Program kerja.Metode orbital molekul. Orbital molekul adalah kombinasi linier orbital atom. Konsep orbital molekul ikatan dan antiikatan. Urutan komunikasi. Urutan kenaikan energi orbital molekul unsur PSEM periode 1 dan 2. Rumus elektronik molekul. Prinsip pengisian orbital molekul. Diagram molekul molekul homo dan heteronuklear diatomik. Sifat kemagnetan molekul (diamagnetisme dan paramagnetisme).

Metode ikatan valensi memungkinkan dalam banyak kasus untuk menjelaskan pembentukannya ikatan kimia dan memprediksi berbagai sifat molekul. Namun demikian, banyak senyawa yang diketahui keberadaan dan sifat-sifatnya tidak dapat dijelaskan dari sudut pandang metode BC. Lebih serbaguna adalah metode orbital molekul (MO).

Metode BC didasarkan pada gagasan pembentukan ikatan kimia oleh sepasang elektron milik dua atom. Menurut metode MO, elektron yang membentuk ikatan kimia bergerak dalam medan yang dihasilkan oleh inti semua atom penyusun molekul, yaitu. elektron milik semua atom dalam molekul. Oleh karena itu, orbital molekul umumnya multisenter.

Menurut metode MO, semua elektron dari molekul tertentu yang berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia didistribusikan melalui orbital molekul yang sesuai. Setiap orbital molekul, seperti orbital atom, dicirikan oleh kumpulan bilangan kuantumnya sendiri.

Orbital molekul diperoleh dengan menambah atau mengurangi orbital atom aslinya. Jika MO terbentuk dari orbital atom ψ A dan ψ B, maka ketika ditambahkan, MO ψ + muncul, dan jika dikurangi, ψ -:

ψ + = c 1 ψ A + c 2 ψ B,

ψ - = dari 3 ψ A – dari 4 ψ B,

dimana c 1 – c 4 adalah koefisien yang menentukan bagian partisipasi orbital atom yang bersangkutan dalam MO.

Operasi ini disebut kombinasi linier orbital atom, jadi metode ini disebut MOLCAO(orbital molekul adalah kombinasi linier orbital atom). Banyaknya MO yang terbentuk sama dengan jumlah AO awal. Orbital molekul terbentuk hanya dari orbital atom dengan energi yang sama. Perbedaan besar energi AO awal mencegah pembentukan MO. Orbital tingkat energi internal tidak berpartisipasi dalam pembentukan MO.

Ketika dijumlahkan, AO terbentuk MO yang mengikat dengan energi lebih rendah dari AO asli. Pengurangan AO mengarah pada pembentukan melonggarkan MO, memiliki energi lebih tinggi dibandingkan dengan AO asli. Diagram pembentukan MO ikatan dan antiikatan dari orbital atom 1s ditunjukkan pada Gambar. 6.11.

Elektron yang terletak di MO dicirikan oleh empat bilangan kuantum

n – bilangan kuantum utama;

l – bilangan kuantum orbital;

Beras. 6.11. Skema pembentukan orbital molekul ikatan (σ1s) dan antiikatan (σ*1s)

λ – bilangan kuantum molekul, mirip dengan bilangan kuantum magnetik ml; dapat mengambil nilai 0; ±1;±2, masing-masing dilambangkan dengan huruf σ, π, δ;

m s – memutar bilangan kuantum.

Pengisian orbital molekul dengan elektron tunduk pada prinsip Pauli, prinsip energi terkecil dan aturan Hund.

Urutan peningkatan energi MO, yaitu. urutan pengisian unsur pada awal periode ke-2 (termasuk nitrogen) berbentuk

σ1s<σ*1s<σ2s<σ*2s<π2p х =π2p z <σ2p y < π*2p х =π*2p z <σ*2p y ,

dan untuk unsur-unsur pada akhir periode ke-2 (O, F, Ne) –

σ1s<σ*1s<σ2s<σ*2s< σ2p y <π2p х =π2p z < π*2p х =π*2p z <σ*2p y .

Selisih setengah jumlah elektron pada orbital ikatan (N ikatan) dan antiikatan (N p) disebut memesan(multiplisitas) koneksi n:

Suatu molekul terbentuk jika n>0, yaitu. suatu ikatan dapat dibentuk tidak hanya oleh sepasang, tetapi juga oleh satu elektron, dan oleh karena itu, orde ikatan tidak hanya berupa bilangan bulat, tetapi juga bilangan pecahan. Ketika orde meningkat, energi pengikat meningkat.

Molekul homonuklear diatomik unsur periode pertama. Molekul paling sederhana adalah ion molekul. Berdasarkan prinsip energi terkecil, satu-satunya elektron suatu molekul terletak pada σ1s MO. Oleh karena itu, rumus elektronik ion molekul akan ditulis sebagai

Rumus elektronik dapat direpresentasikan secara grafis sebagai diagram molekul (energi).(Gbr. 6.12), menunjukkan energi relatif diagram atom dan molekul serta jumlah elektron pada diagram tersebut.

Orde ikatan ion adalah n=(1-0)/2=0,5, oleh karena itu, partikel ini dapat ada.

MO

Beras. 6.12. Diagram molekul

Ion molekul memiliki satu elektron, demikianlah adanya paramagnetik, yaitu. ditarik ke dalam medan magnet. Semua zat yang memiliki elektron tidak berpasangan bersifat paramagnetik.

Molekul hidrogen H2 mengandung dua elektron, dan rumus elektroniknya adalah sebagai berikut:

H 2 [(σ1s) 2 ].

Dari diagram molekul (Gbr. 6.13) dapat disimpulkan bahwa orde ikatan molekul hidrogen sama dengan satu. Peningkatan orde ikatan dari 0,5 menjadi 1 pada transisi dari H2 disertai dengan peningkatan energi ikatan dari 236 menjadi 436 kJ/mol dan penurunan panjang ikatan dari 0,106 menjadi 0,074 nm.

Elektron molekul H2 berpasangan, dan karena alasan inilah molekul hidrogen diamagnetik, yaitu. didorong keluar dari medan magnet. Diamagnet adalah semua zat yang tidak mengandung elektron tidak berpasangan.

Gambar 6.13. Diagram molekul H2

Unsur kedua periode 1, helium, sesuai dengan konsep metode MO, dapat membentuk ion molekul paramagnetik (n = 0,5), dan molekul He 2 tidak dapat ada, karena jumlah elektron pada orbital molekul ikatan dan antiikatan sama dan orde ikatannya nol.

Molekul homonuklear diatomik unsur periode ke-2. Misalnya saja molekul oksigen. Dua belas elektron dari tingkat terluar dua atom oksigen (2s 2 2p 4) akan mengisi orbital molekul sebagai berikut:

HAI 2.

Simbol K pada rumus elektronik berarti elektron tingkat K (1s 2) tidak ikut serta dalam pembentukan orbital molekul. Diagram molekul molekul oksigen ditunjukkan pada gambar. 6.14. Menurut aturan Hund, dua elektron pada orbital π2p x dan π2p z tidak berpasangan dan molekul oksigen bersifat paramagnetik, yang dikonfirmasi secara eksperimental. Perhatikan bahwa tidak mungkin menjelaskan paramagnetisme oksigen dalam kerangka metode ikatan valensi. Orde ikatan pada molekul O 2 adalah n=(8-4)/2=2.

Beras. 6.14. Diagram molekul O2

Orde ikatan molekul homonuklir diatomik unsur periode ke-2 meningkat dari 1 untuk B 2 menjadi 3 untuk N 2, dan kemudian menurun menjadi 1 untuk F 2. Pembentukan molekul Be 2 dan Ne 2 tidak mungkin terjadi karena urutan ikatan dalam molekul-molekul ini adalah nol.

Molekul heteronuklear diatomik unsur periode ke-2. Orbital atom dari atom yang berbeda memberikan kontribusi yang berbeda terhadap orbital molekul, atau setara dengan koefisien dengan i dalam persamaan

ψ + = c 1 ψ A + c 2 ψ B;

ψ - = dari 3 ψ A – dari 4 ψ B

tidak sama dengan satu. Orbital atom unsur yang lebih elektronegatif memberikan kontribusi lebih besar terhadap orbital ikatan, dan AO dari unsur yang lebih elektropositif memberikan kontribusi lebih besar terhadap orbital antiikatan. Jika atom B lebih elektronegatif dibandingkan atom A, maka c 2 > c 1, dan c 3 > c 4. MO yang mengikat memiliki energi yang lebih dekat dengan AO dari atom yang lebih elektronegatif, sedangkan MO yang melepaskan diri lebih dekat ke AO dari atom yang lebih elektropositif.

Mari kita ambil CO sebagai contoh. Sepuluh elektron atom karbon dan oksigen akan ditempatkan di MO sebagai berikut:

JADI.

Orde ikatan pada molekul CO adalah n=(8-2)/2=3. Molekul CO bersifat paramagnetik. Diagram molekul ditunjukkan pada Gambar. 6.15.

Beras. 6.15. Diagram molekul CO

Sambungan logam

Program kerja.Sambungan logam. Pita energi, pita valensi, pita konduksi, pita gap. Konduktor, semikonduktor, isolator.

Logam yang menyusun sebagian besar tabel periodik D.I. Mendeleev, memiliki sejumlah ciri:

1) kilau logam, yaitu reflektifitas tinggi terhadap cahaya;

2) konduktivitas termal dan listrik yang tinggi;

3) plastisitas dan kelenturan.

Sifat-sifat logam ini dijelaskan oleh jenis ikatan kovalen khusus yang disebut ikatan logam.

Dari sudut pandang metode orbital molekul, kristal logam adalah satu molekul besar. Orbital atom suatu atom tumpang tindih dengan orbital atom atom tetangganya untuk membentuk MO ikatan dan antiikatan. Ini

orbitalnya tumpang tindih dengan orbital atom tetangga berikutnya, dan seterusnya.

Akibatnya, orbital atom dari semua atom yang menyusun kristal logam tumpang tindih, dan sejumlah besar MO terbentuk, menyebar ke seluruh kristal (Gbr. 6.16).

Logam mempunyai bilangan koordinasi yang tinggi, biasanya 8 atau 12, mis. setiap atom dikelilingi oleh 8 atau 12 tetangganya. Misalnya, bilangan koordinasi litium adalah 8. Akibatnya, orbital atom 2s litium tumpang tindih dengan orbital atom 2s dari delapan atom tetangganya, dan orbital atom tersebut, pada gilirannya, tumpang tindih dengan orbital atom tetangganya, dan seterusnya. Dalam 1 mol

tia ada tumpang tindih 6,02. 10 23 orbital atom membentuk jumlah orbital molekul yang sama. Perbedaan energi orbital-orbital ini sangat kecil dan berada pada kisaran 10 -22 eV (10 -21 kJ). Orbital molekul terbentuk zona energi. Pengisian pita energi dengan elektron terjadi sesuai aturan

energi paling sedikit, aturan Hund dan pengecualian Pauli. Akibatnya, jumlah maksimum elektron pada pita energi yang dibentuk oleh elektron s adalah 2N, dengan N adalah jumlah atom dalam kristal. Oleh karena itu, pita yang dibentuk oleh orbital p, d, dan f dapat mengandung hingga 6N, 10N, atau 14N elektron.

Beras. 6.16. Skema pembentukan zona energi

Daerah yang dipenuhi elektron yang melakukan ikatan kimia disebut pita valensi. Zona ini dapat diisi dengan tingkat yang berbeda-beda, bergantung pada sifat logam, strukturnya, dll. Di atas pita valensi terdapat pita bebas yang disebut zona konduksi. Tergantung pada sifat atom dan struktur kisi kristal, pita valensi dan pita konduksi dapat tumpang tindih atau dipisahkan oleh celah energi yang disebut daerah terlarang. Jika pita valensi dan pita konduksi tumpang tindih, zat tersebut diklasifikasikan sebagai logam. Jika celah pitanya ΔЕ=0,1±3,0 eV, maka zat tersebut termasuk semikonduktor, jika ΔЕ>3 eV, maka zat tersebut adalah isolator.

Pita valensi logam biasanya tidak terisi penuh dengan elektron. Oleh karena itu, transfer elektron ke pita konduksi memerlukan energi yang sangat sedikit, yang menjelaskan tingginya konduktivitas listrik dan termal logam.

Ikatan antarmolekul

Program kerja.Ikatan antarmolekul. Gaya Van der Waals: orientasi, induksi, dispersi. Ikatan hidrogen. Pengaruh terhadap sifat fisiko-kimia zat.

Selalu ada gaya tarik menarik antara atom dan molekul yang netral secara listrik dalam wujud padat, cair, dan gas. Hal ini misalnya dibuktikan dengan ketidakidealitasan gas nyata, penurunan suhu gas selama pemuaian, adanya gas mulia dalam keadaan terkondensasi, dan lain-lain.

Ada dua jenis interaksi antarmolekul:

1) pasukan van der Waals;

2) ikatan hidrogen.

Terkadang interaksi antarmolekul mencakup donor-akseptor dan ikatan logam.

pasukan Van der Waals. Sifat utama gaya van der Waals adalah energi rendah (hingga ~40 kJ/mol) dan ketidakjenuhan. Ada tiga jenis gaya van der Waals: orientasi, induksi, dan dispersi.

Interaksi orientasi (dipol-dipol). hanya terjadi antar molekul polar. Pada jarak yang cukup kecil antar molekul, ujung dipol yang bermuatan berlawanan akan tarik menarik, dan ujung yang bermuatan serupa akan tolak menolak (Gbr. 6.17a) Semakin besar momen dipol molekul, semakin kuat interaksi orientasinya. Interaksi orientasi melemah dengan meningkatnya suhu dan jarak antar molekul.

Interaksi induktif terjadi antara molekul-molekul yang polaritasnya berbeda. Di bawah pengaruh medan listrik dari molekul yang lebih polar, molekul non-polar atau polar rendah menjadi terpolarisasi, yaitu. sebuah dipol muncul (diinduksi) di dalamnya atau momen dipol meningkat (Gbr. 6.17b). Energi interaksi induktif ditentukan oleh besarnya momen dipol molekul polar, jarak antar molekul dan kemampuan polarisasi molekul non-polar, yaitu kemampuannya untuk membentuk dipol di bawah aksi medan eksternal.

Interaksi dispersi adalah yang paling universal, yaitu. bertindak antara molekul apa pun tanpa memandang polaritasnya. Inti atom dan bentuk elektron dipol sesaat, menginduksi dipol sesaat pada partikel tetangga (Gbr. 6.17c). Pergerakan sinkron dipol sesaat dari molekul yang berbeda menyebabkan penurunan energi sistem dan tarikan partikel. Energi interaksi dispersi meningkat dengan meningkatnya polarisasi partikel dan berkurangnya jarak antar partikel dan tidak bergantung pada suhu.

Beras. 6.17. Interaksi Vander Waals: a – orientasional; b - induksi; c - dispersif

Energi interaksi van der Waals berbanding terbalik dengan pangkat enam jarak antar pusat partikel yang berinteraksi. Ketika molekul-molekul saling berdekatan, gaya tolak menolak antara kulit elektron mulai bekerja, yang menyeimbangkan gaya tarik menarik.

Nilai relatif berbagai jenis interaksi van der Waals untuk beberapa zat diberikan dalam Tabel. 6.1.

Tabel 6.1. Kontribusi masing-masing komponen terhadap energi interaksi van der Waals

Dari Tabel. 6.1 maka peningkatan momen dipol menyebabkan peningkatan interaksi orientasi dan induktif, dan peningkatan polarisasi disertai dengan peningkatan interaksi dispersi.

Ikatan hidrogen adalah jenis interaksi antarmolekul khusus yang terjadi antara molekul senyawa yang mengandung gugus F-H, O-H, N-H, yaitu. atom hidrogen dan unsur dengan elektronegativitas sangat tinggi.

Kerapatan elektron ikatan E-H bergeser ke arah unsur elektronegatif. Atom hidrogen kehilangan kulit elektronnya dan berubah menjadi proton. Karena ukurannya yang kecil dan tidak adanya tolakan antar kulit elektron, proton mampu melakukan interaksi elektrostatis dengan kulit elektron dari atom yang sangat elektronegatif dari molekul tetangganya. Pada saat yang sama, hidrogen bertindak sebagai akseptor pasangan elektron yang disediakan oleh atom elektronegatif dari molekul tetangganya.

.

Van der Waals dan gaya tolak menolak juga berkontribusi terhadap pembentukan ikatan hidrogen.

Berbeda dengan gaya van der Waals, ikatan hidrogen mempunyai sifat arah dan saturasi.

Energi ikatan hidrogen rendah, berkisar antara 8 hingga 40 kJ/mol, dan meningkat pada deret N-H< O-H < F-H. Тем не менее наличие водородной связи оказывает сильное влияние на физико-химические свойства веществ. Так, молекула воды может участвовать в образовании четырех водородных связей. Это ведет к образованию прочных ассоциатов (Н 2 О) n , что объясняет высокую температуру плавления и кипения воды по сравнению с ее аналогом – H 2 S (t кип =-61,8 о С), высокую теплоёмкость (4,218 кДж/кг К при температуре 273К), высокую энтальпию испарения (2250 кДж/кг). Сероводород как соединение с более высокой молекулярной массой должен был бы иметь более высокую температуру кипения, чем вода. Отсутствие сильных водородных связей у H 2 S приводит к обратной зависимости.

Ikatan hidrogen menjelaskan pembentukan hidrogen fluorida (HF) n asosiasi, dimerisasi asam karboksilat:

Banyak senyawa kimia yang mengandung ikatan kimia N-H dan O-H, oleh karena itu ikatan hidrogen sangat umum terjadi. Ikatan hidrogen memainkan peran yang sangat penting bagi objek biologis. Jadi, heliks ganda DNA dihubungkan oleh ikatan hidrogen antarmolekul.

Pertanyaan untuk belajar mandiri

1. Perhatikan pembentukan ikatan kovalen dengan menggunakan contoh molekul hidrogen. Tunjukkan grafik energi potensial suatu sistem yang terdiri dari dua atom hidrogen sebagai fungsi jarak antar inti.

2. Bagaimana menjelaskan stabilitas yang lebih besar dari molekul F2 dibandingkan dengan sistem dua atom fluor bebas?

3. Berikan struktur elektronik atom-atom unsur periode ke-2 dalam keadaan dasar dan keadaan tereksitasi.

4. Mengapa atom argon tidak membentuk ikatan kimia?

5. Mengapa atom oksigen membentuk 2 ikatan kimia, dan atom belerang – 6?

6. Hibridisasi orbital atom. Faktor-faktor yang mendukung hibridisasi. Orientasi orbital hibrid di ruang angkasa. sp-, sp 2 -, sp 3 - dan sp 3 d 2 - hibridisasi.

7. Berikan contoh pengaruh pasangan elektron non-ikatan (lone) terhadap stereokimia molekul.

8. Bagaimana posisi suatu unsur dalam PSEM mempengaruhi kestabilan hibridisasi orbital atom? Berikan contoh.

9. Tentukan jenis hibridisasi orbital atom pusat pada ion hidronium H 3 O + . Gambarlah bentuk geometris partikel ini.

10. Apa saja ciri-ciri mekanisme donor-akseptor pembentukan ikatan kovalen? Berikan contoh partikel yang mampu berperan sebagai donor dan akseptor pasangan elektron.

11. Faktor apa saja yang mempengaruhi energi ikatan kimia?

12. Susunlah senyawa-senyawa berikut menurut pertambahan panjang ikatannya: NaH, NaF, NaCl, NaBr.

13. Susunlah ikatan-ikatan berikut menurut kenaikan energinya: a) O-O; HAI = HAI; huuu; S-S; c)HF; HCl; H-Br; d) Li-H; Jadilah-H; BH; C-H.

14. Ikatan manakah yang lebih kuat: a) C-F atau C-Br; b) C=O atau C-O; c) O=O atau S=S?

15. Senyawa berikut manakah yang ikatan atom pusatnya jenuh: a) JIKA 3 ; JIKA 5 ; JIKA 7 ; b)Cl 2 O; ClO2; Kl 2 O 7 ?

16. Tentukan bilangan koordinasi atom aluminium dalam senyawa: a) Li; b) Tidak 3.

17. Susunlah ikatan kimia berikut berdasarkan kenaikan polaritasnya: Na-O; Na-F; Tidak.

18. Molekul HF, HCl, HBr, HI manakah yang mempunyai panjang dipol terpanjang?

19. Bagaimana perubahan polaritas suatu ikatan pada deret HF, HCl, HBr, HI?

20. Faktor apa saja yang mempengaruhi besarnya momen dipol molekul berikut: a) NH 3, b) PH 3, c) AsH 3? Molekul manakah yang mempunyai momen dipol terbesar?

21. Jenis ikatan apa yang terjadi pada molekul berikut: HCl, Cl 2 , RbCl, ClF?

22. Urutkan ion-ion berikut berdasarkan penurunan daya polarisasinya: Na + ; mg 2+ ; Al 3+ .

23. Susunlah ion-ion berikut berdasarkan kenaikan polarisasinya: F - ; Kl - ; Saudara - ;Saya - .

24. Dalam larutan air yang garamnya akan lebih terpolarisasi ikatan O-H dalam molekul air: NaCl; MgCl2; AlCl3? Mengapa?

25. Apa alasan peningkatan kekuatan asam hidrohalat yang diamati dengan meningkatnya nomor atom atom halogen?

26. Apa penyebab peningkatan kekuatan hidroksida unsur alkali dan alkali tanah, yang diamati dengan peningkatan muatan inti atom logam?

27. Mengapa asam sulfat lebih kuat dari asam sulfat?

28. Mengapa asam asetat CH 3 COOH jauh lebih lemah dibandingkan asam trifluoroasetat CF 3 COOH?

29. Tentukan berapa banyak ikatan σ- dan π yang terdapat pada molekul butadiena CH 2 CHCHCH 2?

Jawaban: 9 ikatan σ- dan 2 π.

30. Tentukan berapa banyak ikatan σ- dan π yang terdapat pada molekul vinil asetilena CHCCHCH 2?

Jawaban: 7 ikatan σ- dan 3 π.

31. Menguraikan prinsip-prinsip utama metode orbital molekul.

32. Apa perbedaan utama antara metode MO dan metode BC?

33. Tuliskan rumus elektronik dan berikan diagram molekul molekul nitrogen. Tentukan urutan ikatan dan tunjukkan karakteristik magnetik molekul.

34. Buatlah rumus elektronik dan berikan diagram molekul molekul fluor. Tentukan urutan ikatan dan tunjukkan karakteristik magnetik molekul.

35. Buatlah rumus elektronik dan berikan diagram molekul dari molekul oksida nitrat (II). Tentukan urutan ikatan dan tunjukkan karakteristik magnetik molekul.

36. Jelaskan dari sudut pandang metode orbital molekul peningkatan energi ikat pada deret fluor, oksigen, nitrogen.

37. Bagaimana energi ikatan kimia berubah selama transisi dari F 2 ke dan?

38. Manakah dari molekul berikut yang tidak boleh ada: a) C 2, b) Li 2, c) Be 2, d) B 2?

39. Sifat fisik apa yang menjadi ciri logam?

40. Mendeskripsikan ciri-ciri ikatan kimia pada logam dan ciri-cirinya.

41. Apa penyebab perbedaan daya hantar listrik logam, semikonduktor, dan isolator?

42. Berikan contoh fenomena fisika yang menunjukkan adanya interaksi antara atom dan molekul netral.

43. Mendeskripsikan mekanisme terjadinya dan ciri-ciri interaksi van der Waals.

44. Jenis interaksi van der Waals apa yang dapat terjadi pada zat berikut: helium, metana, nitrogen, hidrogen bromida?

45. Jenis gaya van der Waals manakah yang mendominasi pada masing-masing zat berikut: O 2, H 2 O, OF 2?

46. ​​​​Jelaskan interaksi yang berkontribusi terhadap pembentukan ikatan hidrogen.

47. Jenis ikatan apa yang terjadi selama pembentukan ion H 3 O + dari proton dan molekul air?

48. Senyawa berikut manakah yang memungkinkan terjadinya ikatan hidrogen: SiH 4, HCOOH, CH 3 CH(NH 2)COOH, H 2 O 2, HCl?

49. Mengapa titik didih amonia NH 3 lebih tinggi dibandingkan titik didih fosfin PH 3?

50. Mengapa asam fluorida monobasa dapat membentuk garam asam, misalnya NaHF 2, tetapi asam klorida tidak membentuk senyawa serupa?

6.6. Tugas untuk kontrol saat ini dan menengah

1. Jelaskan istilah "tumpang tindih orbital atom".

2. Dapatkah kita mengatakan bahwa gas mulia He, Ne dan lain-lain terdiri dari molekul?

3. Mengapa asam klorida lebih kuat dari asam fluorida?

4. Apa alasan terbentuknya ikatan kimia? Efek energi apa yang menyertai proses ini?

5. Bagaimana perubahan kuat ikatan pada deret HF, HCl, HBr, HI? Nyatakan alasan perubahan ini.

6. Prediksikan ikatan mana yang lebih kuat: a) C - F atau C - Br; b) C = O atau C – O; c) O – O atau S – S.

7. Susunlah ikatan-ikatan berikut menurut kenaikan polaritasnya: Na – O, Na – F, Na – N.

8. Susunlah ikatan-ikatan berikut menurut kenaikan polaritasnya: a) H – F, H – C, H – H; b) P – S, Si – Cl, Al – Cl.

9. Berapakah jarak antara pusat inti atom dalam suatu molekul dan bagaimana pengaruhnya terhadap kekuatan ikatan kimia?

10. Mengapa dan bagaimana ukuran atom mempengaruhi panjang dan energi ikatan yang terbentuk di antara atom-atom tersebut?

11. Apa yang menjelaskan stabilitas yang lebih besar dari sistem dua atom terikat (misalnya H 2) dibandingkan dengan sistem dua atom bebas (2H)?

12. Apa yang menjelaskan kemampuan atom dari banyak unsur untuk membentuk sejumlah ikatan melebihi jumlah elektron tidak berpasangan dalam atomnya pada keadaan dasar?

13. Tunjukkan faktor-faktor yang berkontribusi terhadap hibridisasi orbital atom.

14. Jelaskan bagaimana atom karbon dengan dua elektron tidak berpasangan dapat menunjukkan kovalen empat?

15. Bandingkan mekanisme pembentukan ikatan kovalen pada molekul CH 4, NH 3 dan pada ion.

16. Berikan diagram tumpang tindih orbital atom pada molekul BeCl 2 dan BF 3.

17. Molekul HF, HCl, HBr, atau HI manakah yang mempunyai panjang dipol terpanjang?

18. Susunlah ikatan-ikatan berikut menurut kenaikan polaritasnya:

a) H – F, F – C, F – F;

b) C – N, B – O, Li – aku;

c) P – S, Si – Cl, Al – Cl

19. Urutkan berdasarkan kenaikan derajat ionisitas ikatan B – Cl, Na – Cl, Ca – Cl, Be – Cl.

20. Ikatan mana yang panjang dipol a) sama dengan nol; b) kurang dari panjang obligasi; c) sama dengan panjang ikatannya?

21. Sebutkan donor dan akseptor pada reaksi H 2 O + H + = H 3 O +.

22. Molekul berikut manakah yang mempunyai momen dipol terbesar: NH 3, PH 3, AsH 3, BH 3?

23. Ikatan apa yang disebut ikatan hidrogen? Bagaimana pengaruhnya terhadap sifat fisik suatu zat?

24. Perhatikan partikel dari sudut pandang metode MO. Mungkinkah partikel ini ada? Berapakah orde ikatan dan sifat kemagnetan partikel tersebut?

25. Perhatikan partikel dari sudut pandang metode MO. Mungkinkah partikel ini ada? Berapakah orde ikatan dan sifat kemagnetan partikel tersebut?

26. Perhatikan partikel dari sudut pandang metode MO. Mungkinkah partikel ini ada? Berapakah orde ikatan dan sifat kemagnetan partikel tersebut?

27. Perhatikan partikel dari sudut pandang metode MO. Mungkinkah partikel ini ada? Berapakah orde ikatan dan sifat kemagnetan partikel tersebut?

28. Perhatikan partikel dari sudut pandang metode MO. Mungkinkah partikel ini ada? Berapakah orde ikatan dan sifat kemagnetan partikel tersebut?

29. Perhatikan molekul dari sudut pandang metode MO. Berapakah orde ikatan dan sifat kemagnetan molekul tersebut?

30. Perhatikan molekul dari sudut pandang metode MO. Berapakah orde ikatan dan sifat kemagnetan molekul tersebut?

Bibliografi

1.Pirogov, A.I. Kimia umum: buku teks. tunjangan / A.I. Pirogov; Ivan. negara energi universitas. – Ivanovo, 2010. – 220 detik.

2.Pirogov, A.I., Kimia umum: metode pendidikan. manual terprogram/A.I. Pirogov, A.V. ionov; Ivan. negara energi universitas. – Ivanovo, 2012. – 76 detik.

3.Kantong plastik tugas untuk kontrol saat ini dan menengah: metode. pengembangan untuk siswa tahun pertama / I.M. Arefiev [dan lainnya]; diedit oleh A.I. Pirogov; Ivan. negara energi universitas. – Ivanovo, 2011. – 72 hal.

4.Metodis petunjuk pelaksanaan pekerjaan laboratorium kimia umum / V.K. Abrosimov [dan lainnya]; diedit oleh VC. Abrosimova; Ivan. negara energi universitas. – Ivanovo, 2000. – 44 hal.

5.Korovin, N.V. Kimia umum (gelar sarjana)/ N.V. Korovin. – edisi ke-13. – M.: Akademi, 2011. – 496 hal.

6. Tugas dan latihan kimia umum: buku teks. tunjangan / B.I. Adamson [dkk.] ; diedit oleh N.V. Korovina. – edisi ke-3. – M.: Lebih tinggi. sekolah, 2006. – 255 hal.

7.Korovin, N.V. Pekerjaan laboratorium dalam kimia: buku teks. manual untuk universitas/N. V. Korovin [dll.] – edisi ke-4 – M.: Lebih Tinggi. sekolah, 2007 – 256 hal.

8.Glinka, N.L. Kimia umum: buku teks. untuk bujangan / N.L. Glinka; di bawah. ed. V.A. Popkova, A.V. Babkova. – Edisi ke-19, direvisi. dan tambahan – M.: Yurayt, 2014. – 900 hal. – (Seri “Sarjana. Kursus dasar”).

9.Glinka, N.L. Tugas dan latihan kimia umum: pendidikan dan kerja praktek. manual untuk bujangan / N.L. Glinka; di bawah. ed. V.A.Popkova, A.V. Babkova. – edisi ke-14. – M.: Yurayt, 2014. – 236 hal. – (Seri “Sarjana. Kursus dasar”).

10.Glinka, N.L. Workshop kimia umum: buku teks. panduan untuk akademisi Gelar Sarjana / N.L. Glinka; di bawah. ed. V.A. Popkova, A.V. Babkova, O.V. Nesterova. – M.: Yurayt, 2014. – 248 hal. – (Seri “Sarjana. Kursus Akademik”).

11.Stepin, BD Penerapan sistem internasional satuan besaran fisika dalam kimia / B.D. Masuk. – M.: Lebih tinggi. sekolah, 1990. – 96 hal.

Metode orbital molekul berdasarkan asumsi bahwa elektron dalam suatu molekul terletak pada orbital molekul, mirip dengan orbital atom pada atom yang terisolasi. Setiap orbital molekul berhubungan dengan kumpulan bilangan kuantum molekul tertentu. Untuk orbital molekul, prinsip Pauli tetap berlaku, yaitu. Setiap orbital molekul tidak boleh mengandung lebih dari dua elektron dengan spin antiparalel.

Dalam kasus umum, dalam molekul poliatomik, awan elektron secara bersamaan dimiliki oleh semua atom, yaitu berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia multisenter. Dengan demikian, semua elektron dalam suatu molekul secara bersamaan menjadi milik seluruh molekul, dan bukan milik dua atom yang terikat. Karena itu, molekul dianggap sebagai satu kesatuan, dan bukan sebagai kumpulan atom individu.

Dalam sebuah molekul, seperti dalam sistem inti dan elektron apa pun, keadaan elektron dalam orbital molekul harus dijelaskan oleh fungsi gelombang yang sesuai. Dalam versi paling umum dari metode orbital molekul, fungsi gelombang elektron ditemukan dengan merepresentasikan orbital molekul sebagai kombinasi linier orbital atom(versi itu sendiri menerima nama singkatan “MOLCAO”).

Dalam metode MOLCAO diyakini fungsi gelombang kamu , sesuai dengan orbital molekul, dapat direpresentasikan sebagai jumlah:

kamu = с 1 kamu 1 + с 2 kamu 2 + ¼ + с n y n

dimana y i adalah fungsi gelombang yang mengkarakterisasi orbital atom yang berinteraksi;

c i adalah koefisien numerik, yang pengenalannya diperlukan karena kontribusi orbital atom yang berbeda terhadap total orbital molekul dapat berbeda.

Karena kuadrat fungsi gelombang mencerminkan kemungkinan menemukan elektron di titik mana pun di antara atom-atom yang berinteraksi, maka menarik untuk mengetahui bentuk fungsi gelombang molekuler yang seharusnya. Cara termudah untuk menyelesaikan pertanyaan ini adalah dalam kasus kombinasi fungsi gelombang orbital 1s dari dua atom identik:

kamu = c 1 kamu 1 + c 2 kamu 2

Karena untuk atom identik dengan 1 = c 2 = c, kita harus mempertimbangkan jumlahnya

kamu = c 1 (kamu 1 + kamu 2)

Konstan Dengan hanya mempengaruhi amplitudo fungsi, oleh karena itu, untuk mencari bentuk orbital, cukup mencari tahu berapa jumlahnya kamu 1 Dan kamu 2 .

Setelah menempatkan inti dua atom yang berinteraksi pada jarak yang sama dengan panjang ikatan dan menggambarkan fungsi gelombang orbital 1s, kita akan melakukan penambahannya. Ternyata tergantung pada tanda fungsi gelombangnya, penambahannya memberikan hasil yang berbeda-beda. Dalam hal menambahkan fungsi dengan tanda yang sama (Gbr. 4.15, a) nilainya kamu di ruang antar inti lebih besar dari nilainya kamu 1 Dan kamu 2 . Sebaliknya (Gbr. 4.15, b), total orbital molekul ditandai dengan penurunan nilai absolut fungsi gelombang di ruang antar inti dibandingkan dengan fungsi gelombang atom aslinya.

kamu 2

kamu 1

Beras. 4.15. Skema penambahan orbital atom selama pembentukan

mengikat (a) dan melonggarkan (b) MO

Karena kuadrat fungsi gelombang mencirikan probabilitas menemukan elektron di wilayah ruang yang sesuai, yaitu. kerapatan awan elektron, artinya pada penjumlahan fungsi gelombang versi pertama, kerapatan awan elektron di ruang antar inti meningkat, dan pada versi kedua menurun.

Dengan demikian, penambahan fungsi gelombang dengan tanda yang sama menyebabkan munculnya gaya tarik menarik inti bermuatan positif ke daerah antar inti yang bermuatan negatif dan terbentuknya ikatan kimia. Orbital molekul ini disebut menghubungkan , dan elektron yang terletak di atasnya adalah elektron ikatan .

Dalam kasus penambahan fungsi gelombang dengan tanda yang berbeda, gaya tarik-menarik setiap inti ke arah daerah antar inti melemah, dan gaya tolak menolak mendominasi - ikatan kimia tidak diperkuat, dan orbital molekul yang dihasilkan disebut melonggarkan (elektron yang terletak di atasnya adalah elektron anti ikatan ).

Mirip dengan orbital atom s-, p-, d-, f-, MO ditetapkan S- , P- , D- , orbital j . Orbital molekul yang timbul dari interaksi dua orbital 1s disebut: s-mengikat Dan S (dengan tanda bintang) - melonggarkan . Ketika dua orbital atom berinteraksi, dua orbital molekul selalu terbentuk - orbital ikatan dan antiikatan.

Transisi elektron dari orbital atom 1s ke orbital s, yang mengarah pada pembentukan ikatan kimia, disertai dengan pelepasan energi. Transisi elektron dari orbital 1s ke orbital s memerlukan energi. Akibatnya, energi orbital ikatan s lebih rendah, dan orbital ikatan s lebih tinggi daripada energi orbital atom 1s asli, yang biasanya digambarkan dalam bentuk diagram yang sesuai (Gbr. 4.16).

JSC MO JSC

Beras. 4.16. Diagram energi pembentukan MO molekul hidrogen

Seiring dengan diagram energi pembentukan orbital molekul, penampakan awan molekul yang diperoleh dengan tumpang tindih atau tolak menolak orbital atom yang berinteraksi juga menarik.

Di sini perlu diingat bahwa tidak semua orbital dapat berinteraksi, tetapi hanya orbital yang memenuhi persyaratan tertentu.

1. Energi orbital atom awal tidak boleh berbeda jauh satu sama lain - energinya harus sebanding besarnya.

2. Orbital atom harus mempunyai sifat simetri yang sama terhadap sumbu molekul.

Persyaratan terakhir mengarah pada fakta bahwa mereka dapat bergabung satu sama lain, misalnya, s – s (Gbr. 4.17, a), s – p x (Gbr. 4.17, b), р x – р x, tetapi tidak bisa s – p y, s – p z (Gbr. 4.17, c), karena dalam tiga kasus pertama, kedua orbital tidak berubah ketika diputar mengelilingi sumbu inti (Gambar 3.17 a, b), dan dalam kasus terakhir keduanya berubah tanda (Gambar 4.17, c). Hal ini menyebabkan, dalam kasus terakhir, saling mengurangi area tumpang tindih yang dihasilkan, dan hal ini tidak terjadi.

3. Awan elektron dari atom-atom yang berinteraksi harus tumpang tindih sebanyak mungkin. Artinya, misalnya, tidak mungkin menggabungkan orbital p x – p y , p x – p z, atau p y – p z yang tidak memiliki daerah yang tumpang tindih.

(a B C)

Beras. 4.17. Pengaruh simetri orbital atom terhadap kemungkinan

pembentukan orbital molekul: MO terbentuk (a, b),

tidak terbentuk (dalam)

Dalam kasus interaksi dua orbital s, orbital s dan s yang dihasilkan terlihat seperti berikut (Gbr. 3.18)

1 detik

hal 1

1 detik

+

Beras. 4.18. Skema penggabungan dua orbital 1s

Interaksi dua orbital p x juga menghasilkan ikatan s, karena ikatan yang dihasilkan diarahkan sepanjang garis lurus yang menghubungkan pusat atom. Orbital molekul yang dihasilkan masing-masing diberi nama s dan s; diagram pembentukannya ditunjukkan pada Gambar. 4.19.

Beras. 4.19. Skema penggabungan dua orbital p x

Dengan kombinasi orbital p y - p y atau p z - p z (Gbr. 4.20), orbital s tidak dapat terbentuk, karena daerah kemungkinan orbital yang tumpang tindih tidak terletak pada garis lurus yang menghubungkan pusat atom. Dalam kasus ini, terbentuk orbital p y - dan p z -, serta p - dan p - yang mengalami degenerasi (istilah "degenerasi" berarti dalam hal ini "sama dalam bentuk dan energi").

Beras. 4.20. Skema penggabungan dua orbital pz

Saat menghitung orbital molekul sistem poliatomik, hal ini mungkin juga muncul tingkat energi yang terletak di tengah-tengah antara orbital molekul ikatan dan antiikatan. Seperti MO dipanggil tidak mengikat .

Seperti pada atom, elektron dalam molekul cenderung menempati orbital molekul yang sesuai dengan energi minimum. Jadi, dalam molekul hidrogen, kedua elektron akan berpindah dari orbital 1s ke orbital ikatan s 1 s (Gbr. 4.14), yang dapat direpresentasikan dengan notasi rumus:

Seperti orbital atom, orbital molekul hanya dapat menampung tidak lebih dari dua elektron.

Metode MO LCAO tidak beroperasi dengan konsep valensi, tetapi memperkenalkan istilah “urutan”, atau “multiplisitas ikatan”.

Urutan komunikasi (P)sama dengan hasil bagi membagi selisih jumlah elektron ikatan dan antiikatan dengan jumlah atom yang berinteraksi, yaitu dalam kasus molekul diatomik, setengah dari perbedaan ini. Orde ikatan dapat bernilai bilangan bulat dan pecahan, termasuk nol (jika orde ikatan nol, sistem tidak stabil dan tidak terjadi ikatan kimia).

Oleh karena itu, dari sudut pandang metode MO, ikatan kimia dalam molekul H2 yang dibentuk oleh dua elektron ikatan harus dianggap sebagai ikatan tunggal, yang juga sesuai dengan metode ikatan valensi.

Jelas, dari sudut pandang metode MO, bahwa terdapat ion molekul H yang stabil. Dalam hal ini, satu elektron berpindah dari orbital atom 1s ke orbital molekul s 1 S, yang disertai dengan pelepasan energi dan pembentukan ikatan kimia dengan multiplisitas 0,5.

Dalam kasus ion molekul H dan He (mengandung tiga elektron), elektron ketiga sudah ditempatkan pada orbital antiikatan s (misalnya, He (s 1 S) 2 (s ) 1), dan orde ikatan pada ion tersebut didefinisikan sebagai 0,5. Ion-ion semacam itu ada, tetapi ikatan di dalamnya lebih lemah dibandingkan dengan molekul hidrogen.

Karena molekul He 2 hipotetis harus memiliki 4 elektron, mereka hanya dapat ditempatkan 2 pada orbital s 1 S - ikatan dan s - anti ikatan, yaitu. orde ikatannya nol, dan molekul diatomik helium, seperti gas mulia lainnya, tidak ada. Demikian pula molekul Be 2, Ca 2, Mg 2, Ba 2, dan seterusnya tidak dapat terbentuk.

Jadi, dari sudut pandang metode orbital molekul, dua orbital molekul terbentuk dari dua orbital atom yang berinteraksi: ikatan dan antiikatan. Untuk AO dengan bilangan kuantum utama 1 dan 2, pembentukan MO yang disajikan pada Tabel 1 dimungkinkan. 4.4.

Prasyarat munculnya metode

Secara kronologis, metode orbital molekul muncul lebih lambat daripada metode ikatan valensi, karena masih terdapat pertanyaan dalam teori ikatan kovalen yang tidak dapat dijelaskan dengan metode ikatan valensi. Mari kita lihat beberapa di antaranya.

Kedudukan utama metode ikatan valensi adalah hubungan antar atom dilakukan melalui pasangan elektron (penghubung awan dua elektron). Namun tidak selalu demikian. Dalam beberapa kasus, elektron individu berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia. Jadi, dalam ion molekuler H2+ komunikasi elektron tunggal. Metode ikatan valensi tidak dapat menjelaskan pembentukan ikatan satu elektron; metode ini bertentangan dengan posisi dasarnya.

Metode ikatan valensi juga tidak menjelaskan peran elektron tidak berpasangan dalam suatu molekul. Molekul yang memiliki elektron tidak berpasangan bersifat paramagnetik, yaitu. ditarik ke dalam medan magnet karena elektron yang tidak berpasangan menciptakan momen magnet permanen. Jika tidak ada elektron yang tidak berpasangan dalam molekul, maka molekul tersebut diamagnetik - mereka didorong keluar dari medan magnet. Molekul oksigen bersifat paramagnetik, memiliki dua elektron dengan putaran paralel, yang bertentangan dengan metode ikatan valensi. Perlu juga dicatat bahwa metode ikatan valensi tidak dapat menjelaskan sejumlah sifat senyawa kompleks - warnanya, dll.

Untuk menjelaskan fakta ini, metode orbital molekul diusulkan.

Prinsip dasar metode ini

Menurut metode orbital molekul, elektron dalam molekul didistribusikan dalam orbital molekul, yang, seperti orbital atom, dicirikan oleh energi (tingkat energi) dan bentuk tertentu. Berbeda dengan orbital atom, orbital molekul tidak mencakup satu atom saja, melainkan seluruh molekul, yaitu seluruh molekul. bersifat dua atau multisentris. Jika dalam metode ikatan valensi atom-atom molekul mempertahankan individualitas tertentu, maka dalam metode orbital molekul molekul tersebut dianggap sebagai suatu sistem tunggal.

Metode yang paling banyak digunakan dalam metode orbital molekul adalah kombinasi linier orbital atom. Dalam hal ini, beberapa aturan dipatuhi:

Persamaan Schrödinger karena suatu sistem molekul harus terdiri dari suku energi kinetik dan suku energi potensial untuk semua elektron sekaligus. Tetapi menyelesaikan satu persamaan dengan sejumlah besar variabel (indeks dan koordinat semua elektron) tidak mungkin dilakukan, sehingga konsep tersebut diperkenalkan. perkiraan satu elektron.

Pendekatan satu elektron mengasumsikan bahwa setiap elektron dapat dianggap bergerak dalam medan inti dan medan rata-rata elektron yang tersisa dalam molekul. Artinya semua orang Saya elektron dalam suatu molekul dijelaskan oleh fungsinya sendiri saya dan mempunyai energinya sendiri E saya. Sesuai dengan ini, untuk setiap elektron dalam suatu molekul, persamaan Schrödingernya sendiri dapat dibuat. Lalu untuk N elektron perlu diselesaikan N persamaan. Hal ini dilakukan dengan menggunakan metode kalkulus matriks dengan menggunakan komputer.

Saat menyelesaikan persamaan Schrödinger untuk sistem multisenter dan multielektron, diperoleh solusi dalam bentuk fungsi gelombang satu elektron - orbital molekul, energinya, dan energi elektronik seluruh sistem molekul secara keseluruhan.

Kombinasi linier orbital atom

Dalam pendekatan satu elektron, metode orbital molekul menggambarkan setiap elektron dengan orbitalnya sendiri. Sebagaimana atom mempunyai orbital atom, demikian pula suatu molekul mempunyai orbital molekul. Perbedaannya adalah orbital molekul bersifat multisenter.

Pertimbangkan sebuah elektron yang terletak di orbital molekul saya molekul netral, pada saat ia berada di dekat inti atom tertentu M. Di wilayah ruang ini, medan potensial terutama diciptakan oleh inti atom M dan elektron di dekatnya. Karena molekul secara keseluruhan bersifat netral, maka terjadi gaya tarik-menarik antara elektron yang bersangkutan dan beberapa inti lainnya N kira-kira dikompensasi oleh tolakan antara elektron yang bersangkutan dan elektron di dekat inti N. Artinya, di dekat inti, pergerakan elektron akan kira-kira sama seperti saat tidak ada atom lain. Oleh karena itu, dalam perkiraan orbital, orbital molekul saya dekat inti M harus serupa dengan salah satu orbital atom atom tersebut. Karena orbital atom hanya memiliki nilai signifikan di dekat intinya, kita dapat merepresentasikan orbital molekul secara kasar saya sebagai kombinasi linier orbital atom atom individu.

Untuk sistem molekul paling sederhana yang terdiri dari dua inti atom hidrogen, dengan memperhatikan 1 detik-Orbital atom menggambarkan pergerakan elektron dalam atom N, orbital molekul direpresentasikan sebagai:

Kuantitas c 1i Dan c 2i- koefisien numerik yang ditemukan oleh solusi Persamaan Schrödinger. Mereka menunjukkan kontribusi setiap orbital atom terhadap orbital molekul tertentu. Secara umum, koefisien mengambil nilai mulai dari -1 hingga +1. Jika dalam ekspresi untuk orbital molekul tertentu salah satu koefisiennya mendominasi, maka hal ini sesuai dengan fakta bahwa elektron, yang berada dalam orbital molekul tertentu, sebagian besar terletak di dekat inti tersebut dan dijelaskan terutama oleh orbital atom yang koefisiennya lebih besar. . Jika koefisien di depan orbital atom mendekati nol, hal ini berarti kecil kemungkinannya terdapat elektron di daerah yang dijelaskan oleh orbital atom tersebut. Dalam arti fisisnya, kuadrat koefisien-koefisien ini menentukan probabilitas menemukan elektron di wilayah ruang dan energi yang dijelaskan oleh orbital atom tertentu.

Dalam metode LCAO, untuk pembentukan orbital molekul yang stabil, energi orbital atom harus berdekatan satu sama lain. Selain itu, simetrinya harus tidak jauh berbeda. Ketika kedua persyaratan ini terpenuhi, nilai koefisiennya harus mendekati, dan ini, pada gilirannya, memastikan tumpang tindih maksimum awan elektron. Ketika orbital atom ditambahkan, orbital molekul terbentuk, yang energinya berkurang relatif terhadap energi orbital atom. Orbital molekul ini disebut menghubungkan. Fungsi gelombang yang berhubungan dengan orbital ikatan diperoleh dengan menjumlahkan fungsi gelombang dengan tanda yang sama. Dalam hal ini, kerapatan elektron terkonsentrasi di antara inti, dan fungsi gelombang bernilai positif. Dengan mengurangkan orbital atom, energi orbital molekul meningkat. Orbital ini disebut melonggarkan. Kerapatan elektron dalam hal ini terletak di belakang inti, dan di antara keduanya adalah nol. Fungsi gelombang pada kedua awan elektron yang terbentuk mempunyai tanda yang berlawanan, terlihat jelas dari diagram pembentukan orbital ikatan dan antiikatan.

Ketika orbital atom salah satu atom, karena perbedaan energi atau simetri yang besar, tidak dapat berinteraksi dengan orbital atom atom lain, ia masuk ke dalam diagram energi orbital molekul molekul dengan energi yang sesuai dengannya. atom. Orbital jenis ini disebut tidak mengikat.

Klasifikasi orbital

Klasifikasi orbital menjadi σ atau π dihasilkan sesuai dengan simetri awan elektronnya. σ Orbital - memiliki simetri awan elektron sehingga rotasinya mengelilingi sumbu yang menghubungkan inti sebesar 180° menghasilkan orbital yang bentuknya tidak dapat dibedakan dari orbital aslinya. Tanda fungsi gelombang tidak berubah. Kapan π -orbital, bila diputar 180°, tanda fungsi gelombang berubah menjadi sebaliknya. Oleh karena itu S-elektron atom, ketika berinteraksi satu sama lain, hanya dapat terbentuk σ -orbital, dan tiga (enam) P-orbital atom - satu σ- dan dua π -orbital, dan σ -orbital muncul selama interaksi hal x orbital atom, dan π -orbital - setelah interaksi hal y Dan hal. Molekuler π -orbital diputar 90° relatif terhadap sumbu inti.

Untuk membedakan orbital ikatan dan antiikatan satu sama lain, serta asal usulnya, digunakan notasi berikut. Orbital ikatan dilambangkan dengan singkatan "st", terletak di kanan atas setelah huruf Yunani yang masing-masing menunjukkan orbital, dan antiikatan "razr". Notasi lain telah diadopsi: orbital antiikatan ditandai dengan tanda bintang, dan orbital ikatan tanpa tanda bintang. Setelah penunjukan orbital molekul, dituliskan penunjukan orbital atom yang menjadi asal muasal molekul tersebut, misalnya, π razr 2 hal y. Artinya orbital molekul π -tipe, mengendur, dibentuk oleh interaksi 2 hal y- orbital atom.

Posisi orbital atom pada skala energi ditentukan oleh nilai energi ionisasi atom, yang berhubungan dengan perpindahan elektron yang dijelaskan oleh orbital ini ke jarak yang sangat jauh. Energi ionisasi ini disebut energi ionisasi orbital. Jadi, untuk atom oksigen, jenis ionisasi dimungkinkan ketika sebuah elektron dikeluarkan 2p- atau dengan 2 detik-subkulit elektronik.

Posisi orbital molekul dalam diagram energi juga ditentukan berdasarkan perhitungan kimia kuantum dari struktur elektronik molekul. Untuk molekul kompleks, jumlah tingkat energi orbital molekul pada diagram energi besar, namun untuk masalah kimia tertentu seringkali penting untuk mengetahui energi dan komposisi tidak semua orbital molekul, tetapi hanya orbital yang paling “sensitif” terhadap pengaruh eksternal. Orbital ini merupakan orbital molekul yang mengandung elektron dengan energi tertinggi. Elektron-elektron ini dapat dengan mudah berinteraksi dengan elektron-elektron molekul lain, dikeluarkan dari orbital molekul tertentu, dan molekul tersebut akan masuk ke keadaan terionisasi atau dimodifikasi karena rusaknya beberapa ikatan atau pembentukan ikatan lainnya. Orbital molekul ini merupakan orbital molekul yang terisi paling tinggi. Mengetahui jumlah orbital molekul (sama dengan jumlah total seluruh orbital atom) dan jumlah elektron, tidak sulit untuk menentukan nomor seri HOMO dan, dengan demikian, dari data perhitungan, energi dan komposisinya. Selain itu, yang paling penting untuk mempelajari masalah kimia adalah orbital molekul bebas terendah, yaitu. berikutnya sejalan dengan HOMO pada skala energi, tetapi orbital molekulnya kosong. Orbital lain yang energinya berdekatan dengan HOMO dan LUMO juga penting.

Orbital molekul dalam molekul, seperti orbital atom dalam atom, dicirikan tidak hanya oleh energi relatif, tetapi juga oleh bentuk total awan elektron tertentu. Mirip dengan bagaimana atom memiliki S-, R-, D-, ... orbital, orbital molekul paling sederhana yang memberikan ikatan hanya antara dua pusat (orbital molekul dua pusat), dapat berupa σ -, π -, δ -, ... semacam itu. Orbital molekul dibagi menjadi beberapa jenis tergantung pada simetri apa yang dimilikinya relatif terhadap garis yang menghubungkan inti atom relatif terhadap bidang yang melewati inti molekul, dll. Hal ini mengarah pada fakta bahwa awan elektron dari orbital molekul terdistribusi di luar angkasa dengan cara yang berbeda.

σ -orbital adalah orbital molekul yang simetris terhadap rotasi di sekitar sumbu inti. Wilayah dengan kerapatan elektron meningkat σ -Orbital molekul didistribusikan sepanjang sumbu ini. Orbital molekul tersebut dapat dibentuk oleh orbital atom apa pun dari orbital atom dengan simetri apa pun. Pada gambar, bagian fungsi gelombang yang bertanda negatif ditandai dengan arsiran; bagian lainnya bertanda positif.	π -orbital adalah orbital molekul yang antisimetris terhadap rotasi di sekitar sumbu inti. Wilayah dengan kerapatan elektron meningkat π -Orbital molekul didistribusikan di luar sumbu antar inti. Orbital molekul π -simetri terbentuk ketika ada tumpang tindih khusus R-, D- Dan F-orbital atom.	δ -orbital adalah orbital molekul yang antisimetris terhadap pemantulan pada dua bidang yang saling tegak lurus melalui sumbu inti. δ -Orbital molekul dibentuk oleh tumpang tindih khusus D- Dan F-orbital atom. Awan elektron dari data orbital molekul didistribusikan terutama di luar sumbu antar inti.

Arti fisik dari metode ini

Untuk sistem lain termasuk k orbital atom, maka orbital molekul dengan pendekatan metode LCAO akan dituliskan dalam bentuk umum sebagai berikut:

Untuk memahami arti fisis dari pendekatan ini, mari kita ingat fungsi gelombang Ψ sesuai dengan amplitudo proses gelombang yang mencirikan keadaan elektron. Seperti diketahui, ketika, misalnya, gelombang suara atau elektromagnetik berinteraksi, amplitudonya bertambah. Seperti dapat dilihat, persamaan di atas untuk penguraian orbital molekul menjadi orbital atom komponennya setara dengan asumsi bahwa amplitudo “gelombang elektron” molekul (yaitu, fungsi gelombang molekul) juga dibentuk oleh penambahan amplitudo interaksi “gelombang elektron” atom (yaitu, penambahan fungsi gelombang atom). Namun dalam hal ini, di bawah pengaruh medan gaya inti dan elektron atom tetangga, fungsi gelombang setiap elektron atom berubah dibandingkan dengan fungsi gelombang awal elektron tersebut dalam atom yang terisolasi. Dalam metode LCAO, perubahan ini diperhitungkan dengan memasukkan koefisien c iμ, di mana indeks Saya mendefinisikan orbital molekul tertentu, dan indeks cμ- orbital atom tertentu. Jadi, ketika mencari fungsi gelombang molekul, yang ditambahkan bukanlah amplitudo aslinya, melainkan amplitudo yang diubah - c iμ ·ψ μ.

Cari tahu apa bentuk fungsi gelombang molekuler Ψ 1, terbentuk sebagai hasil interaksi fungsi gelombang ψ 1 Dan ψ 2 - 1 detik-orbital dari dua atom yang identik. Untuk melakukan ini, kami menemukan jumlahnya c 11 ·ψ 1 + c 12 ψ 2. Dalam hal ini, kedua atom yang bersangkutan adalah identik, begitu pula koefisiennya dari 11 Dan dari 12 ukurannya sama ( dari 11 = dari 12 = c 1) dan masalahnya adalah menentukan jumlahnya c 1 (ψ 1 + ψ 2). Karena koefisien konstan c 1 tidak mempengaruhi bentuk fungsi gelombang molekul yang diinginkan, tetapi hanya mengubah nilai absolutnya, kita akan membatasi diri untuk mencari jumlahnya (ψ 1 + ψ 2). Untuk melakukan ini, kita menempatkan inti atom yang berinteraksi pada jarak satu sama lain (R), di mana mereka berada dalam molekul, dan menggambarkan fungsi gelombang 1 detik-orbital atom-atom ini (Gambar A).

Untuk mencari fungsi gelombang molekul Ψ 1, jumlahkan nilainya ψ 1 Dan ψ 2: Hasilnya adalah kurva yang ditunjukkan pada (Gambar B). Seperti dapat dilihat, pada ruang antar inti terdapat nilai fungsi gelombang molekul Ψ 1 lebih besar dari nilai fungsi gelombang atom aslinya. Tetapi kuadrat fungsi gelombang mencirikan kemungkinan menemukan elektron di wilayah ruang yang sesuai, yaitu kepadatan awan elektron. Artinya peningkatan Ψ 1 dibandingkan dengan ψ 1 Dan ψ 2 Artinya dengan terbentuknya orbital molekul maka kerapatan awan elektron di ruang antar inti meningkat. Akibatnya, ikatan kimia terbentuk. Oleh karena itu, orbital molekul dari jenis yang dipertimbangkan disebut menghubungkan.

Dalam hal ini, daerah dengan kerapatan elektron yang meningkat terletak di dekat sumbu ikatan, sehingga orbital molekul yang dihasilkan termasuk dalam σ -jenis. Menurut ini, orbital molekul ikatan dihasilkan dari interaksi dua atom 1 detik-orbital, dilambangkan σ 1s St.

Elektron yang terletak pada orbital molekul ikatan disebut elektron ikatan.

Pertimbangkan orbital molekul lainnya Ψ 2. Karena simetri sistem, diasumsikan bahwa koefisien di depan orbital atom dalam persamaan orbital molekul Ψ 2 = c 21 ·ψ 1 + c 22 ψ 2 harus sama dalam modulus. Tapi kemudian mereka harus berbeda satu sama lain dengan tanda: dari 21 = - dari 22 = c 2.

Artinya, kecuali jika tanda kontribusi kedua fungsi gelombang sama, hal ini juga dapat terjadi jika tanda kontribusinya sama. 1 detik-Orbital atom berbeda. Dalam hal ini (Gambar (A))kontribusi 1 detik-orbital atom satu atom positif dan atom lainnya negatif. Ketika fungsi gelombang ini ditambahkan, diperoleh kurva yang ditunjukkan pada gambar. (B). Orbital molekul yang terbentuk selama interaksi tersebut dicirikan oleh penurunan nilai absolut fungsi gelombang di ruang antar inti dibandingkan dengan nilainya pada atom aslinya: bahkan titik simpul muncul pada sumbu ikatan, di mana nilai dari fungsi gelombang, dan akibatnya, kuadratnya, berubah menjadi nol. Artinya dalam hal ini kerapatan awan elektron pada ruang antar atom juga akan berkurang. Akibatnya gaya tarik-menarik setiap inti atom yang arahnya menuju wilayah ruang antar inti akan lebih lemah dibandingkan dengan arah yang berlawanan, yaitu. akan timbul gaya-gaya yang menyebabkan saling tolak menolak inti-inti tersebut. Oleh karena itu, di sini tidak terjadi ikatan kimia; orbital molekul yang terbentuk dalam hal ini disebut melonggarkan σ 1s *, dan elektron di atasnya adalah elektron anti ikatan.

Transfer elektron dari atom 1 detik-orbital menjadi orbital molekul ikatan, menyebabkan terbentuknya ikatan kimia, disertai dengan pelepasan energi. Sebaliknya, transfer elektron dari atom 1 detik-orbital per orbital molekul antiikatan memerlukan pengeluaran energi. Oleh karena itu, energi elektron pada orbital σ 1s St di bawah, dan di orbital σ 1s * lebih tinggi dibandingkan nuklir 1 detik-orbital. Secara kasar dapat diasumsikan bahwa selama masa transisi 1 detik-elektron dilepaskan ke orbital molekul ikatan sebanyak energi yang diperlukan untuk mentransfernya ke orbital molekul antiikatan.

Urutan komunikasi

Dalam metode orbital molekul, kuantitas - urutan komunikasi. Urutan obligasi, tidak seperti multiplisitas obligasi, dapat mengambil nilai non-integer. Urutan ikatan dalam molekul diatomik biasanya ditentukan oleh jumlah elektron ikatan yang terlibat dalam pembentukannya: dua elektron ikatan berhubungan dengan ikatan tunggal, empat elektron ikatan berhubungan dengan ikatan rangkap, dan seterusnya. Dalam hal ini, elektron antiikatan mengkompensasi pengaruh jumlah elektron ikatan yang sesuai. Jadi, jika suatu molekul memiliki 6 elektron ikatan dan 2 elektron antiikatan, maka kelebihan jumlah elektron ikatan dibandingkan jumlah elektron antiikatan adalah empat, yang berhubungan dengan pembentukan ikatan rangkap. Oleh karena itu, dari sudut pandang metode orbital molekul, ikatan kimia dalam molekul hidrogen yang dibentuk oleh dua elektron ikatan harus dianggap sebagai ikatan sederhana.

Untuk unsur periode pertama, orbital valensinya adalah 1 detik-orbital. Kedua orbital atom ini membentuk dua σ -Orbital molekul - ikatan dan antiikatan. Mari kita perhatikan struktur elektronik ion molekul H2+. Ia memiliki satu elektron, yang akan menempati elektron yang lebih menguntungkan S-orbital ikatan. Sesuai dengan aturan penghitungan multiplisitas ikatan, maka akan sama dengan 0,5, dan karena ion memiliki satu elektron tidak berpasangan, H2+ akan mempunyai sifat paramagnetik. Struktur elektronik ion ini akan ditulis dengan analogi dengan struktur elektronik atom sebagai berikut: σ 1s St. Munculnya elektron kedua S-Orbital ikatan akan menghasilkan diagram energi yang menggambarkan molekul hidrogen, peningkatan multiplisitas ikatan hingga kesatuan dan sifat diamagnetik. Peningkatan multiplisitas ikatan akan menyebabkan peningkatan energi disosiasi molekul jam 2 dan jarak antar inti yang lebih pendek dibandingkan dengan ion hidrogen.

Molekul diatomik Bukan 2 tidak akan ada, karena empat elektron yang ada dalam dua atom helium akan ditempatkan pada orbital ikatan dan orbital pelepasan, sehingga multiplisitas ikatan menjadi nol. Tapi pada saat yang sama ion Dia2+ akan stabil dan multiplisitas obligasi di dalamnya akan menjadi 0,5. Sama seperti ion hidrogen, ion ini juga memiliki sifat paramagnetik.

Unsur-unsur periode kedua memiliki empat orbital atom lagi: 2s, 2рx, 2рy, 2рz, yang akan mengambil bagian dalam pembentukan orbital molekul. Perbedaan Energi 2 detik- Dan 2p-Orbitalnya besar, dan tidak akan berinteraksi satu sama lain untuk membentuk orbital molekul. Perbedaan energi ini akan meningkat saat Anda berpindah dari elemen pertama ke elemen terakhir. Sehubungan dengan hal tersebut, maka struktur elektronik molekul homonuklir diatomik unsur-unsur periode kedua akan digambarkan oleh dua diagram energi yang berbeda urutan susunannya. σ St 2px Dan π St 2p y,z. Dengan kedekatan energi relatif 2 detik- Dan 2p-orbital yang diamati pada awal periode, termasuk atom nitrogen, elektron berada di atasnya σ resolusi 2 detik Dan σ St 2px-orbital, saling tolak menolak. Itu sebabnya π St 2p y- Dan π St 2p z-orbital ternyata lebih menguntungkan secara energetik daripada σ St 2px-orbital. Gambar tersebut menunjukkan kedua diagram. Sejak partisipasi 1 detik-elektron dalam pembentukan ikatan kimia tidak signifikan, mereka dapat diabaikan dalam deskripsi elektronik dari struktur molekul yang dibentuk oleh unsur-unsur periode kedua.

Periode kedua sistem dibuka oleh litium dan berilium, yang hanya mengandung tingkat energi eksternal S-elektron. Untuk unsur-unsur ini, diagram orbital molekul tidak akan berbeda dengan diagram energi molekul dan ion hidrogen dan helium, satu-satunya perbedaan adalah bahwa untuk unsur-unsur tersebut, diagram tersebut dibuat dari 1 detik-elektron, dan Li 2 Dan Ve 2- dari 2 detik-elektron. 1 detik-elektron litium dan berilium dapat dianggap tidak terikat, mis. milik atom individu. Di sini pola yang sama akan diamati pada perubahan tatanan ikatan, energi disosiasi, dan sifat magnetik. Dan dia Li2+ memiliki satu elektron tidak berpasangan yang terletak di σ St 2s-orbital - ion bersifat paramagnetik. Munculnya elektron kedua pada orbital ini akan menyebabkan peningkatan energi disosiasi molekul Li 2 dan peningkatan multiplisitas ikatan dari 0,5 menjadi 1. Sifat magnetik akan bersifat diamagnetik. Ketiga S-elektron akan ditempatkan pada ukuran σ-orbital, yang akan membantu mengurangi multiplisitas ikatan menjadi 0,5 dan, sebagai konsekuensinya, menurunkan energi disosiasi. Ion paramagnetik memiliki struktur elektronik ini Jadilah 2+. Molekul Ve 2, sebaik Bukan 2, tidak dapat ada karena urutan komunikasi nol. Untuk molekul-molekul ini, jumlah elektron ikatan sama dengan jumlah elektron antiikatan.

Seperti dapat dilihat dari gambar, ketika orbital ikatan terisi, energi disosiasi molekul meningkat, dan dengan munculnya elektron pada orbital antiikatan, energi tersebut berkurang. Rangkaian ini diakhiri dengan molekul yang tidak stabil Tidak 2. Gambar tersebut juga menunjukkan bahwa pelepasan elektron dari orbital antiikatan menyebabkan peningkatan multiplisitas ikatan dan, sebagai konsekuensinya, peningkatan energi disosiasi dan penurunan jarak antar inti. Ionisasi suatu molekul yang disertai dengan pelepasan elektron ikatan memberikan efek sebaliknya.

Saat menggunakan metode orbital molekul, berbeda dengan metode ikatan valensi, diasumsikan bahwa setiap elektron berada dalam medan semua inti. Dalam hal ini, ikatan belum tentu dibentuk oleh sepasang elektron. Misalnya, ion H 2+ terdiri dari dua proton dan satu elektron. Terdapat gaya tolak menolak antara dua proton (Gbr. 30), dan gaya tarik menarik antara masing-masing proton dan sebuah elektron. Partikel kimia terbentuk hanya jika tolakan timbal balik proton dikompensasi oleh daya tariknya terhadap elektron. Hal ini dimungkinkan jika elektron terletak di antara inti - di daerah pengikatan (Gbr. 31). Jika tidak, gaya tolak-menolak tidak akan dikompensasi oleh gaya tarik-menarik - elektron dikatakan berada di daerah anti ikatan, atau anti ikatan.

Orbital molekul dua pusat

Metode orbital molekul menggunakan konsep orbital molekul (mirip dengan orbital atom pada atom) untuk menggambarkan distribusi kerapatan elektron dalam suatu molekul. Orbital molekul adalah fungsi gelombang elektron dalam molekul atau partikel kimia poliatomik lainnya. Setiap orbital molekul (MO), seperti orbital atom (AO), dapat ditempati oleh satu atau dua elektron. Keadaan elektron di daerah ikatan dijelaskan oleh orbital molekul ikatan, dan di daerah antiikatan dijelaskan oleh orbital molekul antiikatan. Distribusi elektron antar orbital molekul mengikuti aturan yang sama seperti distribusi elektron antar orbital atom dalam atom terisolasi. Orbital molekul dibentuk oleh kombinasi orbital atom tertentu. Jumlah, energi, dan bentuknya dapat disimpulkan dari jumlah, energi, dan bentuk orbital atom penyusun molekul.

Dalam kasus umum, fungsi gelombang yang berhubungan dengan orbital molekul dalam molekul diatomik direpresentasikan sebagai jumlah dan selisih fungsi gelombang orbital atom, dikalikan dengan beberapa koefisien konstan yang memperhitungkan bagian orbital atom masing-masing. atom dalam pembentukan orbital molekul (tergantung pada keelektronegatifan atom):

φ(AB) = s 1 ψ(A) ± s 2 ψ(B)

Metode penghitungan fungsi gelombang satu elektron ini disebut “orbital molekul dalam pendekatan kombinasi linier orbital atom” (MO LCAO).

Jadi, ketika ion H 2 + atau molekul hidrogen H 2 terbentuk dari dua S-orbital atom hidrogen membentuk dua orbital molekul. Salah satunya mengikat (ditunjuk σ st), yang lain melonggarkan (σ*).

Energi orbital ikatan lebih rendah dibandingkan energi orbital atom yang digunakan untuk membentuknya. Elektron yang menempati orbital molekul ikatan terletak terutama di ruang antara atom-atom yang terikat, yaitu. di wilayah yang disebut mengikat. Energi orbital antiikatan lebih tinggi daripada energi orbital atom asal. Populasi orbital molekul antiikatan dengan elektron membantu melemahkan ikatan: penurunan energinya dan peningkatan jarak antar atom dalam molekul. Elektron molekul hidrogen, yang dimiliki oleh kedua atom yang terikat, menempati orbital ikatan.

Kombinasi R-orbital mengarah ke dua jenis orbital molekul. Di antara dua R-orbital atom-atom yang berinteraksi diarahkan sepanjang garis ikatan, terbentuk orbital ikatan σ St - dan anti ikatan σ*. Kombinasi R-orbital yang tegak lurus terhadap garis ikatan menghasilkan dua orbital π ikatan dan dua orbital π* anti ikatan. Dengan menggunakan aturan yang sama ketika mengisi orbital molekul dengan elektron seperti ketika mengisi orbital atom pada atom yang terisolasi, seseorang dapat menentukan struktur elektronik molekul diatomik, misalnya O 2 dan N 2 (Gbr. 35).

Dari distribusi elektron melintasi orbital molekul, orde ikatan (ω) dapat dihitung. Dari jumlah elektron yang terletak pada orbital ikatan, kurangi jumlah elektron yang terletak pada orbital antiikatan dan bagi hasilnya dengan 2 N(berdasarkan N koneksi):

= / 2 N

Dari diagram energi terlihat jelas bahwa untuk molekul H 2 ω = 1.

Metode orbital molekul memberikan nilai orde ikatan kimia yang sama dengan metode ikatan valensi untuk molekul O2 (ikatan rangkap) dan N2 (ikatan rangkap tiga). Pada saat yang sama, ini memungkinkan nilai tatanan komunikasi non-integer. Hal ini diamati, misalnya, ketika ikatan dua pusat dibentuk oleh satu elektron (dalam ion H2+). Dalam hal ini ω = 0,5. Besarnya tatanan ikatan secara langsung mempengaruhi kekuatannya. Semakin tinggi orde ikatannya, semakin besar energi ikatannya dan semakin pendek panjangnya:

Keteraturan perubahan urutan, energi dan panjang ikatan dapat ditelusuri dengan menggunakan contoh molekul dan ion molekul oksigen.

Kombinasi orbital dua atom berbeda untuk membentuk molekul hanya mungkin terjadi jika energinya dekat, dan orbital atom dari atom dengan keelektronegatifan lebih besar selalu terletak lebih rendah pada diagram energi.

Misalnya, ketika molekul hidrogen fluorida terbentuk, kombinasi 1 tidak mungkin terjadi S-Atom hidrogen AO dan 1 S-AO atau 2 S-AO atom fluor, karena energinya sangat berbeda. Energi terdekat 1 S-Atom hidrogen AO dan 2 P-AO dari atom fluor. Kombinasi orbital-orbital ini menyebabkan munculnya dua orbital molekul: ikatan σ ikatan dan anti ikatan σ*.

Sisa 2 R-orbital atom fluor tidak dapat bergabung dengan 1 S-AO atom hidrogen, karena mereka memiliki simetri yang berbeda relatif terhadap sumbu antar inti. Mereka membentuk π 0 -MO non-ikatan yang memiliki energi yang sama dengan 2 aslinya R-orbital atom fluor.

Tidak berpartisipasi dalam LCAO S-orbital atom fluor membentuk nonikatan σ 0 -MOs. Pendudukan orbital nonikatan oleh elektron tidak mendorong atau mencegah pembentukan ikatan dalam suatu molekul. Saat menghitung pesanan obligasi, kontribusinya tidak diperhitungkan.

Orbital molekul multisenter

Dalam molekul multisenter, orbital molekul bersifat multisenter, artinya orbital tersebut merupakan kombinasi linier dari orbital semua atom yang terlibat dalam pembentukan ikatan. Dalam kasus umum, orbital molekul tidak terlokalisasi, yaitu kerapatan elektron yang berhubungan dengan setiap orbital kurang lebih terdistribusi secara merata ke seluruh volume molekul. Namun, dengan menggunakan transformasi matematis, dimungkinkan untuk memperoleh orbital molekul terlokalisasi dengan bentuk tertentu yang sesuai dengan ikatan dua atau tiga pusat atau elektron bebas.

Contoh paling sederhana dari ikatan tiga pusat adalah ion molekul H3+. Dari ketiganya S-orbital atom hidrogen, terbentuk tiga orbital molekul: ikatan, nonikatan, dan antiikatan. Sepasang elektron menempati orbital ikatan. Ikatan yang dihasilkan adalah ikatan dua elektron dengan tiga pusat; pesanan obligasi adalah 0,5.

Partikel kimia yang mengandung elektron tidak berpasangan mempunyai sifat paramagnetik (berbeda dengan sifat diamagnetik partikel kimia yang semua elektronnya berpasangan). Semua zat yang terdiri dari partikel kimia dengan jumlah elektron ganjil, misalnya NO, bersifat paramagnetik. Metode orbital molekul memungkinkan untuk mengidentifikasi paramagnet di antara zat yang terdiri dari partikel kimia dengan jumlah elektron genap, misalnya O 2, yang dalam molekulnya dua elektron tidak berpasangan terletak pada dua orbital π* antiikatan.

Spesies kimia dengan elektron tidak berpasangan di orbital terluar disebut radikal bebas. Mereka memiliki paramagnetisme dan reaktivitas tinggi. Radikal anorganik dengan elektron tidak berpasangan terlokalisasi, mis. . N, . NH 2 biasanya berumur pendek. Mereka terbentuk selama fotolisis, radiolisis, pirolisis, dan elektrolisis. Suhu rendah digunakan untuk menstabilkannya. Radikal berumur pendek adalah partikel perantara dalam banyak reaksi.

3.4. Metode orbital molekul

Metode orbital molekul (MO) paling terlihat dalam model grafis kombinasi linier orbital atom (LCAO). Metode MO LCAO didasarkan pada aturan berikut.

1. Ketika atom mendekati jarak ikatan kimia, orbital molekul (AO) terbentuk dari orbital atom.

2. Jumlah orbital molekul yang dihasilkan sama dengan jumlah orbital atom awal.

3. Orbital atom yang energinya berdekatan saling tumpang tindih. Akibat tumpang tindih dua orbital atom, terbentuklah dua orbital molekul. Salah satunya memiliki energi yang lebih rendah dibandingkan dengan atom asli dan disebut menghubungkan , dan orbital molekul kedua memiliki energi lebih besar daripada orbital atom aslinya dan disebut melonggarkan .

4. Ketika orbital atom tumpang tindih, dimungkinkan untuk membentuk ikatan - (tumpang tindih sepanjang sumbu ikatan kimia) dan ikatan - (tumpang tindih pada kedua sisi sumbu ikatan kimia).

5. Orbital molekul yang tidak ikut serta dalam pembentukan ikatan kimia disebut tidak mengikat . Energinya sama dengan energi AO asli.

6. Satu orbital molekul (serta orbital atom) tidak boleh mengandung lebih dari dua elektron.

7. Elektron menempati orbital molekul dengan energi paling rendah (prinsip energi terkecil).

8. Pengisian orbital yang mengalami degenerasi (dengan energi yang sama) terjadi secara berurutan, masing-masing satu elektron.

Mari kita terapkan metode MO LCAO dan menganalisis struktur molekul hidrogen. Mari kita gambarkan tingkat energi orbital atom atom hidrogen asli pada dua diagram paralel (Gbr. 3.5).

Dapat dilihat bahwa terdapat perolehan energi dibandingkan dengan atom yang tidak terikat. Kedua elektron menurunkan energinya, yang sesuai dengan satuan valensi dalam metode ikatan valensi (ikatan dibentuk oleh sepasang elektron).
Metode LCAO MO memungkinkan penjelasan yang jelas tentang pembentukan ion dan , yang menyebabkan kesulitan dalam metode ikatan valensi. Satu elektron atom H berpindah ke orbital molekul ikatan-kation dengan perolehan energi (Gbr. 3.7).

Dalam anion, tiga elektron harus ditempatkan pada dua orbital molekul (Gbr. 3.8).

Jika dua elektron, setelah turun ke orbital ikatan, memberikan perolehan energi, maka elektron ketiga harus meningkatkan energinya. Namun, energi yang diperoleh oleh dua elektron lebih besar daripada energi yang hilang oleh satu elektron. Partikel seperti itu mungkin ada.
Diketahui bahwa logam alkali dalam bentuk gas ada dalam bentuk molekul diatomik. Mari kita coba verifikasi kemungkinan keberadaan molekul Li 2 diatomik menggunakan metode LCAO MO. Atom litium asli mengandung elektron pada dua tingkat energi - tingkat energi pertama dan kedua (1 S dan 2 S) (Gbr. 3.9).

Tumpang tindih identik 1 S-orbital atom litium akan menghasilkan dua orbital molekul (ikatan dan antiikatan), yang menurut prinsip energi minimum, akan ditempati seluruhnya oleh empat elektron. Perolehan energi yang dihasilkan dari transisi dua elektron ke orbital molekul ikatan tidak mampu mengkompensasi kehilangan energi ketika dua elektron lainnya bertransisi ke orbital molekul antiikatan. Itulah sebabnya hanya elektron pada lapisan elektron terluar (valensi) yang berkontribusi pada pembentukan ikatan kimia antar atom litium.
Valensi 2 tumpang tindih S-orbital atom litium juga akan mengarah pada pembentukannya
-orbital molekul ikatan dan satu orbital molekul antiikatan. Dua elektron terluar akan menempati orbital ikatan, memberikan perolehan energi bersih (faktor ikatan 1).
Dengan menggunakan metode LCAO MO, kami mempertimbangkan kemungkinan pembentukan molekul He 2 (Gbr. 3.10).

Dalam hal ini, dua elektron akan menempati orbital molekul ikatan, dan dua elektron lainnya akan menempati orbital antiikatan. Populasi dua orbital dengan elektron seperti itu tidak akan menghasilkan energi apa pun. Oleh karena itu, molekul He 2 tidak ada.
Dengan menggunakan metode LCAO MO, mudah untuk menunjukkan sifat paramagnetik molekul oksigen. Agar tidak mengacaukan gambar, kami tidak akan mempertimbangkan tumpang tindih 1 S-orbital atom oksigen pada lapisan elektron pertama (dalam). Mari kita pertimbangkan hal itu P-orbital lapisan elektron kedua (luar) dapat tumpang tindih dalam dua cara. Salah satunya akan tumpang tindih dengan yang serupa dengan pembentukan ikatan (Gbr. 3.11).

Dua lainnya P-AO tumpang tindih di kedua sisi sumbu X dengan terbentuknya dua ikatan (Gbr. 3.12).

Energi orbital molekul yang dirancang dapat ditentukan dari spektrum serapan zat di daerah ultraviolet. Jadi, antar orbital molekul molekul oksigen terbentuk akibat tumpang tindih P-AO, dua orbital degenerasi -ikatan (dengan energi yang sama) memiliki energi lebih rendah daripada orbital -ikatan, namun, seperti orbital *-antiikatan, mereka memiliki energi lebih rendah dibandingkan dengan orbital *-antiikatan (Gbr. 3.13).

Dalam molekul O 2, dua elektron dengan spin paralel berada dalam dua orbital molekul *-antiikatan yang mengalami degenerasi (dengan energi yang sama). Kehadiran elektron tidak berpasangan inilah yang menentukan sifat paramagnetik molekul oksigen, yang akan terlihat jika oksigen didinginkan hingga menjadi cair.
Di antara molekul diatomik, salah satu yang terkuat adalah molekul CO. Metode MO LCAO memudahkan penjelasan fakta ini (Gbr. 3.14, lihat hal. 18).

Hasil tumpang tindih P-orbital atom O dan C merupakan pembentukan dua degenerasi
-orbital ikatan dan satu orbital ikatan. Orbital molekul ini akan menempati enam elektron. Oleh karena itu, banyaknya ikatan adalah tiga.
Metode LCAO MO dapat digunakan tidak hanya untuk molekul diatomik, tetapi juga untuk molekul poliatomik. Mari kita periksa, sebagai contoh, dalam kerangka metode ini, struktur molekul amonia (Gbr. 3.15).

Karena tiga atom hidrogen hanya memiliki tiga 1 S-orbital, maka jumlah orbital molekul yang terbentuk sama dengan enam (tiga orbital ikatan dan tiga antiikatan). Dua elektron atom nitrogen akan berakhir di orbital molekul non-ikatan (pasangan elektron bebas).

3.5. Bentuk geometris molekul

Ketika mereka berbicara tentang bentuk molekul, yang pertama-tama mereka maksud adalah susunan relatif dalam ruang inti atom. Masuk akal untuk membicarakan bentuk molekul jika molekul tersebut terdiri dari tiga atom atau lebih (dua inti selalu berada pada garis lurus yang sama). Bentuk molekul ditentukan berdasarkan teori tolakan pasangan elektron valensi (eksternal). Menurut teori ini, molekul akan selalu mengambil bentuk yang gaya tolak menolak pasangan elektron terluarnya minimal (prinsip energi minimum). Dalam hal ini perlu diperhatikan pernyataan-pernyataan teori tolakan berikut ini.

1. Pasangan elektron bebas mengalami tolakan paling besar.
2. Tolak-menolak antara pasangan mandiri dan pasangan yang berpartisipasi dalam pembentukan ikatan agak lebih kecil.
3. Tolakan paling kecil antara pasangan elektron yang berpartisipasi dalam pembentukan ikatan. Namun ini pun tidak cukup untuk memisahkan inti atom yang terlibat dalam pembentukan ikatan kimia hingga sudut maksimum.

Sebagai contoh, perhatikan bentuk senyawa hidrogen unsur-unsur periode kedua: BeH 2, BH 3, CH 4, C 2 H 4, C 2 H 2, NH 3, H 2 O.
Mari kita mulai dengan menentukan bentuk molekul BeH 2. Mari kita gambarkan rumus elektroniknya:

dari sini jelas bahwa tidak ada pasangan elektron bebas dalam molekul. Akibatnya, untuk pasangan elektron yang menghubungkan atom, dimungkinkan untuk mendorong hingga jarak maksimum di mana ketiga atom berada pada garis lurus yang sama, yaitu. sudut HBeH adalah 180°.
Molekul BH 3 terdiri dari empat atom. Menurut rumus elektroniknya, ia tidak mengandung pasangan elektron bebas:

Molekul akan memperoleh bentuk sedemikian rupa sehingga jarak antara semua ikatan adalah maksimum, dan sudut antara ikatan-ikatan tersebut adalah 120°. Keempat atom akan berada pada bidang yang sama - molekulnya datar:

Rumus elektronik molekul metana adalah sebagai berikut:

Semua atom dalam suatu molekul tidak mungkin berada pada bidang yang sama. Dalam hal ini, sudut antara ikatan adalah 90°. Ada susunan atom yang lebih optimal (dari sudut pandang energi) - tetrahedral. Sudut antara ikatan dalam hal ini adalah 109°28".
Rumus elektronik etena adalah:

Secara alami, semua sudut antara ikatan kimia mempunyai nilai maksimum 120°.
Jelasnya, dalam molekul asetilena, semua atom harus berada pada garis lurus yang sama:

H:C:::C:H.

Perbedaan antara molekul amonia NH 3 dan semua molekul amonia sebelumnya adalah adanya pasangan elektron bebas pada atom nitrogen:

Seperti telah disebutkan, pasangan elektron yang terlibat dalam pembentukan ikatan ditolak lebih kuat dari pasangan elektron bebas. Pasangan elektron bebas terletak simetris terhadap atom hidrogen dalam molekul amonia:

Sudut HNH lebih kecil dari sudut HCH pada molekul metana (karena tolakan elektron yang lebih kuat).
Sudah ada dua pasangan elektron bebas dalam molekul air:

Hal ini disebabkan oleh bentuk sudut molekul:

Sebagai konsekuensi dari semakin kuatnya tolakan pasangan elektron bebas, sudut HOH bahkan lebih kecil dari sudut HNH pada molekul amonia.
Contoh di atas dengan jelas menunjukkan kemungkinan teori tolakan pasangan elektron valensi. Hal ini membuatnya relatif mudah untuk memprediksi bentuk banyak molekul anorganik dan organik.

3.6. Latihan

1 . Jenis obligasi apa yang dapat diklasifikasikan sebagai kimia?
2. Apa dua pendekatan utama dalam mempertimbangkan ikatan kimia yang Anda ketahui? Apa perbedaannya?
3. Menentukan valensi dan bilangan oksidasi.
4. Apa perbedaan antara ikatan kovalen sederhana, donor-akseptor, datif, logam, ionik?
5. Bagaimana klasifikasi ikatan antarmolekul?
6. Apa itu keelektronegatifan? Dari data apa keelektronegatifan dihitung? Apa yang dapat kita nilai dari keelektronegatifan atom yang membentuk ikatan kimia? Bagaimana keelektronegatifan atom suatu unsur berubah ketika berpindah dalam tabel periodik D.I.Mendeleev dari atas ke bawah dan dari kiri ke kanan?
7. Aturan apa yang harus diikuti ketika mempertimbangkan struktur molekul dengan metode MO LCAO?
8. Dengan menggunakan metode ikatan valensi, jelaskan struktur senyawa hidrogen suatu unsur
periode ke-2.
9. Energi disosiasi rangkaian molekul Cl 2 , Br 2 , I 2 berkurang (masing-masing 239 kJ/mol, 192 kJ/mol, 149 kJ/mol), tetapi energi disosiasi molekul F 2 (151 kJ/mol ) secara signifikan lebih kecil dibandingkan energi disosiasi molekul Cl 2, dan tidak sesuai dengan pola umum. Jelaskan fakta yang diberikan.
10. Mengapa, dalam kondisi normal, CO 2 berbentuk gas, dan SiO 2 berbentuk padat, H 2 O berbentuk cair,
dan H 2 S termasuk gas? Coba jelaskan keadaan agregasi zat.
11. Dengan menggunakan metode LCAO MO, jelaskan kemunculan dan ciri-ciri ikatan kimia pada molekul B 2, C 2, N 2, F 2, LiH, CH 4.
12. Dengan menggunakan teori tolakan pasangan elektron valensi, tentukan bentuk molekul senyawa oksigen unsur periode ke-2.