulárna orbitálna teória je teda v predikcii molekúl, ako je b₂ a li₂, Aj keď môžu detekovať iba vo fáze pary pri vysokých teplotách. Táto teória tiež odmieta existenciu hypotetických, ktoré mám₂ alebo ne₂.

Typy molekulárnych väzieb a orbitálov

Rovnako ako v teórii Link Valencia, v molekulárnej orbitálnej teórii sa uvažuje niekoľko typov spojení v závislosti od smeru prekrývania atómových orbitálov zúčastňujúcich sa na chemickej väzbe. Medzi najdôležitejšie a prítomné v molekulárnej povahe máme väzby Sigma a Pi.

Sigma

Tvorba odkazov σ1 a σ1s* počas prekrývania dvoch atómových orbitálov 1s. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Sigma, σ väzby sa stanovia, keď sa atómové orbitály prekrývajú predné, vo vzťahu k imaginárnej internukleárnej sekcii.

Zoberme si napríklad odkaz σ, ktorý sa tvorí, keď sú dve atómové orbitály podľa atómu vodíka blízko k veľmi krátkej vzdialenosti (obrázok vyššie). Pretože orbitály 1S sú symetrické, ich prekrývanie bude vždy čelné; Preto budú vždy generovať molekulárne orbitály σ_1s a σ_1s*.

Všimnite si teraz, keď molekulárny orbitálny σ_1s zobrazuje elektronickú hustotu koncentrovanú v priestore, ktorý oddeľuje tieto dve jadrá. To znamená, že v orbitáli σ_1s Pravdepodobnosť nájdenia elektrónu je v tejto oblasti molekuly maximálna. Elektróny σ_1s Sú premiestnené do celého priestoru, ktorý pokrýva fialovú farbu.

Na druhej strane, v orbitáli σ_1s* Máme uzlovú rovinu medzi týmito dvoma jadrami. To znamená, že pravdepodobnosť nájdenia elektrónu medzi týmto priestorom sa rovná nule. Všimnite si, že v orbitáli σ_1s* Elektróny opisujú polohy okolo každého z týchto dvoch jadier; nie okolo molekuly ako celku.

Môže vám slúžiť: Rádio: Štruktúra, vlastnosti, použitie, získanie

PI

Sigma a Pi Bonds odvodené z prekrývania orbitálov P. Zdroj: v8rik na in.Wikipedia, CC BY-SA 3.0, cez Wikimedia Commons

Zvážte teraz molekulárne väzby a orbitály. K tomu dochádza, keď prekrývanie orbitálov nastane v smere kolmom na internucleárnu os, ktorá je svojvoľne fixovaná v ktorejkoľvek zo osí karteziánskej roviny. Za predpokladu, že hovoríme o orbitáli 2p_X, Orbitál 2p_a Bude zadarmo vytvoriť odkaz PI (pozri modré a biele laloky).

Keď dve orbitály 2p_a Dva molekulárne orbitály vznikajú: π_2py a π_2py*; Prvý má najvyššiu elektronickú hustotu a pod internucleárnou osou, zatiaľ čo druhý pripomína štvorprúdový kvet, kde je pravdepodobnosť nájdenia elektrónov oveľa nižšia.

Na druhej strane, orbitály 2p, povedzme 2p_X, Môžu sa tiež prekrývať na prednej strane, aby vznikli väzbu σ a dva molekulárne orbitály σ_2px a σ_2px*. Ako v prípadoch σ_1s a σ_1s*, Orbitál σ_2px ukazuje väčšiu elektronickú hustotu medzi týmito dvoma jadrami; čo je v rozpore s σ_2px*, kde sú elektróny orientované na strany vonkajšej strany.

Prepojiť

Linding Molecular Orbitals sú tie, ktoré prispievajú k stabilite molekuly. To znamená, že pred prepojením a vytvorením molekuly musia mať menej energie v porovnaní s atómovými orbitálmi jednotlivých atómov. V týchto orbitáloch sú elektróny premiestnené všetkými rozmermi molekuly ako celku.

V diagramoch OM budú vždy umiestnené pod atómovými orbitálmi, ktoré ich kombinujú, aby ich vytvorili. Toto bude podrobnejšie vidieť v nasledujúcich častiach.

Anti -hut

Na druhej strane sú molekulárne orbitály anti -housingu, ktoré destabilizujú molekulu. Sú symbolizovaní hviezdičkou (*) a ich energie sú vyššie ako energia atómových orbitálov, ktoré ich vznikli. Na týchto orbitáloch sa elektróny premiestnia dosť nepravidelne, akoby molekula bola elektronicky fragmentovaná.

V OM diagramoch budú vždy umiestnené nad atómovými orbitálmi, ktoré ich kombinujú, aby ich vytvorili.

Nie je prepojený

Medzitým sú net -libujúce orbitály, ako aj ich elektróny, ktoré neprispievajú alebo nepoškodzujú stabilitu molekuly. Jeho energie sú veľmi podobné energiám atómových orbitálov.

Príkaz na prepojenie

Poradie prepojenia sa stáva v teórii molekulárneho orbitálu, ako je číslo spojenia, je v teórii Link Valencia: Miera sily spojenia v molekule. Poradie odkazu teda rovnajúce sa 1 zodpovedá jednoduchému odkazu (-). A poradie odkazu (alebo.e) rovná 2, zodpovedá dvojitej väzbe (=). Tak.

Toto poradie sa určuje z počítania elektrónov v diagramoch OM pre konkrétnu molekulu. Na tento účel sa musí uplatniť nasledujúci vzorec:

ani.E = (počet prepojených elektrónov - počet anti -hut elektrónov)/2

Spojovacie elektróny prispievajú k molekule k stabilizácii, zatiaľ čo anti -ohodné elektróny ich destabilizujú. Preto čím viac anti -sung elektrónov, tým menšie alebo.E a molekula bude mať tendenciu byť veľmi nestabilná. Keď O.E sa rovná 0, znamená to, že molekula neexistuje (alebo aspoň teoreticky).

Om

V diagramoch OM sú zastúpené energie molekulárnych orbitálov a vizualizuje sa aj jej elektronická výplň, ktorá dodržiava pravidlá Aufbauf a Sinn, ako aj princíp vylúčenia Paulingu. Zoberme si napríklad nasledujúce dva diagramy:

OM diagramy pre molekuly prvého a druhého obdobia periodickej tabuľky. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Vodorovné čiary po stranách, čierne, predstavujú energie atómových orbitálov. Namiesto toho sú centrálne vodorovné čiary, fialové, energie molekulárnych orbitálov. Všimnite si, ako sú prepojenia a anti -agent OM distribuované (*) vo vzťahu k atómovým orbitálom jednotlivých atómov.

Môže vám slúžiť: aminoskupina (NH2): štruktúra, vlastnosti, príklady

Všimnite si tiež, že v pravom diagrame OM σ_{2 P} Menia miesto s π_{2 P}. K tomu dochádza s molekulami O₂, F₂, a hypotetický NE₂.

Príklady

V nasledujúcich príkladoch bude OM pokračovať v elektronoch, vypočíta si poradie spojenia a predpovede o sile väzby alebo stability príslušnej molekuly.

H₂

OM Diagram pre molekulu dihydrogénu. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Počnúc najjednoduchšou molekulou, dihydrogenom, h₂, Dva atómy H sú spojené kombináciou svojich dvoch atómových orbitálov 1S za vzniku dvoch molekulárnych orbitálov σ_1s a σ_1s*. Tieto dva elektróny potom pokračujú v vyplnení molekulárnych orbitálov.

Najprv je naplnená orbitálna σ_1s, Pretože je to najmenšia energia (pravidlo AUFBAUF). Potom musí druhý elektrón dokončiť naplnenie orbitálu σ_1s Pred lezením na orbitálnu σ_1s* (Pravidlo umývadla). A nakoniec, tento druhý elektrón vedie jeho točenie opačným smerom k prvému elektrónu (princíp vylúčenia Paulingu). Tieto dva elektróny sú teda umiestnené v prepojenom orbitáli σ_1s.

A čo objednávka odkazu? V molekulárnom orbitáli linky σ_1s Máme 2 elektróny; Zatiaľ čo v molekulárnej orbitálnej orbitáli anti -hell_1s* Nemáme žiadne. Preto by výpočet bol:

ani.E = (2-0)/2

= 1

Bytosť alebo.A rovná sa 1, znamená to, že spojenie, ktoré spája dva atómy vodíka, je jednoduché: H-H. Všeobecne platí, že ak sa táto hodnota rovná alebo je väčšia ako 1, hovorí sa, že molekula existuje a je stabilná.

On₂

OM Diagram pre hypotetickú dihelio molekulu. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Teraz predpokladajme, že máte molekulu₂. Hore vidíme, že jeho diagram OM je veľmi podobný H₂, S 2 ďalšími elektrónmi, ktoré sa nachádzajú v orbitáli σ_1s*. Ak existuje celkom 4 elektróny, ktoré pridávajú dva atómy, potom musí byť tiež 4 elektróny vo všetkých výsledných molekulárnych orbitáloch.

Určovanie O.E pre ja₂ budeme mať:

ani.E = (2-2)/2

= 0

To znamená, že neexistuje možné spojenie, že dva atómy hélia. V skutočnosti doteraz nebola identifikovaná existencia tejto molekuly, ktorá súhlasí s predpovedami molekulárnej orbitálnej teórie.

B₂

OM Diagram pre molekulu B2. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Všimnite si, že pri tvorbe molekulárnych orbitálov sa zohľadňujú aj elektróny vnútorných vrstiev; Nielen tie vo Valencii.

Preto v príklade molekuly diboro, b₂, Každý atóm bóru prispieva celkovo 5 elektrónov, z ktorých 3 pochádzajú z Valencie; Sú to tie z ich orbitálov 2S a 2p. Dva elektróny orbitálov 2p sú umiestnené na rôznych molekulárnych orbitáloch π_{2 P} S paralelnými chrbticami (pravidlo umývadla).

Potom pokračujeme v výpočte poradia odkazu:

ani.E = (6-4)/2

= 1

Preto sa očakáva, že molekula bude mať jednoduchý odkaz B-B. B₂ Je to molekula, ktorá existuje iba v štádiu pary pri veľmi vysokých teplotách, pretože bór v normálnych podmienkach prijíma zložitejšie sieťové štruktúry a návrhy.

C₂ a c₂^2-

Zvážte najprv diagram OM pre molekulu C₂:

OM Diagram pre molekulu C2. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Teraz sú dva nové elektróny poskytované atómami uhlíka opäť umiestnené na molekulárnych orbitáloch π_{2 P} Ale s opačným točením (princíp vylúčenia Pauling).

Určenie vašej objednávky odkazu budeme mať:

ani.E = (8-4)/2

= 2

Všimnite si, že molekulárne orbitály π_{2 P} Pridajte 4 elektróny, ktoré sa viažu na vzorec. Keďže tento poriadok sa rovná 2, znamená to, že molekula C₂ Má dvojitú väzbu, c = c. Molekula C opäť₂, Nazýva sa tiež diatomický uhlík, pri vysokých teplotách je iba parná fáza a je jednou z najjednoduchších alotropných foriem uhlíka.

A čo C₂^2-? Váš OM diagram je nasledujúci:

OM Diagram pre anión C22-. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Dva nové elektróny (červené šípky) sú umiestnené v prepojení molekulárnej orbitálnej σ_{2 P}. To sa predpokladá, že každý atóm uhlíka prispieva jedným z dvoch negatívnych nábojov (pre oxidačný stav -1).

Môže vám slúžiť: ortuť fulminate: Štruktúra, vlastnosti, získanie, použitie

Výpočet vašej objednávky odkazu budeme mať:

ani.E = (10-4)/2

= 3

To znamená anión C₂^2-, Nazýva sa tiež anión acetyluro, má trojitý odkaz, [C≡C]^2-. Je to relatívne stabilný anión s veľkou silou spojenia; V závislosti od svojich náprotivkových iónov však môže pochádzať z výbušných zlúčenín.

N₂ a n₂⁺

Slávna molekula dusíka, n₂, Dá sa tiež dokonale opísať pomocou molekulárnych orbitálnych diagramov:

OM Diagram pre molekulu N2. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Všimnite si, že tento diagram je úplne rovnaký ako pre anión C₂^2-. To znamená, že n₂ a c₂^2- Sú izolelektronické. Takáto skutočnosť však neznamená, že oba druhy sa správajú rovnako. N₂, neutrálny, je oveľa stabilnejší ako c₂^2-, záporné, aj keď obaja majú poradie odkazu rovnajúce sa 3, n≡n.

A čo katión N₂⁺? Pozrime sa na váš diagram OM:

OM Diagram pre katión N2+. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Ako katión N₂⁺ Má o jeden menej elektrón, toto sa odstráni molekulárna orbitálna σ_{2 P}. N₂ Je diamagnetický, zatiaľ čo n₂⁺ Je paramagnetický. A jeho poradie odkazu je:

ani.E = (9-4)/2

= 2.5

2 2 odkaz.5 by bolo zastúpené dvoma riadkami a jedným bodom. Takáto vec však nedáva veľký zmysel vo Valenciaovej teórii alebo v Lewisových štruktúrach. Pretože toto poradie odkazu je menšie ako 3, sila spojenia prítomná v n₂⁺ je nižší ako n₂, Takže je to nestabilnejšie.

Ani₂, Ani₂^2- I₂²⁺

Pozrime sa teraz na ďalšiu veľmi dôležitú molekulu pre život: molekulárny alebo diatomický kyslík, alebo₂. Podľa Valencieho teórie a Lewisových štruktúr by to malo byť diamagnetické; Ale experimentálne sa ukázalo, že je paramagnetický, takže niekde zmizol elektróny.

Nižšie porovnávame OM diagramy pre O₂ a ióny alebo₂^2- (oxid) a o₂²⁺ (Oxidácia):

OM diagramy pre molekulárny kyslík a dva z jeho hlavných iónov. Zdroj: Gabriel Bolívar.

OM diagram pre O₂ Vzorka, na rozdiel od predchádzajúcich, že molekulárne orbitály σ_{2 P} a π_{2 P} Zmeňte ich energetickú polohu. Tiež vidíme, že na orbitáloch sú dva chýbajúce elektróny π_{2 P}*, čo vysvetľuje paramagnetický charakter kyslíka (uvedený na začiatku článku).

Na druhej strane, máme tiež diagram OM pre anión alebo₂^2-, nekonečne sa šíria do vesmíru (mesiace, planéty, kométy, asteroidy atď.). Má dva ďalšie elektróny (červené šípky), ktoré dokončia π orbitály_{2 P}*, párenie všetkých elektrónov. Preto alebo₂^2- Je diamagnetický.

Zvažujeme tiež diagram OM na oxidáciu alebo₂²⁺. Má dva elektróny menej ako O₂, ponechanie prázdnych orbitálov π_{2 P}*. Všetky jeho elektróny sú spárované, a preto je diamagnetický.

Prepojiť objednávky pre O₂, Ani₂^2- I₂²⁺ Sú to: 2 (o = o), 1 [o-o]^2- a 3 [o≡o]²⁺. Preto O₂²⁺ by mal najsilnejší odkaz.

Výhody a nevýhody

Výhody

Medzi výhodami molekulárnej orbitálnej teórie môžeme citovať nasledujúce:

-Umožňuje vyhodnotiť príkazy na prepojenie, že obyčajné by nedali zmysel v teórii Link Valencia Link

-Dobre koreluje s diamagnetizmom a paramagnetizmom molekúl

-Vzdialenosť, ktorá oddeľuje molekulárne orbitály v diagramoch, sa rovná AE a slúži na vysvetlenie elektronických prechodov produktom absorpcie fotónov

-Uplatňuje nielen homonukleárne diatomické molekuly, ale aj pre heteronukleárne molekuly, ako je CO₂ a benzén

-Rozširuje svoj model smerom k iným typom zlúčenín, ako sú anorganické komplexy, takže podporuje teóriu oblasti ligandov

-Zohľadnenie, že elektróny sa premiestnia v celej molekule, je vhodné vysvetliť mnohé fyzikálno -chemické vlastnosti

Nevýhody

A medzi niektorými nevýhodami molekulárnej orbitálnej teórie, ktorú musíme skončiť:

-Je to veľmi abstraktné a vyžaduje hlboké matematické porozumenie, aby sa mu úplne porozumelo

-Molekulačné diagramy ako co₂, Co, h₂Alebo a iní, môžu byť príliš únavní na to, aby sa rozpracovali a vysvetlili

-Hovorí nič o konkrétnych regiónoch alebo odkazoch veľkej molekuly

-Neposkytuje ani žiadne informácie týkajúce sa molekulárnej geometrie (trigonálna rovina, štvorcová rovina, tetraedrálna atď.).

-Nie je to také grafické ako Valenciaova teória odkazov

Molekulárna orbitálna teória je na záver teória, ktorá dopĺňa teóriu odkazu Valencia, aby mala širšiu a úplnejšiu panorámu molekulárneho spektra.

Odkazy

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chémia. (8. vydanie.). Učenie sa.
2. Triasť a Atkins. (2008). Anorganická chémia. (Štvrté vydanie). MC Graw Hill.
3. Wikipedia. (2020). Orbitálna molekulárna teória. Zdroj: In.Wikipedia.orgán
4. Stephen nižší. (7. september 2020). Orbitálna molekulárna teória. Chémia librettexts. Získané z: Chem.Librettexts.orgán
5. Steven a. Hardinger. (2017). Orbitálna molekulárna teória. Zdroj: Chemed.Chem.Purdue.Edu
6. Tlačové knihy. (s.F.). Kapitola 8: Orbitálna molekulárna teória. Zdroj: OpenTextBC.Ac