ზემოთ განხილულმა MVS-ის ნაკლოვანებებმა ხელი შეუწყო ქიმიური ბმის აღწერის კიდევ ერთი კვანტური მექანიკური მეთოდის შემუშავებას, რომელიც ე.წ. მოლეკულური ორბიტალური მეთოდი (MMO). ამ მეთოდის ძირითადი პრინციპები ჩამოაყალიბეს ლენარდ-ჯონსმა, გუნდმა და მალიკენმა. იგი ემყარება პოლიატომური ნაწილაკის იდეას, როგორც ბირთვებისა და ელექტრონების ერთიან სისტემას. ასეთ სისტემაში თითოეული ელექტრონი განიცდის მიზიდულობას ყველა ბირთვიდან და მოგერიებას ყველა სხვა ელექტრონისგან. ასეთი სისტემა შეიძლება მოხერხებულად იყოს აღწერილი გამოყენებით მოლეკულური ორბიტალები, რომლებიც ატომური ორბიტალების ფორმალური ანალოგებია. ატომურ და მოლეკულურ ორბიტალებს შორის განსხვავება ისაა, რომ ზოგი აღწერს ელექტრონის მდგომარეობას ერთი ბირთვის ველში, ზოგი კი აღწერს ელექტრონის მდგომარეობას რამდენიმე ბირთვის ველში. ატომური და მოლეკულური სისტემების აღწერის მიდგომის მსგავსებიდან გამომდინარე, შეგვიძლია დავასკვნათ, რომ n-ატომური მოლეკულის ორბიტალებს უნდა ჰქონდეთ შემდეგი თვისებები:
ა) მოლეკულაში თითოეული ელექტრონის მდგომარეობა აღწერილია ψ ტალღური ფუნქციით, ხოლო ψ 2 მნიშვნელობა გამოხატავს პოლიატომური სისტემის რომელიმე ერთეული მოცულობის ელექტრონის პოვნის ალბათობას; ამ ტალღურ ფუნქციებს ეწოდება მოლეკულური ორბიტალები (MO) და, განსაზღვრებით, მრავალცენტრულია, ე.ი. აღწერეთ ელექტრონის მოძრაობა ყველა ბირთვის ველში (სივრცის ნებისმიერ წერტილში ყოფნის ალბათობა);
ბ) თითოეული მოლეკულური ორბიტალი ხასიათდება გარკვეული ენერგიით;
გ) მოლეკულაში თითოეულ ელექტრონს აქვს სპინის კვანტური რიცხვის გარკვეული მნიშვნელობა, შესრულებულია პაულის პრინციპი მოლეკულაში;
დ) მოლეკულური ორბიტალები აგებულია ატომური ორბიტალებიდან ამ უკანასკნელის წრფივი კომბინაციით: ∑c n ψ n (თუ შეჯამებაში გამოყენებული ტალღური ფუნქციების საერთო რაოდენობა არის k, მაშინ n იღებს მნიშვნელობებს 1-დან k-მდე), n-ით. არის კოეფიციენტები;
ე) MO ენერგიის მინიმუმი მიიღწევა AO-ს მაქსიმალურ გადახურვაზე;
ვ) რაც უფრო ახლოს არის ენერგიით საწყისი AR-ები, მით უფრო დაბალია მათ საფუძველზე წარმოქმნილი MO-ების ენერგია.
ამ უკანასკნელი პოზიციიდან შეგვიძლია დავასკვნათ, რომ ატომების შიდა ორბიტალები, რომლებსაც აქვთ ძალიან დაბალი ენერგია, პრაქტიკულად არ მიიღებენ მონაწილეობას MO-ების ფორმირებაში და მათი წვლილი ამ ორბიტალების ენერგიაში შეიძლება უგულებელყოფილი იყოს.
ზემოთ აღწერილი MO-ების თვისებების გათვალისწინებით, განვიხილოთ მათი აგებულება მარტივი ნივთიერების დიატომური მოლეკულისთვის, მაგალითად, H 2 მოლეკულისთვის. თითოეულ ატომს, რომელიც ქმნის მოლეკულას (H A და H B) აქვს თითო ელექტრონი 1 წამის ორბიტალზე, მაშინ MO შეიძლება წარმოდგენილი იყოს როგორც:
Ψ MO = c A ψ A (1s) + c B ψ B (1s)
ვინაიდან განხილულ შემთხვევაში ატომები, რომლებიც ქმნიან მოლეკულას იდენტურია, ნორმალიზებადი ფაქტორები (c), რომლებიც აჩვენებს AO-ს მონაწილეობის წილს MO-ს მშენებლობაში, ტოლია აბსოლუტური მნიშვნელობით და, შესაბამისად, შესაძლებელია ორი ვარიანტი. Ψ MO at c A \u003d c B და c A \u003d - c B:
Ψ MO(1) = c A ψ A (1s) + c B ψ B (1s) და
Ψ MO(2) = c A ψ A (1s) - c B ψ B (1s)
მოლეკულური ორბიტალი Ψ MO(1) შეესაბამება ატომებს შორის უფრო მაღალი ელექტრონის სიმკვრივის მდგომარეობას იზოლირებულ ატომურ ორბიტალებთან შედარებით, ხოლო მასზე მდებარე ელექტრონებს და რომლებსაც აქვთ საპირისპირო სპინები პაულის პრინციპის შესაბამისად, აქვთ უფრო დაბალი ენერგია ატომში არსებულ ენერგიასთან შედარებით. ასეთ ორბიტალს MMO LCAO-ში ე.წ აკავშირებს.
ამავე დროს, მოლეკულური ორბიტალი Ψ MO(2) არის განსხვავება საწყისი AO-ს ტალღურ ფუნქციებს შორის, ე.ი. ახასიათებს სისტემის მდგომარეობას შემცირებული ელექტრონის სიმკვრივით ბირთვულ სივრცეში. ასეთი ორბიტალის ენერგია უფრო მაღალია, ვიდრე საწყისი AO-ს და მასზე ელექტრონების არსებობა იწვევს სისტემის ენერგიის ზრდას. ასეთ ორბიტალებს ე.წ შესუსტება.ნახაზი 29.3 გვიჩვენებს წყალბადის მოლეკულაში შემაკავშირებელ და ანტიბმატური ორბიტალების წარმოქმნას.
სურ.29.3. წყალბადის მოლეკულაში σ - შემაკავშირებელი და σ-გაფხვიერებული ორბიტალების ფორმირება.
Ψ MO (1) და Ψ MO(2) აქვს ცილინდრული სიმეტრია ბირთვების ცენტრებში გამავალი ღერძის მიმართ. ამ ტიპის ორბიტალებს უწოდებენ σ - სიმეტრიულს და იწერება: შემაკავშირებელი - σ1s, შესუსტება - σ ٭ 1s. ამრიგად, σ1s 2 კონფიგურაცია შეესაბამება წყალბადის მოლეკულას ძირითად მდგომარეობაში, ხოლო He 2 + იონის კონფიგურაცია, რომელიც წარმოიქმნება ელექტრულ განმუხტვაში, ძირითად მდგომარეობაში შეიძლება ჩაიწეროს, როგორც σ1s 2 σ ٭ 1s (ნახ. 30.3).
ბრინჯი. 30.3. ენერგეტიკული დიაგრამა შემაკავშირებელი და ანტიბმატური ორბიტალების წარმოქმნისა და პირველი პერიოდის ელემენტების მოლეკულებისა და იონების ელექტრონული აგებულების.
H 2 მოლეკულაში ორივე ელექტრონი იკავებს შემაკავშირებელ ორბიტალს, რაც იწვევს სისტემის ენერგიის შემცირებას საწყისთან შედარებით (წყალბადის ორი იზოლირებული ატომი). როგორც უკვე აღვნიშნეთ, ამ მოლეკულაში შეკავშირების ენერგია არის 435 კჯ/მოლი, ხოლო ბმის სიგრძე 74 pm. შემაკავშირებელ ორბიტალიდან ელექტრონის ამოღება ზრდის სისტემის ენერგიას (ამცირებს რეაქციის პროდუქტის სტაბილურობას წინამორბედთან შედარებით): H 2 +-ში შეკვრის ენერგია არის 256 კჯ/მოლი, ხოლო ბმის სიგრძე იზრდება 106 pm-მდე. . H 2 - ნაწილაკში, ელექტრონების რაოდენობა იზრდება სამამდე, ამიტომ ერთი მათგანი განლაგებულია შესუსტებულ ორბიტალზე, რაც იწვევს სისტემის დესტაბილიზაციას ადრე აღწერილთან შედარებით: E (H 2 -) = 14,5 კჯ / მოლი. . შესაბამისად, ელექტრონის გამოჩენა ანტიშეკავშირებულ ორბიტალში გავლენას ახდენს ქიმიური კავშირის ენერგიაზე უფრო დიდი ზომით, ვიდრე ელექტრონის ამოღება შემაკავშირებელ ორბიტალში. ზემოაღნიშნული მონაცემები მიუთითებს, რომ ჯამური შებოჭვის ენერგია განისაზღვრება შემაკავშირებელ და გაფხვიერ ორბიტალებში ელექტრონების რაოდენობას შორის სხვაობით. ორობითი ნაწილაკებისთვის, ამ განსხვავებას, რომელიც იყოფა ნახევრად, ეწოდება კავშირის რიგი:
PS \u003d (ē St - ē არა ქ.) / 2
თუ PS არის ნულოვანი, მაშინ არ წარმოიქმნება ქიმიური ბმა (He 2 მოლეკულა, სურათი 30.3). თუ ანტიბოგების ორბიტალებში ელექტრონების რაოდენობა რამდენიმე სისტემაში ერთნაირია, მაშინ PS მაქსიმალური მნიშვნელობის მქონე ნაწილაკს აქვს უდიდესი სტაბილურობა. ამავდროულად, იგივე PS მნიშვნელობისას, ნაწილაკი, რომელსაც აქვს ელექტრონების ნაკლები რაოდენობა ანტიბოზულ ორბიტალებში (მაგალითად, H 2 + და H 2 - იონები) უფრო სტაბილურია. კიდევ ერთი დასკვნა გამოდის სურათი 30.3: ჰელიუმის ატომს შეუძლია შექმნას ქიმიური ბმა H + იონთან. იმისდა მიუხედავად, რომ He-ის 1s ორბიტალის ენერგია ძალიან დაბალია (-2373 კჯ/მოლი), მისი წრფივი კომბინაცია წყალბადის ატომის 1s ორბიტალთან (E = -1312 კჯ/მოლი) იწვევს კავშირის წარმოქმნას. ორბიტალი, რომლის ენერგია უფრო დაბალია ვიდრე ჰელიუმის AO. ვინაიდან HeH + ნაწილაკების შესუსტების ორბიტალებზე ელექტრონები არ არის, ის უფრო სტაბილურია, ვიდრე ჰელიუმის ატომებისა და წყალბადის იონების მიერ წარმოქმნილი სისტემა.
მსგავსი მოსაზრებები ვრცელდება ატომური p-ორბიტალების წრფივ კომბინაციებზე. თუ z-ღერძი ემთხვევა ბირთვების ცენტრებში გამავალ ღერძს, როგორც ეს ნაჩვენებია სურათზე 31.3, მაშინ შემაკავშირებელი და ანტიბმატური ორბიტალები აღწერილია განტოლებით:
Ψ MO(1) = c A ψ A (2p z) + c B ψ B (2p z) და Ψ MO (2) \u003d c A ψ A (2p z) - c B ψ B (2p z)
როდესაც MO აგებულია p-ორბიტალებისგან, რომელთა ღერძი პერპენდიკულარულია ატომის ბირთვების დამაკავშირებელ ხაზთან, მაშინ ხდება π-შემაკავშირებელი და π-გაფხვიერების მოლეკულური ორბიტალების წარმოქმნა (ნახ. 32.3). მოლეკულური π 2p-ზე და π ٭ 2p ორბიტალებზე მსგავსია ნახ. 32.3, მაგრამ შემოტრიალდა პირველთან შედარებით 90-ით. ამრიგად π2p და π ٭ 2p ორბიტალები ორმაგად დეგენერირებულია.
უნდა აღინიშნოს, რომ წრფივი კომბინაცია შეიძლება აშენდეს არა რომელიმე AO-სგან, არამედ მხოლოდ მათგან, რომლებსაც აქვთ საკმაოდ ახლო ენერგია და რომელთა გადახურვა შესაძლებელია გეომეტრიული თვალსაზრისით. ასეთი ორბიტალების წყვილები, რომლებიც შესაფერისია σ-ბმატური σ-გაფხვიერების ორბიტალების ფორმირებისთვის შეიძლება იყოს s - s, s - p z, s - d z 2, p z - p z, p z - d z 2, d z 2 - d z 2, ხოლო წრფივი. წარმოიქმნება კომბინაცია p x - p x , p y – p y , p x – d xz , p y – d yz , მოლეკულური π შემაკავშირებელი და π – შესუსტება მოლეკულური ორბიტალები.
თუ თქვენ აშენებთ MO-ს AO-დან d x 2- y 2 - d x 2- y 2 ან d xy - d xy, მაშინ წარმოიქმნება δ-MOs. ამრიგად, როგორც ზემოთ აღინიშნა, MO-ს დაყოფა σ, π და δ-ად წინასწარ არის განსაზღვრული მათი სიმეტრიით ატომის ბირთვების დამაკავშირებელ ხაზთან მიმართებაში. ამრიგად, σ-MO-სთვის კვანძოვანი სიბრტყეების რაოდენობა არის ნულოვანი, π-MO-ს აქვს ერთი ასეთი სიბრტყე, ხოლო δ-MO-ს აქვს ორი.
MMO LCAO-ს ფარგლებში მეორე პერიოდის ჰომატომური მოლეკულების აღსაწერად აუცილებელია გავითვალისწინოთ, რომ ატომური ორბიტალების წრფივი კომბინაცია შესაძლებელია მხოლოდ იმ შემთხვევაში, თუ AO ორბიტალები ენერგიით ახლოსაა და აქვთ იგივე სიმეტრია.
სურ.31.3. ატომური p-ორბიტალებიდან σ-შემაკავშირებელი σ-ანტიბომბოლი ორბიტალების წარმოქმნა
ნახ.32.3 ატომური p-ორბიტალებიდან π-შემაკავშირებელი და π-ანტიბომკვრებელი მოლეკულური ორბიტალების წარმოქმნა.
მეორე პერიოდის ორბიტალებიდან 2s და 2p z ორბიტალებს აქვთ იგივე სიმეტრია z ღერძის მიმართ. განსხვავება მათ ენერგიებში Li, Be, B და C ატომებისთვის შედარებით მცირეა, ამიტომ ტალღური ფუნქციები 2s და 2p შეიძლება შერეული იყოს ამ შემთხვევაში. O და F ატომებისთვის, 2s და 2p ენერგიის განსხვავება გაცილებით დიდია, ამიტომ მათი შერევა არ ხდება (ცხრილი 4.3).
ცხრილი 4.3.
ΔE ენერგია სხვადასხვა ელემენტის 2s და 2p ორბიტალებს შორის
| ატომი | ∆E eV-ში | ატომი | ∆E eV-ში |
| ლი | 1,85 | ნ | 10,9 |
| იყავი | 2,73 | ო | 15,6 |
| ბ | 3,37 | ფ | 20,8 |
| C | 4,18 |
ცხრილი 4.3-ის მონაცემებით, ასევე ჩატარებული გამოთვლებით, ნაჩვენებია, რომ MO-ს ფარდობითი ენერგია განსხვავებულია Li 2 - N 2 მოლეკულებისთვის ერთის მხრივ და O 2 - F 2 მოლეკულებისთვის, მეორე მხრივ. პირველი ჯგუფის მოლეკულებისთვის, MO ენერგიის გაზრდის რიგი შეიძლება წარმოდგენილი იყოს რიგით:
σ2sσ ٭ 2sπ2p x π2p y σ2p z π٭2p x π ٭ 2p y σ ٭ 2p z და O 2 და F 2 მოლეკულებისთვის ფორმაში:
σ2sσ ٭ 2sσ2p z π2p x π2p y π٭2p x π ٭ 2p y σ ٭ 2p z (სურათი 33.3).
1-ის ტიპის ორბიტალები, რომლებსაც აქვთ ძალიან დაბალი ენერგია მეორე ენერგეტიკული დონის ორბიტალებთან შედარებით, უცვლელად გადადიან მოლეკულაში, ანუ რჩებიან ატომური და არ არის მითითებული მოლეკულის ენერგეტიკულ დიაგრამაზე.
მოლეკულების და მოლეკულური იონების ენერგეტიკული დიაგრამების საფუძველზე შეიძლება გამოვიტანოთ დასკვნები ნაწილაკების სტაბილურობისა და მათი მაგნიტური თვისებების შესახებ. ამრიგად, მოლეკულების მდგრადობა, რომელთა MO აგებულია ერთი და იგივე AO-დან, შეიძლება დაახლოებით შეფასდეს ბმის რიგის მნიშვნელობით, ხოლო მაგნიტური თვისებების მიხედვით - დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობა MO-ზე (ნახ. 34.3).
უნდა აღინიშნოს, რომ არავალენტური, შიდა დონის AO ორბიტალები, LCAO-ს MMO-ს თვალსაზრისით, არ მონაწილეობენ MO-ს ფორმირებაში, მაგრამ შესამჩნევად მოქმედებენ შებოჭვის ენერგიაზე. მაგალითად, H 2-დან Li 2-ზე გადასვლისას, შეკავშირების ენერგია ოთხჯერ მცირდება (432 კჯ/მოლ-დან 99 კჯ/მოლ-მდე).
ნახ.33.3 MO-ს ენერგიის განაწილება მოლეკულებში (a) O 2 და F 2 და (b) Li 2 - N 2.
სურ.34.3 მეორე პერიოდის ელემენტების ორობითი მოლეკულების ენერგეტიკული დიაგრამები.
H 2 მოლეკულიდან ელექტრონის გამოყოფა ამცირებს სისტემაში შემაკავშირებელ ენერგიას 256 კჯ/მოლამდე, რაც გამოწვეულია შემაკავშირებელ ორბიტალში ელექტრონების რაოდენობის შემცირებით და PS-ის შემცირებით 1-დან 0,5-მდე. Li 2-ის მოლეკულიდან ელექტრონის მოწყვეტის შემთხვევაში, შეკავშირების ენერგია იზრდება 100-დან 135,1 კჯ/მოლ-მდე, თუმცა, როგორც ნახაზი 6.9-დან ჩანს, ელექტრონი, როგორც წინა შემთხვევაში, ამოღებულია კავშირიდან. ორბიტალური და PS მცირდება 0.5-მდე. ამის მიზეზი ის არის, რომ როდესაც ელექტრონი იხსნება Li 2 მოლეკულიდან, უკუგდება მცირდება შემაკავშირებელ MO-ზე მდებარე ელექტრონებსა და შიდა 1s ორბიტალის დამკავებელ ელექტრონებს შორის. ეს ნიმუში შეინიშნება პერიოდული სისტემის პირველი ჯგუფის მთავარი ქვეჯგუფის ყველა ელემენტის მოლეკულებისთვის.
ბირთვული მუხტის მატებასთან ერთად, 1s ორბიტალური ელექტრონების გავლენა MO-ს ენერგიაზე მცირდება, შესაბამისად, B 2, C 2 და N 2 მოლეკულებში, ელექტრონის გამოყოფა გაზრდის სისტემის ენერგიას (შემცირება PS მნიშვნელობა, ბმის მთლიანი ენერგიის შემცირება) იმის გამო, რომ ელექტრონი ამოღებულია შემაკავშირებელ ორბიტალებიდან. O 2 , F 2 და Ne 2 მოლეკულების შემთხვევაში, ელექტრონის ამოღება ხდება შესუსტებული ორბიტალიდან, რაც იწვევს PS-ს და სისტემაში ჯამური შებოჭვის ენერგიის ზრდას, მაგალითად, F-ში შემაკავშირებელ ენერგიას. 2 მოლეკულა არის 154,8 კჯ / მოლი, ხოლო იონში F 2 + თითქმის ორჯერ მაღალია (322,1 კჯ / მოლი). ზემოაღნიშნული მსჯელობა მოქმედებს ნებისმიერ მოლეკულაზე, განურჩევლად მათი ხარისხობრივი და რაოდენობრივი შემადგენლობისა. მკითხველს ვურჩევთ ჩაატაროს ბინარული მოლეკულების სტაბილურობის და მათი უარყოფითად დამუხტული მოლეკულური იონების შედარებითი ანალიზი, ე.ი. შეაფასეთ სისტემის ენერგიის ცვლილება პროცესში А 2 + ē = А 2 - .
სურათი 34.3-დან ასევე ირკვევა, რომ მხოლოდ B 2 და O 2 მოლეკულები, რომლებსაც აქვთ დაუწყვილებელი ელექტრონები, პარამაგნიტურია, ხოლო მეორე პერიოდის ელემენტების დანარჩენი ბინარული მოლეკულები დიომაგნიტური ნაწილაკებია.
IMO-ს სამართლიანობის დამადასტურებელი, ე.ი. მოლეკულებში ენერგიის დონის რეალური არსებობის მტკიცებულება არის განსხვავება ატომებისა და მათგან წარმოქმნილი მოლეკულების იონიზაციის პოტენციალების მნიშვნელობებში (ცხრილი 5.3).
ცხრილი 5.3.
ატომებისა და მოლეკულების იონიზაციის პოტენციალი
ცხრილში წარმოდგენილი მონაცემები მიუთითებს, რომ ზოგიერთ მოლეკულას აქვს უფრო მაღალი იონიზაციის პოტენციალი, ვიდრე ატომები, საიდანაც ისინი წარმოიქმნება, ხოლო ზოგს აქვს იონიზაციის დაბალი პოტენციალი. ეს ფაქტი MVS-ის თვალსაზრისით აუხსნელია. 34.3-ზე მოცემული მონაცემების ანალიზს მივყავართ დასკვნამდე, რომ მოლეკულის პოტენციალი უფრო დიდია, ვიდრე ატომის, იმ შემთხვევაში, როდესაც ელექტრონი ამოღებულია შემაკავშირებელ ორბიტალიდან (მოლეკულები H 2, N 2, C 2). თუ ელექტრონი ამოღებულია შესუსტებული MO-დან (O 2 და F 2 მოლეკულები), მაშინ ეს პოტენციალი ნაკლები იქნება ატომურთან შედარებით.
რაც შეეხება MMO LCAO-ს ფარგლებში ჰეტერატომური ბინარული მოლეკულების განხილვას, აუცილებელია გავიხსენოთ, რომ სხვადასხვა ელემენტების ატომების ორბიტალები, რომლებსაც აქვთ ძირითადი და გვერდითი კვანტური რიცხვების იგივე მნიშვნელობები, განსხვავდება მათი ენერგიით. რაც უფრო მაღალია ატომის ბირთვის ეფექტური მუხტი განხილულ ორბიტალებთან მიმართებაში, მით ნაკლებია მათი ენერგია. ნახაზი 35.3 გვიჩვენებს MO ენერგიის დიაგრამას AB ტიპის ჰეტერატომური მოლეკულებისთვის, რომელშიც B ატომი უფრო ელექტროუარყოფითია. ამ ატომის ორბიტალები ენერგიით უფრო დაბალია, ვიდრე A ატომის მსგავსი ორბიტალები. ამასთან დაკავშირებით, B ატომის ორბიტალების წვლილი MO-ების შეკავშირებაში უფრო დიდი იქნება, ვიდრე გაფხვიერებაში. პირიქით, MO-ს ანტიბმობიერებაში მთავარ წვლილს შეიტანს A ატომის AO. მოლეკულის ფორმირებისას ორივე ატომის შიდა ორბიტალების ენერგია პრაქტიკულად არ იცვლება, მაგალითად, წყალბადის ფტორის მოლეკულაში. , ფტორის ატომის ორბიტალები 1s და 2s კონცენტრირებულია მის ბირთვთან, რაც, კერძოდ, განსაზღვრავს ამ მოლეკულის პოლარობას (μ = 5,8 ∙ 10 -30). განვიხილოთ ნახაზი 34-ის გამოყენებით NO მოლეკულის აღწერა. ჟანგბადის AO ენერგია უფრო დაბალია, ვიდრე აზოტის, პირველის წვლილი უფრო მაღალია შემაკავშირებელ ორბიტალებში, ხოლო მეორის წვლილი შემაკავშირებელ ორბიტალებში. ორივე ატომის 1s და 2s ორბიტალი არ ცვლის მათ ენერგიას (σ2s და σ ٭ 2s დაკავებულია ელექტრონული წყვილებით, σ1s და σ ٭ 1s არ არის ნაჩვენები ნახატზე). ჟანგბადის და აზოტის ატომების 2p ორბიტალებს, შესაბამისად, აქვთ ოთხი და სამი ელექტრონი. ამ ელექტრონების საერთო რაოდენობა არის 7 და არსებობს სამი შემაკავშირებელი ორბიტალი, რომელიც წარმოიქმნება 2p ორბიტალების გამო. მას შემდეგ, რაც ისინი ექვსი ელექტრონით ივსება, აშკარა ხდება, რომ მოლეკულაში მეშვიდე ელექტრონი მდებარეობს ერთ-ერთ ანტიბოდურ π-ორბიტალზე და, შესაბამისად, ლოკალიზებულია აზოტის ატომთან ახლოს. PS მოლეკულაში: (8 - 3) / 2 = 2,5 ე.ი. მოლეკულაში ჯამური შეკავშირების ენერგია მაღალია. ამასთან, ელექტრონს, რომელიც განლაგებულია ანტიბომბვის ორბიტალში, აქვს მაღალი ენერგია და მისი ამოღება სისტემიდან გამოიწვევს მის სტაბილიზაციას. ეს დასკვნა შესაძლებელს ხდის ვიწინასწარმეტყველოთ, რომ NO ჟანგვის პროცესების აქტივაციის ენერგია დაბალი იქნება; ეს პროცესები შეიძლება გაგრძელდეს თუნდაც ს.უ.
ამავდროულად, ამ მოლეკულების თერმული სტაბილურობა იქნება მაღალი, NO + იონი ახლოს იქნება აზოტისა და CO მოლეკულებთან ჯამური შებოჭვის ენერგიის თვალსაზრისით, ხოლო NO დიმერიზდება დაბალ ტემპერატურაზე.
ამ მეთოდის ფარგლებში NO მოლეკულის ანალიზს მივყავართ კიდევ ერთ მნიშვნელოვან დასკვნამდე - ყველაზე სტაბილური იქნება ორობითი ჰეტეროატომური მოლეკულები, რომლებიც მოიცავს ატომებს ელექტრონების ჯამური რაოდენობით s და p ორბიტალებში 10-ის ტოლი. , PS = 3. ამ რიცხვის ზრდა ან შემცირება გამოიწვევს PS-ის მნიშვნელობის შემცირებას, ე.ი. ნაწილაკების დესტაბილიზაციამდე.
პოლიატომური მოლეკულები MMO LCAO-ში განიხილება იმავე პრინციპების საფუძველზე, როგორც ზემოთ აღწერილი დუატომური ნაწილაკებისთვის. მოლეკულური ორბიტალები ამ შემთხვევაში წარმოიქმნება AO-ს წრფივი კომბინაციით ყველა ატომის, რომლებიც ქმნიან მოლეკულას. შესაბამისად, ასეთ ნაწილაკებში MO არის მულტიცენტრული, დელოკალიზებული და აღწერს ქიმიურ კავშირს სისტემაში მთლიანობაში. მოლეკულაში ატომების ცენტრებს შორის წონასწორული მანძილი შეესაბამება სისტემის მინიმალურ პოტენციურ ენერგიას.
სურ.35.3. ორობითი ჰეტერატომური მოლეკულების MO-ს ენერგეტიკული დიაგრამა
(ატომ B-ს აქვს მაღალი ელექტრონეგატიურობა).
ნახ.36.3.სხვადასხვა ტიპის მოლეკულების ენერგეტიკული დიაგრამები
MMO-ს ფარგლებში. (ორბიტალის p x ღერძი ემთხვევა ბმის ღერძს)
ნახაზი 36.3 გვიჩვენებს სხვადასხვა ტიპის მოლეკულების MO-ებს. მათი აგების პრინციპს განვიხილავთ BeH 2 მოლეკულის მაგალითის გამოყენებით (სურ. 37.3). ამ ნაწილაკში სამცენტრიანი MO-ების წარმოქმნა მოიცავს წყალბადის ორი ატომის 1s ორბიტალებს, ასევე Be ატომის 2s და 2p ორბიტალებს (ამ ატომის 1s ორბიტალი არ მონაწილეობს MO-ს წარმოქმნაში და ლოკალიზებულია. მის ბირთვთან ახლოს). დავუშვათ, რომ Be z-ორბიტალის p-ღერძი ემთხვევა განსახილველ ნაწილაკში საკომუნიკაციო ხაზს. წყალბადისა და ბერილიუმის ატომების s ორბიტალების წრფივი კომბინაცია იწვევს σ s და σ s ٭ ფორმირებას, ხოლო იგივე ოპერაცია წყალბადის ატომების s ორბიტალებისა და Be-ის p z -ორბიტალების მონაწილეობით იწვევს კავშირის წარმოქმნას და შესუსტება MO σ z და σ z ٭, შესაბამისად.
სურ.37.3. MO Ven 2 მოლეკულაში
ვალენტური ელექტრონები მოლეკულაში განლაგებულია შემაკავშირებელ ორბიტალებში, ე.ი. მისი ელექტრონული ფორმულა შეიძლება წარმოდგენილი იყოს როგორც (σ s) 2 (σ z) 2 . ამ შემაკავშირებელ ორბიტალთა ენერგია უფრო დაბალია, ვიდრე H ატომის ორბიტალების ენერგია, რაც უზრუნველყოფს განსახილველი მოლეკულის შედარებით სტაბილურობას.
იმ შემთხვევაში, როდესაც ატომების ყველა სისტემას აქვს წრფივი კომბინაციისთვის შესაფერისი p-ორბიტალები, σ-MO-სთან ერთად წარმოიქმნება მულტიცენტრული შემაკავშირებელი, არაშემაკავშირებელი და შესუსტება π-MOs. განვიხილოთ ასეთი ნაწილაკები CO 2 მოლეკულის მაგალითზე (ნახ. 38.3 და 39.3).
სურ.38.3 CO 2 მოლეკულები, რომლებიც აკავშირებენ და იშლება σ-MO
სურ.39.3. MO-ს ენერგიის დიაგრამა CO 2 მოლეკულაში.
ამ მოლეკულაში σ-MO-ები წარმოიქმნება, როდესაც ნახშირბადის ატომის 2s და 2p x ორბიტალები შერწყმულია ჟანგბადის ატომების 2p x ორბიტალებთან. დელოკალიზებული π-MO წარმოიქმნება ყველა ატომის p y და p z ორბიტალების წრფივი კომბინაციის გამო.
შედის მოლეკულაში. შედეგად, სამი წყვილი π-MOs წარმოიქმნება სხვადასხვა ენერგიით: შეკვრა - π y c π z sv-ში, არაშემაკავშირებელი - π y π z (ენერგიით შეესაბამება ჟანგბადის ატომების p-ორბიტალებს) და შესუსტება - π y res π z res.
MMO LCAO-ს ფარგლებში მოლეკულების განხილვისას ხშირად გამოიყენება ნაწილაკების აღწერის შემოკლებული სქემები (ნახ. 40.3). MO-ს ფორმირებისას, მაგალითად, BCI 3 მოლეკულაში, საკმარისია მხოლოდ იმ AO-ების მითითება, რომლებიც მონაწილეობენ MO ხაზოვან კომბინაციაში)
სურ.40.3. MO BCI 3 მოლეკულაში
MO-ს ენერგეტიკული დიაგრამა CH 4 მოლეკულაში ნაჩვენებია ნახ.41.3 ნახშირბადის ატომის ელექტრონული სტრუქტურის ანალიზი აჩვენებს, რომ მისი 2p ორბიტალების სხვადასხვა მიმართულების გამო ხუთცენტრიანი MO-ების წარმოქმნა CH 4-ში. მოლეკულა ამ AO-ების მონაწილეობით შეუძლებელია გეომეტრიული მიზეზების გამო. ამავდროულად, ნახშირბადის 2s ორბიტალს თანაბრად შეუძლია გადაფაროს წყალბადის ატომების 1s ორბიტალებთან, რის შედეგადაც წარმოიქმნება ხუთცენტრიანი σs და σs ٭ MO. 2p და 1s ორბიტალების კომბინაციების შემთხვევაში წრფივ კომბინაციაში ატომური ფუნქციების რაოდენობა მხოლოდ სამია, ე.ი. σ-MO-ს ენერგია ამ შემთხვევაში უფრო მაღალი იქნება, ვიდრე შესაბამისი σ s და σ s ٭ .
სურ.41.3 .. CH 4 მოლეკულის MO-ს ენერგეტიკული დიაგრამა.
ხუთცენტრიანი და სამცენტრიანი შემაკავშირებელი ორბიტალების სხვადასხვა ენერგია დასტურდება იონიზაციის პოტენციალების ექსპერიმენტული მონაცემებით, რომლებიც განსხვავებულია σ s-დან მოშორებით და σ x-დან მოშორებით ელექტრონებისთვის (σ y . σ z).
ქრონოლოგიურად, MO მეთოდი VS მეთოდზე გვიან გამოჩნდა, ვინაიდან კოვალენტური ბმების თეორიაში იყო კითხვები, რომლებიც ვერ აიხსნებოდა VS მეთოდით. მოდით აღვნიშნოთ რამდენიმე მათგანი.
როგორც ცნობილია, VS მეთოდის მთავარი პოზიციაა ის, რომ ატომებს შორის კავშირი ხორციელდება ელექტრონული წყვილების (დაკავშირება ორელექტრონული ღრუბლების) გამო. მაგრამ ეს ყოველთვის ასე არ არის. ზოგიერთ შემთხვევაში, ინდივიდუალური ელექტრონები მონაწილეობენ ქიმიური ბმის ფორმირებაში. ასე რომ, მოლეკულურ იონში H 2 + ერთელექტრონულ ბმაში. VS მეთოდი ვერ ხსნის ერთელექტრონული ბმის წარმოქმნას, ის ეწინააღმდეგება მის მთავარ პოზიციას.
VS მეთოდი ასევე არ ხსნის დაუწყვილებელი ელექტრონების როლს მოლეკულაში. მოლეკულები დაუწყვილებელი ელექტრონებით პარამაგნიტური, ე.ი. ისინი იწევენ მაგნიტურ ველში, ვინაიდან დაუწყვილებელი ელექტრონი ქმნის მუდმივ მაგნიტურ მომენტს. თუ მოლეკულებში არ არის დაუწყვილებელი ელექტრონები, მაშინ ისინი დიამაგნიტურიგამოდევნიან მაგნიტური ველიდან. ჟანგბადის მოლეკულა პარამაგნიტურია, მას აქვს ორი ელექტრონი პარალელური სპინებით, რაც ეწინააღმდეგება VS მეთოდს. აქვე უნდა აღინიშნოს, რომ VS მეთოდმა ვერ ახსნა რთული ნაერთების მთელი რიგი თვისებები - მათი ფერი და ა.შ.
ამ ფაქტების ასახსნელად შემოგვთავაზეს მოლეკულური ორბიტალური მეთოდი (MMO).
4.5.1. მმო-ს ძირითადი დებულებები, მო.
1. მოლეკულაში ყველა ელექტრონი საერთოა. მოლეკულა თავისთავად არის ერთი მთლიანი, ბირთვებისა და ელექტრონების კრებული.
2. მოლეკულაში თითოეული ელექტრონი შეესაბამება მოლეკულურ ორბიტალს, ისევე როგორც ატომის ყოველი ელექტრონი შეესაბამება ატომურ ორბიტალს. და ორბიტალების აღნიშვნები მსგავსია:
AO s, p, d, f
MO σ, π, δ, φ
3. პირველი მიახლოებით, მოლეკულური ორბიტალი არის ატომური ორბიტალების წრფივი კომბინაცია (შეკრება და გამოკლება). ამიტომ ისინი საუბრობენ MO LCAO მეთოდზე (მოლეკულური ორბიტალი არის ატომური ორბიტალების წრფივი კომბინაცია), რომელშიც ნიქმნება AO ნ MO (ეს არის მეთოდის მთავარი დებულება).
ბრინჯი. 12. ენერგია
მოლის ფორმირების სქემა
აციებს წყალბადს H2
ქიმიური ბმების განხილვა MO მეთოდით შედგება ელექტრონების განაწილებაში მოლეკულაში მისი ორბიტალების გასწვრივ. ეს უკანასკნელი ივსება ენერგიის აღმავალი წესით და პაულის პრინციპის გათვალისწინებით. ეს მეთოდი ითვალისწინებს ბირთვებს შორის ელექტრონის სიმკვრივის ზრდას კოვალენტური ბმის წარმოქმნის დროს.1-3 დებულებების გამოყენებით ჩვენ ავხსნით H 2 მოლეკულის წარმოქმნას MO მეთოდის თვალსაზრისით. წყალბადის ატომების საკმარისი კონვერგენციით, მათი ელექტრონული ორბიტალები ერთმანეთს ემთხვევა. მე-3 პუნქტის მიხედვით, ორი იდენტური ls-ორბიტალიდან წარმოიქმნება ორი მოლეკულური ორბიტალი: ერთი ატომური ორბიტალების მიმატებით, მეორე მათი გამოკლებით (სურ. 12). პირველი E 1-ის ენერგია< E 2 , а энергия второй E 2 < E 3 .
მოლეკულურ ორბიტალს, რომლის ენერგია ნაკლებია იზოლირებული ატომის ატომური ორბიტალის ენერგიაზე, ეწოდება სავალდებულოა(მინიშნება სიმბოლოთი 
sv) და მასზე განთავსებული ელექტრონები - შემაკავშირებელი ელექტრონები.
მოლეკულურ ორბიტალს, რომლის ენერგია ატომურ ორბიტალზე მეტია, ეწოდება შებოჭვის საწინააღმდეგოან შესუსტება(მინიშნება სიმბოლოთი 
razr) და მასზე განთავსებული ელექტრონები - ელექტრონების შესუსტება.
თუ შემაერთებელი წყალბადის ატომების ელექტრონების სპინები ანტიპარალელურია, მაშინ ისინი დაიკავებენ შემაკავშირებელ MO-ს, წარმოიქმნება ქიმიური ბმა (სურ. 12), რომელსაც თან ახლავს ენერგიის E 1 (435 კჯ/მოლ) გამოყოფა. თუ წყალბადის ატომების ელექტრონების სპინები პარალელურია, მაშინ, პაულის პრინციპის შესაბამისად, ისინი არ შეიძლება განთავსდეს იმავე მოლეკულურ ორბიტალზე: ერთი მათგანი განთავსდება შემაკავშირებელზე, მეორე კი გაფხვიერებულ ორბიტალზე, რაც ნიშნავს. რომ ქიმიური ბმა ვერ წარმოიქმნება.
MO მეთოდის მიხედვით, მოლეკულების ფორმირება შესაძლებელია, თუ ელექტრონების რაოდენობა შემაკავშირებელ ორბიტალებში მეტია, ვიდრე ელექტრონების რაოდენობა გაფხვიერებულ ორბიტალებში. თუ შემაკავშირებელ და გაფხვიერ ორბიტალებში ელექტრონების რაოდენობა ერთნაირია, მაშინ ასეთი მოლეკულები ვერ წარმოიქმნება. ამრიგად, თეორია არ დაუშვებს He 2 მოლეკულის არსებობას, რადგან მასში ორი ელექტრონი იქნებოდა შემაკავშირებელ ორბიტალში, ხოლო ორი - შესუსტების ორბიტალში. ყოველთვის შესუსტებული ელექტრონი უარყოფს შემაკავშირებელ ელექტრონის ეფექტს.
MO მეთოდის აღნიშვნაში ატომებიდან წყალბადის მოლეკულის წარმოქმნის რეაქცია იწერება შემდეგნაირად:
2H = H 2 [(σ CB 1s) 2 ],
იმათ. სიმბოლოები გამოიყენება ატომურ და მოლეკულურ ორბიტალებში ელექტრონების განლაგების გამოსახატავად. ამ შემთხვევაში, თითოეული MO-ს სიმბოლო ჩასმულია ფრჩხილებში და მარჯვენა ფრჩხილების ზემოთ არის ელექტრონების რაოდენობა ამ ორბიტალში.
ვალენტური ბმების რაოდენობა განისაზღვრება ფორმულით:
სადაც: B არის კავშირების რაოდენობა;
N CB N RAS - შესაბამისად, მოლეკულაში შემაკავშირებელი და შესუსტებული ელექტრონების რაოდენობა.
წყალბადის მოლეკულაში B \u003d (2-0): 2 \u003d 1, წყალბადი მონოვალენტურია. H 2 მოლეკულა დიამაგნიტურია (ელექტრონები დაწყვილებულია).
ახლა ერთელექტრონული ბმა მოლეკულურ იონში H 2 + ადვილად აიხსნება (სურ. 13). ამ იონის ერთადერთი ელექტრონი იკავებს ენერგიულად ყველაზე ხელსაყრელ ორბიტალს 
1ს. პროცესის განტოლება:
H + H + = H 2 + [(σ St 1s) 1], ∆H = - 259,4 კჯ
ბრინჯი. 13. ენერგეტიკული სქემა 14. ენერგეტიკული სქემა
დიჰელიუმის იონის He 2 მოლეკულური წარმოქმნის წარმოქმნა
წყალბადის იონი H2
ბმების რაოდენობა H 2 + იონში არის ½ (ბმა ერთი ელექტრონით). H 2 + იონი პარამაგნიტურია (აქვს ერთი დაუწყვილებელი ელექტრონი).
შესაძლებელია მოლეკულური დიჰელიუმის იონის He 2 + არსებობა (სურ. 14). მისი ფორმირების განტოლება
He + He + = He 2 + [(σ CB 1s) 2 (σ res 1s) 1], ∆H = - 292,8 კჯ
ეს იონი ექსპერიმენტულად იქნა აღმოჩენილი. მასში არსებული ბმულების რაოდენობა
ბრინჯი. თხუთმეტი. მეორე პერიოდის ელემენტების დიატომური ჰომობირთვული მოლეკულების წარმოქმნის ენერგეტიკული სქემა
4.5.2. მე-2 პერიოდის ელემენტების ძირითადი დიატომური ჰომობირთვული მოლეკულები.ორი იდენტური AO-დან MO-ს აგების განხილული პრინციპი შენარჩუნებულია D.I-ის მე-2 პერიოდის ელემენტების ჰომობირთვული მოლეკულების აგებაში. მენდელეევი. ისინი წარმოიქმნება 2s- და 2p x -, 2p y ურთიერთქმედების შედეგად. - და 2p z-ორბიტალი.
1s ორბიტალების შიდა ელექტრონების მონაწილეობა შეიძლება უგულებელყოფილი იყოს (ისინი არ არის გათვალისწინებული შემდგომ ენერგეტიკულ სქემებში). ერთი ატომის 2s-ორბიტალი ურთიერთქმედებს მხოლოდ მეორე ატომის 2s-ორბიტალთან (უნდა არსებობდეს ურთიერთქმედების ორბიტალების ენერგიების სიახლოვე), რაც ქმნის MO σ 2 s სინათლეს და σ 2 s რეს. როდესაც ორივე ატომის 2p ორბიტალი ერთმანეთს ემთხვევა (ურთიერთქმედება), MO წარმოიქმნება:
(
ბრინჯი. 16. Li 2 მოლეკულის წარმოქმნის ენერგეტიკული სქემა
, ხოლო r y -დან და r z - - ასოებით 
. ლეღვის დახმარებით. 15 ადვილია ამ მოლეკულების ელექტრონული კონფიგურაციების წარმოდგენა MO მეთოდის აღნიშვნაში.
მაგალითი 1 ლითიუმის მოლეკულა Li 2. მისი ფორმირების სქემა ნაჩვენებია სურ.16-ზე. მას აქვს ორი შემაკავშირებელი ელექტრონი, მოლეკულა დიამაგნიტურია (ელექტრონები დაწყვილებულია). განტოლებისა და ფორმულის ჩაწერა შეიძლება გამარტივდეს შიდა დონის K-დ აღნიშვით:
2Li = Li2
ბმულების რაოდენობა არის 1.
მაგალითი 2 ბერილიუმი Be 2 მოლეკულა. მოლეკულის რვა ელექტრონი მოთავსებულია MO-ზე შემდეგნაირად:
იყავი 2
როგორც ჩანს, ბმების რაოდენობა მოლეკულაში ნულის ტოლია: ორი გამხსნელი ელექტრონი ანადგურებს ორი შემაკავშირებელს. ასეთი მოლეკულა ვერ იარსებებს და ის ჯერ არ არის აღმოჩენილი. უნდა აღინიშნოს, რომ დიატომური მოლეკულები შეუძლებელია IIA ჯგუფის ყველა ელემენტისთვის, პალადიუმისთვის და ინერტული ელემენტებისთვის, რადგან მათ ატომებს აქვთ დახურული ელექტრონული სტრუქტურა.
მაგალითი 3 აზოტის მოლეკულა N 2 (სურ. 17). 14 ელექტრონის განაწილება MO-ით ასე იწერება:
N 2 [(σ CB 1s) 2 (σ cut 1s) 2 (σ CB 2s) 2 (σ cut 2s) 2 (π CB 2p y) 2 (π CB 2p z) 2 (σ CB 2p x) 2 ]
ან შემოკლებით:
N 2 [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
ბრინჯი. 17. N 2 მოლეკულის წარმოქმნის ენერგეტიკული სქემა
ფორმულის მიხედვით, მითითებულია ბმების რაოდენობა მოლეკულაში, იმ გაანგარიშების საფუძველზე, რომ ერთ MO-ზე მდებარე ორი ელექტრონი ქმნის ვალენტურ კავშირს; პლუს ნიშანი აღნიშნავს შემაკავშირებელ ორბიტალებს, მინუს ნიშანი აღნიშნავს ანტიბმაკავშირის ორბიტალებს. ბმების რაოდენობა მოლეკულაში არის 3. არ არსებობს დაუწყვილებელი ელექტრონები - მოლეკულა დიამაგნიტურია.
მაგალითი 4 O 2 მოლეკულა (ნახ. 18). ელექტრონები მოთავსებულია MO-ს გასწვრივ თანმიმდევრობით:
O 2 [CC(σ s CB)2(σ s res)2(π y CB)2(π z CB)2(σ x CB)2(π y res)1(π z res)1]
1 -1 +1 +1 +1 - 1 / 2 - 1 / 2 =2
ბრინჯი. 18. O 2 მოლეკულის წარმოქმნის ენერგეტიკული სქემა
მოლეკულაში ორი ვალენტური ბმაა. ბოლო ორი ელექტრონი მოთავსებული იყო სხვადასხვა π- შესუსტების ორბიტალებში ჰუნდის წესის შესაბამისად. ორი დაუწყვილებელი ელექტრონი განსაზღვრავს ჟანგბადის მოლეკულის პარამაგნიტიზმს.4.5.3. მე-2 პერიოდის ელემენტების დიატომიური ჰეტერონუკლეური მოლეკულები.მე-2 პერიოდის ელემენტების ატომებისგან შემდგარი ჰეტერონუკლეური დიატომური მოლეკულების MO-ების წარმოქმნის ენერგეტიკული სქემა ნაჩვენებია ნახ. 19. ჰომონუკლეარული მოლეკულების MO-ს წარმოქმნის სქემის მსგავსია.
მთავარი განსხვავება ისაა, რომ სხვადასხვა ელემენტების ატომების იმავე სახელწოდების ორბიტალების ენერგეტიკული მნიშვნელობები არ არის ერთმანეთის ტოლი, რადგან ატომების ბირთვების მუხტები განსხვავებულია. მაგალითად, განვიხილოთ CO და NO მოლეკულების ვალენტური ელექტრონული კონფიგურაცია.
ბრინჯი. ცხრამეტი. მეორე პერიოდის ელემენტების ორი ატომური ჰეტერო-ბირთვული მოლეკულის წარმოქმნის ენერგეტიკული სქემა
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
როგორც VS თეორიით არის გათვალისწინებული, CO მოლეკულაში სამი ვალენტური ბმაა (შეადარეთ N 2-ს). მოლეკულა დიამაგნიტურია - ყველა ელექტრონი დაწყვილებულია.
მაგალითი 6 არანაირი მოლეკულა. აზოტის ოქსიდის (II) MO მოლეკულები უნდა მოიცავდეს 11 ელექტრონს: ხუთი აზოტი - 2s 2 2p 3 და ექვსი ჟანგბადი - 2s 2 2p 4. ათი მათგანი მოთავსებულია ისევე, როგორც ნახშირბადის მონოქსიდის (II) მოლეკულის ელექტრონები (მაგალითი 5), ხოლო მეთერთმეტე განთავსდება ერთ-ერთ გაფხვიერებულ ორბიტალზე - π y res ან π Z res (ეს ორბიტალები ენერგიულადაა. ერთმანეთის ექვივალენტი). მერე
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
ეს ნიშნავს, რომ NO მოლეკულას აქვს ორნახევარი ვალენტური ბმა, შებოჭვის ენერგია დიდია - 677,8 კჯ / მოლ. ის პარამაგნიტურია, რადგან შეიცავს ერთ დაუწყვილებელ ელექტრონს.
მოყვანილი მაგალითები ემსახურება MO მეთოდის შესაძლებლობების ილუსტრირებას მოლეკულების სტრუქტურისა და თვისებების ახსნაში.
მაგალითი 7 რა ვალენტობა შეიძლება გამოავლინოს დაუწყვილებელი ელექტრონების (სპინვალენტობის) გამო ფოსფორს ნორმალურ და აღგზნებულ მდგომარეობებში?
გადაწყვეტილება.ელექტრონების განაწილება ფოსფორის გარე ენერგეტიკულ დონეზე 3s 2 3p 3 (ჰუნდის წესის გათვალისწინებით, 
)
კვანტურ უჯრედებს აქვს ფორმა:
3s 3px 3py 3pz
ფოსფორის ატომებს აქვთ თავისუფალი d-ორბიტალები, ამიტომ შესაძლებელია ერთი 3s-ელექტრონის გადასვლა 3d მდგომარეობაზე:
3s 3px 3py 3pz 3dxy
მაშასადამე, ფოსფორის ვალენტობა (სპინვალენტობა) ნორმალურ მდგომარეობაში არის სამი, ხოლო აღგზნებულ მდგომარეობაში - ხუთი.
მაგალითი 8 . რა არის ვალენტური ორბიტალური ჰიბრიდიზაცია? რა სტრუქტურა აქვთ AB n ტიპის მოლეკულებს, თუ მათში ბმა წარმოიქმნება იმის გამო sp-, sp 2 -, sp 3 -ატომის A ატომის ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია?
გადაწყვეტილება.ვალენტური ბმების თეორია (VS) ითვალისწინებს მონაწილეობას კოვალენტური ბმების წარმოქმნაში არა მხოლოდ სუფთა AO-ების, არამედ შერეული, ე.წ. ჰიბრიდული, AO-ების. ჰიბრიდიზაციის დროს ორბიტალების (ელექტრონული ღრუბლები) საწყისი ფორმა და ენერგია ურთიერთშეცვლით იცვლება და წარმოიქმნება ახალი იდენტური ფორმის ორბიტალები (ღრუბლები) და იგივე ენერგიით. ჰიბრიდული ორბიტალების რაოდენობა (q)ორიგინალების რაოდენობის ტოლი. პასუხი იხილეთ ცხრილში. ცამეტი.
3.4. მოლეკულური ორბიტალური მეთოდი
მოლეკულური ორბიტალის (MO) მეთოდი ყველაზე თვალსაჩინოა ატომური ორბიტალების ხაზოვანი კომბინაციის მის გრაფიკულ მოდელში (LCAO). MO LCAO მეთოდი ეფუძნება შემდეგ წესებს.
1. როდესაც ატომები უახლოვდებიან ერთმანეთს ქიმიური ბმების მანძილებთან, მოლეკულური ორბიტალები (AO) წარმოიქმნება ატომური ორბიტალებისგან.
2. მიღებული მოლეკულური ორბიტალების რაოდენობა უდრის საწყისი ატომების რაოდენობას.
3. ატომური ორბიტალები, რომლებიც ახლოს არიან ენერგეტიკულად გადაფარვით. ორი ატომური ორბიტალის გადახურვის შედეგად წარმოიქმნება ორი მოლეკულური ორბიტალი. ერთ-ერთ მათგანს თავდაპირველ ატომებთან შედარებით ნაკლები ენერგია აქვს და ე.წ სავალდებულოა და მეორე მოლეკულურ ორბიტალს უფრო მეტი ენერგია აქვს ვიდრე თავდაპირველ ატომურ ორბიტალებს და ე.წ შესუსტება .
4. ატომური ორბიტალების გადახურვისას შესაძლებელია ორივე -ბმა (ქიმიური ბმის ღერძის გასწვრივ გადახურვა) და -ბმა (ქიმიური ბმის ღერძის ორივე მხარეს გადახურვა).
5. მოლეკულურ ორბიტალს, რომელიც არ მონაწილეობს ქიმიური ბმის წარმოქმნაში, ეწოდება არასავალდებულო . მისი ენერგია ორიგინალური AO-ს ენერგიის ტოლია.
6. ერთ მოლეკულურ ორბიტალზე (ისევე როგორც ატომურ ორბიტალზე) შესაძლებელია არაუმეტეს ორი ელექტრონის პოვნა.
7. ელექტრონები იკავებენ მოლეკულურ ორბიტალს ყველაზე დაბალი ენერგიით (უმცირესი ენერგიის პრინციპი).
8. გადაგვარებული (იგივე ენერგიით) ორბიტალების ავსება თანმიმდევრულად ხდება თითო ელექტრონით თითოეული მათგანისთვის.
მოდით გამოვიყენოთ MO LCAO მეთოდი და გავაანალიზოთ წყალბადის მოლეკულის სტრუქტურა. გამოვსახოთ წყალბადის საწყისი ატომების ატომური ორბიტალების ენერგეტიკული დონეები ორ პარალელურ დიაგრამაზე (ნახ. 3.5).
ჩანს, რომ არის ენერგიის მომატება შეუზღუდავ ატომებთან შედარებით. ორივე ელექტრონმა შეამცირა თავისი ენერგია, რაც შეესაბამება ვალენტურობის ერთეულს ვალენტური ბმების მეთოდით (ბმა წარმოიქმნება ელექტრონების წყვილით).
MO LCAO მეთოდი შესაძლებელს ხდის ვიზუალურად ახსნას იონების წარმოქმნა და , რაც იწვევს სირთულეებს ვალენტური ბმების მეთოდში. H ატომის ერთი ელექტრონი გადადის კათიონის შემაკავშირებელ მოლეკულურ ორბიტალში ენერგიის მომატებით (ნახ. 3.7).
ანიონში სამი ელექტრონი უკვე უნდა განთავსდეს ორ მოლეკულურ ორბიტალში (ნახ. 3.8).
თუ ორი ელექტრონი, რომელიც დაეშვა შემაკავშირებელ ორბიტალში, იძლევა ენერგიას, მაშინ მესამე ელექტრონმა უნდა გაზარდოს თავისი ენერგია. თუმცა, ორი ელექტრონის მიერ მიღებული ენერგია უფრო მეტია, ვიდრე ერთის მიერ დაკარგული ენერგია. ასეთი ნაწილაკი შეიძლება არსებობდეს.
ცნობილია, რომ ტუტე ლითონები აირისებრ მდგომარეობაში არსებობენ დიატომური მოლეკულების სახით. შევეცადოთ გადავამოწმოთ Li 2 დიატომური მოლეკულის არსებობის შესაძლებლობა MO LCAO მეთოდით. ორიგინალური ლითიუმის ატომი შეიცავს ელექტრონებს ორ ენერგეტიკულ დონეზე - პირველ და მეორეში (1 სდა 2 ს) (ნახ. 3.9).
იდენტური გადახურვა 1 ს-ლითიუმის ატომების ორბიტალები მიიღებენ ორ მოლეკულურ ორბიტალს (ბმა და გაფხვიერება), რომელიც მინიმალური ენერგიის პრინციპის მიხედვით, მთლიანად დასახლდება ოთხი ელექტრონით. ორი ელექტრონის შემაკავშირებელ მოლეკულურ ორბიტალზე გადასვლის შედეგად მიღებული ენერგიის მომატება ვერ ანაზღაურებს მის დანაკარგებს ორი სხვა ელექტრონის ანტიმოლეკულურ ორბიტალზე გადასვლისას. სწორედ ამიტომ, მხოლოდ გარე (ვალენტური) ელექტრონული ფენის ელექტრონები ხელს უწყობენ ლითიუმის ატომებს შორის ქიმიური კავშირის წარმოქმნას.
გადაფარვის ვალენტობა 2 ს-ლითიუმის ატომების ორბიტალებიც გამოიწვევს ერთის წარმოქმნას
- შემაკავშირებელი და ერთი შესუსტება მოლეკულური ორბიტალი. ორი გარე ელექტრონი დაიკავებს შემაკავშირებელ ორბიტალს, რაც უზრუნველყოფს ენერგიის მთლიან ზრდას (ბმის სიმრავლე არის 1).
MO LCAO მეთოდის გამოყენებით განვიხილოთ He 2 მოლეკულის წარმოქმნის შესაძლებლობა (ნახ. 3.10).
ამ შემთხვევაში, ორი ელექტრონი დაიკავებს შემაკავშირებელ მოლეკულურ ორბიტალს, ხოლო დანარჩენი ორი დაიკავებს შესუსტების ორბიტალს. ორი ორბიტალის ასეთი პოპულაცია ელექტრონებით არ მოიტანს ენერგიის მომატებას. ამიტომ, He 2 მოლეკულა არ არსებობს.
MO LCAO მეთოდის გამოყენებით, ადვილია ჟანგბადის მოლეკულის პარამაგნიტური თვისებების დემონსტრირება. იმისთვის, რომ ფიგურა არ დავაბინძუროთ, ჩვენ არ განვიხილავთ გადახურვას 1 ს-პირველი (შიდა) ელექტრონული შრის ჟანგბადის ატომების ორბიტალები. ჩვენ ამას გავითვალისწინებთ გვ-მეორე (გარე) ელექტრონული შრის ორბიტალები შეიძლება გადაფარონ ორი გზით. ერთ-ერთი მათგანი გადაფარავს მსგავსს - ბონდის წარმოქმნით (ნახ. 3.11).
ორი სხვა გვ-AO გადახურვა ღერძის ორივე მხარეს xორი ბმის წარმოქმნით (სურ. 3.12).
აგებული მოლეკულური ორბიტალების ენერგიები შეიძლება განისაზღვროს ულტრაიისფერი რეგიონის ნივთიერებების შთანთქმის სპექტრის მონაცემებით. ასე რომ, გადახურვის შედეგად წარმოქმნილი ჟანგბადის მოლეკულის მოლეკულურ ორბიტალებს შორის გვ-AO, ორ-შემაკავშირებელ დეგენერაციულ (იგივე ენერგიით) ორბიტალებს აქვთ ნაკლები ენერგია, ვიდრე -შემაკავშირებელს, თუმცა, ისევე როგორც *-გაფხვიერების ორბიტალებს, მათ აქვთ ნაკლები ენერგია *-გაფხვიერების ორბიტალთან შედარებით (ნახ. 3.13).
O 2 მოლეკულაში ორი ელექტრონი პარალელური სპინებით დასრულდა ორ გადაგვარებულ (იგივე ენერგიით) *-მოლეკულურ ორბიტალში. ეს არის დაუწყვილებელი ელექტრონების არსებობა, რომელიც განსაზღვრავს ჟანგბადის მოლეკულის პარამაგნიტურ თვისებებს, რაც შესამჩნევი გახდება, თუ ჟანგბადი გაცივდება თხევად მდგომარეობაში.
დიატომურ მოლეკულებს შორის ერთ-ერთი ყველაზე ძლიერია CO მოლეკულა. MO LCAO მეთოდი ადვილად იძლევა ამ ფაქტის ახსნას (ნახ. 3.14, იხილეთ გვ. თვრამეტი).
გადახურვის შედეგი გვ-O და C ატომების ორბიტალი არის ორი დეგენერატის წარმოქმნა
-შემაკავშირებელი და ერთ-შემაკავშირებელი ორბიტალი. ეს მოლეკულური ორბიტალები დაიკავებს ექვს ელექტრონს. მაშასადამე, კავშირის სიმრავლე არის სამი.
MO LCAO მეთოდის გამოყენება შესაძლებელია არა მხოლოდ დიატომური მოლეკულებისთვის, არამედ პოლიატომური მოლეკულებისთვისაც. მაგალითის სახით გავაანალიზოთ ამ მეთოდის ფარგლებში ამიაკის მოლეკულის აგებულება (სურ. 3.15).
ვინაიდან წყალბადის სამ ატომს აქვს მხოლოდ სამი 1 ს-ორბიტალები, მაშინ წარმოქმნილი მოლეკულური ორბიტალების საერთო რაოდენობა ექვსს უდრის (სამი შემაკავშირებელი და სამი შესუსტება). აზოტის ატომის ორი ელექტრონი იქნება არაშემაკავშირებელ მოლეკულურ ორბიტალში (მარტოხელა ელექტრონული წყვილი).
3.5. მოლეკულების გეომეტრიული ფორმები
მოლეკულების ფორმებზე საუბრისას, უპირველეს ყოვლისა, ისინი გულისხმობენ ატომების ბირთვების ფარდობით პოზიციას სივრცეში. აზრი აქვს ვისაუბროთ მოლეკულის ფორმაზე, როცა მოლეკულა შედგება სამი ან მეტი ატომისგან (ორი ბირთვი ყოველთვის ერთსა და იმავე სწორ ხაზზეა). მოლეკულების ფორმა განისაზღვრება ვალენტური (გარე) ელექტრონული წყვილების მოგერიების თეორიის საფუძველზე. ამ თეორიის თანახმად, მოლეკულა ყოველთვის მიიღებს ისეთ ფორმას, რომელშიც გარე ელექტრონული წყვილების მოგერიება მინიმალურია (მინიმალური ენერგიის პრინციპი). ამასთან, გასათვალისწინებელია მოგერიების თეორიის შემდეგი მტკიცებულებები.
1. მარტოხელა ელექტრონული წყვილები განიცდიან უდიდეს მოგერიებას.
2. უზიარებელ წყვილსა და ბმის ფორმირებაში ჩართულ წყვილს შორის მოგერიება რამდენადმე ნაკლებია.
3. ბმის ფორმირებაში ჩართულ ელექტრონულ წყვილებს შორის ყველაზე მცირე მოგერიება. მაგრამ ესეც არ არის საკმარისი იმისათვის, რომ ატომების ბირთვები, რომლებიც მონაწილეობენ ქიმიურ ბმების ფორმირებაში, მაქსიმალური კუთხით გამოეყოთ.
მაგალითად, განვიხილოთ მეორე პერიოდის ელემენტების წყალბადის ნაერთების ფორმები: BeH 2, BH 3, CH 4, C 2 H 4, C 2 H 2, NH 3, H 2 O.
დავიწყოთ BeH 2 მოლეკულის ფორმის განსაზღვრით. მოდით გამოვსახოთ მისი ელექტრონული ფორმულა:
საიდანაც ირკვევა, რომ მოლეკულაში არ არის გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილი. მაშასადამე, ელექტრონული წყვილებისთვის, რომლებიც აკავშირებენ ატომებს, შესაძლებელია მოგერიება იმ მაქსიმალურ მანძილზე, რომელზედაც სამივე ატომია ერთსა და იმავე სწორ ხაზზე, ე.ი. HBeH კუთხე არის 180°.
BH 3 მოლეკულა შედგება ოთხი ატომისგან. მისი ელექტრონული ფორმულის მიხედვით, მასში ელექტრონების მარტოხელა წყვილი არ არის:
მოლეკულა შეიძენს ისეთ ფორმას, რომელშიც ყველა ბმას შორის მანძილი მაქსიმალურია, ხოლო მათ შორის კუთხე 120°. ოთხივე ატომი ერთ სიბრტყეში იქნება - მოლეკულა ბრტყელია:
მეთანის მოლეკულის ელექტრონული ფორმულა ასეთია:
მოცემული მოლეკულის ყველა ატომი არ შეიძლება იყოს იმავე სიბრტყეში. ამ შემთხვევაში, ბმებს შორის კუთხე იქნება 90°. არსებობს ატომების უფრო ოპტიმალური (ენერგეტიკული თვალსაზრისით) განლაგება - ტეტრაედრული. ბმებს შორის კუთხე ამ შემთხვევაში არის 109°28"
ეთენის ელექტრონული ფორმულა არის:
ბუნებრივია, ქიმიურ ბმებს შორის ყველა კუთხე იღებს მაქსიმალურ მნიშვნელობას 120°.
ცხადია, აცეტილენის მოლეკულაში ყველა ატომი ერთსა და იმავე სწორ ხაზზე უნდა იყოს:
H:C:::C:H.
განსხვავება ამიაკის მოლეკულას NH 3-სა და ყველა წინას შორის არის მასში აზოტის ატომში ელექტრონების მარტოხელა წყვილის არსებობა:
როგორც უკვე აღვნიშნეთ, ბმის ფორმირებაში ჩართული ელექტრონული წყვილები უფრო ძლიერად იხრება მარტოხელა ელექტრონული წყვილიდან. მარტოხელა წყვილი სიმეტრიულად მდებარეობს ამიაკის მოლეკულაში წყალბადის ატომებთან მიმართებაში:
HNH კუთხე უფრო მცირეა ვიდრე HCH კუთხე მეთანის მოლეკულაში (ელექტრონის უფრო ძლიერი მოგერიების გამო).
წყლის მოლეკულაში უკვე არის ორი მარტოხელა წყვილი:
ეს გამოწვეულია მოლეკულის კუთხოვანი ფორმის გამო:
მარტოხელა ელექტრონული წყვილების უფრო ძლიერი მოგერიების შედეგად, HOH კუთხე კიდევ უფრო მცირეა ვიდრე HNH კუთხე ამიაკის მოლეკულაში.
მოცემული მაგალითები საკმაოდ ნათლად ასახავს ვალენტურ ელექტრონთა წყვილების მოგერიების თეორიის შესაძლებლობებს. ეს შედარებით მარტივს ხდის მრავალი არაორგანული და ორგანული მოლეკულის ფორმის პროგნოზირებას.
3.6. Სავარჯიშოები
1
. რა სახის ობლიგაციები შეიძლება კლასიფიცირდეს ქიმიურად?
2.
რა არის ორი ძირითადი მიდგომა ქიმიური ბმების განხილვისას იცით? რა განსხვავებაა მათ შორის?
3.
განსაზღვრეთ ვალენტობა და ჟანგვის მდგომარეობა.
4.
რა განსხვავებაა მარტივ კოვალენტურ, დონორ-მიმღები, დატიურ, მეტალურ, იონურ ბმებს შორის?
5.
როგორ არის კლასიფიცირებული ინტერმოლეკულური ბმები?
6.
რა არის ელექტრონეგატიურობა? რა მონაცემებიდან გამოითვლება ელექტრონეგატიურობა? რა საშუალებას გვაძლევს ვიმსჯელოთ ატომების ელექტროუარყოფითობა, რომლებიც ქმნიან ქიმიურ ბმას? როგორ იცვლება ელემენტების ატომების ელექტრონეგატიურობა დ.ი.მენდელეევის პერიოდულ სისტემაში ზემოდან ქვემოდან და მარცხნიდან მარჯვნივ გადაადგილებისას?
7.
რა წესები უნდა დაიცვან MO LCAO მეთოდით მოლეკულების სტრუქტურის განხილვისას?
8.
ვალენტური ბმების მეთოდის გამოყენებით ახსენი ელემენტების წყალბადის ნაერთების აგებულება
მე-2 პერიოდი.
9.
დისოციაციის ენერგია Cl 2, Br 2, I 2 მოლეკულების სერიაში მცირდება (239 კჯ/მოლი, 192 კჯ/მოლი, 149 კჯ/მოლი, შესაბამისად), მაგრამ F 2 მოლეკულის დისოციაციის ენერგია (151 კჯ/მოლი). ) გაცილებით ნაკლებია დისოციაციის ენერგიის Cl 2 მოლეკულებზე და ცდება ზოგადი ნიმუშიდან. ახსენით მოცემული ფაქტები.
10.
რატომ, ნორმალურ პირობებში, CO 2 არის აირი, და SiO 2 არის მყარი, H 2 O არის თხევადი,
და H 2 S არის გაზი? შეეცადეთ აგიხსნათ ნივთიერებების აგრეგაციის მდგომარეობა.
11.
MO LCAO მეთოდის გამოყენებით ახსენით ქიმიური ბმის გაჩენა და მახასიათებლები მოლეკულებში B 2 , C 2 , N 2 , F 2 , LiH, CH 4 .
12.
ვალენტური ელექტრონული წყვილების მოგერიების თეორიის გამოყენებით დაადგინეთ მე-2 პერიოდის ელემენტების ჟანგბადის ნაერთების მოლეკულების ფორმები.
ვალენტური ობლიგაციების მეთოდი თეორიულ დასაბუთებას იძლევა ქიმიკოსების მიერ ფართოდ გამოყენებული სტრუქტურული ფორმულებისთვის და საშუალებას გაძლევთ სწორად განსაზღვროთ თითქმის ყველა ნაერთის სტრუქტურა. s-და p-ელემენტები. მეთოდის დიდი უპირატესობა მისი სიცხადეა. თუმცა, ლოკალიზებული (ორცენტრიანი, ორელექტრონული) ქიმიური ბმის კონცეფცია ძალიან ვიწრო აღმოჩნდება მრავალი ექსპერიმენტული ფაქტის ასახსნელად. კერძოდ, ვალენტური ობლიგაციების მეთოდი მიუღებელია ელექტრონების უცნაური რაოდენობის მქონე მოლეკულების აღწერისთვის, მაგალითად, ჰ, ჰ, ბორანები, ზოგიერთი ნაერთი კონიუგირებული ბმებით, რიგი არომატული ნაერთები, ლითონის კარბონილები, ე.ი. მოლეკულები ელექტრონების დეფიციტით ან მათი ჭარბი ( ჰ). გადაულახავი სირთულეები იქნა ნაპოვნი ვალენტური ბმების მეთოდის გამოყენებისას მერვე ჯგუფის ელემენტების ვალენტურობის ასახსნელად ფტორთან და ჟანგბადთან ( XeF 6, XeOF 4, XeO 3ა.შ.), ლითონები "სენდვიჩ" ორგანულ მეტალურ ნაერთებში, მაგალითად, რკინა ფეროცენში.
Fe (C 5 H 5) 2, სადაც მას მოუწევდა ათი ნახშირბადის ატომთან კავშირის შექმნა გარე გარსში ამდენი ელექტრონის გარეშე.
დაფუძნებული მეთოდი მზეასევე რთულია იმის ახსნა, რომ ელექტრონების გამოყოფა გარკვეული მოლეკულებისგან იწვევს ქიმიური ბმის გაძლიერებას. ასე რომ, ბმის რღვევის ენერგია მოლეკულაში F2არის 38 კკალ/მოლი და მოლეკულურ იონში ფ- 76 კკალ/მოლი. ეს მეთოდი ასევე არ ხსნის მოლეკულური ჟანგბადის პარამაგნიტიზმს. O2და B2.
მოლეკულური ორბიტალების მეთოდი უფრო ზოგადი და უნივერსალური აღმოჩნდა. (MO), რომლის დახმარებითაც შესაძლებელია მეთოდის თვალსაზრისით გაუგებარი ფაქტების ახსნა მზე. მნიშვნელოვანი წვლილი შეიტანა მეთოდის შემუშავებაში MOშემოიღო ამერიკელმა მეცნიერმა რ.მალიკენმა (1927 - 1929 წწ.).
Ძირითადი ცნებები.თავის არსში, მეთოდი MOავრცელებს ატომისთვის დადგენილ კვანტურ - მექანიკურ კანონებს უფრო რთულ სისტემამდე - მოლეკულამდე. მოლეკულური ორბიტალური მეთოდი ემყარება მოლეკულის "ორბიტალური" სტრუქტურის იდეას, ე.ი. ვარაუდი, რომ მოცემული მოლეკულის ყველა ელექტრონი (როგორც ატომში) განაწილებულია შესაბამის ორბიტალებში. თითოეულ ორბიტალს ახასიათებს კვანტური რიცხვების ნაკრები, რომელიც ასახავს ელექტრონის თვისებებს მოცემულ ენერგეტიკულ მდგომარეობაში. მეთოდის თავისებურება MOმდგომარეობს იმაში, რომ მოლეკულას აქვს რამდენიმე ატომის ბირთვი, ე.ი. ერთი ცენტრიანი ატომური ორბიტალებისგან განსხვავებით, მოლეკულური ორბიტალები მრავალცენტრიანია (საერთოა ორი ან მეტი ატომის ბირთვისთვის). ატომის ანალოგიით s-, p-, d-, f-მოლეკულური ორბიტალები აღინიშნება ბერძნული ასოებით σ -, π, δ -, φ .
მეთოდის მთავარი პრობლემა MO- ტალღური ფუნქციების პოვნა, რომლებიც აღწერს ელექტრონების მდგომარეობას მოლეკულურ ორბიტალებში. მოლეკულური ორბიტალის მეთოდის ერთ-ერთი ვერსიის მიხედვით, რომელსაც ეწოდება ატომური ორბიტალების ხაზოვანი კომბინაცია (მოლკაო), მოლეკულური ორბიტალები წარმოიქმნება ატომური ორბიტალებისგან მათი წრფივი კომბინაციით. მოდით, ურთიერთმოქმედი ატომების ელექტრონულ ორბიტალებს ახასიათებდეს ტალღური ფუნქციები Ψ 1 , Ψ 2 , Ψ 3და ა.შ. მაშინ ვარაუდობენ, რომ ტალღის ფუნქცია Ψ ბურჯი, რომელიც შეესაბამება მოლეკულურ ორბიტალს, შეიძლება წარმოდგენილი იყოს ჯამის სახით:
Ψ მოლი. \u003d C 1 Ψ 1 + C 2 Ψ 2 + C 3 Ψ 3 + .... .,
სადაც C 1 , C 2 , C 3 ...ზოგიერთი რიცხვითი კოეფიციენტი. ეს განტოლება ექვივალენტურია დაშვებისა, რომ მოლეკულური ელექტრონული ტალღის ამპლიტუდა (ანუ მოლეკულური ტალღის ფუნქცია) იქმნება ატომური ელექტრონული ტალღების ურთიერთქმედების ამპლიტუდების დამატებით (ანუ ატომური ტალღის ფუნქციების დამატებით). ამასთან, ამ შემთხვევაში, მეზობელი ატომების ბირთვებისა და ელექტრონების ძალის ველების გავლენის ქვეშ, თითოეული ელექტრონის ტალღური ფუნქცია იცვლება იზოლირებულ ატომში ამ ელექტრონის საწყისი ტალღის ფუნქციასთან შედარებით. მეთოდში მოლკაოეს ცვლილებები მხედველობაში მიიღება კოეფიციენტების შემოღებით C 1, C 2, C 3და ა.შ.
მეთოდის გამოყენებით მოლეკულური ორბიტალების აგებისას მოლკაოგარკვეული პირობები უნდა დაკმაყოფილდეს:
1. კომბინირებული ატომური ორბიტალები ენერგიით ახლოს უნდა იყვნენ, წინააღმდეგ შემთხვევაში ენერგიულად არახელსაყრელი იქნება ელექტრონი უფრო მაღალი ენერგიის მქონე ქვედონეზე ყოფნა. ( 1წდა 5გვნუ ურთიერთობთ).
2. საჭიროა მოლეკულური ორბიტალის წარმომქმნელი ატომური ორბიტალების მაქსიმალური გადაფარვა.
3. ატომურ ორბიტალებს, რომლებიც ქმნიან მოლეკულურ ორბიტალებს, უნდა ჰქონდეთ იგივე სიმეტრიული თვისებები მოლეკულის ბირთვთაშორის ღერძის მიმართ. ( px- ელექტრონული ღრუბელი შეიძლება მხოლოდ გაერთიანდეს pxღრუბელი, მაგრამ არა pyდა პზ).
გასათვალისწინებელია ისიც, რომ ელექტრონებით დაკავებული მოლეკულის მოლეკულური ორბიტალების სიმრავლე წარმოადგენს მის ელექტრონულ კონფიგურაციას. იგი აგებულია ისევე, როგორც ატომისთვის, უმცირესი ენერგიის პრინციპზე და პაულის პრინციპზე დაყრდნობით.
მოლეკულის ძირითადი მდგომარეობის ელექტრონული კონფიგურაციის აღსაწერად 2nან (2n - 1)საჭიროა ელექტრონები ნმოლეკულური ორბიტალები.
ორბიტალების შემაკავშირებელი და გაფხვიერება.განვიხილოთ რა ფორმა ექნება მოლეკულურ ტალღურ ფუნქციას Ψ მტალღური ფუნქციების ურთიერთქმედების შედეგად წარმოქმნილი ( Ψ 1და Ψ 2) 1წორი იდენტური ატომის ორბიტალი. ამისათვის ჩვენ ვიპოვით ჯამს С 1 Ψ 1 + С 2 Ψ 2. ვინაიდან ამ შემთხვევაში ატომები ერთნაირია C 1 = C 2; ისინი გავლენას არ მოახდენენ ტალღის ფუნქციების ბუნებაზე, ამიტომ თავს ვიკავებთ ჯამის პოვნაში Ψ 1 + Ψ 2 .
ამისათვის ვათავსებთ ურთიერთმოქმედ ატომების ბირთვებს ერთმანეთისგან დაშორებით (რ)სადაც ისინი მოლეკულაში არიან. ხედი Ψ ფუნქციები 1წორბიტალები იქნება შემდეგი:
Ψ ბურჯი
ბრინჯი. 22. შემკვრელის ფორმირების სქემა MO
ბირთვულიდან 1s-ორბიტალები
მოლეკულური ტალღის ფუნქციის პოვნა Ψ , დაამატეთ მნიშვნელობები Ψ 1და Ψ 2. შედეგად ვიღებთ შემდეგი ტიპის მრუდი (ნახ. 22)
როგორც ჩანს, ბირთვებს შორის სივრცეში ფუნქციონირებს მოლეკულური ტალღის მნიშვნელობები Ψ მოლი.აღემატება თავდაპირველი ატომური ტალღის ფუნქციების მნიშვნელობებს. მაგრამ Ψ მოლი.ახასიათებს სივრცის შესაბამის რეგიონში ელექტრონის პოვნის ალბათობას, ე.ი. ელექტრონული ღრუბლის სიმკვრივე.
აღმავალი Ψ მოლი.– ფუნქციები შედარებით Ψ 1და Ψ 2ნიშნავს, რომ მოლეკულური ორბიტალის ფორმირებისას, ბირთვულ სივრცეში იზრდება ელექტრონული ღრუბლის სიმკვრივე, რის შედეგადაც წარმოიქმნება დადებითად დამუხტული ბირთვების მიზიდვის ძალები ამ რეგიონში - წარმოიქმნება ქიმიური ბმა. მაშასადამე, მოცემული ტიპის მოლეკულურ ორბიტალს უწოდებენ აკავშირებს.
ამ შემთხვევაში, ელექტრონის გაზრდილი სიმკვრივის რეგიონი მდებარეობს ბმის ღერძის მახლობლად, ასე რომ, MOეხება σ - ტიპი. ამის შესაბამისად, აკავშირებს MO, მიღებული ორი ატომის ურთიერთქმედების შედეგად 1s-ორბიტალები აღინიშნება σ წმ. 1წ. ბმაზე მდებარე ელექტრონები MO, უწოდებენ შემაკავშირებელი ელექტრონები.
როდესაც ორი ატომი ურთიერთქმედებს, მათი ტალღის ნიშნები ფუნქციონირებს 1s-ორბიტალები შეიძლება იყოს განსხვავებული. ასეთი შემთხვევა გრაფიკულად შეიძლება წარმოდგენილი იყოს შემდეგნაირად:
Ψ ბურჯი
ბრინჯი. 23. განათლების შესუსტების სქემა MO
ბირთვულიდან 1S-ორბიტალები
ასეთი ურთიერთქმედების დროს წარმოქმნილი მოლეკულური ორბიტალი (ნახ. 23) ხასიათდება ბირთვთაშორის სივრცეში ტალღის ფუნქციის აბსოლუტური მნიშვნელობის დაქვეითებით საწყის ატომებთან შედარებით: ბმის ღერძზე.
ჩნდება წერტილიც კი, სადაც ქრება ტალღის ფუნქციის მნიშვნელობა და, შესაბამისად, მისი კვადრატი. ეს ნიშნავს, რომ განსახილველ შემთხვევაში ასევე შემცირდება ელექტრონული ღრუბლის სიმკვრივე ატომებს შორის სივრცეში. შედეგად, თითოეული ატომის ბირთვის მიზიდულობა სივრცის ბირთვთაშორისი რეგიონისკენ იქნება უფრო სუსტი, ვიდრე საპირისპირო მიმართულებით, ე.ი. წარმოიქმნება ძალები, რომლებიც გამოიწვევს ბირთვების ურთიერთ მოგერიებას. მაშასადამე, აქ ქიმიური ბმა არ წარმოიქმნება; ჩამოყალიბდა ამ შემთხვევაში MOდაურეკა შესუსტება (σ რეს. 1წ), და მასზე განთავსებული ელექტრონები - შესუსტებაელექტრონები.
შეკრებითა და გამოკლებით მიღებული მოლეკულური ორბიტალები 1s-ატომურ ორბიტალებს შემდეგი ფორმები აქვთ (სურ. 24). შემაკავშირებელ ორბიტალის წარმოქმნამდე მიმავალ ურთიერთქმედებას თან ახლავს ენერგიის გამოყოფა, ამიტომ შემაკავშირებელ ორბიტალში მდებარე ელექტრონს ნაკლები ენერგია აქვს, ვიდრე თავდაპირველ ატომში.
ბრინჯი. 24. შეკვრისა და გაფხვიერების ფორმირების სქემა
მოლეკულური σ - ორბიტალები
ანტიბონგული ორბიტალის ფორმირებას სჭირდება ენერგია. მაშასადამე, გაფხვიერებულ ორბიტალში ელექტრონს უფრო მეტი ენერგია აქვს, ვიდრე თავდაპირველ ატომში.
პირველი პერიოდის ელემენტების დიატომიური ჰომობირთვული მოლეკულები. წყალბადის მოლეკულის ფორმირება H2მეთოდის მიხედვით MOწარმოდგენილია შემდეგნაირად (ნახ. 25):
ბრინჯი. 25. განათლების ენერგეტიკული სქემა
მოლეკულური ორბიტალები H2
ამიტომ, ნაცვლად ორი ენერგიულად ეკვივალენტისა 1 წმ -ორბიტალები (წყალბადის ორიგინალური ატომები) მოლეკულის წარმოქმნის დროს H2არსებობს ორი ენერგიულად არათანაბარი მოლეკულური ორბიტალი - შემაკავშირებელი და შესუსტება.
ამ შემთხვევაში 2 ელემენტი იკავებს უფრო დაბალი ენერგიის მოლეკულურ ორბიტალს, ე.ი. σ 1 წმ-ზე მეტიორბიტალური.
მოლეკულების წარმოქმნის რეაქცია H2თვალსაზრისით MOშეიძლება დაიწეროს:
2 H = H 2 [ (σ St 1 s) 2 ]ან
H + H = H 2 [(σ St 1 s) 2 ]
მოლეკულაში H2ორი ელექტრონი. უმცირესი ენერგიის პრინციპისა და პაულის პრინციპის მიხედვით, ეს ორი ელექტრონი საპირისპირო სპინების მქონე ასევე დასახლებულია σ ქორბიტალური.
მოლეკულური ორბიტალების ზემოაღნიშნული ენერგეტიკული დიაგრამა მოქმედებს ორბირთვიანი წარმონაქმნებისთვის (პირველი პერიოდის ელემენტები): H2+, He2+და ის 2
მოლეკულურ დიჰელიუმში – იონი He2+სამი ელექტრონი, რომელთაგან ორი ავსებს შემაკავშირებელ ორბიტალს, მესამე - ანტიბონგული ორბიტალი ის 2 + [(σ resp 1 s) 2 (σ resp 1 s)](ნახ. 26):
Და ის H2+შედგება ორი პროტონისა და ერთი ელექტრონისაგან. ბუნებრივია, ამ იონის ერთადერთმა ელექტრონმა უნდა დაიკავოს ენერგიულად ყველაზე ხელსაყრელი ორბიტალი, ე.ი. σ 1 წმ-ზე მეტი. ამრიგად, იონის ელექტრონული ფორმულა H2+ H 2 + [(σ st 1s) "](ნახ. 27):
ბრინჯი. 27. განათლების ენერგეტიკული დიაგრამა
მოლეკულური ორბიტალები ჰ
ჰელიუმის ორი ატომის სისტემაში ის 2ოთხი ელექტრონი; ორი შემაკავშირებელ ორბიტალში და ორი ანტიბმატური ორბიტალებში.
ენერგია, კავშირის სიგრძე და წესრიგი.ელექტრონების განაწილების ბუნება მოლეკულურ ორბიტალებში შეიძლება გამოყენებულ იქნას ბმის ენერგიისა და რიგის შესაფასებლად. როგორც უკვე აჩვენა, ელექტრონის მდებარეობა შემაკავშირებელ ორბიტალში ნიშნავს, რომ ელექტრონის სიმკვრივე კონცენტრირებულია ბირთვებს შორის, რაც იწვევს ბირთვთაშორისი მანძილის შემცირებას და მოლეკულის გაძლიერებას. საპირისპიროდ, ელექტრონი ანტიბოზულ ორბიტალში ნიშნავს, რომ ელექტრონის სიმკვრივე კონცენტრირებულია ბირთვების უკან. ამრიგად, ამ შემთხვევაში, შებოჭვის ენერგია მცირდება და ბირთვთაშორისი მანძილი იზრდება, როგორც ეს ნაჩვენებია ქვემოთ.
Მიყოლებით H 2 + - H 2 - He 2 +როგორც შემაკავშირებელი ორბიტალი ივსება, მოლეკულების დისოციაციის ენერგია იზრდება, გაფხვიერებისას ელექტრონის გამოჩენა MO, პირიქით, მცირდება და შემდეგ იზრდება.
ჰელიუმის მოლეკულა არ შეიძლება არსებობდეს აუგზნებულ მდგომარეობაში, რადგან მისთვის დამაკავშირებელი და შესუსტებული ელექტრონების რაოდენობა იგივეა.
მეთოდის მიხედვით MOკავშირის რიგი (მრავალფეროვნება) (n)შეფასებულია შემაკავშირებელ და გაფხვიერ ელექტრონების რაოდენობაში ნახევრად სხვაობით:
ა -ელექტრონების რაოდენობა შემაკავშირებელ ორბიტალებში;
ბარის ელექტრონების რაოდენობა მოშვებულ ორბიტალებში.
ან სად მაგრამ -ატომების რაოდენობა მოლეკულაში.
მეორე პერიოდის ელემენტების დიატომიური ჰომობირთვული მოლეკულები.მე-2 პერიოდის ელემენტების გარდა 1 წმ -ორბიტალები განათლებაში MOმონაწილეობის მიღება 2s-; 2p x -, 2p yდა 2pz- ორბიტალები.
Კომბინაცია 2s-ორბიტალები, როგორც ატომის შემთხვევაში 1წ– ორბიტალი, შეესაბამება ორი მოლეკულის წარმოქმნას σ - ორბიტალები: σ st 2sდა σ res 2s.
განსხვავებული სურათი შეინიშნება ორბიტალების კომბინაციით გვ- ტიპი. ატომის კომბინაციით 2p x- ორბიტალები, რომლებიც წაგრძელებული ღერძის გასწვრივ X, მოლეკულური σ – ორბიტალები: σ st 2p xდა σ res 2p x.
კომბინაციით 2p yდა 2pzიქმნება ატომური ორბიტალები π sv 2p yდა π sv 2p z, π res 2p yდა π res 2p z.
რადგან ენერგია 2p yდა 2pz- ორბიტალები ერთნაირია და ისინი ერთნაირად იფარება, წარმოიქმნება π sv 2p yდა π sv 2p z– ორბიტალებს აქვთ იგივე ენერგია და ფორმა; იგივე ეხება π res 2p yდა π res 2p z- ორბიტალები. ასე რომ, მოლეკულური π – ორბიტალები ქმნიან π svდა π რესორმაგად დეგენერირებული ენერგიის დონე.
სპექტროსკოპიული მონაცემების მიხედვით MOპერიოდის ბოლოს ელემენტების დიატომიური მოლეკულები ენერგიის დონის მიხედვით განლაგებულია შემდეგი თანმიმდევრობით:
σ 1 წმ-ზე მეტი< 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
ენერგიული სიახლოვით 2 წმდა 2გვ– ელექტრონის ორბიტალები თითო σ 2sდა σ 2p- ორბიტალები ერთმანეთს მოგერიებენ და ამიტომ π sv 2p yდა π sv 2p zორბიტალები ენერგიულად უფრო ხელსაყრელია ვიდრე σ st 2p xორბიტალური. ამ შემთხვევაში, მოლეკულური ორბიტალების შევსების თანმიმდევრობა გარკვეულწილად იცვლება და შეესაბამება შემდეგ თანმიმდევრობას:
σ 1 წმ-ზე მეტი< 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
ენერგიის სხვაობა 2 წმდა 2p-ორბიტალები პერიოდში იზრდება მეჯგუფები VIII. მაშასადამე, მოლეკულური ორბიტალების მოცემული თანმიმდევრობა დამახასიათებელია საწყისი ელემენტების დიატომური მოლეკულებისთვის. II- პერიოდი მდე N 2. ასე რომ, ელექტრონული კონფიგურაცია N 2. გრუნტულ (გაუაღელვებელ) მდგომარეობაში აქვს ფორმა:
2N = N 2 [(σ ref 1s) 2 (σ ref 1s) 2 (σ ref 2s) 2 (σ ref 2s) 2 * (π ref 2p y) 2 (π ref 2p z) 2 (σ ref 2p x ) 2 ]
ან გრაფიკულად (ნახ. 28):
სს MO ს.ს
N 1s 2 2s 2 2p 3 N 2 1s 2 2s 2 2p 3
ბრინჯი. 28. განათლების ენერგეტიკული დიაგრამა
მოლეკულური ორბიტალები N 2
მოლეკულურ ორბიტალებზე ელექტრონების განაწილების ბუნება ასევე შესაძლებელს ხდის ახსნას მოლეკულების მაგნიტური თვისებები. მათი მაგნიტური თვისებების მიხედვით პარამაგნიტურიდა დიამაგნიტურინივთიერებები. ნივთიერებები, რომლებსაც აქვთ დაუწყვილებელი ელექტრონები, პარამაგნიტურია, ხოლო ყველა ელექტრონი დაწყვილებულია დიამაგნიტური ნივთიერებებისთვის.
ცხრილი შეიცავს ინფორმაციას მე-2 პერიოდის დასაწყისისა და დასასრულის ელემენტების ჰომობირთვული მოლეკულების ბმის ენერგიის, სიგრძისა და რიგის შესახებ:
ჟანგბადის მოლეკულას აქვს ორი დაუწყვილებელი ელექტრონი, ამიტომ ის პარამაგნიტურია; ფტორის მოლეკულას არ აქვს დაუწყვილებელი ელექტრონები, ამიტომ იგი დიამაგნიტურია. მოლეკულა ასევე პარამაგნიტურია B2და მოლეკულური იონები H2+და He2+და მოლეკულები C 2, N 2და H2არიან დიამაგნიტური.
დიატომიური ჰეტერონუკლეარული მოლეკულები.მეთოდით აღწერილია ჰეტერონუკლეური (სხვადასხვა ელემენტები) დიატომური მოლეკულები მოლკაო, ისევე როგორც ჰომობირთვული დიატომური მოლეკულები. თუმცა, ვინაიდან ჩვენ ვსაუბრობთ სხვადასხვა ატომებზე, ატომური ორბიტალების ენერგია და მათი შედარებითი წვლილი მოლეკულურ ორბიტალებში ასევე განსხვავებულია:
Ψ + = C 1 Ψ A + C 2 Ψ B
Ψ - \u003d C 3 Ψ A + C 4 Ψ B
 |
ბრინჯი. 29. ჰეტერონუკლეური მოლეკულის მოლეკულური ორბიტალების ენერგეტიკული დიაგრამა AB
უფრო ელექტროუარყოფითი ატომის ატომური ორბიტალი უფრო დიდ წვლილს ახდენს შემაკავშირებელ ორბიტალში, ხოლო ნაკლებად ელექტროუარყოფითი ელემენტის ორბიტალი უფრო დიდ წვლილს მოაქვს შესუსტების ორბიტალში (ნახ. 29). ვთქვათ ატომი ბუფრო ელექტროუარყოფითი ვიდრე ატომი ა. მერე C 2 > C 1, ა C 3 > C 4.
ორიგინალური ატომური ორბიტალების ენერგიის განსხვავება განსაზღვრავს ბმის პოლარობას. ღირებულება inარის იონიურობის საზომი,
და ღირებულება ა- ბმის კოვალენტობა.
მე-2 პერიოდის ჰეტერონატომური მოლეკულების ენერგეტიკული დონის დიაგრამა მსგავსია მე-2 პერიოდის ჰომობირთვული მოლეკულების დიაგრამას. მაგალითად, განვიხილოთ ელექტრონების განაწილება მოლეკულის ორბიტალებზე COდა იონები CN-და არა+.
მოლეკულა COდა იონები CN-, NO+იზოელექტრონული მოლეკულისთვის N 2(შეიცავს 10 ვალენტურ ელექტრონს), რომელიც შეესაბამება შემდეგ ელექტრონების კონფიგურაციას აუგზნებულ მდგომარეობაში:
 |
(σs სინათლე) 2 (σs ნათელი) 2 (πy სინათლე) 2 (πz სინათლე) 2 (σx სინათლე) 2
მოლეკულის ენერგიის დონის დიაგრამა BeH2აქვს ფორმა: ამოუწურავი მოლეკულის ოთხი ვალენტური ელექტრონი BeH2მდებარეობს σ და σ - ორბიტალი, რომელიც აღწერილია ფორმულით (σ ) 2 (σ ) 2.
იონური ბმა
ქიმიურ კავშირს, რომელიც წარმოიქმნება ელექტრონების ატომიდან ატომში გადაცემის გამო, ეწოდება იონური ან ელექტრო-
ფირზე. ელექტროვალენტობა განისაზღვრება თითოეული ატომის მიერ დაკარგული ან მოპოვებული ელექტრონების რაოდენობით. იონური ბმების წარმოქმნის მიზეზი დიდი განსხვავებაა EOურთიერთქმედება ატომები 2.0 ან მეტი. არ არსებობს ფუნდამენტური განსხვავება კოვალენტური და იონური ბმების წარმოქმნის მექანიზმში. ამ ტიპის კომუნიკაციები განსხვავდება მხოლოდ კომუნიკაციის ელექტრონული ღრუბლის პოლარიზაციის ხარისხით და, შესაბამისად, დიპოლების სიგრძით და დიპოლური მომენტების მნიშვნელობებით. რაც უფრო მცირეა სხვაობა ატომების ელექტრონეგატიურობაში, მით უფრო გამოხატულია კოვალენტური ბმა და ნაკლებად იონური. ისეთ „იდეალურ“ იონურ ნაერთშიც კი, როგორიცაა ფრანციუმის ფტორიდი, იონური ბმა არის დაახლოებით 93- 94 % .
თუ გავითვალისწინებთ რომელიმე პერიოდის ელემენტების ნაერთებს იმავე ელემენტთან, მაშინ, როდესაც გადავდივართ პერიოდის დასაწყისიდან ბოლომდე, ბმის უპირატესად იონური ბუნება იცვლება კოვალენტურად. მაგალითად, სერიის მე-2 პერიოდის ელემენტების ფტორიდებისთვის LiF, BeF 2 , BF 3 , CF 4 , NF 3 , OF 2 , F 2ლითიუმის ფტორიდისთვის დამახასიათებელი იონური ბმა თანდათან სუსტდება და ფტორის მოლეკულაში ჩვეულებრივ კოვალენტურ კავშირად გარდაიქმნება.
მაგალითად, იგივე ტიპის მოლეკულებისთვის HF, HCl, HBr, HS(ან H 2 O, H 2 S, H 2 Se), დიპოლური მომენტი უფრო დიდია, მით მეტი EOელემენტები ( EO F > EO Cl; EO O > EO S , Se).
მიღებული იონები შეიძლება წარმოდგენილი იყოს დამუხტული ბურთულების სახით, რომელთა ძალის ველები თანაბრად ნაწილდება სივრცის ყველა მიმართულებით (სურ. 30). თითოეულ იონს შეუძლია საპირისპირო ნიშნის იონების მიზიდვა ნებისმიერი მიმართულებით. სხვა სიტყვებით რომ ვთქვათ, იონური ბმა, კოვალენტური კავშირისგან განსხვავებით, ხასიათდება არამიმართულება.
ბრინჯი. 30. ელექტროენერგიის განაწილება
ორი საპირისპირო იონის ველი
კოვალენტური ბმისგან განსხვავებით, იონური ბმა ასევე ხასიათდება უჯერობა. ეს აიხსნება იმით, რომ წარმოქმნილ იონებს შეუძლიათ საპირისპირო ნიშნის იონების დიდი რაოდენობის მოზიდვა. მოზიდული იონების რაოდენობა განისაზღვრება ურთიერთქმედების იონების ფარდობითი ზომებით. იონური ბმის არამიმართულობისა და არაგაჯერების გამო, ენერგიულად ყველაზე ხელსაყრელია, როდესაც თითოეულ იონს აკრავს საპირისპირო ნიშნის იონების მაქსიმალური რაოდენობა. ამრიგად, იონური ნაერთებისთვის, ამ ტიპის მარტივი ორი იონური მოლეკულების კონცეფცია NaCl, CsClკარგავს თავის მნიშვნელობას. იონური ნაერთები ნორმალურ პირობებში კრისტალური ნივთიერებებია. მთელი კრისტალი შეიძლება ჩაითვალოს გიგანტურ მოლეკულად, რომელიც შედგება იონებისგან ნა, კლდა CsCl
იონური ნაერთები მხოლოდ აირისებრ მდგომარეობაში არსებობენ ამ ტიპის არაასოცირებული მოლეკულების სახით. NaClდა CsCl.
იონური ბმა, როგორც ზემოთ არის ნაჩვენები, არ არის წმინდა იონური, თუნდაც ტიპურ მოლეკულებში ( CsF, F 2 F). იონურ ნაერთებში მუხტების არასრული გამოყოფა აიხსნება იონების ურთიერთპოლარიზაციით, ე.ი. მათი გავლენა ერთმანეთზე. პოლარიზებადობა - ელექტრონის გარსების დეფორმაციის უნარი ელექტრულ ველში.
ეს იწვევს იონების ელექტრონული გარსების დეფორმაციას. გარე ფენის ელექტრონები განიცდიან უდიდეს გადაადგილებას პოლარიზაციის დროს, ამიტომ, პირველი მიახლოებით, შეგვიძლია ვივარაუდოთ, რომ მხოლოდ გარე ელექტრონული გარსი განიცდის დეფორმაციას. სხვადასხვა იონების პოლარიზაცია არ არის იგივე
Li+< Na + < K + < Rb + < Cs +
Მომატება რ
ანალოგიურად, ჰალოგენების პოლარიზება იცვლება შემდეგი თანმიმდევრობით:
F-< Cl - < Br - < I -
Მომატება რიონი, იზრდება პოლარიზება.
რაც უფრო დაბალია იონის მუხტი, მით უფრო დაბალია მისი პოლარიზება. იონების პოლარიზებული ძალა, ე.ი. მათი უნარი სხვა იონებზე დეფორმაციის ზეგავლენის მოხდენის უნარი დამოკიდებულია იონების მუხტზე და ზომაზე. რაც უფრო დიდია იონის მუხტი და რაც უფრო მცირეა მისი რადიუსი, მით უფრო ძლიერია მის მიერ შექმნილი ელექტრული ველი, შესაბამისად, მით უფრო დიდია მისი პოლარიზაციის უნარი. ამრიგად, ანიონებს (კათიონებთან შედარებით) ახასიათებთ ძლიერი პოლარიზება და სუსტი პოლარიზაციის უნარი.
ბრინჯი. 31. ანიონური ელექტრონული ღრუბლის გადაადგილება
პოლარიზაციის შედეგად
თითოეული იონის ელექტრული ველების მოქმედებით, გარე ელექტრონული გარსი გადადის საპირისპიროდ დამუხტული იონისკენ. ელექტრული ველების მოქმედება ატომების ბირთვებს საპირისპირო მიმართულებითაც ანაცვლებს. კატიონის ელექტრული ველის მოქმედებით, ანიონის გარე ელექტრონული ღრუბელი გადაადგილდება. არსებობს ელექტრონული მუხტის ნაწილის ერთგვარი უკუ გადაცემა ანიონიდან კატიონში (სურ. 31).
ამრიგად, პოლარიზაციის შედეგად, კატიონისა და ანიონის ელექტრონული ღრუბლები მთლიანად არ არის განცალკევებული და ნაწილობრივ გადახურულია, ბმა წმინდა იონურიდან იქცევა უაღრესად პოლარულ კოვალენტად. ამრიგად, იონური ბმა არის პოლარული კოვალენტური ბმის შემზღუდველი შემთხვევა. იონების პოლარიზაცია შესამჩნევად მოქმედებს მათ მიერ წარმოქმნილი ნაერთების თვისებებზე. ვინაიდან ბმის კოვალენტურობის ხარისხი იზრდება პოლარიზაციის მატებასთან ერთად, ეს გავლენას ახდენს წყალხსნარებში მარილების დისოციაციაზე. დიახ, ქლორიდი. BaCl2მიეკუთვნება ძლიერ ელექტროლიტებს და წყალხსნარებში თითქმის მთლიანად იშლება იონებად, ხოლო ვერცხლისწყლის ქლორიდი HgCl 2თითქმის არ იშლება იონებად. ეს გამოწვეულია იონის ძლიერი პოლარიზებული ეფექტით Hg2+რომლის რადიუსი ( 1.1 Aº) შესამჩნევად მცირეა იონის რადიუსზე ბა 2+ (1.34 Aº)
წყალბადის იონს აქვს განსაკუთრებით მაღალი პოლარიზებული ეფექტი, რომელსაც შეუძლია ანიონთან მიახლოება ახლო მანძილზე, შეაღწიოს მის ელექტრონულ გარსში და გამოიწვიოს მისი ძლიერი დეფორმაცია. დიახ, რადიუსი Cl-უდრის 1.81 Aºდა მანძილი ქლორისა და წყალბადის ატომებს შორის HCl - 1,27 Aº.
წყალბადის ბმა
ზოგადი ცნებები.წყალბადის ბმა არის დონორ-მიმღები ბმის ტიპი, რომელიც წარმოიქმნება წყალბადის შემცველი სხვადასხვა ნივთიერების მოლეკულებს შორის. თუ ასეთი ნივთიერების მოლეკულა აღინიშნება HX, მაშინ წყალბადის ბმის გამო ურთიერთქმედება შეიძლება გამოიხატოს როგორც
N - X ... .. N - X ... .. N - X
როგორც Xშეგიძლიათ აიღოთ ატომები F, O, N, Cl, Sდა სხვა წერტილოვანი ხაზი აღნიშნავს წყალბადურ კავშირს.
მოლეკულებში HXატომი ჰკოვალენტურად დაკავშირებული ელექტროუარყოფით ელემენტთან, საერთო ელექტრონული წყვილი მნიშვნელოვნად არის მიკერძოებული ელექტროუარყოფითი ელემენტის მიმართ. წყალბადის ატომი პროტონირებულია ( H+) და მას აქვს თავისუფალი ორბიტალი.
სხვა მოლეკულის ელექტროუარყოფითი ელემენტის ანიონი HXაქვს ელექტრონების მარტოხელა წყვილი, რის გამოც ხდება ურთიერთქმედება. თუ წყალბადის ბმა წარმოიქმნება სხვადასხვა მოლეკულებს შორის, მაშინ მას უწოდებენ ინტერმოლეკულურს, თუ ბმა წარმოიქმნება ერთი და იმავე მოლეკულის ორ ჯგუფს შორის, მაშინ მას ეწოდება ინტრამოლეკულური. წყალბადის ბმის წარმოქმნა შეინიშნება ხსნარებში HF, H2O(თხევადი), NH3(თხევადი), სპირტები, ორგანული მჟავები და ა.შ.
წყალბადის ბმის ენერგია და სიგრძე.წყალბადის ბმა კოვალენტური ბმისგან განსხვავდება ნაკლები სიმტკიცით. წყალბადის ბმის ენერგია დაბალია და აღწევს 20 - 42 კჯ/მოლ. ეს დამოკიდებულია ელექტრონეგატიურობაზე (EO)და ატომების ზომები X: ენერგია იზრდება მატებასთან ერთად EOდა მათი ზომის შემცირება. კოვალენტური ბმის სიგრძე შესამჩნევად უფრო მოკლეა ვიდრე წყალბადის ბმის სიგრძე (l St. H), Მაგალითად, ლ წმ. (F - H) = 0,092 ნმ, ა ლ წმ. H(F...H) = 0,14 ნმ. წყალთან ლ წმ. (O - H) = 0,096 ნმ, ა ლ წმ. H(O...H) = 0,177 ნმ.
ან უფრო რთული კონფიგურაციები, როგორიცაა ყინული, რომელშიც წყლის მოლეკულები ქმნიან ოთხ წყალბადურ კავშირს
შესაბამისად, თხევად მდგომარეობაში წყალბადის ობლიგაციებში შემავალი მოლეკულები დაკავშირებულია, ხოლო მყარ მდგომარეობაში ისინი ქმნიან რთულ კრისტალურ სტრუქტურებს.
როდესაც წყალბადის ბმები იქმნება, ნივთიერებების თვისებები მნიშვნელოვნად იცვლება: იზრდება დუღილის და დნობის წერტილები, სიბლანტე, შერწყმისა და აორთქლების სითბო. მაგალითად, წყალს, წყალბადის ფტორს და ამიაკს აქვთ არანორმალურად მაღალი დუღილის და დნობის წერტილი.
ორთქლის მდგომარეობაში მყოფი ნივთიერებები ავლენენ წყალბადურ კავშირს მცირე რაოდენობით, ტკ. ტემპერატურის მატებასთან ერთად წყალბადის ბმის ენერგია მცირდება.
