Vazba molekulární orbitální - Bonding molecular orbital

The spojovací orbitální se používá v molekulární orbitální (MO) teorie popsat atraktivní interakce mezi atomové orbitaly dvou nebo více atomů v molekule. V teorii MO jsou elektrony zobrazovány tak, aby se pohybovaly ve vlnách.[1] Když se více než jedna z těchto vln přiblíží k sobě, in-fázová kombinace těchto vln vytváří interakci, která vede k druhu, který je značně stabilizovaný. Výsledek konstruktivní interference vln způsobuje, že hustota elektronů se nachází ve vazebné oblasti a vytváří stabilní vazbu mezi těmito dvěma druhy.[2]

Diatomické molekuly

MO diagram pro dihydrogen

V klasickém příkladu H2 MO, dva samostatné atomy H mají stejné atomové orbitaly. Při vytváření molekuly dihydrogen se jednotlivé valenční orbitaly, 1s, buď: sloučením ve fázi získáte spojovací orbitaly, kde elektronová hustota je mezi jádry atomů; nebo sloučit z fáze a získat antibondingové orbitaly, kde je elektronová hustota všude kolem atomu kromě prostoru mezi jádry dvou atomů.[3] Vazebné orbitaly vedou ke stabilnějším druhům, než když jsou dva vodíky monatomické. Antibondové orbitaly jsou méně stabilní, protože s velmi malou až žádnou elektronovou hustotou uprostřed se dvě jádra (drží stejný náboj) navzájem odpuzují. Proto by to vyžadovalo více energie, aby se tyto dva atomy držely pohromadě protiběžným okružím. Každý elektron v mocenství 1s skořápka vodíku se spojila, aby vyplnila stabilizační vazebný orbitál. Vodík tedy raději existuje jako diatomická, nikoli monatomická molekula.[4]

MO diagram pro helium

Při pohledu na helium drží atom v každé valenci 1 dva elektronys skořápka. Když se dva atomové orbitaly spojí, nejprve vyplní vazebný orbitál dvěma elektrony, ale na rozdíl od vodíku mu zbývají dva elektrony, které pak musí jít na protivazný orbitál. Nestabilita antibondingového orbitálu ruší stabilizační účinek poskytovaný bondovacím orbitálem; proto dihelium pořadí dluhopisů je 0. To je důvod, proč by helium upřednostňovalo být monatomické před diatomickým.[5]

Polyatomové molekuly

MO diagram pro vazbu pi

Vazby MO vazeb pi

Pi vazby jsou vytvářeny „bočními“ interakcemi orbitalů.[3] Opět platí, že na molekulárních orbitalech dochází k vazebným elektronům pi (π), když je interakce dvou π atomových orbitalů ve fázi. V tomto případě elektronová hustota orbitálů π musí být symetrické podél roviny zrcadla, aby se vytvořila vazebná interakce. Asymetrie podél zrcadlové roviny povede k uzlu v této rovině a je popsána v protivazebné dráze, π *.[3]

MO diagram pro butadien

Příklad MO jednoduchého konjugovaný π systém je butadien. Chcete-li vytvořit MO pro butadien, výsledné orbitaly π a π * dříve popsaného systému budou vzájemně interagovat. Výsledkem tohoto míchání bude vytvoření 4 skupinových orbitalů (které lze také použít k popisu π MO libovolného dienu):[3] π1 neobsahuje vertikální uzly, π2 obsahuje jeden a oba jsou považovány za spojovací orbitály; π3 obsahuje 2 vertikální uzly, π4 obsahuje 3 a oba jsou považovány za antibondingové orbitály.[3]

Lokalizované molekulární orbitaly

Hlavní článek: Lokalizované molekulární orbitaly
MO diagram pro metan

Sférický 3D tvar s orbitaly nemají směrovost v prostoru a pX, py, a pz orbitalů je všech 90Ó vůči sobě navzájem. Proto za účelem získání orbitalů odpovídajících chemické vazby popsat chemické reakce, Edmiston a Ruedenberg propagoval vývoj lokalizačních postupů.[6][7] Například v CH4, čtyři elektrony z 1s orbitaly atomů vodíku a valenční elektrony z atomu uhlíku (2 palce s a 2 palce p) zabírají vazebné molekulární orbitaly, σ a π.[6] Poté mohou být přemístěny MO atomu uhlíku v molekule methanu lokalizovaný dát čtyři sp3 hybridní orbitaly.

Aplikace

Molekulární orbitaly a konkrétněji vazebný orbitál je teorie, která se vyučuje ve všech různých oblastech chemie, od organické po fyzickou a dokonce i analytickou, protože je široce použitelná. Organičtí chemici používají molekulární orbitální teorii ve svém myšlenkovém zdůvodnění reakcí;[8][9] analytičtí chemici jej používají v různých metodách spektroskopie;[10][11] fyzikální chemici to používají při výpočtech;[8][12] je to vidět i v chemii materiálů teorie pásma —Rozšíření molekulární orbitální teorie.[13]

Reference

  1. ^ Mulliken, Robert S. (1932). „Elektronické struktury polyatomových molekul a valence. II. Obecné úvahy“. Fyzický přehled. 41 (1): 49–71. doi:10.1103 / fyzrev.41.49.
  2. ^ Sannigrahi, A. B .; Kar, Tapas (01.01.1988). "Molekulární orbitální teorie vazebního řádu a valence". Journal of Chemical Education. 65 (8): 674. doi:10.1021 / ed065p674. ISSN  0021-9584.
  3. ^ A b C d E 1960-, Anslyn, Eric V. (2006). Moderní fyzikální organická chemie. Dougherty, Dennis A., 1952-. Sausalito, CA: University Science. ISBN  978-1891389313. OCLC  55600610.CS1 maint: číselné názvy: seznam autorů (odkaz)
  4. ^ Lennard-Jones, J. E. (01.01.1929). "Elektronická struktura některých diatomických molekul". Transakce Faradayovy společnosti. 25: 668. doi:10.1039 / tf9292500668. ISSN  0014-7672.
  5. ^ Housecroft, Catherine E. (2012). Anorganická chemie. Sharpe, A. G. (4. vydání). Harlow, Anglie: Pearson. ISBN  9780273742753. OCLC  775664094.
  6. ^ A b Cohen, Irwin; Del Bene, Janet (01.08.1969). "Hybridní orbitaly v molekulární orbitální teorii". Journal of Chemical Education. 46 (8): 487. doi:10.1021 / ed046p487. ISSN  0021-9584.
  7. ^ Edmiston, Clyde (1963). "Lokalizované atomové a molekulární orbitaly". Recenze moderní fyziky. 35 (3): 457–464. doi:10.1103 / revmodphys.35.457.
  8. ^ A b Dannenberg, J. J. (1999-05-12). "Využití poruch a molekulární orbitální teorie k předpovědi diastereofaciální selektivity". Chemické recenze. 99 (5): 1225–1242. doi:10.1021 / cr980382f. ISSN  0009-2665.
  9. ^ Li, Yongjun; Jia, Zhiyu; Xiao, Shengqiang; Liu, Huibiao; Li, Yuliang (2016-05-16). „Metoda řízení syntézy stabilních zkroucených dvourozměrných konjugovaných molekul“. Příroda komunikace. 7: 11637. doi:10.1038 / ncomms11637. PMC  4873669. PMID  27181692.
  10. ^ Smith, Wendell F. (1963). "Aplikace molekulární orbitální teorie na elektronová absorpční spektra schiffových bází". Čtyřstěn. 19 (3): 445–454. doi:10.1016 / s0040-4020 (01) 99192-6.
  11. ^ Mulliken, Robert S. (07.07.1967). "Spektroskopie, molekulární orbitaly a chemické vazby". Věda. 157 (3784): 13–24. doi:10.1126 / science.157.3784.13. ISSN  0036-8075. PMID  5338306.
  12. ^ Gimarc, Benjamin M. (1974). "Aplikace kvalitativní molekulární orbitální teorie". Účty chemického výzkumu. 7 (11): 384–392. doi:10.1021 / ar50083a004.
  13. ^ Brédas, J. L .; Calbert, J. P .; da Silva Filho, D. A .; Cornil, J. (2002-04-30). „Organické polovodiče: Teoretická charakterizace základních parametrů, kterými se řídí transport náboje“. Sborník Národní akademie věd. 99 (9): 5804–5809. doi:10.1073 / pnas.092143399. PMC  122857. PMID  11972059.