ऊपर माना गया एमवीएस की कमियों ने रासायनिक बंधन का वर्णन करने के लिए एक और क्वांटम यांत्रिक विधि के विकास में योगदान दिया, जिसे कहा जाता था आणविक कक्षीय विधि (MMO). इस पद्धति के मूल सिद्धांत लेनार्ड-जोन्स, गुंड और मुल्लिकेन द्वारा निर्धारित किए गए थे। यह नाभिक और इलेक्ट्रॉनों की एकल प्रणाली के रूप में एक बहुपरमाणुक कण के विचार पर आधारित है। ऐसी प्रणाली में प्रत्येक इलेक्ट्रॉन सभी नाभिकों से आकर्षण और अन्य सभी इलेक्ट्रॉनों से प्रतिकर्षण का अनुभव करता है। ऐसी प्रणाली का उपयोग करके आसानी से वर्णित किया जा सकता है आण्विक कक्षक, जो परमाणु ऑर्बिटल्स के औपचारिक अनुरूप हैं। परमाणु और आणविक कक्षा के बीच का अंतर यह है कि कुछ एकल नाभिक के क्षेत्र में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति का वर्णन करते हैं, जबकि अन्य कई नाभिक के क्षेत्र में एक इलेक्ट्रॉन की स्थिति का वर्णन करते हैं। परमाणु और आणविक प्रणालियों का वर्णन करने के दृष्टिकोण की समानता को देखते हुए, हम यह निष्कर्ष निकाल सकते हैं कि एक n-परमाणु अणु के कक्षकों में निम्नलिखित गुण होने चाहिए:

ए) अणु में प्रत्येक इलेक्ट्रॉन की स्थिति तरंग फ़ंक्शन द्वारा वर्णित है, और मान ψ 2 एक बहुपरमाणु प्रणाली के किसी भी इकाई आयतन में एक इलेक्ट्रॉन खोजने की संभावना को व्यक्त करता है; ये तरंग फलन आण्विक कक्षक (MO) कहलाते हैं और परिभाषा के अनुसार बहुकेंद्रीय हैं, अर्थात्। सभी नाभिकों के क्षेत्र में एक इलेक्ट्रॉन की गति का वर्णन कर सकेंगे (अंतरिक्ष में किसी भी बिंदु पर होने की प्रायिकता);

बी) प्रत्येक आणविक कक्षीय एक निश्चित ऊर्जा की विशेषता है;

ग) अणु में प्रत्येक इलेक्ट्रॉन का स्पिन क्वांटम संख्या का एक निश्चित मूल्य होता है, अणु में पाउली सिद्धांत पूरा होता है;

डी) आणविक ऑर्बिटल्स का निर्माण परमाणु ऑर्बिटल्स से उत्तरार्द्ध के एक रैखिक संयोजन द्वारा किया जाता है: c n n (यदि योग में प्रयुक्त तरंग कार्यों की कुल संख्या k है, तो n 1 से k तक मान लेता है), n के साथ गुणांक हैं;

ई) एमओ ऊर्जा न्यूनतम अधिकतम एओ ओवरलैप पर पहुंच गई है;

च) प्रारंभिक एआर ऊर्जा के जितने करीब होते हैं, उनके आधार पर गठित एमओ की ऊर्जा उतनी ही कम होती है।

बाद की स्थिति से, हम यह निष्कर्ष निकाल सकते हैं कि परमाणुओं की आंतरिक कक्षाएँ, जिनमें बहुत कम ऊर्जा होती है, व्यावहारिक रूप से MOs के निर्माण में भाग नहीं लेंगे, और इन कक्षाओं की ऊर्जा में उनके योगदान की उपेक्षा की जा सकती है।

ऊपर वर्णित एमओ के गुणों को ध्यान में रखते हुए, आइए हम एक साधारण पदार्थ के डायटोमिक अणु के लिए उनके निर्माण पर विचार करें, उदाहरण के लिए, एच 2 अणु के लिए। अणु (एच ए और एच बी) बनाने वाले प्रत्येक परमाणु में प्रति 1s कक्षीय एक इलेक्ट्रॉन होता है, फिर एमओ को इस प्रकार दर्शाया जा सकता है:

Ψ एमओ = सी ए ए (1 एस) + सी बी ψ बी (1 एस)

चूंकि विचाराधीन मामले में अणु बनाने वाले परमाणु समान हैं, सामान्यीकरण कारक (सी), एमओ के निर्माण में एओ की भागीदारी का हिस्सा दिखाते हुए, पूर्ण मूल्य में बराबर हैं और इसलिए, दो विकल्प संभव हैं Ψ एमओ और सी ए \u003d सी बी और सी ए \u003d - सी बी:

Ψ एमओ(1) = सी ए ए (1 एस) + सी बी ψ बी (1 एस) और

Ψ एमओ(2) = सी ए ए (1 एस) - सी बी ψ बी (1 एस)

आणविक कक्षीय Ψ एमओ (1) पृथक परमाणु कक्षाओं की तुलना में परमाणुओं के बीच उच्च इलेक्ट्रॉन घनत्व वाले राज्य से मेल खाता है, और उस पर स्थित इलेक्ट्रॉनों और पॉली सिद्धांत के अनुसार विपरीत स्पिन वाले परमाणु में उनकी ऊर्जा की तुलना में कम ऊर्जा होती है। MMO LCAO में ऐसे कक्षीय को कहा जाता है जोड़ना।

उसी समय, आणविक कक्षीय Ψ MO(2) प्रारंभिक AO के तरंग फलनों के बीच का अंतर है, अर्थात। इंटरन्यूक्लियर स्पेस में कम इलेक्ट्रॉन घनत्व वाले सिस्टम की स्थिति की विशेषता है। ऐसे कक्षक की ऊर्जा प्रारंभिक AO की तुलना में अधिक होती है, और उस पर इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति से तंत्र की ऊर्जा में वृद्धि होती है। ऐसे कक्षकों को कहा जाता है ढीला करना।चित्र 29.3 हाइड्रोजन अणु में आबंधन और प्रतिरक्षी कक्षकों के निर्माण को दर्शाता है।

चित्र.29.3। हाइड्रोजन अणु में -बंधन और -ढीले कक्षकों का निर्माण।

Ψ एमओ(1) और Ψ MO(2) में नाभिक के केंद्रों से गुजरने वाली धुरी के संबंध में बेलनाकार समरूपता होती है। इस प्रकार के ऑर्बिटल्स को - सममित कहा जाता है और लिखा जाता है: बॉन्डिंग - σ1s, लूज़िंग - 1s। इस प्रकार, विन्यास σ1s 2 जमीनी अवस्था में हाइड्रोजन अणु से मेल खाता है, और He 2 + आयन का विन्यास, जो विद्युत निर्वहन में बनता है, जमीनी अवस्था में σ1s 2 1s (चित्र। 30.3)।

चावल। 30.3. पहली अवधि के तत्वों के अणुओं और आयनों की बॉन्डिंग और एंटीबॉडी ऑर्बिटल्स और इलेक्ट्रॉनिक संरचना के निर्माण का ऊर्जा आरेख।

एच 2 अणु में, दोनों इलेक्ट्रॉन एक बंधन कक्षीय पर कब्जा कर लेते हैं, जिससे प्रारंभिक एक (दो पृथक हाइड्रोजन परमाणु) की तुलना में सिस्टम की ऊर्जा में कमी आती है। जैसा कि पहले ही उल्लेख किया गया है, इस अणु में बाध्यकारी ऊर्जा 435 kJ/mol है, और बंधन की लंबाई 74 बजे है। बॉन्डिंग ऑर्बिटल से एक इलेक्ट्रॉन को हटाने से सिस्टम की ऊर्जा बढ़ जाती है (पूर्ववर्ती की तुलना में प्रतिक्रिया उत्पाद की स्थिरता कम हो जाती है): H 2 + में बाइंडिंग एनर्जी 256 kJ/mol है, और बॉन्ड की लंबाई बढ़कर 106 बजे हो जाती है। . एच 2 - कण में, इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़कर तीन हो जाती है, इसलिए उनमें से एक ढीले कक्षीय पर स्थित होता है, जो पहले वर्णित की तुलना में सिस्टम को अस्थिर करता है: ई (एच 2 -) = 14.5 केजे / मोल . नतीजतन, एक एंटीबॉन्डिंग ऑर्बिटल में एक इलेक्ट्रॉन की उपस्थिति रासायनिक बॉन्ड एनर्जी को बॉन्डिंग ऑर्बिटल से एक इलेक्ट्रॉन को हटाने की तुलना में अधिक हद तक प्रभावित करती है। उपरोक्त आंकड़ों से संकेत मिलता है कि कुल बाध्यकारी ऊर्जा बंधन और ढीले कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों की संख्या के बीच अंतर से निर्धारित होती है। द्विआधारी कणों के लिए, आधे में विभाजित इस अंतर को बंधन क्रम कहा जाता है:

पीएस \u003d (ē सेंट - सेंट नहीं) / 2

यदि PS शून्य है, तो कोई रासायनिक बंधन नहीं बनता है (He 2 अणु, चित्र 30.3)। यदि कई प्रणालियों में एंटीबॉन्डिंग ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान है, तो अधिकतम पीएस मान वाले कण में सबसे बड़ी स्थिरता होती है। उसी समय, समान PS मान पर, एक कण जिसमें कम संख्या में इलेक्ट्रॉनों के साथ एंटीबॉन्डिंग ऑर्बिटल्स (उदाहरण के लिए, H 2 + और H 2 - आयन) अधिक स्थिर होते हैं। चित्र 30.3 से एक और निष्कर्ष निकलता है: हीलियम परमाणु एक एच + आयन के साथ एक रासायनिक बंधन बना सकता है। इस तथ्य के बावजूद कि उनके 1s कक्षीय की ऊर्जा बहुत कम (-2373 kJ/mol) है, हाइड्रोजन परमाणु के 1s कक्षीय (E = -1312 kJ/mol) के साथ इसका रैखिक संयोजन एक बंधन का निर्माण करता है। कक्षीय, जिसकी ऊर्जा हीलियम AO से कम है। चूँकि HeH + कण के ढीले कक्षकों पर कोई इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं, यह हीलियम परमाणुओं और हाइड्रोजन आयनों द्वारा गठित प्रणाली की तुलना में अधिक स्थिर होता है।

इसी तरह के विचार परमाणु पी-ऑर्बिटल्स के रैखिक संयोजनों पर भी लागू होते हैं। यदि z-अक्ष, नाभिक के केंद्रों से गुजरने वाली धुरी के साथ मेल खाता है, जैसा कि चित्र 31.3 में दिखाया गया है, तो बंध और प्रतिबाधा कक्षकों को समीकरणों द्वारा वर्णित किया जाता है:

Ψ एमओ(1) = सी ए ए (2पी जेड) + सी बी ψ बी (2पी जेड) और Ψ एमओ (2) \u003d सी ए ψ ए (2पी जेड) - सी बी ψ बी (2पी जेड)

जब MO का निर्माण p-कक्षकों से किया जाता है, जिनकी कुल्हाड़ियाँ परमाणु नाभिक को जोड़ने वाली रेखा के लंबवत होती हैं, तो -बंधन और -ढीला आणविक कक्षा का निर्माण होता है (चित्र। 32.3)। 2p पर आणविक π और 2p ऑर्बिटल्स पर चित्र में दिखाए गए समान हैं। 32.3, लेकिन पहले के सापेक्ष लगभग 90 तक घुमाया गया। इस प्रकार 2p तथा 2p कक्षक दुगुने पतित होते हैं।

यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि एक रैखिक संयोजन किसी भी एओ से नहीं बनाया जा सकता है, लेकिन केवल उन लोगों से जिनके पास काफी करीब ऊर्जा है और जिनका ओवरलैप ज्यामितीय दृष्टिकोण से संभव है। -बंधन -ढीले कक्षकों के निर्माण के लिए उपयुक्त ऐसे कक्षकों के जोड़े s-s, s-p z, s-d z 2, p z-p z, p z- d z 2, d z 2 - d z 2 हो सकते हैं, जबकि एक रैखिक के साथ संयोजन p x - p x , p y - p y , p x - d xz , p y - d yz , आणविक π-बंधन और π-ढीला आण्विक कक्षक बनते हैं।

यदि आप AO से d x 2- y 2 - d x 2- y 2 या d xy - d xy प्रकार का MO बनाते हैं, तो -MO बनते हैं। इस प्रकार, जैसा कि ऊपर उल्लेख किया गया है, परमाणु नाभिक को जोड़ने वाली रेखा के संबंध में MO का , और में विभाजन उनकी समरूपता से पूर्व निर्धारित होता है। इस प्रकार, -MO के लिए, नोडल विमानों की संख्या शून्य है, -MO में एक ऐसा विमान है, और δ-MO में दो हैं।

MMO LCAO के ढांचे के भीतर दूसरी अवधि के होमोआटोमिक अणुओं का वर्णन करने के लिए, यह ध्यान रखना आवश्यक है कि परमाणु ऑर्बिटल्स का एक रैखिक संयोजन केवल तभी संभव है जब AO ऑर्बिटल्स ऊर्जा में करीब हों और समान समरूपता हो।

चित्र.31.3. परमाणु p-कक्षकों से -बंधन -प्रतिरक्षी कक्षकों का निर्माण

चित्र 32.3 परमाणु p-कक्षकों से -बंधन और - प्रतिरक्षी आण्विक कक्षकों का निर्माण।

दूसरे आवर्त के कक्षकों में से 2s और 2p z कक्षकों में z अक्ष के प्रति समान सममिति होती है। ली, बी, बी, और सी परमाणुओं के लिए उनकी ऊर्जा में अंतर अपेक्षाकृत छोटा है, इसलिए इस मामले में तरंग कार्य 2s और 2p मिश्रण कर सकते हैं। O और F परमाणुओं के लिए, ऊर्जा 2s और 2p में अंतर बहुत अधिक होता है, इसलिए उनका मिश्रण नहीं होता है (तालिका 4.3)

तालिका 4.3।

E विभिन्न तत्वों के 2s और 2p कक्षकों के बीच ऊर्जा

परमाणु	ई में ईवी	परमाणु	ई में ईवी
ली	1,85	एन	10,9
होना	2,73	हे	15,6
बी	3,37	एफ	20,8
सी	4,18

तालिका 4.3 के आंकड़ों के साथ-साथ की गई गणनाओं के अनुसार, यह दिखाया गया है कि MO की सापेक्ष ऊर्जा एक ओर Li 2 - N 2 अणुओं के लिए और दूसरी ओर O 2 - F 2 अणुओं के लिए भिन्न है। पहले समूह के अणुओं के लिए, MO ऊर्जा में वृद्धि के क्रम को एक श्रृंखला के रूप में दर्शाया जा सकता है:

2sσ ٭ 2sπ2p x π2p y σ2p z π٭2p x 2p y σ ٭ 2p z , और O 2 और F 2 अणुओं के रूप में:

2sσ 2sσ2p z π2p x π2p y π٭2p x π ٭ 2p y σ ٭ 2p z (चित्र 33.3)।

टाइप 1s के ऑर्बिटल्स, जिनमें दूसरे ऊर्जा स्तर के ऑर्बिटल्स की तुलना में बहुत कम ऊर्जा होती है, अणु में अपरिवर्तित रहते हैं, यानी वे परमाणु रहते हैं और अणु के ऊर्जा आरेख पर इंगित नहीं होते हैं।

अणुओं और आणविक आयनों के ऊर्जा आरेखों के आधार पर, कणों की स्थिरता और उनके चुंबकीय गुणों के बारे में निष्कर्ष निकाला जा सकता है। इस प्रकार, अणुओं की स्थिरता, जिनमें से MO एक ही AO से निर्मित होते हैं, को लगभग बंध क्रम के मूल्य और चुंबकीय गुणों द्वारा - प्रति MO में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की संख्या से आंका जा सकता है (चित्र। 34.3)।

यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि एलसीएओ के एमएमओ के दृष्टिकोण से गैर-वैलेंस, आंतरिक स्तर के एओ ऑर्बिटल्स, एमओ के गठन में भाग नहीं लेते हैं, लेकिन बाध्यकारी ऊर्जा पर ध्यान देने योग्य प्रभाव डालते हैं। उदाहरण के लिए, H 2 से Li 2 में जाने पर, बाध्यकारी ऊर्जा चार गुना (432 kJ/mol से 99 kJ/mol) तक कम हो जाती है।

Fig.33.3 अणुओं में एमओ का ऊर्जा वितरण (ए) ओ 2 और एफ 2 और (बी) ली 2 - एन 2।

Fig.34.3 दूसरी अवधि के तत्वों के द्विआधारी अणुओं के ऊर्जा आरेख।

एक एच 2 अणु से एक इलेक्ट्रॉन का पृथक्करण प्रणाली में बाध्यकारी ऊर्जा को 256 केजे/मोल तक कम कर देता है, जो बंधन कक्षीय में इलेक्ट्रॉनों की संख्या में कमी और पीएस में 1 से 0.5 की कमी के कारण होता है। ली 2 अणु से एक इलेक्ट्रॉन के अलग होने की स्थिति में, बाध्यकारी ऊर्जा 100 से बढ़कर 135.1 kJ / mol हो जाती है, हालांकि, जैसा कि चित्र 6.9 से देखा जा सकता है, इलेक्ट्रॉन, पिछले मामले की तरह, बंधन से हटा दिया जाता है। कक्षीय और PS घटकर 0.5 हो जाता है। इसका कारण यह है कि जब ली 2 अणु से एक इलेक्ट्रॉन को हटा दिया जाता है, तो बंधन एमओ पर स्थित इलेक्ट्रॉनों और आंतरिक 1s कक्षीय पर कब्जा करने वाले इलेक्ट्रॉनों के बीच प्रतिकर्षण कम हो जाता है। यह पैटर्न आवर्त प्रणाली के पहले समूह के मुख्य उपसमूह के सभी तत्वों के अणुओं के लिए मनाया जाता है।

जैसे-जैसे परमाणु आवेश बढ़ता है, MO की ऊर्जा पर 1s कक्षीय इलेक्ट्रॉनों का प्रभाव कम होता जाता है, इसलिए, B 2, C 2 और N 2 अणुओं में, एक इलेक्ट्रॉन की टुकड़ी प्रणाली की ऊर्जा को बढ़ाएगी (में कमी होगी) पीएस मान, कुल बंधन ऊर्जा में कमी) इस तथ्य के कारण कि इलेक्ट्रॉन को बंधन कक्षाओं से हटा दिया जाता है। O 2, F 2 और Ne 2 अणुओं के मामले में, एक इलेक्ट्रॉन का निष्कासन ढीले कक्षीय से होता है, जिससे PS में वृद्धि होती है और सिस्टम में कुल बाध्यकारी ऊर्जा होती है, उदाहरण के लिए, F में बाध्यकारी ऊर्जा 2 अणु 154.8 kJ / mol है, और आयन में F 2 + लगभग दोगुना (322.1 kJ / mol) है। उपरोक्त तर्क किसी भी अणु के लिए मान्य है, चाहे उनकी गुणात्मक और मात्रात्मक संरचना कुछ भी हो। हम अनुशंसा करते हैं कि पाठक द्विआधारी अणुओं की स्थिरता और उनके नकारात्मक रूप से आवेशित आणविक आयनों का तुलनात्मक विश्लेषण करें, अर्थात। प्रक्रिया 2 + = А 2 - में प्रणाली की ऊर्जा में परिवर्तन का मूल्यांकन करें।

चित्र 34.3 से यह भी पता चलता है कि केवल बी 2 और ओ 2 अणु, जिनमें अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, अनुचुंबकीय होते हैं, जबकि दूसरी अवधि के तत्वों के शेष द्विआधारी अणु डायोमैग्नेटिक कण होते हैं।

IMO की निष्पक्षता का प्रमाण, अर्थात। अणुओं में ऊर्जा स्तरों के वास्तविक अस्तित्व का प्रमाण परमाणुओं और उनसे बनने वाले अणुओं की आयनीकरण क्षमता के मूल्यों में अंतर है (तालिका 5.3)।

तालिका 5.3।

परमाणुओं और अणुओं की आयनीकरण क्षमता

तालिका में प्रस्तुत आंकड़ों से संकेत मिलता है कि कुछ अणुओं में परमाणुओं की तुलना में अधिक आयनीकरण क्षमता होती है, जबकि अन्य में कम आयनीकरण क्षमता होती है। यह तथ्य एमवीएस के दृष्टिकोण से अकथनीय है। चित्र 34.3 में डेटा के विश्लेषण से यह निष्कर्ष निकलता है कि अणु की क्षमता उस स्थिति में परमाणु की तुलना में अधिक होती है जब इलेक्ट्रॉन को बंधन कक्षीय (अणु एच 2, एन 2, सी 2) से हटा दिया जाता है। यदि ढीले MO (O2 और F2 अणुओं) से इलेक्ट्रॉन को हटा दिया जाता है, तो यह क्षमता परमाणु की तुलना में कम होगी।

MMO LCAO के ढांचे के भीतर हेटेरोआटोमिक बाइनरी अणुओं के विचार की ओर मुड़ते हुए, यह याद रखना आवश्यक है कि विभिन्न तत्वों के परमाणुओं के ऑर्बिटल्स जिनमें मुख्य और साइड क्वांटम संख्या के समान मान होते हैं, उनकी ऊर्जा में भिन्न होते हैं। माना ऑर्बिटल्स के संबंध में परमाणु नाभिक का प्रभावी चार्ज जितना अधिक होगा, उनकी ऊर्जा उतनी ही कम होगी। चित्र 35.3 AB प्रकार के विषम परमाणु अणुओं के लिए MO ऊर्जा आरेख दिखाता है, जिसमें B परमाणु अधिक विद्युतीय है। इस परमाणु के कक्षक A परमाणु के समान कक्षकों की तुलना में ऊर्जा में कम हैं। इस संबंध में, बंधन MOs में B परमाणु के कक्षकों का योगदान शिथिल MOs की तुलना में अधिक होगा। इसके विपरीत, ए परमाणु के एओ द्वारा एंटीबॉडी एमओ में मुख्य योगदान दिया जाएगा। अणु के निर्माण के दौरान दोनों परमाणुओं के आंतरिक कक्षाओं की ऊर्जा व्यावहारिक रूप से नहीं बदलती है, उदाहरण के लिए, हाइड्रोजन फ्लोराइड अणु में , फ्लोरीन परमाणु के कक्षक 1s और 2s इसके नाभिक के पास केंद्रित होते हैं, जो विशेष रूप से, इस अणु की ध्रुवता (µ = 5.8 10 -30) निर्धारित करता है। चित्र 34 का उपयोग करते हुए, NO अणु के विवरण पर विचार करें। ऑक्सीजन एओ की ऊर्जा नाइट्रोजन की तुलना में कम है, पूर्व का योगदान बॉन्डिंग ऑर्बिटल्स के लिए अधिक है, और बाद में लूज़िंग ऑर्बिटल्स के लिए है। दोनों परमाणुओं के 1s और 2s ऑर्बिटल्स अपनी ऊर्जा नहीं बदलते हैं (σ2s और σ 2s इलेक्ट्रॉन जोड़े द्वारा कब्जा कर लिया जाता है, σ1s और 1s चित्र में नहीं दिखाए जाते हैं)। ऑक्सीजन और नाइट्रोजन परमाणुओं के 2p कक्षकों में क्रमशः चार और तीन इलेक्ट्रॉन होते हैं। इन इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या 7 है, और 2p ऑर्बिटल्स के कारण तीन बॉन्डिंग ऑर्बिटल्स बनते हैं। जब वे छह इलेक्ट्रॉनों से भर जाते हैं, तो यह स्पष्ट हो जाता है कि अणु में सातवां इलेक्ट्रॉन -कक्षकों में से एक पर स्थित है और इसलिए, नाइट्रोजन परमाणु के पास स्थानीयकृत है। अणु में PS: (8 - 3)/2 = 2.5 यानी। अणु में कुल बंधन ऊर्जा अधिक होती है। हालांकि, एक एंटीबॉन्डिंग ऑर्बिटल में स्थित एक इलेक्ट्रॉन में उच्च ऊर्जा होती है, और सिस्टम से इसे हटाने से इसका स्थिरीकरण हो जाएगा। यह निष्कर्ष यह अनुमान लगाना संभव बनाता है कि NO ऑक्सीकरण प्रक्रियाओं की सक्रियता ऊर्जा कम होगी; ये प्रक्रियाएं एसयू पर भी आगे बढ़ सकती हैं।

इसी समय, इन अणुओं की तापीय स्थिरता अधिक होगी, NO + आयन कुल बाध्यकारी ऊर्जा के संदर्भ में नाइट्रोजन और CO अणुओं के करीब होगा, और NO कम तापमान पर मंद हो जाएगा।

इस पद्धति के ढांचे के भीतर NO अणु के विश्लेषण से एक और महत्वपूर्ण निष्कर्ष निकलता है - सबसे स्थिर द्विआधारी हेटेरोएटोमिक अणु होंगे, जिसमें वैलेंस s और p ऑर्बिटल्स में कुल इलेक्ट्रॉनों की संख्या 10 के बराबर होती है। इस मामले में , पीएस = 3. इस संख्या में वृद्धि या कमी से पीएस के मूल्य में कमी आएगी, अर्थात। कण को ​​​​अस्थिर करने के लिए।

MMO LCAO में बहुपरमाणुक अणुओं को उन्हीं सिद्धांतों के आधार पर माना जाता है जैसा कि ऊपर द्विपरमाणुक कणों के लिए वर्णित है। इस मामले में आणविक कक्षाएँ अणु बनाने वाले सभी परमाणुओं के AO के रैखिक संयोजन से बनती हैं। नतीजतन, ऐसे कणों में एमओ बहुकेंद्रीय, निरूपित होते हैं, और पूरे सिस्टम में रासायनिक बंधन का वर्णन करते हैं। एक अणु में परमाणुओं के केंद्रों के बीच संतुलन दूरी प्रणाली की न्यूनतम संभावित ऊर्जा के अनुरूप होती है।

चित्र.35.3। द्विआधारी विषमपरमाणुक अणुओं के MO का ऊर्जा आरेख

(परमाणु B में उच्च विद्युत ऋणात्मकता होती है)।

Fig.36.3 विभिन्न प्रकार के अणुओं के ऊर्जा आरेख

MMO के भीतर। (कक्षीय का p x अक्ष बंध अक्ष के साथ मेल खाता है)

चित्र 36.3 विभिन्न प्रकार के अणुओं के एमओ को दर्शाता है। हम BeH 2 अणु (चित्र 37.3) के उदाहरण का उपयोग करके उनके निर्माण के सिद्धांत पर विचार करेंगे। इस कण में तीन-केंद्र एमओ के गठन में दो हाइड्रोजन परमाणुओं के 1s ऑर्बिटल्स के साथ-साथ बी परमाणु के 2s और 2p ऑर्बिटल्स शामिल हैं (इस परमाणु का 1s ऑर्बिटल MO के गठन में भाग नहीं लेता है और स्थानीयकृत है) इसके नाभिक के पास)। आइए मान लें कि बी जेड-ऑर्बिटल का पी-अक्ष विचाराधीन कण में संचार लाइन के साथ मेल खाता है। हाइड्रोजन और बेरिलियम परमाणुओं के s ऑर्बिटल्स के एक रैखिक संयोजन से s और σ s का निर्माण होता है, और हाइड्रोजन परमाणुओं के s ऑर्बिटल्स और Be के p z -ऑर्बिटल्स की भागीदारी के साथ एक ही ऑपरेशन एक बॉन्डिंग का निर्माण करता है और क्रमशः MO z और z ढीला करना।

चित्र 37.3. वेन 2 अणु में एमओ

संयोजकता इलेक्ट्रॉन अणु में आबंधन कक्षकों में स्थित होते हैं, अर्थात्। इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र (σ s) 2 (σ z) 2 के रूप में दर्शाया जा सकता है। इन बॉन्डिंग ऑर्बिटल्स की ऊर्जा एच परमाणु के ऑर्बिटल्स की ऊर्जा से कम है, जो विचाराधीन अणु की सापेक्ष स्थिरता सुनिश्चित करता है।

मामले में जब परमाणुओं की सभी प्रणालियों में -MOs के साथ-साथ रैखिक संयोजन के लिए उपयुक्त p-ऑर्बिटल्स होते हैं, तो बहुकेंद्रीय संबंध, गैर-बंधन, और ढीले -MOs बनते हैं। CO2 अणु के उदाहरण पर ऐसे कणों पर विचार करें (चित्र 38.3 और 39.3)।

चित्र 38.3 सीओ 2 अणु बंधन और ढीले -MO

चित्र.39.3। CO2 अणु में MO का ऊर्जा आरेख।

इस अणु में, कार्बन परमाणु के 2s और 2p x ऑर्बिटल्स और ऑक्सीजन परमाणुओं के 2p x ऑर्बिटल्स के संयोजन से σ-MOs बनते हैं। Delocalized -MOs सभी परमाणुओं के p y और p z ऑर्बिटल्स के रैखिक संयोजन के कारण बनते हैं,

अणु में शामिल है। नतीजतन, -MOs के तीन जोड़े अलग-अलग ऊर्जाओं के साथ बनते हैं: बाइंडिंग - y c in z sv, नॉन-बॉन्डिंग - y z (ऑक्सीजन परमाणुओं के p-ऑर्बिटल्स में ऊर्जा के अनुरूप), और ढीला - वाई रेस π जेड रेस।

MMO LCAO के ढांचे के भीतर अणुओं पर विचार करते समय, कणों का वर्णन करने के लिए संक्षिप्त योजनाओं का अक्सर उपयोग किया जाता है (चित्र। 40.3)। एमओ बनाते समय, उदाहरण के लिए, बीसीआई 3 अणु में, यह केवल उन एओ को इंगित करने के लिए पर्याप्त है जो रैखिक संयोजन एमओ में भाग लेते हैं)

चित्र.40.3। बीसीआई 3 अणु में एमओ

सीएच 4 अणु में एमओ का ऊर्जा आरेख चित्र 41.3 में दिखाया गया है। कार्बन परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक संरचना के विश्लेषण से पता चलता है कि इसके 2p ऑर्बिटल्स की विभिन्न दिशाओं के कारण, सीएच 4 में पांच-केंद्र एमओ का निर्माण होता है। इन एओ की भागीदारी के साथ अणु ज्यामितीय कारणों से असंभव है। इसी समय, कार्बन का 2s कक्षक हाइड्रोजन परमाणुओं के 1s कक्षकों के साथ अतिव्यापन करने में समान रूप से सक्षम है, जिसके परिणामस्वरूप पांच-केंद्र s और s MO का निर्माण होता है। 2p और 1s कक्षकों के संयोजन के मामले में, एक रैखिक संयोजन में परमाणु कार्यों की संख्या केवल तीन है, अर्थात। इस मामले में σ-MO की ऊर्जा संबंधित s और σ s की तुलना में अधिक होगी।

Fig.41.3 .. सीएच 4 अणु के एमओ का ऊर्जा आरेख।

पांच-केंद्र और तीन-केंद्र बंधन कक्षाओं की विभिन्न ऊर्जाओं की पुष्टि आयनीकरण क्षमता पर प्रयोगात्मक डेटा द्वारा की जाती है, जो कि s और σ x (σ y । z) से दूर जाने वाले इलेक्ट्रॉनों के लिए भिन्न होती हैं।

कालानुक्रमिक रूप से, एमओ विधि वीएस विधि की तुलना में बाद में दिखाई दी, क्योंकि सहसंयोजक बंधन के सिद्धांत में ऐसे प्रश्न थे जिन्हें वीएस विधि द्वारा समझाया नहीं जा सकता था। आइए उनमें से कुछ को इंगित करें।

जैसा कि ज्ञात है, वीएस विधि की मुख्य स्थिति यह है कि परमाणुओं के बीच बंधन इलेक्ट्रॉन जोड़े (दो-इलेक्ट्रॉन बादलों को बांधना) द्वारा किया जाता है। लेकिन हमेशा ऐसा नहीं होता है। कुछ मामलों में, व्यक्तिगत इलेक्ट्रॉन एक रासायनिक बंधन के निर्माण में शामिल होते हैं। तो, आणविक आयन एच 2 + एक-इलेक्ट्रॉन बंधन में। वीएस विधि एक-इलेक्ट्रॉन बंधन के गठन की व्याख्या नहीं कर सकती है, यह इसकी मुख्य स्थिति का खंडन करती है।

वीएस विधि भी एक अणु में अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की भूमिका की व्याख्या नहीं करती है। अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों वाले अणु अनुचुंबकीय, अर्थात, वे चुंबकीय क्षेत्र में खींचे जाते हैं, क्योंकि अयुग्मित इलेक्ट्रॉन एक निरंतर चुंबकीय क्षण बनाता है। यदि अणुओं में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नहीं होते हैं, तो वे प्रति-चुंबकीयचुंबकीय क्षेत्र से बाहर धकेल दिए जाते हैं। ऑक्सीजन अणु अनुचुंबकीय है, इसमें समानांतर स्पिन वाले दो इलेक्ट्रॉन हैं, जो वीएस विधि का खंडन करते हैं। यह भी ध्यान दिया जाना चाहिए कि वीएस विधि जटिल यौगिकों के कई गुणों की व्याख्या नहीं कर सकती है - उनका रंग, आदि।

इन तथ्यों की व्याख्या करने के लिए, आणविक कक्षीय विधि (MMO) प्रस्तावित की गई थी।

4.5.1. एमएमओ, मो के मुख्य प्रावधान।

1. एक अणु में सभी इलेक्ट्रॉन उभयनिष्ठ होते हैं। अणु अपने आप में एक एकल संपूर्ण है, नाभिक और इलेक्ट्रॉनों का एक संग्रह है।

2. एक अणु में, प्रत्येक इलेक्ट्रॉन एक आणविक कक्षीय से मेल खाता है, जैसे एक परमाणु में प्रत्येक इलेक्ट्रॉन एक परमाणु कक्षीय से मेल खाता है। और ऑर्बिटल्स के पदनाम समान हैं:

एओ एस, पी, डी, एफ

मो , , ,

3. पहले सन्निकटन के रूप में, आणविक कक्षक परमाणु कक्षकों का एक रैखिक संयोजन (जोड़ और घटाव) होता है। इसलिए, वे MO LCAO विधि की बात करते हैं (एक आणविक कक्षीय परमाणु कक्षकों का एक रैखिक संयोजन है), जिसमें से एन AO बनता है एनएमओ (यह विधि का मुख्य प्रावधान है)।

चावल। 12. ऊर्जा

तिल गठन योजना

हाइड्रोजन एच 2 . का ठंडा

एमओ विधि में रासायनिक बंधों पर विचार एक अणु में इसकी कक्षा के साथ इलेक्ट्रॉनों के वितरण में होता है। उत्तरार्द्ध ऊर्जा के आरोही क्रम में भरे हुए हैं और पाउली सिद्धांत को ध्यान में रखते हैं। यह विधि एक सहसंयोजक बंधन के निर्माण के दौरान नाभिक के बीच इलेक्ट्रॉन घनत्व में वृद्धि मानती है।

प्रावधान 1-3 का उपयोग करते हुए, हम एमओ विधि के दृष्टिकोण से एच 2 अणु के गठन की व्याख्या करते हैं। हाइड्रोजन परमाणुओं के पर्याप्त अभिसरण के साथ, उनके इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स ओवरलैप करते हैं। पैराग्राफ 3 के अनुसार, दो समान ls-कक्षक दो आणविक कक्षक बनाते हैं: उनमें से एक परमाणु कक्षकों के योग से, दूसरा उनके घटाव से (चित्र 12)। पहले ई 1 . की ऊर्जा< E 2 , а энергия второй E 2 < E 3 .

एक आण्विक कक्षक जिसकी ऊर्जा एक पृथक परमाणु के परमाणु कक्षक की ऊर्जा से कम होती है, कहलाती है बंधन(प्रतीक द्वारा निरूपित sv), और उस पर स्थित इलेक्ट्रॉन - बंधन इलेक्ट्रॉनों।

एक आणविक कक्षक जिसकी ऊर्जा एक परमाणु कक्षीय की ऊर्जा से अधिक होती है, कहलाती है विरोधी बंधनया ढीला(प्रतीक द्वारा निरूपित रेज़र), और उस पर स्थित इलेक्ट्रॉन - इलेक्ट्रॉनों को ढीला करना।

यदि कनेक्टिंग हाइड्रोजन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन स्पिन समानांतर हैं, तो वे बाध्यकारी एमओ पर कब्जा कर लेंगे, एक रासायनिक बंधन उत्पन्न होता है (चित्र 12), ऊर्जा ई 1 (435 केजे / एमओएल) की रिहाई के साथ। यदि हाइड्रोजन परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों के स्पिन समानांतर हैं, तो, पाउली सिद्धांत के अनुसार, उन्हें एक ही आणविक कक्षीय पर नहीं रखा जा सकता है: उनमें से एक को बंधन पर और दूसरे को ढीले कक्षीय पर रखा जाएगा, जिसका अर्थ है कि एक रासायनिक बंधन नहीं बन सकता।

एमओ विधि के अनुसार, अणुओं का निर्माण संभव है यदि बंधन कक्षा में इलेक्ट्रॉनों की संख्या ढीले कक्षा में इलेक्ट्रॉनों की संख्या से अधिक हो। यदि आबंधन और शिथिलन कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान हो, तो ऐसे अणु नहीं बन सकते। इस प्रकार, सिद्धांत He 2 अणु के अस्तित्व की अनुमति नहीं देता है, क्योंकि इसमें दो इलेक्ट्रॉन बॉन्डिंग ऑर्बिटल में और दो लूज़िंग ऑर्बिटल में होंगे। हमेशा ढीला होने वाला इलेक्ट्रॉन बंधन इलेक्ट्रॉन के प्रभाव को नकारता है।

एमओ विधि के संकेतन में, परमाणुओं से हाइड्रोजन अणु के बनने की प्रतिक्रिया इस प्रकार लिखी जाती है:

2एच = एच 2 [(σ सीबी 1 एस) 2],

वे। परमाणु और आणविक कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों की नियुक्ति को व्यक्त करने के लिए प्रतीकों का उपयोग किया जाता है। इस मामले में, प्रत्येक MO का प्रतीक कोष्ठक में संलग्न है और दाईं ओर कोष्ठक के ऊपर इस कक्षीय में इलेक्ट्रॉनों की संख्या है।

वैलेंस बॉन्ड की संख्या सूत्र द्वारा निर्धारित की जाती है:

जहां: बी कनेक्शन की संख्या है;

एन सीबी एन आरएएस - क्रमशः, अणु में बंधन और ढीले इलेक्ट्रॉनों की संख्या।

हाइड्रोजन अणु में B \u003d (2-0): 2 \u003d 1, हाइड्रोजन मोनोवैलेंट है। एच 2 अणु प्रतिचुंबकीय है (इलेक्ट्रॉनों को जोड़ा जाता है)।

अब आणविक आयन H2+ में एक-इलेक्ट्रॉन बंधन को आसानी से समझाया गया है (चित्र 13)। इस आयन का एकमात्र इलेक्ट्रॉन ऊर्जावान रूप से सबसे अनुकूल कक्षा में रहता है सेंट 1s. प्रक्रिया समीकरण:

एच + एच + = एच 2 + [(σ सेंट 1s) 1], ∆H = - 259.4 kJ

चावल। 13. ऊर्जा योजना 14. ऊर्जा योजना

डायहेलियम आयन हे 2 . के आणविक गठन का गठन

हाइड्रोजन आयन एच 2

H 2 + आयन में बंधों की संख्या ½ (एक इलेक्ट्रॉन द्वारा बंध) है। H2+ आयन अनुचुंबकीय है (इसमें एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन है)।

एक आणविक डाइहेलियम आयन He 2 + का अस्तित्व संभव है (चित्र 14)। इसके गठन का समीकरण

वह + वह + = वह 2 + [(σ सीबी 1s) 2 (σ रेस 1s) 1], ∆H = - 292.8 kJ

इस आयन को प्रयोगात्मक रूप से खोजा गया है। इसमें लिंक की संख्या

चावल। पंद्रह । दूसरी अवधि के तत्वों के डायटोमिक होमोन्यूक्लियर अणुओं के निर्माण के लिए ऊर्जा योजना

(2-1) : 2 = 1 / 2 । आयन अनुचुंबकीय है (एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन है)।

4.5.2. दूसरी अवधि के तत्वों के मुख्य डायटोमिक होमोन्यूक्लियर अणु।दो समान एओ से एमओ के निर्माण का माना सिद्धांत डी.आई. की दूसरी अवधि के तत्वों के होमोन्यूक्लियर अणुओं के निर्माण में संरक्षित है। मेंडेलीव। वे 2s- और 2p x -, 2p y . की परस्पर क्रिया के परिणामस्वरूप बनते हैं - और 2p z-कक्षक।

1s ऑर्बिटल्स के आंतरिक इलेक्ट्रॉनों की भागीदारी की उपेक्षा की जा सकती है (उन्हें बाद की ऊर्जा योजनाओं में ध्यान में नहीं रखा जाता है)। एक परमाणु का 2s-कक्षक केवल दूसरे परमाणु के 2s-कक्षक के साथ अंतःक्रिया करता है (अंतःक्रियात्मक कक्षकों की ऊर्जाओं की निकटता होनी चाहिए), जिससे MO 2 s प्रकाश और σ 2 s res बनते हैं। जब दोनों परमाणुओं के 2p कक्षक अतिव्यापन (बातचीत) करते हैं, तो MO बनते हैं:

(

चावल। 16. ली 2 अणु के निर्माण की ऊर्जा योजना

चित्र.15)। वे। छह शुरुआती 2p ऑर्बिटल्स में से छह MO बनते हैं- तीन बॉन्डिंग और तीन एंटीबॉन्डिंग। एमओ का गठन एस- तथा p x -परमाणु कक्षकों को अक्षर द्वारा निरूपित किया जाता है , और r y - और r z - - अक्षर से . अंजीर की मदद से। 15 एमओ विधि के अंकन में इन अणुओं के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का प्रतिनिधित्व करना आसान है।

उदाहरण 1 लिथियम अणु ली 2। इसके गठन की योजना चित्र 16 में दिखाई गई है। इसमें दो बाध्यकारी इलेक्ट्रॉन होते हैं, अणु प्रतिचुंबकीय होता है (इलेक्ट्रॉनों को जोड़ा जाता है)। आंतरिक स्तर को K के रूप में निरूपित करके समीकरण और सूत्र के लेखन को सरल बनाया जा सकता है:

2Li = Li2

लिंक की संख्या 1 है।

उदाहरण 2 बेरिलियम Be 2 अणु। अणु के आठ इलेक्ट्रॉनों को MO पर इस प्रकार रखा गया है:

2 . बनें

जैसा कि देखा जा सकता है, अणु में बंधों की संख्या शून्य है: दो ढीले इलेक्ट्रॉन दो बंधन वाले की क्रिया को नष्ट कर देते हैं। ऐसा अणु मौजूद नहीं हो सकता है, और यह अभी तक खोजा नहीं गया है। यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि आईआईए समूह, पैलेडियम और निष्क्रिय तत्वों के सभी तत्वों के लिए डायटोमिक अणु असंभव हैं, क्योंकि उनके परमाणुओं में एक बंद इलेक्ट्रॉनिक संरचना होती है।

उदाहरण 3 नाइट्रोजन अणु N 2 (चित्र 17)। MO द्वारा 14 इलेक्ट्रॉनों का वितरण इस प्रकार लिखा गया है:

एन 2 [(σ सीबी 1 एस) 2 (σ कट 1 एस) 2 (σ सीबी 2 एस) 2 (σ कट 2 एस) 2 (π सीबी 2 पी वाई) 2 (π सीबी 2 पी जेड) 2 (σ सीबी 2 पी एक्स) 2]

या संक्षिप्त:

एन 2 [सीसी (σ एस सीबी) 2 (σ एस प्रतिक्रिया) 2 (π वाई सीबी) 2 (π जेड सीबी) 2 (σ एक्स सीबी) 2]

1 -1 +1 +1 +1=3

चावल। 17. एन 2 अणु के निर्माण के लिए ऊर्जा योजना

सूत्र के तहत, एक एमओ पर स्थित दो इलेक्ट्रॉनों की एक वैलेंस बॉन्ड बनाने की गणना के आधार पर, एक अणु में बांडों की संख्या इंगित की जाती है; प्लस साइन बॉन्डिंग ऑर्बिटल्स को दर्शाता है, माइनस साइन एंटीबॉन्डिंग ऑर्बिटल्स को दर्शाता है। अणु में बंधों की संख्या 3 है। कोई अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नहीं हैं - अणु प्रतिचुंबकीय है।

उदाहरण 4 ओ 2 अणु (चित्र। 18)। क्रम में MO के साथ इलेक्ट्रॉनों को रखा जाता है:

हे 2 [सीसी(σ एस सीबी)2(σ एस रेस)2(π वाई सीबी)2(π जेड सीबी)2(σ एक्स सीबी)2(π वाई रेस)1(π जेड रेस)1]

1 -1 +1 +1 +1 - 1 / 2 - 1 / 2 =2

चावल। 18. O2 अणु के निर्माण के लिए ऊर्जा योजना

एक अणु में दो संयोजकता बंध होते हैं। पिछले दो इलेक्ट्रॉनों को हुंड के नियम के अनुसार अलग-अलग -ढीले कक्षकों में रखा गया था। दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन ऑक्सीजन अणु के अनुचुम्बकत्व को निर्धारित करते हैं।

4.5.3. दूसरी अवधि के तत्वों के डायटोमिक हेटेरोन्यूक्लियर अणु।दूसरी अवधि के तत्वों के परमाणुओं से युक्त हेटेरोन्यूक्लियर डायटोमिक अणुओं के एमओ के गठन के लिए ऊर्जा योजना अंजीर में दिखाई गई है। 19. यह होमोन्यूक्लियर अणुओं के MO के निर्माण की योजना के समान है।

मुख्य अंतर यह है कि विभिन्न तत्वों के परमाणुओं के एक ही नाम के ऑर्बिटल्स के ऊर्जा मूल्य एक दूसरे के बराबर नहीं होते हैं, क्योंकि परमाणुओं के नाभिक के चार्ज अलग-अलग होते हैं। एक उदाहरण के रूप में, CO और NO अणुओं के संयोजकता इलेक्ट्रॉनिक विन्यास पर विचार करें।

चावल। उन्नीस । दूसरी अवधि के तत्वों के दो परमाणु विषम-परमाणु अणुओं के निर्माण के लिए ऊर्जा योजना

उदाहरण 5 . सीओ अणु। कार्बन परमाणु के बाहरी इलेक्ट्रॉन कोश का विन्यास 2s 2 2p 2 और ऑक्सीजन 2s 2 2p 4 है। इसलिए, CO अणु के MO को भरने में 4+6=10 इलेक्ट्रॉन भाग लेते हैं। इनमें से दो को 2 s कक्षक पर, दो को σ 2 s कक्षीय पर, चार को y CB और z CB कक्षकों पर और नौवें और दसवें को σ x प्रकाश पर रखा गया है। इस प्रकार, CO अणु का इलेक्ट्रॉनिक संयोजकता विन्यास सूत्र द्वारा व्यक्त किया जा सकता है:

CO[CC(σ s CB)2 (σ s resp)2(π y CB)2(π z CB)2 (σ x CB)2]

1 -1 +1 +1 +1=3

जैसा कि वीएस सिद्धांत द्वारा परिकल्पित किया गया है, सीओ अणु में तीन वैलेंस बॉन्ड हैं (एन 2 के साथ तुलना करें)। अणु प्रतिचुंबकीय है - सभी इलेक्ट्रॉनों को जोड़ा जाता है।

उदाहरण 6 कोई अणु नहीं। नाइट्रिक ऑक्साइड (II) के MO अणुओं में 11 इलेक्ट्रॉन होने चाहिए: पाँच नाइट्रोजन - 2s 2 2p 3 और छह ऑक्सीजन - 2s 2 2p 4. उनमें से दस को उसी तरह से रखा गया है जैसे कार्बन मोनोऑक्साइड (II) अणु (उदाहरण 5) के इलेक्ट्रॉनों को, और ग्यारहवें को ढीले ऑर्बिटल्स में से एक पर रखा जाएगा - y res या π Z res (ये ऑर्बिटल्स ऊर्जावान रूप से हैं एक दूसरे के बराबर)। फिर

NО[КК(σ s CB)2(σ s res)2(π y CB)2(π z CB)2(σ x CB)2(π y res)1]

1 -1 +1 +1 +1 - 1 / 2 =2 1 / 2

इसका मतलब है कि NO अणु में ढाई वैलेंस बॉन्ड होते हैं, बाध्यकारी ऊर्जा बड़ी होती है - 677.8 kJ / mol। यह अनुचुम्बकीय है क्योंकि इसमें एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होता है।

दिए गए उदाहरण अणुओं की संरचना और गुणों को समझाने में एमओ विधि की संभावनाओं को स्पष्ट करने का काम करते हैं।

उदाहरण 7 अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों (स्पिनवैलेंस) के कारण फॉस्फोरस सामान्य और उत्तेजित अवस्था में क्या संयोजकता प्रदर्शित कर सकता है?

फेसला।फॉस्फोरस के बाहरी ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों का वितरण 3s 2 3p 3 (हंड नियम को ध्यान में रखते हुए,
) क्वांटम कोशिकाओं के लिए रूप है:

3एस 3पीएक्स 3पीई 3पीजेड

फास्फोरस परमाणुओं में मुक्त d-कक्षक होते हैं, इसलिए एक 3s-इलेक्ट्रॉन का 3d-अवस्था में संक्रमण संभव है:

3एस 3पीएक्स 3पीई 3पीजेड 3डीएक्सवाई

इसलिए, सामान्य अवस्था में फास्फोरस की संयोजकता (स्पिनवैलेंस) तीन होती है, और उत्तेजित अवस्था में यह पांच होती है।

उदाहरण 8 . संयोजकता कक्षीय संकरण क्या है? AB n प्रकार के अणुओं की क्या संरचना होती है, यदि उनमें आबंध किसके कारण बनता है? एसपी-, एसपी 2 -, एसपी 3-परमाणु ए के कक्षकों का संकरण?

फेसला।संयोजकता बांड (वीएस) का सिद्धांत न केवल शुद्ध एओ के सहसंयोजक बंधनों के निर्माण में भागीदारी मानता है, बल्कि मिश्रित, तथाकथित संकर, एओ का भी है। संकरण के दौरान, ऑर्बिटल्स (इलेक्ट्रॉन क्लाउड्स) का प्रारंभिक आकार और ऊर्जा परस्पर बदल जाती है और ऑर्बिटल्स (बादल) एक नए समान आकार और समान ऊर्जा के साथ बनते हैं। संकर कक्षकों की संख्या (क्यू)मूल की संख्या के बराबर। उत्तर तालिका में देखें। तेरह।

3.4. आणविक कक्षीय विधि

आणविक कक्षीय (MO) विधि परमाणु कक्षकों (LCAO) के रैखिक संयोजन के अपने चित्रमय मॉडल में सबसे अधिक दिखाई देती है। MO LCAO विधि निम्नलिखित नियमों पर आधारित है।

1. जब परमाणु एक-दूसरे के पास रासायनिक बंधों की दूरी तक पहुंचते हैं, तो परमाणु कक्षक से आणविक कक्षक (AO) बनते हैं।

2. प्राप्त आण्विक कक्षकों की संख्या प्रारंभिक परमाणु कक्षकों की संख्या के बराबर होती है।

3. परमाणु कक्षक जो ऊर्जा के निकट होते हैं अतिव्यापन करते हैं। दो परमाणु कक्षकों के अतिव्यापन के परिणामस्वरूप दो आण्विक कक्षक बनते हैं। उनमें से एक में मूल परमाणु ऊर्जा की तुलना में कम ऊर्जा होती है और इसे कहा जाता है बंधन , और दूसरे आणविक कक्षक में मूल परमाणु कक्षकों की तुलना में अधिक ऊर्जा होती है, और इसे कहा जाता है ढीला .

4. जब परमाणु कक्षक अतिव्यापन करते हैं, तो दोनों आबंधों (रासायनिक आबंध अक्ष के अनुदिश अतिव्यापन) और -बंधों (रासायनिक आबंध अक्ष के दोनों ओर अतिव्याप्ति) का निर्माण संभव है।

5. एक आणविक कक्षक जो रासायनिक बंधन के निर्माण में शामिल नहीं है, कहलाता है गैर बाध्यकारी . इसकी ऊर्जा मूल AO की ऊर्जा के बराबर है।

6. एक आणविक कक्षीय (साथ ही परमाणु कक्षीय) पर दो से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं मिल सकते हैं।

7. इलेक्ट्रॉन सबसे कम ऊर्जा (न्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत) के साथ आणविक कक्षीय पर कब्जा कर लेते हैं।

8. पतित (उसी ऊर्जा से) कक्षकों का भरना क्रमानुसार उनमें से प्रत्येक के लिए एक इलेक्ट्रॉन के साथ होता है।

आइए हम MO LCAO विधि लागू करें और हाइड्रोजन अणु की संरचना का विश्लेषण करें। आइए हम दो समानांतर आरेखों (चित्र 3.5) पर प्रारंभिक हाइड्रोजन परमाणुओं के परमाणु कक्षकों के ऊर्जा स्तरों को चित्रित करें।

यह देखा जा सकता है कि अनबाउंड परमाणुओं की तुलना में ऊर्जा में लाभ होता है। दोनों इलेक्ट्रॉनों ने अपनी ऊर्जा कम कर दी, जो वैलेंस बॉन्ड की विधि में वैलेंस की इकाई से मेल खाती है (इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी द्वारा एक बंधन बनता है)।
MO LCAO विधि से आयनों के निर्माण की स्पष्ट रूप से व्याख्या करना संभव हो जाता है और जो संयोजकता बांड की विधि में कठिनाइयों का कारण बनता है। H परमाणु का एक इलेक्ट्रॉन ऊर्जा में वृद्धि के साथ धनायन के -बंधन आण्विक कक्षक में जाता है (चित्र 3.7)।

एक आयन में, तीन इलेक्ट्रॉनों को पहले से ही दो आणविक कक्षाओं में रखा जाना चाहिए (चित्र। 3.8)।

यदि दो इलेक्ट्रॉन, आबंधन कक्षक में उतरकर, ऊर्जा में लाभ देते हैं, तो तीसरे इलेक्ट्रॉन को अपनी ऊर्जा बढ़ानी होगी। हालाँकि, दो इलेक्ट्रॉनों द्वारा प्राप्त ऊर्जा एक द्वारा खोई गई ऊर्जा से अधिक है। ऐसा कण मौजूद हो सकता है।
यह ज्ञात है कि गैसीय अवस्था में क्षार धातुएँ द्विपरमाणुक अणुओं के रूप में विद्यमान होती हैं। आइए हम MO LCAO विधि का उपयोग करके एक द्विपरमाणुक Li 2 अणु के अस्तित्व की संभावना को सत्यापित करने का प्रयास करें। मूल लिथियम परमाणु में दो ऊर्जा स्तरों पर इलेक्ट्रॉन होते हैं - पहला और दूसरा (1 .) एसऔर 2 एस) (चित्र। 3.9)।

समान ओवरलैपिंग 1 एस-लिथियम परमाणुओं के ऑर्बिटल्स दो आणविक ऑर्बिटल्स (बॉन्डिंग और लूज़िंग) देंगे, जो न्यूनतम ऊर्जा के सिद्धांत के अनुसार, चार इलेक्ट्रॉनों द्वारा पूरी तरह से आबाद होंगे। दो इलेक्ट्रॉनों के बंधन आणविक कक्षीय में संक्रमण के परिणामस्वरूप ऊर्जा में लाभ दो अन्य इलेक्ट्रॉनों के एंटीबॉडी आणविक कक्षीय में संक्रमण के दौरान अपने नुकसान की भरपाई करने में सक्षम नहीं है। यही कारण है कि केवल बाहरी (वैलेंस) इलेक्ट्रॉन परत के इलेक्ट्रॉन लिथियम परमाणुओं के बीच एक रासायनिक बंधन के निर्माण में योगदान करते हैं।
अतिव्यापी संयोजकता 2 एस-लिथियम परमाणुओं के ऑर्बिटल्स भी एक का निर्माण करेंगे
-बंधन और एक ढीला आणविक कक्षा। दो बाहरी इलेक्ट्रॉन ऊर्जा में समग्र लाभ प्रदान करते हुए बंधन कक्षीय पर कब्जा कर लेंगे (बंध बहुलता 1 है)।
MO LCAO विधि का उपयोग करते हुए, आइए He 2 अणु के बनने की संभावना पर विचार करें (चित्र 3.10)।

इस मामले में, दो इलेक्ट्रॉन बंधन आणविक कक्षीय पर कब्जा कर लेंगे, और अन्य दो ढीले कक्षीय पर कब्जा कर लेंगे। इलेक्ट्रॉनों के साथ दो ऑर्बिटल्स की ऐसी आबादी ऊर्जा में लाभ नहीं लाएगी। इसलिए, He 2 अणु मौजूद नहीं है।
MO LCAO विधि का उपयोग करके, ऑक्सीजन अणु के अनुचुंबकीय गुणों को प्रदर्शित करना आसान है। आंकड़े को अव्यवस्थित न करने के लिए, हम ओवरलैप पर विचार नहीं करेंगे 1 एस-पहले (आंतरिक) इलेक्ट्रॉन परत के ऑक्सीजन परमाणुओं के कक्षक। हम इस बात को ध्यान में रखते हैं कि पीदूसरी (बाहरी) इलेक्ट्रॉन परत के -ऑर्बिटल्स दो तरह से ओवरलैप कर सकते हैं। उनमें से एक एक बंधन के गठन के साथ एक समान के साथ ओवरलैप करेगा (चित्र। 3.11)।

दो अन्य पी-एओ अक्ष के दोनों किनारों पर ओवरलैप करता है एक्सदो-बंधों के निर्माण के साथ (चित्र। 3.12)।

निर्मित आणविक कक्षाओं की ऊर्जा पराबैंगनी क्षेत्र में पदार्थों के अवशोषण स्पेक्ट्रा के डेटा से निर्धारित की जा सकती है। तो, अतिव्यापी के परिणामस्वरूप बने ऑक्सीजन अणु के आणविक कक्षकों के बीच पी-एओ, टू-बॉन्डिंग डिजेनरेट (समान ऊर्जा के साथ) ऑर्बिटल्स में -बॉन्डिंग ऑर्बिटल्स की तुलना में कम ऊर्जा होती है, हालांकि, *-लूज़िंग ऑर्बिटल्स की तरह, उनमें *-लूज़िंग ऑर्बिटल (चित्र। 3.13) की तुलना में कम ऊर्जा होती है।

ओ 2 अणु में, समानांतर स्पिन वाले दो इलेक्ट्रॉन दो पतित (एक ही ऊर्जा के साथ) *-आणविक कक्षाओं को ढीला कर देते हैं। यह अयुग्मित इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति है जो ऑक्सीजन अणु के अनुचुंबकीय गुणों को निर्धारित करता है, जो ऑक्सीजन को तरल अवस्था में ठंडा करने पर ध्यान देने योग्य हो जाएगा।
द्विपरमाणुक अणुओं में सबसे मजबूत में से एक CO अणु है। MO LCAO विधि आसानी से इस तथ्य की व्याख्या करना संभव बनाती है (चित्र 3.14, पी देखें। अठारह).

ओवरलैप का परिणाम पी-ओ और सी परमाणुओं के ऑर्बिटल्स दो पतित का गठन है
-बॉन्डिंग और वन-बॉन्डिंग ऑर्बिटल। ये आणविक ऑर्बिटल्स छह इलेक्ट्रॉनों पर कब्जा कर लेंगे। इसलिए, बांड की बहुलता तीन है।
MO LCAO विधि का उपयोग न केवल द्विपरमाणुक अणुओं के लिए, बल्कि बहुपरमाणुक के लिए भी किया जा सकता है। आइए, एक उदाहरण के रूप में, इस पद्धति के ढांचे के भीतर, अमोनिया अणु की संरचना का विश्लेषण करें (चित्र। 3.15)।

चूँकि तीन हाइड्रोजन परमाणुओं में केवल तीन 1 . होते हैं एस-ऑर्बिटल्स, तो गठित आणविक ऑर्बिटल्स की कुल संख्या छह (तीन बॉन्डिंग और तीन लूज़िंग) के बराबर होगी। नाइट्रोजन परमाणु के दो इलेक्ट्रॉन एक गैर-बंधन आणविक कक्षीय (अकेला इलेक्ट्रॉन युग्म) में होंगे।

3.5. अणुओं के ज्यामितीय आकार

अणुओं के आकार के बारे में बात करते समय, सबसे पहले, उनका मतलब परमाणुओं के नाभिक के अंतरिक्ष में सापेक्ष स्थिति से है। अणु के आकार के बारे में बात करना समझ में आता है जब अणु में तीन या अधिक परमाणु होते हैं (दो नाभिक हमेशा एक ही सीधी रेखा पर होते हैं)। अणुओं का आकार संयोजकता (बाहरी) इलेक्ट्रॉन जोड़े के प्रतिकर्षण के सिद्धांत के आधार पर निर्धारित किया जाता है। इस सिद्धांत के अनुसार अणु हमेशा वह रूप धारण करेगा जिसमें बाह्य इलेक्ट्रॉन युग्मों का प्रतिकर्षण न्यूनतम (न्यूनतम ऊर्जा का सिद्धांत) होता है। ऐसा करने में, प्रतिकर्षण के सिद्धांत के निम्नलिखित अभिकथनों को ध्यान में रखा जाना चाहिए।

1. एकाकी इलेक्ट्रॉन जोड़े सबसे अधिक प्रतिकर्षण से गुजरते हैं।
2. असहभाजित युग्म और बंध निर्माण में शामिल युग्म के बीच प्रतिकर्षण कुछ कम होता है।
3. बंधन निर्माण में शामिल इलेक्ट्रॉन जोड़े के बीच कम से कम प्रतिकर्षण। लेकिन यह भी रासायनिक बंधों के निर्माण में शामिल परमाणुओं के नाभिक को अधिकतम कोण तक अलग करने के लिए पर्याप्त नहीं है।

एक उदाहरण के रूप में, दूसरी अवधि के तत्वों के हाइड्रोजन यौगिकों के रूपों पर विचार करें: बीएच 2, बीएच 3, सीएच 4, सी 2 एच 4, सी 2 एच 2, एनएच 3, एच 2 ओ।
आइए BeH 2 अणु के आकार को निर्धारित करके शुरू करें। आइए इसके इलेक्ट्रॉनिक सूत्र को चित्रित करें:

जिससे यह स्पष्ट होता है कि अणु में कोई असहभाजित इलेक्ट्रॉन युग्म नहीं हैं। इसलिए, परमाणुओं को बांधने वाले इलेक्ट्रॉन जोड़े के लिए, अधिकतम दूरी तक पीछे हटना संभव है, जिस पर तीनों परमाणु एक ही सीधी रेखा पर हैं, अर्थात। HBeH कोण 180° होता है।
BH3 अणु में चार परमाणु होते हैं। इसके इलेक्ट्रॉनिक सूत्र के अनुसार, इसमें इलेक्ट्रॉनों के एकाकी जोड़े नहीं हैं:

अणु ऐसा आकार प्राप्त कर लेगा जिसमें सभी बंधों के बीच की दूरी अधिकतम हो, और उनके बीच का कोण 120° हो। सभी चार परमाणु एक ही तल में होंगे - अणु समतल है:

मीथेन अणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र इस प्रकार है:

किसी दिए गए अणु के सभी परमाणु एक ही तल में नहीं हो सकते। इस स्थिति में, बंधों के बीच का कोण 90° होगा। परमाणुओं की एक अधिक इष्टतम (ऊर्जा की दृष्टि से) व्यवस्था है - टेट्राहेड्रल। इस मामले में बांडों के बीच का कोण 109°28" है।
एथीन का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र है:

स्वाभाविक रूप से, रासायनिक बंधों के बीच के सभी कोणों का अधिकतम मान 120° होता है।
जाहिर है, एसिटिलीन अणु में, सभी परमाणु एक ही सीधी रेखा पर होने चाहिए:

एच: सी :: सी: एच।

अमोनिया अणु NH3 और पिछले सभी के बीच का अंतर नाइट्रोजन परमाणु में इलेक्ट्रॉनों की एक अकेली जोड़ी की उपस्थिति है:

जैसा कि पहले ही उल्लेख किया गया है, बंधन निर्माण में शामिल इलेक्ट्रॉन जोड़े एकाकी इलेक्ट्रॉन जोड़े से अधिक मजबूती से विकर्षित होते हैं। अकेला जोड़ा अमोनिया अणु में हाइड्रोजन परमाणुओं के संबंध में सममित रूप से स्थित है:

एचएनएच कोण मीथेन अणु में एचसीएच कोण से छोटा होता है (मजबूत इलेक्ट्रॉन प्रतिकर्षण के कारण)।
पानी के अणु में पहले से ही दो एकाकी जोड़े होते हैं:

यह अणु के कोणीय आकार के कारण है:

एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्मों के प्रबल प्रतिकर्षण के परिणामस्वरूप, HOH कोण अमोनिया अणु में HNH कोण से भी छोटा होता है।
दिए गए उदाहरण वैलेंस इलेक्ट्रॉन जोड़े के प्रतिकर्षण के सिद्धांत की संभावनाओं को स्पष्ट रूप से प्रदर्शित करते हैं। यह कई अकार्बनिक और कार्बनिक अणुओं के आकार की भविष्यवाणी करना अपेक्षाकृत आसान बनाता है।

3.6. अभ्यास

1 . किस प्रकार के बंधों को रासायनिक के रूप में वर्गीकृत किया जा सकता है?
2. क्या आप जानते हैं कि रासायनिक बंधों पर विचार करने के दो मुख्य दृष्टिकोण क्या हैं? उनका अंतर क्या है?
3. संयोजकता और ऑक्सीकरण अवस्था को परिभाषित कीजिए।
4. सरल सहसंयोजक, दाता-स्वीकर्ता, मूल, धात्विक, आयनिक बंधों में क्या अंतर हैं?
5. इंटरमॉलिक्युलर बॉन्ड को कैसे वर्गीकृत किया जाता है?
6. इलेक्ट्रोनगेटिविटी क्या है? इलेक्ट्रोनगेटिविटी की गणना किस डेटा से की जाती है? रासायनिक बंधन बनाने वाले परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी हमें क्या न्याय करने की अनुमति देती है? डी.आई. मेंडेलीफ की आवर्त सारणी में ऊपर से नीचे और बाएं से दाएं जाने पर तत्वों के परमाणुओं की इलेक्ट्रोनगेटिविटी कैसे बदलती है?
7. MO LCAO विधि द्वारा अणुओं की संरचना पर विचार करते समय किन नियमों का पालन किया जाना चाहिए?
8. संयोजकता बंधों की विधि का प्रयोग करते हुए तत्वों के हाइड्रोजन यौगिकों की संरचना की व्याख्या कीजिए
दूसरी अवधि।
9. Cl 2, Br 2, I 2 अणुओं की श्रृंखला में वियोजन ऊर्जा (क्रमशः 239 kJ/mol, 192 kJ/mol, 149 kJ/mol), लेकिन F 2 अणु (151 kJ/mol) की वियोजन ऊर्जा घट जाती है। ) वियोजन ऊर्जा Cl2 अणुओं से काफी कम है, और सामान्य पैटर्न से बाहर हो जाता है। दिए गए तथ्यों की व्याख्या कीजिए।
10. क्यों, सामान्य परिस्थितियों में, CO2 एक गैस है, और SiO2 एक ठोस है, H2O एक तरल है,
और एच 2 एस एक गैस है? पदार्थों के एकत्रीकरण की स्थिति को समझाने का प्रयास करें।
11. MO LCAO विधि का उपयोग करते हुए, अणुओं B 2 , C 2 , N 2 , F 2 , LiH, CH 4 में रासायनिक बंधन की घटना और विशेषताओं की व्याख्या करें।
12. संयोजकता इलेक्ट्रॉन युग्मों के प्रतिकर्षण सिद्धांत का प्रयोग करते हुए द्वितीय आवर्त के तत्वों के ऑक्सीजन यौगिकों के अणुओं की आकृतियाँ ज्ञात कीजिए।

वैलेंस बॉन्ड की विधि रसायनज्ञों द्वारा व्यापक रूप से उपयोग किए जाने वाले संरचनात्मक सूत्रों के लिए सैद्धांतिक औचित्य प्रदान करती है और आपको लगभग सभी यौगिकों की संरचना को सही ढंग से निर्धारित करने की अनुमति देती है। एस-और पी-तत्व विधि का बड़ा लाभ इसकी स्पष्टता है। हालांकि, स्थानीयकृत (दो-केंद्र, दो-इलेक्ट्रॉन) रासायनिक बंधनों की अवधारणा कई प्रयोगात्मक तथ्यों की व्याख्या करने के लिए बहुत संकीर्ण हो गई है। विशेष रूप से, विषम संख्या में इलेक्ट्रॉनों के साथ अणुओं का वर्णन करने के लिए वैलेंस बॉन्ड की विधि अस्थिर है, उदाहरण के लिए, एच, हो, बोरेन, संयुग्मित बंधों के साथ कुछ यौगिक, कई सुगंधित यौगिक, धातु कार्बोनिल्स, अर्थात। इलेक्ट्रॉनों की कमी या उनकी अधिकता वाले अणु ( एच) आठवें समूह के तत्वों की फ्लोरीन और ऑक्सीजन के साथ संयोजकता की व्याख्या करने के लिए वैलेंस बॉन्ड की विधि का उपयोग करने में दुर्गम कठिनाइयाँ पाई गईं ( XeF 6 , XeOF 4 , XeO 3आदि), "सैंडविच" ऑर्गोमेटेलिक यौगिकों में धातु, उदाहरण के लिए, फेरोसिन में लोहा

फे (सी 5 एच 5) 2, जहां इसे बाहरी कोश में इतने सारे इलेक्ट्रॉनों के बिना दस कार्बन परमाणुओं के साथ बंधन बनाना होगा।

आधारित विधि सूरजयह समझाना भी मुश्किल है कि कुछ अणुओं से इलेक्ट्रॉनों के अलग होने से रासायनिक बंधन मजबूत होता है। तो, अणु में बंधन तोड़ने वाली ऊर्जा F2 38 किलो कैलोरी/मोल है, और एक आणविक आयन में एफ- 76 किलो कैलोरी / मोल। यह विधि आण्विक ऑक्सीजन के अनुचुम्बकत्व की भी व्याख्या नहीं करती है। O2और बी2.

आणविक कक्षाओं की विधि अधिक सामान्य और सार्वभौमिक निकली। (एमओ)जिसकी सहायता से विधि की दृष्टि से समझ से बाहर होने वाले तथ्यों की व्याख्या की जा सकती है सूरज. पद्धति के विकास में महत्वपूर्ण योगदान एमओअमेरिकी वैज्ञानिक आर. मुल्लिकेन (1927 - 1929) द्वारा पेश किया गया।

बुनियादी अवधारणाओं।इसके मूल में, विधि एमओएक अधिक जटिल प्रणाली - एक अणु के लिए परमाणु के लिए स्थापित क्वांटम - यांत्रिक कानूनों का विस्तार करता है। आणविक कक्षीय विधि एक अणु की "कक्षीय" संरचना के विचार पर आधारित है, अर्थात। यह धारणा कि किसी दिए गए अणु के सभी इलेक्ट्रॉन (एक परमाणु के रूप में) संबंधित कक्षाओं में वितरित किए जाते हैं। प्रत्येक कक्षीय को क्वांटम संख्याओं के एक सेट की विशेषता होती है जो किसी दिए गए ऊर्जा राज्य में इलेक्ट्रॉन के गुणों को दर्शाती है। विधि की विशेषता एमओइस तथ्य में निहित है कि अणु में कई परमाणु नाभिक होते हैं, अर्थात। एकल-केंद्र परमाणु कक्षकों के विपरीत, आणविक कक्षक बहु-केंद्र (दो या अधिक परमाणु नाभिकों के लिए सामान्य) होते हैं। परमाणु के साथ सादृश्य द्वारा एस-, पी-, डी-, एफ-आणविक कक्षकों को ग्रीक अक्षरों द्वारा दर्शाया जाता है σ -, π, δ -, φ .

विधि की मुख्य समस्या एमओ- आणविक कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों की स्थिति का वर्णन करने वाले तरंग कार्यों को खोजना। आणविक कक्षीय विधि के एक संस्करण के अनुसार, जिसे परमाणु कक्षकों का रैखिक संयोजन कहा जाता है (मोलकाओ), आणविक कक्षक उनके रैखिक संयोजन द्वारा परमाणु कक्षकों से बनते हैं। बातचीत करने वाले परमाणुओं के इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स को तरंग कार्यों द्वारा विशेषता दें 1 , 2 , 3आदि। तब यह माना जाता है कि तरंग कार्य करती है घाट, आणविक कक्षीय के अनुरूप, योग के रूप में दर्शाया जा सकता है:

मोल। \u003d सी 1 1 + सी 2 2 + सी 3 3 + .... ।,

कहाँ पे सी 1, सी 2, सी 3 ...कुछ संख्यात्मक गुणांक। यह समीकरण इस धारणा के बराबर है कि एक आणविक इलेक्ट्रॉन तरंग (यानी, आणविक तरंग फ़ंक्शन) का आयाम परमाणु इलेक्ट्रॉन तरंगों के परस्पर क्रिया के आयामों को जोड़कर बनता है (अर्थात, परमाणु तरंग कार्यों को जोड़कर)। इस मामले में, हालांकि, नाभिक के बल क्षेत्रों और पड़ोसी परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों के प्रभाव में, प्रत्येक इलेक्ट्रॉन का तरंग कार्य एक पृथक परमाणु में इस इलेक्ट्रॉन के प्रारंभिक तरंग कार्य की तुलना में बदल जाता है। विधि में मोलकाओइन परिवर्तनों को गुणांकों को प्रस्तुत करके ध्यान में रखा जाता है सी 1, सी 2, सी 3आदि।

विधि का उपयोग करके आणविक कक्षा का निर्माण करते समय मोलकाओकुछ शर्तों को पूरा करना होगा:

1. संयुक्त परमाणु कक्षक ऊर्जा के निकट होने चाहिए, अन्यथा इलेक्ट्रॉन का उच्च ऊर्जा वाले उपस्तर पर होना ऊर्जावान रूप से प्रतिकूल होगा। ( 1sऔर 5पीबातचीत न करें)।

2. आणविक कक्षक बनाने वाले परमाणु कक्षकों का अधिकतम अतिव्यापन आवश्यक है।

3. आणविक कक्षक बनाने वाले परमाणु कक्षकों में अणु के आंतरिक अक्ष के संबंध में समान सममिति गुण होने चाहिए। ( पिक्सल- इलेक्ट्रॉन बादल को केवल के साथ जोड़ा जा सकता है पिक्सलबादल, लेकिन नहीं पीयूऔर pz).

यह भी ध्यान में रखा जाना चाहिए कि इलेक्ट्रॉनों के कब्जे वाले अणु के आणविक कक्षाओं का सेट इसके इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का प्रतिनिधित्व करता है। इसका निर्माण उसी तरह किया गया है जैसे परमाणु के लिए, कम से कम ऊर्जा के सिद्धांत और पाउली सिद्धांत पर आधारित है।

एक अणु की जमीनी अवस्था के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास का वर्णन करने के लिए 2एनया (2एन - 1)इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता एनआणविक कक्षाएँ।

ऑर्बिटल्स को बंधन और ढीला करना।विचार करें कि आणविक तरंग फलन किस रूप में होगा एम, तरंग कार्यों की बातचीत के परिणामस्वरूप गठित ( 1और 2) 1sदो समान परमाणुओं के कक्षक। ऐसा करने के लिए, हम योग पाते हैं 1 1 + 2 2. चूंकि इस मामले में परमाणु समान हैं सी 1 = सी 2; वे तरंग कार्यों की प्रकृति को प्रभावित नहीं करेंगे, इसलिए हम खुद को योग खोजने तक ही सीमित रखते हैं 1 + 2 .

ऐसा करने के लिए, हम परस्पर क्रिया करने वाले परमाणुओं के नाभिक को एक दूसरे से दूरी पर रखते हैं (आर)जहां वे अणु में हैं। देखना Ψ कार्यों 1sऑर्बिटल्स इस प्रकार होंगे:

घाट

चावल। 22. एक बांधने की मशीन के गठन की योजना एमओ

परमाणु से 1s-कक्षाओं

आण्विक तरंग फलन ज्ञात करने के लिए Ψ , मान जोड़ें 1और 2. परिणामस्वरूप, हमें निम्न प्रकार का वक्र प्राप्त होता है (चित्र 22)

जैसा कि देखा जा सकता है, नाभिक के बीच के स्थान में, आणविक तरंग के मान कार्य करते हैं मोल।मूल परमाणु तरंग कार्यों के मूल्यों से अधिक। लेकिन मोल।अंतरिक्ष के संबंधित क्षेत्र में एक इलेक्ट्रॉन को खोजने की संभावना की विशेषता है, अर्थात। इलेक्ट्रॉन बादल घनत्व

आरोही मोल।- कार्यों की तुलना में 1और 2इसका मतलब है कि आणविक कक्षीय के निर्माण के दौरान, आंतरिक अंतरिक्ष में इलेक्ट्रॉन बादल का घनत्व बढ़ जाता है, परिणामस्वरूप, इस क्षेत्र में धनात्मक आवेशित नाभिक के आकर्षण बल उत्पन्न होते हैं - एक रासायनिक बंधन बनता है। इसलिए, विचाराधीन प्रकार के आणविक कक्षक को कहा जाता है जोड़ना।

इस मामले में, बढ़े हुए इलेक्ट्रॉन घनत्व का क्षेत्र बांड अक्ष के पास स्थित होता है, जिससे परिणामी एमओका अर्थ है σ - प्रकार। इसी क्रम में लिंकिंग एमओ, दो परमाणु की परस्पर क्रिया के परिणामस्वरूप प्राप्त होता है 1s-कक्षकों को निरूपित किया जाता है सेंट 1s. बंधन पर स्थित इलेक्ट्रॉन एमओ, कहा जाता है बंधन इलेक्ट्रॉनों।

जब दो परमाणु परस्पर क्रिया करते हैं, तो उनकी तरंग के चिन्ह कार्य करते हैं 1s-ऑर्बिटल्स अलग हो सकते हैं। इस तरह के मामले को ग्राफिक रूप से निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

घाट

चावल। 23. शिक्षा की योजना में ढील एमओ

परमाणु से 1एस-कक्षाओं

इस तरह की बातचीत के दौरान गठित आणविक कक्षीय (छवि 23) को प्रारंभिक परमाणुओं में इसके मूल्य की तुलना में आंतरिक अंतरिक्ष में तरंग फ़ंक्शन के पूर्ण मूल्य में कमी की विशेषता है: बंधन अक्ष पर

यहां तक ​​कि एक बिंदु भी प्रकट होता है जिस पर तरंग का मान कार्य करता है, और इसके परिणामस्वरूप, इसका वर्ग गायब हो जाता है। इसका मतलब यह है कि विचाराधीन मामले में, परमाणुओं के बीच के स्थान में इलेक्ट्रॉन बादल का घनत्व भी कम हो जाएगा। नतीजतन, अंतरिक्ष के आंतरिक परमाणु क्षेत्र की ओर प्रत्येक परमाणु नाभिक का आकर्षण विपरीत दिशा की तुलना में कमजोर होगा, अर्थात। बल उत्पन्न होंगे जो नाभिक के पारस्परिक प्रतिकर्षण की ओर ले जाते हैं। यहाँ, इसलिए, कोई रासायनिक बंधन उत्पन्न नहीं होता है; इस मामले में गठित एमओबुलाया ढीला (रेस. 1s), और उस पर स्थित इलेक्ट्रॉन - ढीलाइलेक्ट्रॉन।

जोड़ और घटाव द्वारा प्राप्त आण्विक कक्षक 1s-परमाणु कक्षकों के निम्नलिखित आकार होते हैं (चित्र 24)। बॉन्डिंग ऑर्बिटल के निर्माण की ओर ले जाने वाली बातचीत ऊर्जा की रिहाई के साथ होती है, इसलिए बॉन्डिंग ऑर्बिटल में स्थित इलेक्ट्रॉन में मूल परमाणु की तुलना में कम ऊर्जा होती है।

चावल। 24. बंधन और ढीलापन के गठन की योजना

मोलेकुलर σ - कक्षाओं

एक प्रतिरक्षी कक्षक के निर्माण के लिए ऊर्जा की आवश्यकता होती है। इसलिए, ढीले कक्षक में इलेक्ट्रॉन में मूल परमाणु की तुलना में अधिक ऊर्जा होती है।

पहली अवधि के तत्वों के डायटोमिक होमोन्यूक्लियर अणु। हाइड्रोजन अणु का निर्माण एच 2विधि के अनुसार एमओनिम्नानुसार प्रस्तुत किया गया है (चित्र 25):

चावल। 25. शिक्षा ऊर्जा चार्ट

आण्विक कक्षक एच 2

इसलिए, दो ऊर्जावान समकक्ष के बजाय 1 एस -अणु के निर्माण के दौरान ऑर्बिटल्स (मूल हाइड्रोजन परमाणु) एच 2दो ऊर्जावान रूप से असमान आणविक कक्षाएँ हैं - बंधन और ढीलापन।

इस मामले में, 2 तत्व कम ऊर्जा वाले आणविक कक्षीय पर कब्जा कर लेते हैं, अर्थात। σ 1 s . से अधिककक्षीय

अणु निर्माण प्रतिक्रिया एच 2मामले में एमओलिखा जा सकता है:

2 एच = एच 2 [(σ सेंट 1 एस) 2]या

एच + एच = एच 2 [(σ सेंट 1 एस) 2 ]

एक अणु में एच 2दो इलेक्ट्रॉन। कम से कम ऊर्जा के सिद्धांत और पाउली सिद्धांत के अनुसार, विपरीत स्पिन वाले ये दो इलेक्ट्रॉन भी आबाद होते हैं स्टूकक्षीय

आणविक ऑर्बिटल्स का उपरोक्त ऊर्जा आरेख दो-परमाणु संरचनाओं (पहली अवधि के तत्व) के लिए मान्य है: H2+, He2+और वह 2

आणविक डाइहेलियम में - आयन हे2+तीन इलेक्ट्रॉन, जिनमें से दो बॉन्डिंग को पॉप्युलेट करते हैं, तीसरा - एंटीबॉन्डिंग ऑर्बिटल वह 2 + [(σ सम्मान 1 एस) 2 (σ सम्मान 1 एस)](चित्र 26):

वह और एच2+दो प्रोटॉन और एक इलेक्ट्रॉन से मिलकर बनता है। स्वाभाविक रूप से, इस आयन के एकमात्र इलेक्ट्रॉन को सबसे ऊर्जावान रूप से अनुकूल कक्षीय पर कब्जा करना चाहिए, अर्थात। σ 1s से अधिक. इस प्रकार, आयन का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र एच2+ एच 2 + [(σ सेंट 1s) "](चित्र 27):

चावल। 27. शिक्षा का ऊर्जा आरेख

आण्विक कक्षक एच

दो हीलियम परमाणुओं की एक प्रणाली में वह 2चार इलेक्ट्रॉन; दो बंधन में और दो प्रतिरक्षी कक्षकों में।

ऊर्जा, बंधन की लंबाई और व्यवस्था।आणविक कक्षा में इलेक्ट्रॉनों के वितरण की प्रकृति का उपयोग बंधन की ऊर्जा और क्रम का अनुमान लगाने के लिए किया जा सकता है। जैसा कि पहले ही दिखाया जा चुका है, एक बंधन कक्षीय में एक इलेक्ट्रॉन के स्थान का मतलब है कि इलेक्ट्रॉन घनत्व नाभिक के बीच केंद्रित होता है, जिससे आंतरिक दूरी में कमी और अणु की मजबूती होती है। इसके विपरीत, एक एंटीबॉन्डिंग ऑर्बिटल में एक इलेक्ट्रॉन का मतलब है कि इलेक्ट्रॉन घनत्व नाभिक के पीछे केंद्रित होता है। इस मामले में, इसलिए, बाध्यकारी ऊर्जा कम हो जाती है और आंतरिक दूरी बढ़ जाती है, जैसा कि नीचे दिखाया गया है।

एक पंक्ति में एच 2 + - एच 2 - वह 2 +जैसे-जैसे आबंध कक्षक भरा जाता है, अणुओं की वियोजन ऊर्जा बढ़ती जाती है, ढीली पड़ने पर इलेक्ट्रॉन के प्रकट होने के साथ-साथ एमओ, इसके विपरीत, घटता है और फिर बढ़ता है।

एक हीलियम अणु एक असम्बद्ध अवस्था में मौजूद नहीं हो सकता, क्योंकि इसके लिए बाध्यकारी और ढीले इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है।

विधि के अनुसार एमओकनेक्शन आदेश (बहुविकल्पी) (एन)बंधन और ढीले इलेक्ट्रॉनों की संख्या में आधे अंतर से अनुमान लगाया जाता है:

ए -बॉन्डिंग ऑर्बिटल्स में इलेक्ट्रॉनों की संख्या;

बीढीली कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों की संख्या है।

या कहाँ लेकिन -एक अणु में परमाणुओं की संख्या।

दूसरी अवधि के तत्वों के डायटोमिक होमोन्यूक्लियर अणु।दूसरी अवधि के तत्वों के लिए, को छोड़कर 1 एस -शिक्षा में कक्षीय एमओमें भाग लें 2s-; 2पी एक्स - , 2पी वाईऔर 2pz- ऑर्बिटल्स।

का संयोजन 2s-ऑर्बिटल्स, जैसा कि परमाणु के मामले में होता है 1s- ऑर्बिटल्स, दो आणविक के गठन से मेल खाते हैं σ - ऑर्बिटल्स: सेंट 2sऔर रेस 2s.

ऑर्बिटल्स के संयोजन के साथ एक अलग तस्वीर देखी जाती है पी- प्रकार। परमाणु के संयोजन के साथ 2पी एक्स- अक्ष के साथ लम्बी कक्षाएँ एक्सआणविक σ – कक्षक: सेंट 2p xऔर रेस 2पी एक्स.

संयोजन के साथ 2पी yऔर 2pzपरमाणु कक्षक बनते हैं एसवी 2पी वाईऔर sv 2p z, रेस 2पी yऔर रेस 2p z.

क्योंकि ऊर्जा 2पी yऔर 2pz- ऑर्बिटल्स समान हैं और वे उसी तरह ओवरलैप करते हैं, उत्पन्न होते हैं एसवी 2पी वाईऔर sv 2p z- ऑर्बिटल्स में समान ऊर्जा और आकार होता है; वही लागू होता है रेस 2पी yऔर रेस 2p z- ऑर्बिटल्स। तो आणविक π – ऑर्बिटल्स मेक अप एसवीऔर रेसऊर्जा के स्तर को दोगुना कम कर देता है।

स्पेक्ट्रोस्कोपिक डेटा के अनुसार एमओऊर्जा स्तर के अनुसार अवधि के अंत के तत्वों के द्विपरमाणुक अणुओं को निम्नलिखित क्रम में व्यवस्थित किया जाता है:

σ 1s से अधिक< σ разр 1s < σ св 2s < σ разр 2s < σ св 2p x < π св 2p y = π св 2p z < π разр 2p y = π разр 2p z < σ разр 2p x

ऊर्जावान निकटता के साथ 2sऔर 2पी- इलेक्ट्रॉन ऑर्बिटल्स प्रति 2sऔर 2पी- कक्षक एक दूसरे को प्रतिकर्षित करते हैं और इसलिए एसवी 2पी वाईऔर sv 2p zऑर्बिटल्स ऊर्जावान रूप से अधिक अनुकूल होते हैं सेंट 2p xकक्षीय इस मामले में, आणविक कक्षाओं के भरने का क्रम कुछ हद तक बदल जाता है और निम्नलिखित अनुक्रम से मेल खाता है:

σ 1s से अधिक< σ разр 1s < σ св 2s < σ разр 2s < π св 2p y = π св 2p z < σ св 2p x < π разр 2p y = π разр 2p z < σ разр 2p x

ऊर्जा अंतर 2sऔर 2पी-आवर्त में कक्षक से बढ़ते हैं मैंकरने के लिए समूह आठवीं. इसलिए, आण्विक कक्षकों का दिया गया क्रम आरंभिक तत्वों के द्विपरमाणुक अणुओं के लिए विशिष्ट है द्वितीय-वें अवधि तक एन 2. तो, इलेक्ट्रॉनिक विन्यास एन 2. जमीन में (अप्रत्याशित) राज्य का रूप है:

2एन = एन 2 [(σ रेफरी 1 एस) 2 (σ रेफरी 1 एस) 2 (σ रेफरी 2 एस) 2 (σ रेफरी 2 एस) 2 * (π रेफरी 2 पी वाई) 2 (π रेफरी 2 पी जेड) 2 (σ रेफरी 2 पी एक्स) 2]

या ग्राफिक रूप से (चित्र 28):

जेएससी एमओ जेएससी

एन 1एस 2 2एस 2 2पी 3 एन 2 1एस 2 2एस 2 2पी 3

चावल। 28. शिक्षा का ऊर्जा आरेख

आण्विक कक्षक एन 2

आणविक कक्षकों पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण की प्रकृति भी अणुओं के चुंबकीय गुणों की व्याख्या करना संभव बनाती है। उनके चुंबकीय गुणों के अनुसार अनुचुंबकीयऔर प्रति-चुंबकीयपदार्थ। जिन पदार्थों में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं वे अनुचुंबकीय होते हैं, जबकि सभी इलेक्ट्रॉन प्रतिचुंबकीय पदार्थों के लिए युग्मित होते हैं।

तालिका में दूसरी अवधि की शुरुआत और अंत के तत्वों के होमोन्यूक्लियर अणुओं के बंधन की ऊर्जा, लंबाई और क्रम के बारे में जानकारी है:

ऑक्सीजन अणु में दो अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए यह अनुचुंबकीय है; फ्लोरीन अणु में कोई अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नहीं होता है, इसलिए, यह प्रतिचुंबकीय है। अणु भी अनुचुंबकीय है बी2और आणविक आयन एच2+और हे2+, और अणु सी 2, एन 2और एच 2प्रतिचुंबकीय हैं।

डायटोमिक हेटरोन्यूक्लियर अणु।विषम नाभिकीय (विभिन्न तत्व) द्विपरमाणुक अणुओं का वर्णन विधि द्वारा किया जाता है मोलकाओ, साथ ही होमोन्यूक्लियर डायटोमिक अणु। हालाँकि, चूंकि हम विभिन्न परमाणुओं के बारे में बात कर रहे हैं, परमाणु कक्षकों की ऊर्जा और आणविक कक्षकों में उनके सापेक्ष योगदान भी भिन्न हैं:

+ = सी 1 Ψ ए + सी 2 Ψ बी

- \u003d सी 3 ए + सी 4 बी

चावल। 29. एक विषमनाभिकीय अणु के आण्विक कक्षकों का ऊर्जा आरेख अब

अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु का परमाणु कक्षक बंधन कक्षीय में अधिक योगदान देता है, और कम विद्युत ऋणात्मक तत्व का कक्षक शिथिल कक्षीय (चित्र 29) में अधिक योगदान देता है। चलो एक परमाणु कहते हैं बीएक परमाणु से अधिक विद्युत ऋणात्मक ए. फिर सी 2> सी 1, ए सी 3> सी 4.

मूल परमाणु कक्षकों की ऊर्जा में अंतर आबंध की ध्रुवता को निर्धारित करता है। मूल्य मेंआयनिकता का एक उपाय है,

और मूल्य ए- बंधन सहसंयोजक।

द्वितीय आवर्त के विषम नाभिकीय द्विपरमाणुक अणुओं का ऊर्जा स्तर आरेख द्वितीय आवर्त के होमोन्यूक्लियर अणुओं के आरेख के समान है। उदाहरण के लिए, अणु के कक्षकों पर इलेक्ट्रॉनों के वितरण पर विचार करें सीओऔर आयन सीएन-और नहीं+.

अणु सीओऔर आयन सीएन-, नहीं+अणु के लिए आइसोइलेक्ट्रॉनिक एन 2(इसमें 10 वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं), जो कि अप्रकाशित अवस्था में निम्नलिखित इलेक्ट्रॉन विन्यास से मेल खाती है:

(σs प्रकाश) 2 (σs स्पष्ट) 2 (πy प्रकाश) 2 (πz प्रकाश) 2 (σx प्रकाश) 2

अणु का ऊर्जा स्तर आरेख BeH2का रूप है: एक अप्रकाशित अणु के चार वैलेंस इलेक्ट्रॉन BeH2स्थित है σ और σ - ऑर्बिटल्स, जो सूत्र द्वारा वर्णित है (σ ) 2 (σ ) 2.

आयोनिक बंध

एक रासायनिक बंधन जो परमाणु से परमाणु में इलेक्ट्रॉनों के स्थानान्तरण के कारण होता है, आयनिक या विद्युत कहलाता है-

फीता। इलेक्ट्रोवैलेंस प्रत्येक परमाणु द्वारा खोए या प्राप्त किए गए इलेक्ट्रॉनों की संख्या से निर्धारित होता है। आयनिक बंधों के बनने का कारण एक बड़ा अंतर है ईओपरस्पर क्रिया करने वाले परमाणु 2.0 या अधिक। सहसंयोजक और आयनिक बंधों की घटना के तंत्र में कोई मौलिक अंतर नहीं है। इस प्रकार के संचार केवल संचार के इलेक्ट्रॉन बादल के ध्रुवीकरण की डिग्री में भिन्न होते हैं, और, परिणामस्वरूप, द्विध्रुव की लंबाई और द्विध्रुवीय क्षणों के परिमाण में। परमाणुओं की वैद्युतीयऋणात्मकता में अंतर जितना छोटा होता है, सहसंयोजक बंधन उतना ही अधिक प्रकट होता है और कम आयनिक। फ्रांसियम फ्लोराइड जैसे "आदर्श" आयनिक यौगिक में भी, आयनिक बंधन लगभग है 93- 94 % .

यदि हम किसी आवर्त के तत्वों के यौगिकों को एक ही तत्व के साथ लें, तो जैसे-जैसे हम आवर्त के आरंभ से अंत की ओर बढ़ते हैं, आबंध की मुख्य रूप से आयनिक प्रकृति सहसंयोजक में बदल जाती है। उदाहरण के लिए, श्रृंखला में दूसरी अवधि के तत्वों के फ्लोराइड के लिए LiF, BeF 2 , BF 3 , CF 4 , NF 3 , OF 2 , F 2लिथियम फ्लोराइड की आयनिक बंधन विशेषता धीरे-धीरे कमजोर हो जाती है और फ्लोरीन अणु में आम तौर पर सहसंयोजक बंधन में बदल जाती है।

एक ही प्रकार के अणुओं के लिए, उदाहरण के लिए एचएफ, एचसीएल, एचबीआर, एचएस(या एच 2 ओ, एच 2 एस, एच 2 से), द्विध्रुवीय क्षण जितना अधिक होता है, उतना ही अधिक ईओतत्व ( ईओ एफ > ईओ सीएल; ईओ ओ > ईओ एस , से).

परिणामी आयनों को आवेशित क्षेत्रों के रूप में दर्शाया जा सकता है, जिनमें से बल क्षेत्र अंतरिक्ष की सभी दिशाओं में समान रूप से वितरित होते हैं (चित्र 30)। प्रत्येक आयन विपरीत चिन्ह के आयनों को किसी भी दिशा में आकर्षित कर सकता है। दूसरे शब्दों में, एक आयनिक बंधन, एक सहसंयोजक बंधन के विपरीत, की विशेषता है गैर-दिशात्मकता.

चावल। 30. विद्युत शक्ति का वितरण

दो विपरीत आयनों के क्षेत्र

एक सहसंयोजक बंधन के विपरीत, एक आयनिक बंधन भी विशेषता है असंतृप्ति. यह इस तथ्य से समझाया गया है कि गठित आयन विपरीत संकेत के बड़ी संख्या में आयनों को आकर्षित करने में सक्षम हैं। आकर्षित आयनों की संख्या परस्पर क्रिया करने वाले आयनों के सापेक्ष आकार से निर्धारित होती है। आयनिक बंधन की गैर-दिशात्मकता और गैर-संतृप्ति के कारण, यह ऊर्जावान रूप से सबसे अधिक फायदेमंद होता है जब प्रत्येक आयन विपरीत संकेत के अधिकतम आयनों से घिरा होता है। इस प्रकार, आयनिक यौगिकों के लिए, प्रकार के सरल दो-आयन अणुओं की अवधारणा NaCl, CsClअपना अर्थ खो देता है। सामान्य परिस्थितियों में आयनिक यौगिक क्रिस्टलीय पदार्थ होते हैं। पूरे क्रिस्टल को आयनों से युक्त एक विशाल अणु माना जा सकता है ना, क्लूऔर सीएससीएल

केवल गैसीय अवस्था में आयनिक यौगिक प्रकार के गैर-संबद्ध अणुओं के रूप में मौजूद होते हैं सोडियम क्लोराइडऔर सीएससीएल.

आयनिक बंधन, जैसा कि ऊपर दिखाया गया है, विशिष्ट अणुओं में भी विशुद्ध रूप से आयनिक नहीं है ( सीएसएफ, एफ 2 एफ) आयनिक यौगिकों में आवेशों के अपूर्ण पृथक्करण को आयनों के पारस्परिक ध्रुवीकरण द्वारा समझाया जाता है, अर्थात। एक दूसरे पर उनका प्रभाव। ध्रुवीकरण - एक विद्युत क्षेत्र में इलेक्ट्रॉन के गोले को विकृत करने की क्षमता।

इससे आयनों के इलेक्ट्रॉन कोशों का विरूपण होता है। बाहरी परत के इलेक्ट्रॉनों को ध्रुवीकरण के दौरान सबसे अधिक विस्थापन का अनुभव होता है, इसलिए, पहले सन्निकटन में, हम यह मान सकते हैं कि केवल बाहरी इलेक्ट्रॉन शेल विरूपण से गुजरता है। विभिन्न आयनों की ध्रुवीकरण क्षमता समान नहीं होती है

ली +< Na + < K + < Rb + < Cs +

बढ़ोतरी आर

इसी प्रकार, हैलोजन की ध्रुवणता निम्न क्रम में बदलती है:

एफ-< Cl - < Br - < I -

बढ़ोतरी आरआयन, ध्रुवीकरण में वृद्धि।

आयन का आवेश जितना कम होगा, उसकी ध्रुवीकरण क्षमता उतनी ही कम होगी। आयनों की ध्रुवीकरण शक्ति, अर्थात्। अन्य आयनों पर विकृत प्रभाव डालने की उनकी क्षमता आयनों के आवेश और आकार पर निर्भर करती है। आयन का आवेश जितना अधिक होता है और उसकी त्रिज्या जितनी छोटी होती है, उसके द्वारा निर्मित विद्युत क्षेत्र उतना ही मजबूत होता है, इसलिए उसकी ध्रुवीकरण क्षमता उतनी ही अधिक होती है। इस प्रकार, मजबूत ध्रुवीकरण और कमजोर ध्रुवीकरण क्षमता द्वारा आयनों की विशेषता (धनायनों की तुलना में) होती है।

चावल। 31. आयनों इलेक्ट्रॉन बादल विस्थापन

ध्रुवीकरण के परिणामस्वरूप

प्रत्येक आयन के विद्युत क्षेत्र की क्रिया के तहत, बाहरी इलेक्ट्रॉन खोल विपरीत रूप से आवेशित आयन की ओर स्थानांतरित हो जाता है। विद्युत क्षेत्र की क्रिया भी परमाणुओं के नाभिकों को विपरीत दिशाओं में विस्थापित करती है। धनायन के विद्युत क्षेत्र की क्रिया के तहत, आयन का बाहरी इलेक्ट्रॉन बादल विस्थापित हो जाता है। आयन से धनायन (चित्र 31) में इलेक्ट्रॉनिक आवेश के एक भाग का एक प्रकार का उल्टा स्थानांतरण होता है।

इस प्रकार, ध्रुवीकरण के परिणामस्वरूप, धनायन और आयनों के इलेक्ट्रॉन बादल पूरी तरह से अलग नहीं होते हैं और आंशिक रूप से ओवरलैप होते हैं, विशुद्ध रूप से आयनिक से बंधन अत्यधिक ध्रुवीय सहसंयोजक में बदल जाता है। इसलिए, एक आयनिक बंधन एक ध्रुवीय सहसंयोजक बंधन का सीमित मामला है। आयनों के ध्रुवीकरण का उनके द्वारा बनाए गए यौगिकों के गुणों पर ध्यान देने योग्य प्रभाव पड़ता है। चूंकि बढ़ते ध्रुवीकरण के साथ बंधन सहसंयोजकता की डिग्री बढ़ जाती है, यह जलीय घोलों में लवण के पृथक्करण को प्रभावित करता है। हाँ, क्लोराइड। BaCl2मजबूत इलेक्ट्रोलाइट्स से संबंधित है और जलीय घोल में लगभग पूरी तरह से आयनों में विघटित हो जाता है, जबकि पारा क्लोराइड एचजीसीएल 2लगभग आयनों में वियोजित नहीं होता है। यह आयन के मजबूत ध्रुवीकरण प्रभाव के कारण है एचजी2+जिसकी त्रिज्या ( 1.1 एº) आयन त्रिज्या से काफी छोटा है बा 2+ (1.34 एº)

हाइड्रोजन आयन का विशेष रूप से उच्च ध्रुवीकरण प्रभाव होता है, जो कि निकट दूरी तक आयन तक पहुंच सकता है, इसके इलेक्ट्रॉन खोल में प्रवेश कर सकता है और इसके मजबूत विरूपण का कारण बन सकता है। हाँ, त्रिज्या सीएल-बराबरी 1.81 एº, और क्लोरीन और हाइड्रोजन परमाणुओं के नाभिक के बीच की दूरी एचसीएल - 1.27 एº.

हाइड्रोजन बंध

सामान्य अवधारणाएँ।हाइड्रोजन बांड एक प्रकार का दाता-स्वीकर्ता बंधन है जो विभिन्न पदार्थों के अणुओं के बीच होता है जिनमें हाइड्रोजन होता है। यदि ऐसे पदार्थ के अणु को निरूपित किया जाता है एचएक्स, तो हाइड्रोजन बांड के कारण बातचीत को इस प्रकार व्यक्त किया जा सकता है

एन - एक्स ... .. एन - एक्स ... .. एन - एक्स

जैसा एक्सआप परमाणु ले सकते हैं एफ, ओ, एन, सीएल, एसऔर अन्य। बिंदीदार रेखा एक हाइड्रोजन बंधन को दर्शाती है।

अणुओं में एचएक्सपरमाणु एचएक विद्युत ऋणात्मक तत्व के साथ सहसंयोजक बंधित, साझा इलेक्ट्रॉन युग्म विद्युत ऋणात्मक तत्व की ओर महत्वपूर्ण रूप से पक्षपाती है। हाइड्रोजन परमाणु प्रोटोनेटेड है ( एच+) और इसका एक मुक्त कक्षक है।

दूसरे अणु के विद्युत ऋणात्मक तत्व का ऋणायन एचएक्सइलेक्ट्रॉनों का एक अकेला जोड़ा है, जिसके कारण परस्पर क्रिया होती है। यदि विभिन्न अणुओं के बीच एक हाइड्रोजन बंधन बनता है, तो इसे इंटरमॉलिक्युलर कहा जाता है, यदि एक ही अणु के दो समूहों के बीच एक बंधन बनता है, तो इसे इंट्रामोल्युलर कहा जाता है। समाधान में हाइड्रोजन बांड गठन देखा जाता है एचएफ, एच 2 ओ(तरल), NH3(तरल), अल्कोहल, कार्बनिक अम्ल, आदि।

हाइड्रोजन बांड की ऊर्जा और लंबाई।हाइड्रोजन बंधन सहसंयोजक बंधन से कम ताकत में भिन्न होता है। हाइड्रोजन बांड ऊर्जा कम है और 20 - 42 kJ/mol तक पहुंचती है। यह इलेक्ट्रोनगेटिविटी पर निर्भर करता है (ईओ)और परमाणुओं के आकार एक्स: ऊर्जा बढ़ने के साथ बढ़ती है ईओऔर उनके आकार में कमी। सहसंयोजक बंधन की लंबाई हाइड्रोजन बांड की लंबाई से काफी कम होती है (एल सेंट एच), उदाहरण के लिए, एल सेंट (एफ - एच) = 0.092 एनएम, ए एल सेंट एच (एफ ... एच) = 0.14 एनएम. पानी से एल सेंट (ओ - एच) = 0.096 एनएम, ए एल सेंट एच (ओ... एच) = 0.177 एनएम।

या अधिक जटिल विन्यास, जैसे कि बर्फ, जिसमें पानी के अणु चार हाइड्रोजन बांड बनाते हैं

तदनुसार, तरल अवस्था में, हाइड्रोजन बांड में प्रवेश करने वाले अणु जुड़े होते हैं, जबकि ठोस अवस्था में वे जटिल क्रिस्टलीय संरचनाएं बनाते हैं।

जब हाइड्रोजन बांड बनते हैं, तो पदार्थों के गुण महत्वपूर्ण रूप से बदल जाते हैं: क्वथनांक और गलनांक, चिपचिपाहट, संलयन की गर्मी और वाष्पीकरण बढ़ जाता है। उदाहरण के लिए, पानी, हाइड्रोजन फ्लोराइड और अमोनिया में असामान्य रूप से उच्च क्वथनांक और गलनांक होते हैं।

वाष्प अवस्था में पदार्थ कुछ हद तक हाइड्रोजन बॉन्डिंग प्रदर्शित करते हैं, tk। जैसे-जैसे तापमान बढ़ता है, हाइड्रोजन बांड ऊर्जा कम होती जाती है।