Помощничек
Главная | Обратная связь


Археология
Архитектура
Астрономия
Аудит
Биология
Ботаника
Бухгалтерский учёт
Войное дело
Генетика
География
Геология
Дизайн
Искусство
История
Кино
Кулинария
Культура
Литература
Математика
Медицина
Металлургия
Мифология
Музыка
Психология
Религия
Спорт
Строительство
Техника
Транспорт
Туризм
Усадьба
Физика
Фотография
Химия
Экология
Электричество
Электроника
Энергетика

КВАНТОВО-МЕХАНІЧНІ ОСНОВИ ТЕОРІЇ ХІМІЧНОГО ЗВ'ЯЗКУ



Сучасна теорія хімічного зв'язку ґрунтується на квантово-механічному розгляді молекули як системи, що складається з електронів і атомних ядер. Квантово-механічний підхід до вивчення хімічних систем базується на розв'язанні хвильово­го рівняння ервіна шредінгера НЧ'=Ві', де Н — оператор Гамільтона, Е — повна енергія системи, Ч* (грец. «пси») — хвильова функція.

Рівняння шредінгера описує енергію молекули будь-якої сполуки відповідно до хвильової функції, яка характеризує розподіл електронної густини в полі атом­них ядер. Розв'язання рівняння зводиться до знаходження хвильової функції Ч*, залежної від просторових координат і спінових змінних усіх електронів. Квадрат модуля хвильової функції І^р визначає імовірність виявлення електрона в «точці» простору, а сама функція Ч* описує орбіталь.

АТОМНІ ОРБІТАЛІ

Атомною орбіталлю (АО) називають ділянку простору, усередині якої імовірність знаходження електрона максимальна.

Відповідно до квантової теорії стан будь-якого електрона в атомі описується чотирма квантовими числами: п, l, т, s. Перші три числа характеризують атомну орбіталь: головне квантове число п визначає енергетичний рівень орбіталі, побічне квантове число l — геометричну форму орбіталі, магнітне квантове число т — орієнтацію різних атомних орбіталей у просторі. Спінове квантове число s описує обертання електрона навколо власної осі.

З курсу неорганічної хімії студентам відомі геометричні форми s-, р-, d-атомних орбіталей (рис. 3.1).


-Л^г

Орбіталь р-орбіталь скзрбіталь

Рис. 3.1. Геометрична форма s-, р-, d-атомних орбіталей

Атомні орбіталі s-типу мають сферичну симетрію. Існують три однакові за енергією р-АО гантелеподібної форми, які відрізняються одна від одної орієнта­цією в просторі: рх, р , рz (рис. 3.2).




Ру-орбіталь

рг-орбіталь

р^-орбіталь


Рис. 3.2. Орієнтація р-атомних орбіталей по осях координат



Глава 3


 


Ервін ШРЕДІНГЕР (1887-1961)

Австрійський фізик-теоретик. Один із творців квантової механіки. Розро­бив теорію руху мікрочастинок — хви­льову механіку, в основу якої поклав виведене ним (1926) хвильове рівнян­ня. Рівняння Шредінгера описує енер­гію молекули будь-якої хімічної спо­луки відповідно до хвильової функції, яка характеризує розподіл електронної густини в полі атомних ядер.

Лауреат Нобелівської премії з фізи­ки (1933, разом з П. Діраком).


Кожна р-орбіталь має вузлову ділянку, в якій імовірність перебування електрона дорівнює нулю. Існує п'ять атомних орбіта-лей d-типу з більш складною геометричною формою.

Відповідно до принципу Паулі на одній орбіталі може знаходитися не більше двох електронів, і ці електрони повинні мати про­тилежні спіни (умовно позначається ).

Заповнення атомних орбіталей електро­нами здійснюється в порядку зростання енер­гій: Ь < 2s < 2р < 3s < 3р < 4s < 3d і т. д.

Атомну орбіталь, не зайняту електронами, називають вакантною (умовно позначається

□)•

Відповідно до правила Гунда заповнення

орбіталей з однаковою енергією (так званих вироджених орбіталей) відбувається за таким порядком: спочатку кожна орбіталь заселяєть­ся одним електроном, і ці електрони повин­ні мати паралельні спіни, потім відбувається остаточне заповнення орбіталі електронами з антипаралельними спінами.

У табл. 3.1 наведені електронні конфігу­рації елементів, які найчастіше зустрічаються в органічній хімії.


Таблиця 3.1

Будова електронних оболонок атомів Гідрогену, Карбону, Нітрогену та Оксигену

 

 

 

Елемент Тип орбіталей Електронна конфігурація
1s 2s   у  
н І         І5
с и п і   І522522/
N и ТІ і І522522/
О и п II І І І522522/

Ковалентний зв'язок. Для опису ковалентного зв'язку з позицій квантової механіки використовують метод молекулярних орбіталей (МО) і валентних зв'язків (ВЗ). Обидва методи являють собою математичні прийоми наближеного розв'язання рівняння шредінгера стосовно молекули.

За методом ВЗ (теорія резонансу) ковалентний зв'язок розглядається як ре­зультат перекривання атомних орбіталей, які несуть по одному електрону з проти­лежними спінами. При цьому атомні орбіталі зберігають свою індивідуальність, а пара електронів локалізується в просторі між ядрами атомів. Застосування методу


хІмІЧниЙ ЗВ'яЗОК



ВЗ для опису молекули зводиться до складання максимальної кількості так званих резонансних структур і розгляду реальної молекули як гібрида цих структур.

Резонансними, або граничними, називають структури, які відрізняються тільки розташуванням електронів.

Наприклад, молекулу водню Н—Н можна зобразити як гібрид граничних структур Н+Н -—79 Н Н+ (79—-~ позначення резонансу). Теорія резонансу засто­совується здебільшого для якісної оцінки реакційної здатності органічних сполук.

У методі МО теж виходять з припущення, що ковалентний зв'язок утворюється внаслідок перекривання одноелектронних АО. Однак, на відміну від методу ВЗ, атомні орбіталі тут не зберігають своєї індивідуальності, а замість них утворюєть­ся така ж кількість орбіталей нового типу, названих молекулярними орбіталями (МО). З двох АО утворюється дві МО, з чотирьох — чотири, із шести — шість і т. д. Молекулярні орбіталі відрізняються від атомних тим, що електронні хмари оточують ядро вже не одного атома, а двох або кількох. Для утворення МО необ­хідно, щоб атомні орбіталі мали близькі енергії, однакову симетрію відносно лінії зв'язку в молекулі і достатню для перекривання довжину в просторі. На рис. 3.3 показана схема утворення ковалентного зв'язку в молекулі водню.


оо

а* (антизв'язуюча МО)

/ Л

С» ЛаО АоГ*Л

"\ 7

а (зв'язуюча МО)


а* (антизв'язуюча МО)

\

АО

АО

\

ст (зв'язуюча МО)


АпІп

Н—н

Рис. 3.3. Схема утворення ковалентного зв'язку Н—Н

як бачимо, перекривання двох атомних орбіталей приводить до утворення двох молекулярних орбіталей. Одну з них, що має нижчу енергію, ніж вихідні АО, називають зв'язуючою орбіталлю, другу, яка має вищу енергію, ніж АО, що її утво­рила, називають антизв'язуючою орбіталлю. Заповнення молекулярних орбіталей електронами відбувається аналогічно заповненню атомних, тобто за принципом Паулі і відповідно до правила Гунда. Спочатку електрони займають більш низькі за енергією зв 'язуючі орбіталі, що приводить до утворення хімічного зв'язку між атомами. Молекулярна антизв'язуюча орбіталь в основному стані залишається вакантною. її заповнення електронами відбувається при збудженні молекули, що призводить до послаблення зв'язку і розпаду молекули на атоми. Таким чином, за методом МО утворення ковалентного зв'язку уявляється як перехід двох електро­нів з атомних орбіталей на зв'язуючу молекулярну орбіталь.

Поряд зі зв'язуючими і антизв'язуючими МО існують незв 'язуючі молекулярні орбіталі, на яких розташовуються неподілені пари електронів.



Глава 3





©2015 studopedya.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.