Связывание молекулярной орбитали - Bonding molecular orbital

В связывающая орбиталь используется в молекулярная орбиталь (МО) теория для описания притягивающих взаимодействий между атомные орбитали двух или более атомов в молекуле. Согласно теории МО, электроны движутся волнообразно.[1] Когда более чем одна из этих волн сближаются, синфазная комбинация этих волн создает взаимодействие, которое приводит к значительной стабилизации вида. Результат конструктивной интерференции волн приводит к тому, что плотность электронов обнаруживается в области связывания, создавая стабильную связь между двумя видами.[2]

Двухатомные молекулы

Диаграмма МО дигидрогена

В классическом примере H2 МО, два отдельных атома H имеют одинаковые атомные орбитали. При создании молекулы дигидрогена отдельные валентные орбитали, 1sлибо: слияние по фазе для получения связывающих орбиталей, где электронная плотность находится между ядрами атомов; или слиться в противофазе, чтобы получить разрыхляющие орбитали, где электронная плотность присутствует везде вокруг атома, за исключением пространства между ядрами двух атомов.[3] Связующие орбитали приводят к более стабильным видам, чем когда два атома водорода являются одноатомными. Разрыхляющие орбитали менее стабильны, потому что при очень небольшой электронной плотности в середине или ее отсутствии два ядра (обладающие одинаковым зарядом) отталкиваются друг от друга. Следовательно, потребуется больше энергии, чтобы удерживать два атома вместе через разрыхляющую орбиталь. Каждый электрон в валентность 1s водородные оболочки объединяются, чтобы заполнить стабилизирующую связующую орбиталь. Итак, водород предпочитает существовать в виде двухатомной, а не одноатомной молекулы.[4]

Диаграмма МО для гелия

Глядя на гелий, атом содержит два электрона в каждой валентности 1.s ракушка. Когда две атомные орбитали сходятся вместе, они сначала заполняют связывающую орбиталь двумя электронами, но, в отличие от водорода, у него осталось два электрона, которые затем должны перейти на разрыхляющую орбиталь. Нестабильность разрыхляющей орбитали нейтрализует стабилизирующий эффект, обеспечиваемый связывающей орбиталью; следовательно, дигелий ордер на облигации равно 0. Вот почему гелий предпочел бы быть одноатомным, чем двухатомным.[5]

Многоатомные молекулы

Диаграмма МО для пи-связи

Связывание МО пи-облигаций

Пи облигации создаются "боком" взаимодействия орбиталей.[3] Еще раз, на молекулярных орбиталях, связывание пи (π) электронов происходит, когда взаимодействие двух атомных орбиталей π синфазно. В этом случае электронная плотность π-орбиталей должны быть симметричными вдоль плоскости зеркала для создания связывающего взаимодействия. Асимметрия вдоль плоскости зеркала приведет к узлу в этой плоскости и описывается разрыхляющей орбиталью π *.[3]

Диаграмма МО бутадиена

Пример МО простого сопряженная π система бутадиен. Создать МО для бутадиен, результирующие π и π * орбитали ранее описанной системы будут взаимодействовать друг с другом. Это смешивание приведет к созданию 4 групповых орбиталей (которые также можно использовать для описания π МО любого диена):[3] π1 не содержит вертикали узлы, π2 содержит одну, и обе считаются связывающими орбиталями; π3 содержит 2 вертикальных узла, π4 содержит 3 и обе считаются разрыхляющими орбиталями.[3]

Локализованные молекулярные орбитали

Основная статья: Локализованные молекулярные орбитали
Диаграмма МО для метана

Сферическая трехмерная форма s орбитали не имеют направленности в пространстве и пИкс, пу, и пz орбитали все 90о по отношению друг к другу. Следовательно, для получения орбиталей, соответствующих химические связи Для описания химических реакций Эдмистон и Рюденберг первыми разработали процедуры локализации.[6][7] Например, в CH4, четыре электрона из 1s орбитали атомов водорода и валентные электроны от атома углерода (2 дюйма s и 2 в п) занимают связывающие молекулярные орбитали σ и π.[6] Тогда делокализованные МО атома углерода в молекуле метана могут быть локализованный дать четыре зр3 гибридные орбитали.

Приложения

Молекулярные орбитали и, более конкретно, связывающая орбиталь - это теория, которую преподают во всех различных областях химии, от органической до физической и даже аналитической, поскольку она широко применима. Химики-органики используют теорию молекулярных орбиталей в своем мысленном обосновании реакций;[8][9] химики-аналитики используют его в различных методах спектроскопии;[10][11] физико-химики используют его в расчетах;[8][12] это даже видно в химии материалов через ленточная теория - расширение теории молекулярных орбиталей.[13]

Рекомендации

  1. ^ Малликен, Роберт С. (1932). «Электронные структуры многоатомных молекул и валентность. II. Общие положения». Физический обзор. 41 (1): 49–71. Дои:10.1103 / Physrev.41.49.
  2. ^ Sannigrahi, A.B .; Кар, Тапас (1988-08-01). «Молекулярно-орбитальная теория порядка и валентности связи». Журнал химического образования. 65 (8): 674. Дои:10.1021 / ed065p674. ISSN  0021-9584.
  3. ^ а б c d е 1960-, Анслин, Эрик В. (2006). Современная физическая органическая химия. Догерти, Деннис А., 1952-. Саусалито, Калифорния: Университетская наука. ISBN  978-1891389313. OCLC  55600610.CS1 maint: числовые имена: список авторов (связь)
  4. ^ Леннард-Джонс, Дж. Э. (1 января 1929 г.). «Электронное строение некоторых двухатомных молекул». Труды общества Фарадея. 25: 668. Дои:10.1039 / tf9292500668. ISSN  0014-7672.
  5. ^ Хаускрофт, Кэтрин Э. (2012). Неорганическая химия. Шарп, А. Г. (4-е изд.). Харлоу, Англия: Пирсон. ISBN  9780273742753. OCLC  775664094.
  6. ^ а б Коэн, Ирвин; Дель Бене, Джанет (1969-08-01). «Гибридные орбитали в теории молекулярных орбиталей». Журнал химического образования. 46 (8): 487. Дои:10.1021 / ed046p487. ISSN  0021-9584.
  7. ^ Эдмистон, Клайд (1963). «Локализованные атомные и молекулярные орбитали». Обзоры современной физики. 35 (3): 457–464. Дои:10.1103 / revmodphys.35.457.
  8. ^ а б Данненберг, Дж. Дж. (12 мая 1999 г.). "Использование теории возмущений и пограничных молекулярных орбиталей для предсказания диастереофациальной селективности". Химические обзоры. 99 (5): 1225–1242. Дои:10.1021 / cr980382f. ISSN  0009-2665.
  9. ^ Ли, Юнцзюнь; Цзя, Чжиюй; Сяо, Шэнцян; Лю, Huibiao; Ли, Юлян (2016-05-16). «Способ управления синтезом стабильных скрученных двумерных сопряженных молекул». Nature Communications. 7: 11637. Дои:10.1038 / ncomms11637. ЧВК  4873669. PMID  27181692.
  10. ^ Смит, Венделл Ф. (1963). «Применение теории молекулярных орбиталей к электронным спектрам поглощения шиффовых оснований». Тетраэдр. 19 (3): 445–454. Дои:10.1016 / с0040-4020 (01) 99192-6.
  11. ^ Малликен, Роберт С. (1967-07-07). «Спектроскопия, молекулярные орбитали и химическая связь». Наука. 157 (3784): 13–24. Дои:10.1126 / science.157.3784.13. ISSN  0036-8075. PMID  5338306.
  12. ^ Гимарк, Бенджамин М. (1974). «Приложения качественной теории молекулярных орбиталей». Отчеты о химических исследованиях. 7 (11): 384–392. Дои:10.1021 / ar50083a004.
  13. ^ Brédas, J. L .; Calbert, J. P .; да Силва Филью, Д. А .; Корнил, Дж. (30 апреля 2002 г.). «Органические полупроводники: теоретическая характеристика основных параметров, определяющих перенос заряда». Труды Национальной академии наук. 99 (9): 5804–5809. Дои:10.1073 / pnas.092143399. ЧВК  122857. PMID  11972059.