Molekyylin kiertoradan teoria

Mikä on molekyylin kiertoradan teoria?

Se Molekyylin kiertoradan teoria (Tom) Se on matemaattinen malli, joka on kehitetty selittämään molekyylien fysikaalis -kemialliset ominaisuudet, kuten säteilyn imeytyminen ja päästö, sähkönjohtavuus sekä sen linkkien elektroninen luonne. Tämä katsoo, että toisin kuin Valencia Link -teoria (TEV), että elektronit siirretään koko molekyylissä, ilman todennäköisyyden sijaitsevaa linkkejä.

Siksi molekyylin kiertoradan teoria sovelletaan samoja kvanttiperiaatteita, jotka määräävät atomien kiertoradan aaltofunktiot, mikä kuvaa siten atomien elektronien energiatilaa; Vasta nyt käsittelee niin kutsuttuja molekyyliorbitaaleja, jotka ovat peräisin lineaaristen atomien atomiorbitaalien lineaarisista yhdistelmistä.

Nestemäisen hapen paramagnetismi ja siksi sen vetovoima magneetteihin selitetään molekyylin kiertoradan teorian ansiosta. Lähde: Pieter Kuipeper Wikipedian kautta.

Molekyylin kiertoradan teoria toimii silloin työskentelemällä molekyyliorbitaalien, niiden elektronisten ja alueellisten jakautumisten sekä niiden vastaavien energioiden kaavioiden kanssa, jotka mahdollistavat niiden energiaajojen tarkkailun, jotka erottavat ne erottavat. Ennen kaikkea selittää tiettyjen aineiden, kuten molekyylin happea nestemäisessä tilassa (katso yllä), paramagnetismi (ks.

O₂, Lewisin rakenteiden ja Valencian linkkiteorian kuvaamia siinä on kaikki parilliset elektronit, joten teoriassa sen pitäisi olla diamagneettinen. Käytännössä on kuitenkin osoitettu, että se on todella paramagneettinen, ts. Siinä puuttuu elektroneja; erityisesti pari puuttuvia elektroneja.

OM -kaavion (molekyyliorbitaalien) rakentamisesta O: lle₂, Homonukleaarinen diatominen molekyyli, voidaan nähdä, että siellä on tehokkaasti kaksi korkeaa energiaa puuttuvia elektroneja. Ei vain tämä, mutta näiden elektronien spin ja sijainti OMS: ssä selittävät myös muut tai₂ (yksittäinen).

Molekyylin kiertoradan teorian tärkeimmät voitot ovat, että se auttaa ennustamaan diatomisten molekyylien mahdollisen olemassaolon sekä niiden suhteellisen stabiilisuuden. Siten molekyylin kiertoradan teoria on oikein molekyylien, kuten B, ennustamisessa₂ ja Li₂, Jopa silloin, kun he voivat havaita vain höyryvaiheessa korkeissa lämpötiloissa. Tämä teoria hylkää myös hypoteettisen olemassaolon₂ tai NE₂.

Tyypit molekyylisidokset ja orbitaalit

Kuten Valencia -linkkiteoria, molekyylin kiertoradan teoriassa tarkastellaan monen tyyppisiä linkkejä riippuen kemiallisesta sidokseen osallistuvien atomiorbitaalien päällekkäisyydestä riippuen. Molekyylin luonteen tärkeimpien ja läsnäolon joukossa meillä on sigma- ja pi -sidokset.

Sigma

Σ1: n ja σ1: n* muodostuminen* linkittää kahden atomien kiertoradan päällekkäisyyden aikana 1s. Lähde: Gabriel Bolívar.

Sigma, σ -sidokset määritetään, kun atomien kiertoradat ovat päällekkäisiä edessä, suhteessa kuvitteelliseen sisäiseen kirveen.

Tarkastellaan esimerkiksi σ -linkkiä, joka muodostuu, kun kaksi 1S -atomiarbitaalia, vetyatomin mukaan, on lähellä hyvin lyhytaikaista etäisyyttä (kuva yllä). Koska 1: n kiertorataa ovat symmetrisiä, niiden päällekkäisyys on aina etuosa; Siksi ne tuottavat aina molekyyliorbitaalit σ_1s ja σ_1s*.

Huomaa nyt, että molekyyliorbitaali σ_1s Näyttää elektronisen tiheyden, joka on keskittynyt tilaan, joka erottaa kaksi ytimiä. Tämä tarkoittaa, että kiertoradalla σ_1s Elektronin löytämisen todennäköisyys on maksimaalinen tällä molekyylin alueella. Σ: n elektronit_1s Ne siirretään koko avaruuteen, joka kattaa violetin värin.

Toisaalta kiertoradalla σ_1s* Meillä on solmutaso kahden ytimen välillä. Tämä tarkoittaa, että todennäköisyys löytää elektroni kyseisen tilan välillä on yhtä suuri kuin nolla. Huomaa, että kiertoradalla σ_1s* Elektronit kuvaavat asentoja kahden ytimen ympärillä; ei kokonaisuutena molekyylin ympärillä.

Voi palvella sinua: Radio: Rakenne, ominaisuudet, käyttötarkoitukset, hankkiminen

Pilli

Sigma- ja pi -sidokset, jotka on johdettu kiertoratojen päällekkäisyydestä p. Lähde: V8RIK IN IN.Wikipedia, CC BY-SA 3.0, Wikimedia Commons

Harkitse nyt molekyylisidoksia ja kiertoratoja. Nämä tapahtuvat, kun kiertoradan päällekkäisyys tapahtuu suuntaan kohtisuoraan suuntaan sisäiseen akseliin, joka on mielivaltaisesti kiinnitetty mihin tahansa kartesian tason akseliin. Olettaen, että puhumme 2p: n kiertoradan_x, 2p kiertorata_ja Pi -linkin on vapaasti perustaa (katso sininen ja valkoinen lohko).

Kun kaksi kiertorataa 2p_ja Kaksi molekyylin kiertorataa on peräisin: π_2py ja π_2py*; Ensimmäisellä on korkein elektroninen tiheys ja sisäisen akselin alapuolella, kun taas toinen muistuttaa neljän ympyräkukkaa, jossa elektronien löytämisen todennäköisyys on paljon alhaisempi.

Toisaalta Orbitaalit 2p, sanoen 2p_x, Ne voivat myös olla päällekkäisiä etukäteen peräisin olevan σ -sidoksen ja kahden molekyylin kiertoradan σ_2px ja σ_2px*. Kuten σ -tapauksissa_1s ja σ_1s*, Kiertorata σ_2px osoittaa suuremman elektronisen tiheyden kahden ytimen välillä; joka on vastakohta σ_2px*, missä elektronit on suunnattu ulkopuolelle.

Linkki

Molekyyliorbitaalit ovat ne, jotka edistävät molekyylin stabiilisuutta. Eli niillä on oltava vähemmän energiaa verrattuna yksittäisten atomien atomiorbitaaleihin ennen molekyylin yhdistämistä ja muodostamista. Näissä orbitaaleissa elektronit siirtävät koko molekyylin mitat kokonaisuutena.

OM -kaavioissa nämä sijaitsevat aina atomiorbitaalien alapuolella, jotka yhdistyvät niiden muodostamiseksi. Tämä nähdään tarkemmin seuraavissa osissa.

Anti -hut

Toisaalta molekyylin kiertoradan vastaiset molekyyliorbitaalit ovat ne, jotka destabilisoivat molekyylin. Niitä symboloidaan tähdellä (*), ja niiden energiansa ovat korkeammat kuin heistä peräisin olevat atomien kiertoradat. Näissä orbitaaleissa elektronit siirretään melko epäsäännöllisesti, ikään kuin molekyyli olisi elektronisesti pirstoutunut.

OM -kaavioissa ne sijaitsevat aina atomiorbitaalien yläpuolella, jotka yhdistyvät niiden muodostamiseksi.

Ei linkitetty

Samaan aikaan ei -linkittämättömät orbitaalit, samoin kuin niiden elektronit, ovat ne, jotka eivät vaikuta tai vahingoita molekyylin stabiilisuutta. Hänen energiansa ovat hyvin samankaltaisia ​​kuin atomien kiertoradalla.

Linkkitilaus

Linkkijärjestys tulee molekyyliorbitaalin teoriassa, samoin kuin linkkinumero on Valencia -linkkiteoriassa: linkin voiman mitta molekyylissä. Siten 1. Ja linkkitilaus (tai.e) yhtä suuri kuin 2, vastaa kaksoissidosta (=). Pian.

Tämä järjestys määritetään tietyn molekyylin OM -kaavioiden elektronien laskemisesta. Tätä varten on käytettävä seuraavaa kaavaa:

jompikumpi.E = (kytkettyjen elektronien lukumäärä - anti -hut -elektronien lukumäärä)/2

Link -elektronit edistävät molekyyliä stabiloimiseksi, kun taas perisillä anti -perisillä elektronit destabiloivat sitä. Siksi mitä enemmän anti -sung -elektroneja, sitä pienempi tai.E, ja molekyyli on yleensä erittäin epävakaa. Kun O.E on yhtä suuri kuin 0, se tarkoittaa, että molekyyliä ei ole (tai ainakin teoriassa).

OM -kaaviot

OM -kaavioissa molekyyliorbitaalien energiat ovat edustettuna, ja sen elektroninen täyttö on myös visualisoitu, mikä noudattaa aufbaufin ja Sinnin sääntöjä sekä Paulingin syrjäytymisen periaatetta. Harkitse esimerkiksi seuraavia kahta kaaviota:

OM -kaaviot jaksollisen taulukon ensimmäisen ja toisen jakson molekyyleille. Lähde: Gabriel Bolívar.

Sivujen vaakasuorat viivat, mustat, edustavat atomien kiertoradan energioita. Sen sijaan keskikään vaakaviivat, violetti, ovat molekyyliorbitaalien energioita. Huomaa, kuinka linkitys ja anti -agent OMS jakautuvat (*) suhteessa yksittäisten atomien atomien kiertoradalle.

Se voi palvella sinua: aminoharja (NH2): rakenne, ominaisuudet, esimerkit

Huomaa myös, että oikeassa kaaviossa OM σ_{2 p} Ne muuttavat paikkaa π: llä_{2 p}. Tämä tapahtuu O: n molekyyleillä₂, F₂, ja hypoteettinen NE₂.

Esimerkit

Seuraavissa esimerkeissä OM jatkaa elektronien kanssa, laskee linkkijärjestyksen ja tekee ennusteita kyseisen molekyylin sidoksen voimasta tai stabiilisuudesta.

H₂

OM -kaavio dihydrogeenimolekyylistä. Lähde: Gabriel Bolívar.

Alkaen yksinkertaisimmasta molekyylistä, dihydrogeenista, H₂, Kaksi H -atomia yhdistetään yhdistämällä niiden kaksi 1: n atomisiorbitaalia, jotka muodostavat kaksi molekyylin kiertorataa σ σ_1s ja σ_1s*. Kaksi elektronia jatkavat sitten molekyyliorbitaalien täyttämistä.

Ensinnäkin kiertorata σ on täytetty_1s, Koska se on vähiten energiaa (Aufbauf -sääntö). Sitten toisen elektronin on lopetettava kiertoradan σ täytettävä_1s Ennen kuin kiipeilee kiertoradalle σ_1s* (Pesuallas sääntö). Ja lopuksi, tämä toinen elektroni ohjaa spininsä vastakkaiseen suuntaan kuin ensimmäistä elektronia (Paulingin syrjäytymisperiaate). Siten kaksi elektronia sijaitsevat kytkettynä kiertoradalla σ_1s.

Entä linkkijärjestys? Link -molekyyliorbitaalissa σ_1s Meillä on 2 elektronia; Ollessa anti -hell -molekyyliorbitaalissa σ_1s* Meillä ei ole mitään. Siksi laskelma olisi:

jompikumpi.E = (2-0)/2

= 1

Oleminen tai.Ja yhtä suuri kuin 1, se tarkoittaa, että linkki, joka yhdistää kaksi vetyatomia, on yksinkertainen: H-H. Yleensä, jos tämä arvo on yhtä suuri tai suurempi kuin 1, sanotaan, että molekyyli on olemassa ja on vakaa.

Hän₂

OM -kaavio hypoteettiselle dihelio -molekyylille. Lähde: Gabriel Bolívar.

Oletetaan nyt, että sinulla on HE -molekyyli₂. Yllä näemme, että sen OM -kaavio on hyvin samanlainen kuin h₂, 2 ylimääräisellä elektronilla, jotka sijaitsevat kiertoradalla σ_1s*. Kun on yhteensä 4 elektronia, jotka lisäävät kaksi atomia, niin kaikissa tuloksena olevissa molekyyliorbitaalissa on oltava myös 4 elektronia.

O: n määrittäminen.E I HE: lle₂ meillä tulee olemaan:

jompikumpi.E = (2-2)/2

= 0

Tämä tarkoittaa, että ei ole mahdollista yhteyttä, että kaksi helium -atomia. Itse asiassa tämän molekyylin olemassaoloa ei ole tunnistettu, mikä on yhtä mieltä molekyylin kiertoradan teorian ennusteista.

B -₂

OM -kaavio B2 -molekyylistä. Lähde: Gabriel Bolívar.

Huomaa, että molekyyliorbitaalien muodostumisessa myös sisäisten kerrosten elektronit otetaan huomioon; Ei vain Valencian edustajat.

Siten Diboro -molekyylin esimerkissä B₂, Jokainen booriatomi antaa yhteensä 5 elektronia, joista 3 on Valenciasta; Nämä ovat heidän 2s- ja 2p -kiertoradan. Orbitaalien 2p: n kaksi elektronia on sijoitettu eri molekyyliorbitaaleille π_{2 p} Rinnakkaispiikillä (pesuallas sääntö).

Sitten jatkamme linkkijärjestyksen laskemista:

jompikumpi.E = (6-4)/2

= 1

Siksi molekyylin odotetaan olevan yksinkertainen B-B-linkki. B₂ Se on molekyyli, joka esiintyy vain höyryvaiheessa erittäin korkeissa lämpötiloissa, koska boori normaaleissa olosuhteissa omaksuu monimutkaisempia verkkorakenteita ja malleja.

C₂ ja c₂^2-

Harkitse ensin molekyylin C OM -kaaviota₂-

OM -kaavio molekyylille C2. Lähde: Gabriel Bolívar.

Nyt hiiliatomien tarjoamat kaksi uutta elektronia sijoitetaan jälleen molekyyliorbitaaleihin π_{2 p} Mutta vastakkaisilla pyörillä (Pauling -syrjäytymisperiaate).

Linkkitilauksen määrittäminen meillä on:

jompikumpi.E = (8-4)/2

= 2

Huomaa, että molekyyliorbitaalit π_{2 p} Lisää 4 elektronia sidottu kaavaan. Koska tämä järjestys on yhtä suuri kuin 2, se tarkoittaa, että molekyyli C₂ Sillä on kaksoissidos, c = c. Jälleen molekyyli C₂, Kutsutaan myös diatomisiksi hiiliksi, korkeissa lämpötiloissa on vain höyryfaasi, ja se on yksi yksinkertaisimmista hiilen allotrooppisista muodoista.

Ja entä c₂^2-? OM -kaavio on seuraava:

OM -kaavio anionille C22-. Lähde: Gabriel Bolívar.

Kaksi uutta elektronia (punaiset nuolet) on sijoitettu yhdistävään molekyyliorbitaaliin σ_{2 p}. Tämä olettaa siten, että jokainen hiiliatomi edistää yhtä kahdesta negatiivisesta varauksesta (hapetustilaan -1).

Voi palvella sinua: Elohopea fulminate: rakenne, ominaisuudet, hankkiminen, käyttötarkoitukset

Laskemalla linkkitilauksesi: Meillä on:

jompikumpi.E = (10-4)/2

= 3

Eli anioni c₂^2-, Kutsutaan myös anioniasyyluroksi, sillä on kolminkertainen linkki, [C≡C]^2-. Se on suhteellisen vakaa anioni, jolla on suuri linkkivoima; Vastine -ioneista riippuen se voi kuitenkin perustaa räjähtäviä yhdisteitä.

N₂ ja n₂⁺

Kuuluisa typpimolekyyli, n₂, Sitä voidaan kuvata myös täydellisesti käyttämällä molekyylin kiertoratakaavioita:

OM -kaavio N2 -molekyylistä. Lähde: Gabriel Bolívar.

Huomaa, että tämä kaavio on täsmälleen sama kuin anionilla C₂^2-. Tämä tarkoittaa sitä n₂ ja c₂^2- Ne ovat isolektronisia. Tällainen tosiasia ei kuitenkaan tarkoita, että molemmat lajit käyttäytyvät samalla tavalla. N₂, neutraali, on paljon vakaampi kuin c₂^2-, negatiivinen, vaikka molemmilla on linkkitilaus, joka on yhtä suuri kuin 3, nÖn.

Ja entä kationi n₂⁺? Katsotaanpa OM -kaaviota:

OM -kaavio kationille N2+. Lähde: Gabriel Bolívar.

Kuten kationi n₂⁺ Siinä on yksi vähemmän elektronia, tämä poistetaan molekyylin kiertoradan σ_{2 p}. N₂ Se on diamagneettinen, kun taas n₂⁺ Se on paramagneettinen. Ja hänen linkkijärjestyksensä on:

jompikumpi.E = (9-4)/2

= 2.5

2 2 linkki.5 esitetään kahdella viivalla ja yhdellä pisteellä. Tällaisella asialla ei kuitenkaan ole mitään järkeä Valencian teoriassa tai Lewisin rakenteissa. Koska tämä linkkijärjestys on alle 3, n: n linkin voima₂⁺ on alempi kuin n₂, Joten se on epävakaa.

JOMPIKUMPI₂, JOMPIKUMPI₂^2- Minä₂²⁺

Katsokaamme nyt toisen erittäin tärkeän elämän molekyylin: molekyyli- tai diatomisen hapen tai₂. Valencian teorian ja Lewisin rakenteiden mukaan sen tulisi olla diamagneettinen; Mutta kokeellisesti sen on osoitettu olevan paramagneettinen, joten se on kadonnut elektronit jonnekin.

Alla vertaamme O: n OM -kaavioita₂ ja ionit tai₂^2- (oksidi) ja o₂²⁺ (Hapettuminen):

OM -kaaviot molekyylihapelle ja kaksi sen pääiomista. Lähde: Gabriel Bolívar.

O OM -kaavio O: lle₂ Näyte, toisin kuin edelliset, että molekyyliorbitaalit σ_{2 p} ja π_{2 p} Muuta heidän energia -asemansa. Lisäksi näemme tehokkaasti, että kiertoradalla on kaksi puuttuvaa elektronia π_{2 p}*, joka selittää hapen paramagneettisen luonteen (mainittu artikkelin alussa).

Toisaalta meillä on myös OM -kaavio anionille tai₂^2-, äärettömästi levinnyt kosmossa (kuut, planeetat, komeetit, asteroidit jne.-A. Siinä on kaksi ylimääräistä elektronia (punaiset nuolet), jotka viimeistelevät π -kiertoradan täyttämisen_{2 p}*, kaikkien elektronien pariutuminen. Näin ollen tai₂^2- Se on diamagneettinen.

Tarkastelemme myös OM -kaaviota hapettumisen tai₂²⁺. Siinä on kaksi elektronia vähemmän kuin O₂, tyhjentävät kiertoradat π_{2 p}*. Kaikki sen elektronit ovat parillisia, ja siksi se on diamagneettinen.

Linkkitilaukset O: lle₂, JOMPIKUMPI₂^2- Minä₂²⁺ Ne ovat vastaavasti: 2 (o = o), 1 [o-o]^2- ja 3 [o lähellä]²⁺. Siksi O₂²⁺ olisi vahvin linkki.

Hyödyt ja haitat

Edut

Molekyylin kiertoradan teorian eduista voimme mainita seuraavat:

-Se mahdollistaa linkkitilausten arvioinnin, joilla tavallisilla ei olisi paljon järkeä Valencia Link -teoriassa

-Se korreloi hyvin molekyylien diamagneettisuuden ja paramagnetismin kanssa

-Etäisyys, joka erottaa molekyyliorbitaalit kaavioissa

-Ei koske vain homonukleaarisia diatomisia molekyylejä, vaan myös heteronukleaarisia molekyylejä, kuten CO₂ ja bentseeni

-Se laajentaa malliaan muun tyyppisiä yhdisteitä, kuten epäorgaanisia komplekseja, joten se tukee ligandien kentän teoriaa

-Huomio, että elektronit siirretään koko molekyylissä, on kätevä selittää monia fysikaalis -kemiallisia ominaisuuksia

Haitat

Ja joidenkin molekyylin kiertoradan teorian haittojen keskuudessa päättyy:

-Se on hyvin abstrakti ja vaatii syvän matemaattisen ymmärryksen sen ymmärtämiseksi täysin

-Molekyylikaaviot CO: na₂, Co, h₂Tai muut, ne voivat olla liian tylsiä kehittää ja selittää

-Hän ei sano mitään suuren molekyylin tietyistä alueista tai yhteyksistä

-Se ei myöskään tarjoa mitään tietoa molekyyligeometriasta (trigonaalinen taso, neliötaso, tetraedrinen jne.-A.

-Se ei ole niin graafinen kuin Valencian linkkiteoria

Molekyylin kiertoradan teoria on lopuksi teoria, joka täydentää Valencia -linkin teoriaa, jolla on laajempi ja täydellisempi panoraama molekyylispektristä.

Viitteet

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemia. (8. ed.-A. Cengage -oppiminen.
2. Shiver & Atkins. (2008). Epäorgaaninen kemia. (Neljäs painos). MC Graw Hill.
3. Wikipedia. (2020). Orbitalimolekyyliteoria. Haettu: vuonna.Wikipedia.org
4. Stephen Lower. (7. syyskuuta 2020). Orbitalimolekyyliteoria. Kemian librettexts. Palautettu: Chem.Librettexts.org
5. Steven a. Kovettuja. (2017). Orbitalimolekyyliteoria. Haettu: Chemed.Kemia.Purduke.Edu
6. Lehdistökirjat. (S.F.-A. Luku 8: Orbital -molekyyliteoria. Haettu osoitteesta: OpenTextbc.Ac