วิธีวาเลนซ์บอนด์เทียบกับ Open Library - ห้องสมุดเปิดของข้อมูลการศึกษา

วิวัฒนาการของวิธีเวเลนซ์บอนด์

วิธีแก้ปัญหาโดยประมาณแรก สมการชโรดิงเงอร์สำหรับหนึ่งในโมเลกุลที่ง่ายที่สุด - โมเลกุลไฮโดรเจน - ถูกผลิตขึ้นในปี 1927 วี. เฮย์เลอร์และ เอฟ. ลอนดอน- ผู้เขียนเหล่านี้พิจารณาระบบของอะตอมไฮโดรเจนสองอะตอมที่ตั้งอยู่เป็นครั้งแรก ระยะทางไกลจากกัน ภายใต้เงื่อนไขนี้ สามารถนำมาพิจารณาได้เฉพาะปฏิสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนแต่ละตัวกับนิวเคลียส "ของตัวเอง" และปฏิกิริยาอื่น ๆ ทั้งหมด (การผลักกันของนิวเคลียสร่วมกัน การดึงดูดอิเล็กตรอนแต่ละตัวกับนิวเคลียส "ภายนอก" ปฏิสัมพันธ์ระหว่างอิเล็กตรอน) สามารถละเลยได้ . จากนั้นปรากฎว่าเป็นไปได้ที่จะแสดงการพึ่งพาฟังก์ชันคลื่นของระบบภายใต้การพิจารณาพิกัดและด้วยเหตุนี้จึงกำหนดความหนาแน่นของเมฆอิเล็กตรอนทั้งหมด (ความหนาแน่นของอิเล็กตรอน) ที่จุดใดก็ได้ในอวกาศ

ต่อไป ไกท์เลอร์และ ลอนดอนแนะนำว่าการพึ่งพาฟังก์ชันคลื่นกับพิกัดที่พบนั้นยังคงอยู่เมื่ออะตอมไฮโดรเจนเข้ามาใกล้กันมากขึ้น อย่างไรก็ตาม ในเวลาเดียวกัน ก็จำเป็นต้องคำนึงถึงปฏิสัมพันธ์เหล่านั้น (ระหว่างนิวเคลียส ระหว่างอิเล็กตรอน ฯลฯ) ซึ่งอาจละเลยได้เมื่ออะตอมถูกแยกออกจากกันอย่างมีนัยสำคัญ ปฏิกิริยาเพิ่มเติมเหล่านี้ถือเป็นการแก้ไข (“การรบกวน”) ต่อสถานะเริ่มต้นของอิเล็กตรอนในอะตอมไฮโดรเจนอิสระ

เป็นผลให้ได้สมการที่ทำให้สามารถค้นหาการพึ่งพาพลังงานศักย์ได้ อีระบบประกอบด้วยอะตอมไฮโดรเจน 2 อะตอมจากระยะไกล รระหว่างนิวเคลียสของอะตอมเหล่านี้ ปรากฎว่าผลการคำนวณขึ้นอยู่กับว่าการหมุนของอิเล็กตรอนที่มีปฏิสัมพันธ์นั้นเหมือนกันหรือตรงกันข้ามในเครื่องหมาย เมื่อการหมุนไปในทิศทางเดียวกัน การเข้าใกล้ของอะตอมจะทำให้พลังงานของระบบเพิ่มขึ้นอย่างต่อเนื่อง ในกรณีหลังนี้ การนำอะตอมเข้ามาใกล้กันนั้นจำเป็นต้องใช้พลังงาน ดังนั้นกระบวนการดังกล่าวกลับกลายเป็นว่าไม่เอื้ออำนวยต่อพลังงาน และไม่มีพันธะเคมีระหว่างอะตอมเกิดขึ้น ด้วยการหมุนแบบตรงข้าม การเข้าใกล้ของอะตอมไปยังระยะหนึ่งจะมาพร้อมกับพลังงานที่ลดลงของระบบ ที่ ร = ร 0ระบบมีพลังงานศักย์ต่ำที่สุด ได้แก่ อยู่ในสภาพที่มั่นคงที่สุด การนำอะตอมเข้ามาใกล้กันมากขึ้นอีกครั้งจะนำไปสู่การเพิ่มขึ้นของพลังงาน แต่นั่นหมายความว่าในกรณีของการหมุนของอิเล็กตรอนที่มีทิศทางตรงข้าม โมเลกุลจะถูกสร้างขึ้น เอช 2- ระบบที่เสถียรของอะตอมไฮโดรเจนสองอะตอมซึ่งอยู่ห่างจากกัน

การศึกษา พันธะเคมีระหว่างอะตอมไฮโดรเจนเป็นผลมาจากการแทรกซึม (“การทับซ้อนกัน”) ของเมฆอิเล็กตรอนที่เกิดขึ้นเมื่ออะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์เข้ามาใกล้กันมากขึ้น ผลจากการแทรกซึมนี้ ความหนาแน่นของประจุไฟฟ้าลบในพื้นที่ระหว่างนิวเคลียร์จึงเพิ่มขึ้น นิวเคลียสของอะตอมที่มีประจุบวกจะถูกดึงดูดไปยังบริเวณเมฆอิเล็กตรอนที่ทับซ้อนกัน แรงดึงดูดนี้มีชัยเหนือการผลักกันของอิเล็กตรอนที่มีประจุเหมือนกัน ดังนั้นผลลัพธ์ที่ได้คือโมเลกุลที่เสถียร

ดังนั้น การศึกษาจึงสรุปได้ว่าพันธะเคมีในโมเลกุลไฮโดรเจนเกิดขึ้นจากการก่อตัวของอิเล็กตรอนคู่หนึ่งซึ่งมีการหมุนตรงข้ามกันของอะตอมทั้งสอง ทฤษฎีพันธะเคมีที่พัฒนาขึ้นบนพื้นฐานนี้และสำหรับโมเลกุลที่ซับซ้อนมากขึ้นเรียกว่า วิธีเวเลนซ์บอนด์- จุดสำคัญคือเมื่อใดก็ตามที่เกิดพันธะเคมี การหมุนของคู่อิเล็กตรอนจะต้องตรงกันข้ามกัน ทั้งนี้เป็นไปตาม หลักการของเปาลีและเน้นย้ำว่าเมื่อมีการสร้างพันธะเคมี อิเล็กตรอนจะเคลื่อนเข้าสู่สถานะควอนตัมใหม่

การมีอยู่ของอิเล็กตรอนคู่เป็น "ตัวบ่งชี้" ของการมีอยู่ของพันธะเคมี แต่ไม่ใช่สาเหตุของการก่อตัว การศึกษาเหตุผลในการก่อตัวของพันธะเคมีได้แสดงให้เห็นว่าพลังงานของระบบสองอะตอมจะลดลงเมื่ออิเล็กตรอนมีแนวโน้มที่จะอยู่ในอวกาศระหว่างนิวเคลียร์มากขึ้น (ราวกับว่า "คงอยู่" ในบริเวณนี้) ความล่าช้านี้นำไปสู่การลดลงของพวกเขา พลังงานจลน์เป็นผลให้องค์ประกอบเชิงลบของพลังงานทั้งหมดของโมเลกุลมีอำนาจเหนือกว่าโมเลกุลจะมีเสถียรภาพหรือตามที่พวกเขากล่าวว่าเกิดพันธะเคมี

วิธีการสร้างพันธะเวเลนซ์เป็นคำอธิบายทางทฤษฎีเกี่ยวกับคุณสมบัติที่สำคัญที่สุดของพันธะโควาเลนต์ และทำให้สามารถเข้าใจโครงสร้างของโมเลกุลจำนวนมากได้ แม้ว่าวิธีนี้จะไม่กลายเป็นสากลและในบางกรณีไม่สามารถอธิบายโครงสร้างและคุณสมบัติของโมเลกุลได้อย่างถูกต้อง แต่ก็ยังมีบทบาทอยู่ บทบาทใหญ่ในการพัฒนาทฤษฎีกลศาสตร์ควอนตัมของพันธะเคมีและไม่ได้สูญเสียความสำคัญมาจนถึงทุกวันนี้ในความเข้าใจเชิงคุณภาพเกี่ยวกับธรรมชาติของพันธะเคมี

หลักการพื้นฐานของวิธีเวเลนซ์บอนด์

วิธีเวเลนซ์บอนด์อธิบายกลไกของการเกิดพันธะโควาเลนต์และขึ้นอยู่กับหลักการพื้นฐานต่อไปนี้:

1. พันธะเคมีระหว่างอะตอมสองอะตอมเกิดขึ้นผ่านคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันตั้งแต่หนึ่งคู่ขึ้นไป

อิเล็กตรอนทั้งสองของคู่อิเล็กตรอนทั่วไปถูกยึดไว้พร้อมกันด้วยนิวเคลียสสองตัว ซึ่งมีพลังมากกว่าอิเล็กตรอนแต่ละตัวที่อยู่ในสนามนิวเคลียส "ของตัวเอง" ของมันเอง

พันธะเคมีนี้มีศูนย์กลางสองจุด

ตัวอย่างเช่นแสดงถึงการก่อตัวของโมเลกุล ฉ 2โดยใช้เซลล์ควอนตัมระดับพลังงานภายนอก ( สูตรอิเล็กทรอนิกส์อะตอม เอฟ: 1 วินาที 2 2 วินาที 2 2p 5):

ในการสร้างพันธะเคมีกับอะตอมอื่น จะต้องแยกอิเล็กตรอนที่จับคู่จากระดับภายนอกของอะตอมออก (นึ่งแยกออกจากกัน) อะตอมจะเคลื่อนไปสู่สถานะเวเลนซ์ใหม่ การใช้พลังงานสำหรับกระบวนการกระตุ้นอะตอมดังกล่าวได้รับการชดเชยโดยพลังงานที่ปล่อยออกมาในระหว่างการก่อตัวของพันธะเคมี (ควรจำไว้ว่าความเป็นไปได้ของการกระตุ้นอะตอมนั้นถูกจำกัดด้วยจำนวนออร์บิทัลอิสระในระดับย่อยพลังงานที่สอดคล้องกัน ).

1. พันธะโควาเลนต์มีคุณสมบัติของความอิ่มตัวซึ่งเป็นผลมาจากการที่โมเลกุลมีองค์ประกอบที่เฉพาะเจาะจงมาก

ตัวอย่างเช่นเมื่อมีการก่อตัวของโมเลกุลมีเทน ช 4อิเล็กตรอนที่ไม่ได้รับการจับคู่ทั้งสี่ตัวของอะตอมคาร์บอนที่ถูกตื่นเต้นนั้นได้รวมตัวกับอิเล็กตรอนตัวหนึ่ง อะตอมไฮโดรเจน, เกิดพันธะโควาเลนต์ 4 ตัว; ในกรณีนี้โมเลกุลจะไม่สามารถสร้างคู่อิเล็กตรอนได้มากขึ้น ช.5, ช 6ฯลฯ ไม่มีอยู่จริง

(บันทึก:ปฏิกิริยาของสารประกอบที่มีเวเลนซ์อิ่มตัวซึ่งกันและกันเป็นไปได้ด้วยการก่อตัวของพันธะผู้บริจาคและผู้รับเพิ่มเติมหนึ่งหรือหลายอันตามกลไกพิเศษ)

1. พันธะโควาเลนต์พุ่งตรงไปในอวกาศ ซึ่งเป็นตัวกำหนดโครงสร้างเชิงพื้นที่ของโมเลกุล (คุณสมบัติทิศทาง)

ขึ้นอยู่กับว่าอิเล็กตรอนตัวใดทำการเชื่อมต่อ - ส-, พี-, ด-หรือ ฉ-อิเล็กตรอน พลังงานพันธะ ความยาวพันธะ และทิศทางในอวกาศมีความแตกต่างกันอย่างมีนัยสำคัญ

เมฆอิเล็กตรอนมีรูปร่างต่างกัน ดังนั้นการทับซ้อนกันจึงเกิดขึ้นได้หลายวิธี ดังนี้ σ- (ซิกมา) π- (พาย) และ δ การเชื่อมต่อ (เดลต้า)

หากการทับซ้อนของเมฆอิเล็กตรอนเกิดขึ้นตามเส้นที่เชื่อมนิวเคลียส ก็จะเป็นเช่นนั้น σ- การเชื่อมต่อ; ถ้าเมฆทับซ้อนกันนอกเส้นนี้ π- และ δ - การเชื่อมต่อ

หากมีคู่อิเล็กตรอนร่วมคู่หนึ่งปรากฏขึ้นระหว่างอะตอม (ปกติ σ- พันธบัตร) พันธบัตรดังกล่าวเรียกว่าเดี่ยวถ้ามีสองหรือมากกว่านั้นก็มีหลายรายการ: สองเท่าหรือสาม

ตัวอย่างเช่น, การก่อตัวของโมเลกุลไนโตรเจน ยังไม่มีข้อความ 2ดำเนินการโดยคู่อิเล็กตรอนร่วมสามคู่ สำหรับอะตอมไนโตรเจนแต่ละอะตอม พันธะที่ไม่จับคู่ 3 อันจะเกี่ยวข้องกับการก่อตัวของพันธะ ร-อิเล็กตรอน พุ่งไปในอวกาศสามมิติที่มุม 90 0 ซึ่งกันและกัน และจัดทิศทางตามแนวแกนตามลำดับ x, y, z(นี่คือคุณสมบัติ. ร- ระดับย่อยและ ร-ออร์บิทัลกำหนดโดยเลขควอนตัมแม่เหล็ก)

อะตอมไนโตรเจนสองอะตอมรวมกันเป็นโมเลกุล ยังไม่มีข้อความ 2สามารถสร้างอันหนึ่งได้ σ- การเชื่อมต่อ (เมฆที่วางตัวตามแนวแกนทับซ้อนกัน เอ็กซ์) และสอง π- การเชื่อมต่อ (เมฆที่วางตามแนวแกนทับซ้อนกัน ที่และ z).

การผสมพันธุ์ของออร์บิทัลของอะตอม

โครงสร้างของโมเลกุลขึ้นอยู่กับชนิดและคุณสมบัติของออร์บิทัลที่อะตอมมีไว้สำหรับการก่อตัวของพันธะเคมีเป็นหลัก แต่นอกเหนือจากปัจจัยนี้ โครงสร้างเชิงพื้นที่ของโมเลกุลยังได้รับอิทธิพลจากปรากฏการณ์ของการผสมข้ามวงโคจรด้วย

การผสมพันธุ์เรียกว่าการเกิดวงโคจรใหม่ที่มีรูปร่างเท่ากันและพลังงานจากวงโคจร ประเภทต่างๆ- ออร์บิทัลลูกผสมแบบผสมถูกแสดงตามอัตภาพในไดอะแกรม:

sp การผสมพันธุ์

จากหนึ่ง ส-orbitals และหนึ่ง ร-ออร์บิทัลเกิดเป็นออร์บิทัลลูกผสม 2 ออร์บิทัลผสม เอสพี-ประเภท หัน 180° สัมพันธ์กัน

ตัวอย่างเช่น:โมเลกุลมีรูปร่างเป็นเส้นตรง เเวน 2และ SnCl2กับ เอสพี- การผสมพันธุ์ของอะตอมเบริลเลียมและดีบุกตามลำดับ

sp 2 การผสมพันธุ์

จากหนึ่ง ส-orbitals และสอง ร- มีวงโคจร 3 วงเกิดขึ้น เอสพี 2- วงโคจรลูกผสมอยู่ในระนาบเดียวกันโดยทำมุม 120° ซึ่งกันและกัน

ทิศทางร่วมกันของทั้งสาม เอสพี 2-ไฮบริดออร์บิทัล - ตรีโกณมิติ แนวคิด เอสพี 2-hybridization ใช้เพื่ออธิบายโมเลกุลระนาบที่มีรูปร่างเป็นสามเหลี่ยม

ตัวอย่างเช่น:โมเลกุลอะลูมิเนียมฟลูออไรด์ เอ1เอฟ 3- การกระตุ้นของอะตอมอะลูมิเนียมจะมาพร้อมกับการนึ่ง ส 2- อิเล็กตรอนของระดับภายนอกบน พี-ระดับย่อย ดังนั้นการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของระดับภายนอกของอะตอมอะลูมิเนียมในสถานะตื่นเต้นจึงเป็นเช่นนั้น 3s 1 3p 2 เอสพี 2- วงโคจรของอะตอมอะลูมิเนียมที่ถูกครอบครองโดยอิเล็กตรอนจะถูกผสมและวางตัวในระนาบเดียวกันที่มุม 120° ซึ่งกันและกัน เมฆอิเล็กตรอนทั้งสามก้อนเป็นแบบลูกผสม พี-ออร์บิทัลซ้อนทับกับเมฆอิเล็กตรอน

- วงโคจรของอะตอมฟลูออรีน 3 อะตอม

sp 3 การผสมพันธุ์เอสพี 3 ส- การผสมข้ามพันธุ์จะเกิดขึ้นได้ถ้ามีคนรวมกัน ร-วงโคจรและสาม sp 3 การผสมพันธุ์-ออร์บิทัล; สี่ถูกสร้างขึ้น

ตัวอย่างเช่น:- วงโคจรแบบไฮบริดซึ่งไม่ได้มุ่งเน้นในระนาบเดียว แต่อยู่ในปริมาตรของจัตุรมุขและพุ่งจากศูนย์กลางของจัตุรมุขไปยังจุดยอดทั้ง 4 อัน มุมพันธะระหว่างพันธะเคมีทั้งสองคือ 109°28" ช 4โครงสร้างโมเลกุลมีเทน - อะตอมของคาร์บอนที่อยู่ในสถานะตื่นเต้นมีอิเล็กตรอนสี่ตัวที่ไม่ได้รับการจับคู่: หนึ่งตัวส- และสามพี- - อะตอมของคาร์บอนที่อยู่ในสถานะตื่นเต้นมีอิเล็กตรอนสี่ตัวที่ไม่ได้รับการจับคู่: หนึ่งตัวอิเล็กตรอนของไฮโดรเจนสี่อะตอมจะต้องไม่เท่ากัน อย่างไรก็ตาม มีการทดลองพบว่ามีพันธะทั้ง 4 อยู่ในโมเลกุล ช 4ความยาวและพลังงานเท่ากันทุกประการ และมุมระหว่างพันธะคือ 109°28" ดังนั้น ในโมเลกุล ช 4เกิดขึ้น sp 3 การผสมพันธุ์-ไฮบริด

กรณีที่ซับซ้อนมากขึ้นของการผสมข้ามพันธุ์ที่เกี่ยวข้อง ง-อิเล็กตรอน (เช่น เอสพี 3 วัน 2- การผสมพันธุ์)

ปรากฏการณ์การผสมพันธุ์ ได้แก่ การผสมทำให้ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนเท่ากันนั้นมีประโยชน์อย่างมากต่ออะตอม เนื่องจากออร์บิทัลลูกผสมซ้อนทับกันอย่างลึกกว่าและเกิดพันธะเคมีที่แข็งแกร่งขึ้น ต้นทุนพลังงานเล็กน้อยสำหรับการกระตุ้นอะตอมและการผสมข้ามพันธุ์ของออร์บิทัลนั้นมากกว่าการชดเชยด้วยพลังงานที่ปล่อยออกมาเมื่อเกิดพันธะเคมี มุมของพันธะถูกกำหนดโดยการพิจารณาถึงความสมมาตรและความเสถียรสูงสุด

ในออร์บิทัลลูกผสม เช่นเดียวกับในออร์บิทัลทั่วไป ไม่เพียงมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียว แต่ยังมีอิเล็กตรอนสองตัวด้วย ตัวอย่างเช่นสี่ sp 3 การผสมพันธุ์- วงโคจรลูกผสมของอะตอมออกซิเจน เกี่ยวกับทั้งสองมีอิเล็กตรอนคู่หนึ่ง และอีกสองตัวมีอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่หนึ่งตัว จากมุมมองสมัยใหม่ โครงสร้างของโมเลกุลของน้ำได้รับการพิจารณาโดยคำนึงถึงการผสมพันธุ์ของออร์บิทัลของอะตอม เกี่ยวกับและโครงสร้างจัตุรมุขของโมเลกุล น้ำโดยทั่วไป.

Valency ตามกลไกการแลกเปลี่ยนของวิธีการ

ความสามารถของอะตอมในการยึดหรือแทนที่อะตอมอื่นจำนวนหนึ่งเพื่อสร้างพันธะเคมีเรียกว่า ความจุ- ตามกลไกการแลกเปลี่ยนของวิธีพันธะเวเลนซ์ แต่ละอะตอมจะให้อิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่หนึ่งตัวเพื่อสร้างคู่อิเล็กตรอนร่วม (พันธะโควาเลนต์) การวัดเวเลนซ์เชิงปริมาณในกลไกการแลกเปลี่ยนของวิธีเวเลนซ์บอนด์คือจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ในอะตอมในพื้นดินหรือสถานะตื่นเต้นของอะตอม เหล่านี้คืออิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่ของเปลือกนอกของ - อะตอมของคาร์บอนที่อยู่ในสถานะตื่นเต้นมีอิเล็กตรอนสี่ตัวที่ไม่ได้รับการจับคู่: หนึ่งตัวและ พี-องค์ประกอบเปลือกภายนอกและเปลือกนอกของ ด-องค์ประกอบเปลือกภายนอกก่อนภายนอกและก่อนภายนอกของ ฉ-องค์ประกอบ

เมื่อพันธะเคมีเกิดขึ้น อะตอมสามารถเข้าสู่สถานะตื่นเต้นอันเป็นผลมาจากการแยกคู่ (หรือคู่) ของอิเล็กตรอนและการเปลี่ยนผ่านของอิเล็กตรอนหนึ่งตัว (หรือหลายอิเล็กตรอน เท่ากับจำนวนคู่ที่แยกจากกัน) เข้าสู่วงโคจรอิสระของเปลือกเดียวกัน

ตัวอย่างเช่น:การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของแคลเซียมในสถานะพื้นดินเขียนเป็น:

1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2

ตามกลไกการแลกเปลี่ยนของวิธีเวเลนซ์บอนด์ ความจุของมันคือศูนย์ บี=0- อะตอมแคลเซียมมีเปลือกที่สี่ ( n=4) มีที่ว่าง และสามวงโคจร เมื่ออะตอมเกิดความตื่นเต้น อิเล็กตรอนจะจับคู่กันและเป็นหนึ่งในนั้น 4ส-อิเล็กตรอนเข้าสู่อิสระ 4p-วงโคจร ความจุของแคลเซียมในสภาวะตื่นเต้นคือ 2 คือ เมื่อนึ่ง ความจุจะเพิ่มขึ้นสองหน่วย:

ต่างจากออกซิเจนและฟลูออรีนซึ่งคู่อิเล็กตรอนไม่สามารถแยกออกได้ เนื่องจากไม่มีออร์บิทัลว่างในเปลือกที่สอง คู่อิเล็กตรอนของซัลเฟอร์และอะตอมของคลอรีนสามารถจับคู่เป็นออร์บิทัลว่างได้ 3d- เปลือกย่อยตามลำดับ ซัลเฟอร์ นอกเหนือจากวาเลนซ์สถานะพื้นดิน 1 และ 2 แล้ว ยังมีวาเลนซ์ 4 และ 6 ในสถานะตื่นเต้น และคลอรีน นอกเหนือจากวาเลนซ์ 1 ในสถานะพื้นดินยังมีวาเลนซ์ 3, 5 และ 7 นิ้ว รัฐตื่นเต้น

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุบางชนิดในพื้นดินและสภาวะตื่นเต้น

องค์ประกอบ	สถานะภาคพื้นดิน					รัฐตื่นเต้น
	อิเล็กทรอนิกส์ การกำหนดค่า	เติมออร์บิทัล			วาเลนซ์	อิเล็กทรอนิกส์ การกำหนดค่า	เติมออร์บิทัล			วาเลนซ์
		ส	พี	ง			ส	พี	ง
ไฮโดรเจน	1 วินาที 1				1
ฮีเลียม	1 วินาที 2				0
เบริลเลียม	2 วินาที 2				0	2ส 1 2พี 1				2
คาร์บอน	2s 2 2p 2				1,2	2ส 1 2พี 3				1,2,4
ออกซิเจน	2s 2 2p 4				1,2
ฟลูออรีน	2s 2 2p 5				1
กำมะถัน	3s 2 3p 4				1,2	3s 1 3p 3 3d 2				1,2,4,6
คลอรีน	3s 2 3p 5				1	3s 1 3p 3 3d 3				1,3,5,7

อะตอมของคนส่วนใหญ่ ด-และ ฉ- องค์ประกอบบนเปลือกชั้นนอกในสถานะพื้นไม่มีอิเล็กตรอนที่ไม่ได้รับการจับคู่ ดังนั้นความจุของพวกมันในสถานะพื้นจึงเป็นศูนย์ แม้ว่าข้อเท็จจริงที่ว่าในเปลือกชั้นนอกก่อนชั้นนอก ด-และ ฉ-เปลือกย่อยประกอบด้วยอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ หลังไม่สามารถสร้างคู่อิเล็กตรอนกับอิเล็กตรอนของอะตอมอื่นได้เนื่องจากพวกมันถูกปิดโดยอิเล็กตรอนของเปลือกนอก เมื่ออะตอมถูกกระตุ้น อิเล็กตรอนที่จับคู่กันของเปลือกนอกจะเข้าสู่พันธะเคมีและเปิดเปลือกอิเล็กตรอนชั้นใน

ตัวอย่างเช่น:ความจุของเหล็กในสถานะพื้นเป็นศูนย์:

ในสภาวะตื่นเต้น ขาดการเชื่อมต่อเกิดขึ้น 4ส-คู่อิเล็กตรอน:

ความจุของเหล็กในสภาวะตื่นเต้นนั้นไม่เพียงแต่เป็นตัวกำหนดเท่านั้น 4ส-, 4p- แต่ยัง 3d- อิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ อย่างไรก็ตามมีคู่รัก 3d-อิเล็กตรอนไม่สามารถแยกออกจากกันได้เนื่องจากไม่มีออร์บิทัลว่างในเปลือกที่สาม ดังนั้นความจุสูงสุดของเหล็กคือ 6

ในออสเมียม เมื่อตื่นเต้น ไม่ใช่แค่ภายนอกเท่านั้น 6ส-อิเล็กตรอน แต่ยังอยู่ก่อนภายนอกด้วย 5วัน-อิเล็กตรอน เนื่องจากชั้นที่ 5 ยังคงมีอยู่ 5ฟ-ชั้นย่อยที่มีออร์บิทัลอิสระ ดังนั้นความจุสูงสุดของออสเมียมคือ 8:

ทฤษฎีกลศาสตร์ควอนตัมข้อแรกของพันธะสองอิเล็กตรอนคือทฤษฎีโมเลกุลไฮโดรเจน เสนอโดย W. G. Heitler และ F. London ในปี 1927 ทฤษฎีนี้ได้รับการพัฒนาในช่วงทศวรรษปี 1930 ได้รับการพัฒนาโดยแอล.ซี. พอลลิงและคนอื่นๆ ให้เป็นทฤษฎีที่ครอบคลุมของพันธะเคมีที่เรียกว่า โดยวิธีเวเลนซ์บอนด์ (VBC)

MBC ขึ้นอยู่กับข้อกำหนดต่อไปนี้:

• 1) พันธะโควาเลนต์เคมีเกิดขึ้นเนื่องจากการจับคู่ของอิเล็กตรอนอิสระสองตัวที่มีการหมุนตรงข้ามกันและอยู่ในอะตอมต่างกัน
• 2) เมื่อพันธะเคมีเกิดขึ้น วงโคจรของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์ทับซ้อนกัน ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนจะเพิ่มขึ้นในพื้นที่ระหว่างนิวเคลียร์ อะตอมจะถูกดึงดูดเข้าหากัน ซึ่งนำไปสู่การลดลงของพลังงานศักย์ของระบบเมื่อโมเลกุล ถูกสร้างขึ้น โดยพื้นฐานแล้วโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมที่เป็นส่วนประกอบจะยังคงอยู่ ยกเว้นเปลือกนอก
• 3) พันธะโควาเลนต์มุ่งตรงไปที่การทับซ้อนสูงสุดของออร์บิทัลอะตอม

พันธะเคมีทั้งหมดในโมเลกุลสามารถแสดงได้ในรูปของพันธะอิเล็กตรอนสองตัวที่มีศูนย์กลางคงที่ (เฉพาะที่) แต่ละพันธะดังกล่าวในไดอะแกรมจะแสดงด้วยเส้นสั้น และโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ของโมเลกุลดูเหมือนชุดของโครงร่างวาเลนซ์ (VC) ที่แตกต่างกัน ซึ่งเป็นเหตุผลว่าทำไมวิธีนี้จึงถูกเรียกว่า วิธีคู่อิเล็กตรอนที่มีการแปล

ดังนั้นไฮโดรเจนจึงเป็นระบบที่ประกอบด้วยอิเล็กตรอนสองตัวและโปรตอนสองตัว หากอะตอมไฮโดรเจนสองอะตอมถูกแยกออกจากกันด้วยระยะห่างที่แน่นอนใน MBC เมื่อสร้างฟังก์ชันคลื่นของอิเล็กตรอนของโมเลกุลพวกมันจะดำเนินการจากฟังก์ชันคลื่นของอิเล็กตรอนของอะตอมที่เป็นส่วนประกอบ มีการกำหนดฟังก์ชันคลื่นของอิเล็กตรอนของอะตอม H ที่แยกได้ กและ N b ถึง |/ L(1) และ |/ ข(2)ดังนั้นเราจึงได้นิพจน์สำหรับฟังก์ชันคลื่นของระบบโมเลกุล:

เนื่องจากอิเล็กตรอนอยู่ใน N.; แยกไม่ออกจึงไม่มีเหตุผลที่จะเชื่อว่าในโมเลกุลนี้อิเล็กตรอน 1 เป็นของนิวเคลียสของอะตอม Hl และอิเล็กตรอน 2 เป็นของนิวเคลียสของอะตอม Hd ผลก็คือการแจกแจงแบบผกผันก็มีแนวโน้มเช่นกัน ดังนั้นสมการ (4.1) จึงเทียบเท่ากับสมการ

จากข้อมูลของไฮต์เลอร์และลอนดอน ฟังก์ชันคลื่นของโมเลกุลไฮโดรเจนคือการรวมกันเชิงเส้นของฟังก์ชัน จี (และ |/. - -

นอกเหนือจากโครงสร้างโควาเลนต์ (I) สำหรับโมเลกุล H2 แล้ว เราสามารถสันนิษฐานได้ว่ามีโครงสร้างไอออนิกสองโครงสร้าง (II) และ (III) ซึ่งสามารถกำหนดลักษณะเฉพาะด้วยฟังก์ชันคลื่น / 3 และตามลำดับ / 4:

การมีอยู่ของโครงสร้าง (II) และ (III) เป็นไปได้โดยมีเงื่อนไขว่าอิเล็กตรอนถูกแทนที่เข้าหาอะตอม ก(I) และอะตอม ใน(III).

ฟังก์ชันคลื่นสำหรับโครงสร้างไอออนิกสามารถเขียนได้เป็น

ท้ายที่สุดแล้ว ฟังก์ชันคลื่นที่สมบูรณ์ของโมเลกุล H2 โดยคำนึงถึงโครงสร้างทั้งหมดสามารถแสดงได้เป็น

สมการ (4.5) คำนึงถึงโครงร่างเวเลนซ์ทั้งหมดสำหรับโมเลกุลไฮโดรเจนพร้อมกัน ดังนั้นฟังก์ชัน |/ 1b จึงแสดงถึงการซ้อนทับของโครงสร้าง (I), (II) และ (III) ดังนั้น แนวคิดเรื่องการสั่นพ้องจึงมีความสำคัญ: ถ้าโมเลกุลสามารถแสดงได้ด้วยโครงสร้างตั้งแต่สองโครงสร้างขึ้นไป, ต่างกันแค่การกระจายตัวของอิเล็กตรอนเท่านั้น, เหล่านั้น. โครงสร้าง, ซึ่งในนั้น นิวเคลียสของอะตอมจัดให้เท่าๆ กัน, จากนั้นเสียงก้องก็จะเป็นไปได้

โมเลกุลเป็นลูกผสมของโครงสร้างเหล่านี้และไม่สามารถแสดงอย่างใดอย่างหนึ่งได้อย่างน่าพอใจ โครงสร้างเรโซแนนซ์แต่ละโครงสร้างมีส่วนทำให้เกิดไฮบริดที่มีความเสถียรมากกว่าโครงสร้างใดๆ ที่มีส่วนร่วมในการสั่นพ้อง จำเป็นต้องคำนึงว่าแนวคิดเรื่องการสั่นพ้องเกิดขึ้นอันเป็นผลมาจากการสร้างฟังก์ชันคลื่นใน MWS

เมื่อเกิดพันธะ อิเล็กตรอนจะต้องอยู่ระหว่างนิวเคลียสของอะตอม กล่าวคือ ในบริเวณที่มีผลผูกพัน เมื่ออิเล็กตรอนอยู่นอกบริเวณพันธะ จะเรียกว่าแอนติบอดีหรือแอนติบอดี และไม่มีการสร้างพันธะ เนื่องจากในสถานะพันธะอิเล็กตรอนจะถูกดึงเข้าไปในบริเวณระหว่างนิวเคลียสและในสถานะแอนติบอดีพวกมันจะถูกผลักออกไป ฟังก์ชันคลื่น H 2 จะแสดงด้วย / + และฟังก์ชัน |/ อธิบายสถานะแอนติบอดี ดังนั้นสมการ (4.3) สามารถเขียนในรูปแบบของสองนิพจน์อิสระ:

จากสมการ (4.6) เห็นได้ชัดว่าการจัดเรียงพิกัดอิเล็กทรอนิกส์ (1) และ (2) ใหม่ไม่ส่งผลต่อเครื่องหมายของฟังก์ชัน |/ + ฟังก์ชันดังกล่าวเรียกว่าสมมาตร ในสมการ (4.7) การจัดเรียงพิกัดของอิเล็กตรอนใหม่ทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงในฟังก์ชัน μ/_ ดังนั้นฟังก์ชัน |/_ จึงเรียกว่าแอนติสมมาตร (รูปที่ 4.11)

ข้าว. 4.11.

ที่ |/ + อิเล็กตรอนในอะตอมจะมีคุณลักษณะเฉพาะด้วยเลขควอนตัมการหมุนที่แตกต่างกัน กล่าวคือ มีการหมุนแบบตรงกันข้าม ฟังก์ชันคลื่นสมมาตรและแอนติสมมาตรสอดคล้องกับการกระจายที่แตกต่างกันของเมฆอิเล็กตรอนใน H 2 ระหว่างนิวเคลียสของอะตอม ดังนั้นในฟังก์ชันคลื่นสมมาตร จะมีการหมุนของอิเล็กตรอนที่ขนานกัน ดังนั้นฟังก์ชันคลื่นของพวกมันจึงถูกรวมเข้าด้วยกัน (ดูสูตร (4.6)) ซึ่งในทางกลับกัน จะนำไปสู่การเพิ่มขึ้นของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนระหว่างนิวเคลียส ดังนั้น เมื่อ /+ เกิดขึ้น ก็จะมีการทับซ้อนกันของฟังก์ชันคลื่นอิเล็กตรอน หรืออย่างที่พวกเขาพูดกัน คือการทับซ้อนกันของเมฆอิเล็กตรอน

สำหรับฟังก์ชันคลื่นแอนติสมมาตร อิเล็กตรอนมีลักษณะการหมุนแบบขนาน ดังนั้นความหนาแน่นของอิเล็กตรอนที่ลดลงระหว่างนิวเคลียสของอะตอมจึงถูกสังเกต ซึ่งบ่งชี้ว่าไม่มีความเป็นไปได้ในการสร้างพันธะเคมี ในกรณีนี้ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนระหว่างนิวเคลียสจะลดลงเหลือศูนย์

เนื่องจากทฤษฎีพันธะเวเลนซ์มีพื้นฐานมาจากแนวคิดเรื่องการก่อตัว พันธะโควาเลนต์อันเป็นผลมาจากการทับซ้อนของออร์บิทัลของอะตอม ดังนั้นเกณฑ์ของการทับซ้อนเชิงบวกของออร์บิทัลของอะตอมจึงมีค่าพิเศษสำหรับการสร้างความเป็นไปได้ของการก่อตัวของพันธะ (ดูสูตร (4.6), (4.7))

วงโคจรเรียกว่า ทับซ้อนกัน,ถ้าอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์เข้ามาใกล้มากจนวงโคจรวงใดวงหนึ่งมีแอมพลิจูดที่มีนัยสำคัญในอวกาศร่วมกับอะตอมทั้งสอง จำนวนของการทับซ้อนกันอาจเป็นค่าบวกลบหรือศูนย์ขึ้นอยู่กับคุณสมบัติของออร์บิทัล (รูปที่ 4.12)

ค่าทับซ้อนที่เป็นบวกจะถูกสังเกตเมื่อบริเวณที่ทับซ้อนกันของออร์บิทัลทั้งสองมีเครื่องหมายเหมือนกัน ค่าทับซ้อนที่เป็นลบจะเกิดขึ้นหากบริเวณที่ทับซ้อนกันของวงโคจรทั้งสองมีเครื่องหมายตรงกันข้าม หากมีพื้นที่ซ้อนทับกันทั้งเชิงลบและบวกเท่ากันหมด โดยทั่วไปแล้วจะมีลักษณะการทับซ้อนเป็นศูนย์ ในพื้นที่

ข้าว. 4.12.

การทับซ้อนกันในเชิงบวก ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนระหว่างนิวเคลียสของอะตอมเพิ่มขึ้น ดังนั้นแรงดึงดูดของนิวเคลียสกับอิเล็กตรอนที่มีพันธะจึงมีชัยเหนือการผลักกันซึ่งกันและกันและปฏิกิริยาพันธะเกิดขึ้น

การทับซ้อนเชิงบวกของสองออร์บิทัลควรถือเป็นออร์บิทัลใหม่ที่เรียกว่า วงโคจรของโมเลกุล(มอ) เมื่อทับซ้อนกันเป็นลบ ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนระหว่างนิวเคลียสของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์กันจะลดลง ดังนั้นแรงผลักระหว่างนิวเคลียร์จึงเพิ่มขึ้น ส่งผลให้เกิดแรงผลักกันที่มากเกินไประหว่างอะตอมทั้งสอง เมื่อการทับซ้อนกันเป็นศูนย์ ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนระหว่างอะตอมก็จะไม่ลดลงหรือเพิ่มขึ้น ซึ่งส่งผลให้ไม่มีการผลักกันหรือแรงดึงดูดเพิ่มเติม ภาวะนี้เรียกว่า ปฏิสัมพันธ์ที่ไม่มีพันธะ

พื้นฐานของวิธี BC ได้รับการพัฒนาในปี 1927 โดย Walter Heitler ( ไฮท์เลอร์) และฟริตซ์ ลอนดอน ( ลอนดอน- อนุภาคแบบจำลองสำหรับวิธีนี้คือโมเลกุลไฮโดรเจน H2 เมื่อสร้างฟังก์ชันคลื่นของโมเลกุลในวิธีเวเลนซ์บอนด์ เชื่อกันว่า: 1) อะตอมในโมเลกุลคงความเป็นเอกเทศไว้ - อิเล็กตรอนแต่ละตัวอยู่ในนิวเคลียสของอะตอมของมันเอง 2) ฟังก์ชันคลื่นของอิเล็กตรอนของ รู้จักอะตอม A (YA) และอะตอม B (Y B) - อะตอมออร์บิทัล 3) เชื่อกันว่าอนุภาค (อิเล็กตรอนและนิวเคลียสของอะตอม) แยกไม่ออก

สมการชโรดิงเงอร์สำหรับโมเลกุลไฮโดรเจน มาสร้างสมการชโรดิงเงอร์สำหรับโมเลกุลไฮโดรเจนกันดีกว่า พลังงานศักย์ที่รวมอยู่ในนั้นรวมถึงผลรวมของพลังงานของปฏิกิริยาไฟฟ้าสถิตของอนุภาคทั้งหมดซึ่งกันและกัน (อิเล็กตรอนสองตัว -eและสองคอร์ + จ- จากรูป 3.3 เป็นที่ชัดเจนว่าพลังงานศักย์ทั้งหมดประกอบด้วยแง่บวกสองพจน์: พลังงานของการผลักกันของอิเล็กตรอนและนิวเคลียสระหว่างพวกมันกับพลังงานลบสี่อัน - พลังงานของการดึงดูดของอิเล็กตรอนต่อนิวเคลียส:

ที่ไหน รเอบี ; ร 12 – ระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของอะตอม A และ B และระหว่างอิเล็กตรอนตัวแรกและตัวที่สอง ร A1 ; ร A2 – ระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของอะตอม A และอิเล็กตรอนตัวแรกและตัวที่สอง ตามลำดับ ร B1 ; ร B2 – ระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของอะตอม B และอิเล็กตรอนตัวแรกและตัวที่สอง ตามลำดับ

ข้าว. แผนภาพ 3-3 ปฏิกิริยาระหว่างไฟฟ้าสถิตของอิเล็กตรอนและนิวเคลียสในโมเลกุลไฮโดรเจน

ดังนั้นสมการชโรดิงเงอร์สำหรับโมเลกุลไฮโดรเจนจึงมีรูปแบบ

โซลูชันการวิเคราะห์ สมการที่กำหนดเป็นไปไม่ได้ในทางปฏิบัติ ดังนั้นการหาพลังงานพันธะเคมี D อี(ร) และฟังก์ชันคลื่นอิเล็กตรอนซึ่งแสดงการกระจายตัวของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในโมเลกุลนั้นผลิตโดยวิธีประมาณ

ฟังก์ชันการประมาณค่าแรกเนื่องจากความน่าจะเป็นในการค้นหาอิเล็กตรอนในปริมาตรเบื้องต้นนั้นเป็นสัดส่วนกับฟังก์ชัน Y และตามเงื่อนไขของวิธี BC อะตอมจะคงวงโคจรของอะตอมไว้เมื่อสร้างพันธะ จากนั้นฟังก์ชันที่อธิบายการประมาณค่าแรก สถานะของอิเล็กตรอนในโมเลกุลไฮโดรเจนสามารถแสดงเป็นผลคูณของฟังก์ชันคลื่นของอิเล็กตรอนในอะตอมไฮโดรเจนที่แยกได้แต่ละตัว:

,

โดยที่ Y 1 เป็นฟังก์ชันที่อธิบายสถานะของอิเล็กตรอนในโมเลกุลไฮโดรเจน Y A (1) เป็นฟังก์ชันที่อธิบายสถานะของอิเล็กตรอน 1 ที่อยู่ในอะตอม A (Y 1s เป็นฟังก์ชันของสถานะพื้นของอะตอมไฮโดรเจน); Y B (2) เป็นฟังก์ชันที่อธิบายสถานะของอิเล็กตรอน 2 ที่อยู่ในอะตอม B (Y 1s)

เนื่องจากโดยพื้นฐานแล้วอิเล็กตรอนและนิวเคลียสของอะตอมไม่สามารถแยกความแตกต่างได้ จึงไม่มีความแตกต่างว่าอิเล็กตรอนและนิวเคลียสเหล่านี้จะอยู่ที่นิวเคลียสใดโดยเฉพาะ ดังนั้นจึงจำเป็นต้องสร้างฟังก์ชันที่สองขึ้นมา:

.

ฟังก์ชันแรกถือว่าอิเล็กตรอน 1 ตัวเป็นของอะตอม A และ 2 ตัวเป็นของอะตอม B ในทางกลับกัน ฟังก์ชันที่สองถือว่าอิเล็กตรอน 2 ตัวเป็นของอะตอม A และ 1 ตัวของอะตอม B ฟังก์ชันทั้งสองเป็นคำตอบของสมการชโรดิงเงอร์ เพื่อความง่ายในการนำเสนอ ปัจจัยการทำให้เป็นมาตรฐานจะถือว่ามีค่าเท่ากับหนึ่ง

การคำนวณโดยใช้ฟังก์ชันเหล่านี้อธิบายโมเลกุลไฮโดรเจนในเชิงคุณภาพได้อย่างถูกต้อง แต่ค่าพลังงานและความยาวพันธะแตกต่างอย่างมากจากค่าที่กำหนดจากการทดลอง

การประมาณฟังก์ชันคลื่นจริงที่แม่นยำยิ่งขึ้นคือการรวมกันเชิงเส้นของฟังก์ชันที่หนึ่งและที่สอง:

ความหมายทางกายภาพของฟังก์ชันทั้งสองนี้มีดังนี้: Y ส– ฟังก์ชันสมมาตร – สอดคล้องกับกรณีที่อิเล็กตรอนในโมเลกุลไฮโดรเจนมีจำนวนควอนตัมการหมุนของสัญญาณที่แตกต่างกัน – การหมุนของอิเล็กตรอนเป็นแบบตรงกันข้าม ย ก– ฟังก์ชั่นต่อต้านสมมาตร – อธิบายสถานะเมื่ออิเล็กตรอนทั้งสองมีจำนวนการหมุนเท่ากัน - การหมุนของอิเล็กตรอนจะขนานกัน

การเปลี่ยนแปลงพลังงานของระบบของอะตอมไฮโดรเจนที่มีปฏิสัมพันธ์กันสองอะตอมอธิบายได้ด้วยนิพจน์

– สำหรับฟังก์ชันสมมาตร

– สำหรับฟังก์ชันแอนติสมมาตร

ถาม– “อินทิกรัลคูลอมบ์” ซึ่งแสดงลักษณะการเปลี่ยนแปลงพลังงานของระบบอันเนื่องมาจากปฏิสัมพันธ์ทางไฟฟ้าสถิตของอิเล็กตรอนและนิวเคลียสซึ่งกันและกัน ฉัน– “การแลกเปลี่ยนอินทิกรัล” ซึ่งเป็นอินทิกรัลที่แสดงลักษณะการลดลงของพลังงานของระบบเนื่องจากอิเล็กตรอนแยกไม่ออก ส– “อินทิกรัลที่ทับซ้อนกัน” ซึ่งแสดงลักษณะการเปลี่ยนแปลงของพลังงานของระบบเนื่องจากการทับซ้อนกันของออร์บิทัลของอะตอม

เพื่ออธิบายความหมายทางกายภาพของปริพันธ์เหล่านี้ ให้เราวิเคราะห์นิพจน์ของมันกัน

"อินทิกรัลที่ทับซ้อนกัน"

แสดงลักษณะของพื้นที่ที่วงโคจรของอะตอมทับซ้อนกัน

"อินทิกรัลคูลอมบ์"

แสดงการเปลี่ยนแปลงพลังงานของระบบอันเป็นผลจากการผลักนิวเคลียสออกจากกัน (เทอมที่ 1 ของผลรวม) อิเล็กตรอน (เทอมที่ 2) และการดึงดูดของอิเล็กตรอนต่อนิวเคลียสของ “อะตอมที่ไม่ใช่ตัวเอง” ” (เงื่อนไขที่สามและสี่) อินทิกรัลสองตัวสุดท้ายมีค่าเท่ากัน เนื่องจากอะตอมเหมือนกัน ความหมายทางกายภาพของอินทิกรัลนั้นชัดเจน: y ฉัน 2 ดีวีเจ– ความน่าจะเป็นที่จะค้นพบ เจ-อิเล็กตรอนในปริมาตรเบื้องต้นของอวกาศ จ× ฉัน 2 ดีวีเจ– จำนวนค่าธรรมเนียม ตามกฎของคูลอมบ์ พลังงานของปฏิกิริยาระหว่างไฟฟ้าสถิตจะเป็นสัดส่วนโดยตรงกับผลคูณของขนาดของประจุ และเป็นสัดส่วนผกผันกับระยะห่างระหว่างประจุเหล่านั้น

พลังงานแรงดึงดูดของอิเล็กตรอนต่อนิวเคลียสของ “อะตอมของพวกมัน” คือพลังงานของอะตอมที่ไม่มีปฏิกิริยาโต้ตอบ ( อี 0) – ไม่ได้คำนึงถึงพลังงานพันธะเคมี (พลังงานทั้งหมดของโมเลกุลไฮโดรเจน อี= 2× อี 0 +ด อี(ร)).

"การแลกเปลี่ยนอินทิกรัล"

ส– “อินทิกรัลที่ทับซ้อนกัน”

“อินทิกรัลการแลกเปลี่ยน” นั้นคล้ายคลึงกับ “อินทิกรัลคูลอมบ์” แต่แทนที่จะเป็นกำลังสองของฟังก์ชันคลื่นสำหรับอิเล็กตรอนที่กำหนด กลับเป็นผลคูณของฟังก์ชันคลื่นของอะตอมที่แตกต่างกัน ซึ่งทำให้มีลักษณะค่อนข้างเป็นนามธรรม - “ไม่- ปฏิกิริยาระหว่างไฟฟ้าสถิตแบบคลาสสิก” พลังงานของระบบเปลี่ยนแปลงเนื่องจากอิเล็กตรอนแยกไม่ออกนั่นคือความเป็นไปได้ที่จะแทนที่อิเล็กตรอนตัวหนึ่งด้วยอีกตัวหนึ่งทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงพลังงานของระบบ

ในระยะทาง ร®¥ คูลอมบ์ ปริพันธ์การแลกเปลี่ยนและการทับซ้อนมีแนวโน้มเป็นศูนย์: ถาม®0, ฉัน®0 และ ส®0. ที่ระยะห่างใกล้กับความยาวพันธะ คูลอมบ์และอินทิกรัลการแลกเปลี่ยนจะเป็นลบ ถาม<0; ฉัน<0, причем ½ถาม½<½ฉัน½; ที่ ร®0 พวกมันกลายเป็นค่าบวก อินทิกรัลที่ทับซ้อนกันจะเป็นค่าบวกเสมอและน้อยกว่าความสามัคคี: 0 £ ส<1.

ในกรณีของฟังก์ชันสมมาตร (การหมุนของอิเล็กตรอนตรงกันข้าม) ขึ้นอยู่กับ D อี(ร) มีขั้นต่ำ (หลุมศักย์) และความหนาแน่นของอิเล็กตรอนระหว่างอะตอมเพิ่มขึ้น - พันธะเคมีเกิดขึ้นโมเลกุลมีเสถียรภาพ (รูปที่ 3.4)

		วาย เอ

ข้าว. 3-4 การพึ่งพาการเปลี่ยนแปลงพลังงานของโมเลกุลและการกระจายตัวของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในโมเลกุลไฮโดรเจนในกรณีที่อธิบายระบบสมมาตร (Y ส) และฟังก์ชันแอนติสมมาตร (Y ก)

ในกรณีของฟังก์ชันแอนติสมมาตร (การหมุนของอิเล็กตรอนขนานกัน) ค่าต่ำสุดในการพึ่งพา D อี(ร) หายไป ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนระหว่างนิวเคลียสเป็นศูนย์ - ไม่มีพันธะเกิดขึ้น

ตัวอย่าง.พลังงานและความยาวพันธะในโมเลกุลไฮโดรเจน ถูกกำหนดโดยการทดลองและคำนวณโดยคำนึงถึงปัจจัยต่างๆ ที่ทำให้ฟังก์ชันคลื่นมีรูปแบบที่ชัดเจนซับซ้อน:

จากแนวคิดที่พัฒนาขึ้นระหว่างการคำนวณโมเลกุลไฮโดรเจน เราได้จัดทำขึ้น หลักการพื้นฐาน(สมมุติฐาน) วิธีเวเลนซ์บอนด์ช่วยให้เราสามารถอธิบายการก่อตัวของพันธะเคมีโควาเลนต์ในโมเลกุลที่ซับซ้อนมากขึ้น:

1. พันธะเคมีเดี่ยวเกิดขึ้นจากอิเล็กตรอนคู่ที่มีการหมุนตรงข้ามกัน (ตรงกันข้าม)

2. คู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันจะถูกแปลเป็นภาษาท้องถิ่น (มีความเข้มข้น) ระหว่างอะตอมในทิศทางของการทับซ้อนกันสูงสุดของออร์บิทัลของอะตอม

3. พลังงานยึดเหนี่ยวถูกกำหนดโดยแรงของอันตรกิริยาไฟฟ้าสถิตระหว่างอิเล็กตรอนและนิวเคลียสเท่านั้น และขึ้นอยู่กับปริมาณของการทับซ้อนกันของวงโคจร

ดังนั้น จำนวนพันธะ (วาเลนซี) ที่อะตอมสามารถสร้างได้จึงถูกกำหนดโดยจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่ในระดับพลังงานภายนอกของอะตอมในพื้นดินหรือในสภาวะตื่นเต้น พันธะโควาเลนต์มีคุณสมบัติ ความอิ่มตัว(อะตอมสามารถสร้างพันธะโควาเลนต์เดี่ยวได้ในจำนวนจำกัด) พันธะเคมีโควาเลนต์มีคุณสมบัติ จุดสนใจ(ตำแหน่งในอวกาศของคู่อิเล็กตรอนทั่วไปถูกกำหนดโดยการวางแนวเชิงพื้นที่ของวงโคจรวาเลนซ์ที่ทับซ้อนกัน) อะตอมถูกจัดเรียงร่วมกันในลักษณะที่มีการทับซ้อนกันของเวเลนซ์ออร์บิทัลสูงสุด ในบรรดาพันธะทั้งสองนั้น พันธะที่มีการทับซ้อนกันของเวเลนซ์ออร์บิทัลมากกว่านั้นจะแข็งแกร่งกว่า

วิธีการผูกมัดวาเลนซ์

(วิธีวงจรวาเลนซ์) วิธีการแก้สมการชโรดิงเงอร์ทางอิเล็กทรอนิกส์โดยประมาณสำหรับระบบโมเลกุลหลายอิเล็กตรอน ตามแนวคิดเคมีสองศูนย์กลาง พันธะระหว่างอะตอมในโมเลกุลที่เกิดจากอิเล็กตรอนสองตัว แนวคิดเหล่านี้เป็นการสรุปทั่วไปของโมเลกุลโพลีอะตอมมิกของการประมาณแบบไฮต์เลอร์-ลอนดอน ซึ่งเกิดขึ้นครั้งแรกด้วยความช่วยเหลือของกลศาสตร์ควอนตัม วิธีการอธิบายเคมี พันธะในโมเลกุล H2

ขั้นพื้นฐาน ทางกายภาพ ไอเดีย วี.เอส. m. ประกอบด้วยข้อเท็จจริงที่ว่าฟังก์ชันคลื่นของโมเลกุลแสดงผ่านฟังก์ชันคลื่นของอะตอมที่เป็นส่วนประกอบ การศึกษาเคมี การเชื่อมต่อถือว่าเป็นผลมาจากการจับคู่ฟรีสปิน อิเล็กตรอนของอะตอม ดังนั้น V. s. ม. ให้เหตุผลสำหรับหนึ่งในหลัก บทบัญญัติของทฤษฎีเวเลนซ์: อะตอมที่เป็นกลางมีค่าเท่ากับจำนวนอิสระ อิเล็กตรอนในเปลือกเวเลนซ์ของมัน เส้นเวเลนซ์แต่ละเส้นที่เชื่อมต่ออะตอม A และ B ในโครงสร้าง f-le ของโมเลกุลสอดคล้องกับฟังก์ชันสองอิเล็กตรอนของพันธะวาเลนซ์ X AB (1,2) ซึ่งแสดงเป็นผลคูณของฟังก์ชันคลื่นสองฟังก์ชัน: เชิงพื้นที่ F ( 1,2 ) สมมาตรด้วยความเคารพต่อการเรียงสับเปลี่ยนของพิกัดอิเล็กตรอน และสปิน (1,2) สมมาตรเกี่ยวกับการเรียงสับเปลี่ยนดังกล่าวและอธิบายระบบของอิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนตรงข้ามกัน หมายเลข 1 และ 2 ในสัญลักษณ์เหล่านี้บ่งบอกถึงช่องว่าง พิกัดหรือตัวแปรการหมุนของอิเล็กตรอนตัวแรกและตัวที่สองหรือทั้งสองอย่างในเวลาเดียวกัน ดังนั้น,

สำหรับโมเลกุล H 2 ที่ง่ายที่สุด ฟังก์ชัน Ф(1,2) ถูกสร้างขึ้นจากออร์บิทัล 1s ของอะตอม H ซึ่งแสดงแทนนิวเคลียสที่แตกต่างกันเป็น และ และฟังก์ชัน (1,2) ถูกสร้างขึ้นจากฟังก์ชันการหมุนของอิเล็กตรอนหนึ่งตัวและ (ฟังก์ชันสปิน) อธิบายสถานะของอิเล็กตรอนที่มีการหมุนแบบตรงข้าม:

พลังงานของโมเลกุลซึ่งคำนวณด้วยฟังก์ชันคลื่นอิเล็กตรอนสองตัว X(1,2) เท่ากับ:

โดยที่ EH คือพลังงานของอะตอม H -อินทิกรัลการทับซ้อนกันของวงโคจร ( ดีวี-องค์ประกอบปริมาตรในพื้นที่พิกัดของอิเล็กตรอนหนึ่งตัว) I และ K-t เรียกว่า คูลอมบ์และปริพันธ์แลกเปลี่ยน ตามลำดับ อินทิกรัลคูลอมบ์คำนึงถึงการมีส่วนร่วมของพลังงานยึดเหนี่ยวเนื่องจากไฟฟ้าสถิต ปฏิสัมพันธ์ เมฆอิเล็กตรอนของอะตอมที่ไม่บิดเบี้ยวระหว่างกันและกับนิวเคลียสของอะตอมใกล้เคียงการแลกเปลี่ยน - การมีส่วนร่วมเนื่องจากการเสียรูปของเมฆอิเล็กตรอนในระหว่างการก่อตัวของพันธะและการเคลื่อนที่เข้าไปในช่องว่างระหว่างนิวเคลียส (> 90% ของ พลังงานพันธะ); ดูด้วย

สำหรับโมเลกุลที่ซับซ้อนมากขึ้น ฟังก์ชันคลื่นหลายอิเล็กตรอนจะแสดงเป็นผลคูณของฟังก์ชันสองอิเล็กตรอนทั้งหมดของประเภท X AB (1,2) แบบแอนติสมมาตรตามหลักการของเพาลีและฟังก์ชันที่อธิบายสถานะของอิเล็กตรอนภายใน เปลือก คู่อิเล็กตรอนเดี่ยว และอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ซึ่งไม่อยู่ในพันธะสองจุดศูนย์กลาง เรียกว่าการกระจายตัวของเส้น “วาเลนซ์” ที่เชื่อมต่ออะตอมในโมเลกุลที่สอดคล้องกับฟังก์ชันนี้ โครงการวาเลนซ์ วิธีนี้เรียกว่า การประมาณการจับคู่ในอุดมคติหรือการประมาณคู่อิเล็กตรอนที่มีการแปล อิเล็กตรอนถูกกำหนดให้กับแต่ละอะตอมและเป็นไปตามหลักการพื้นฐาน ด้วยแนวคิดของการประมาณไฮต์เลอร์-ลอนดอน สถานะของพวกมันจึงถูกอธิบายโดยออร์บิทัลของอะตอม ตามหลักการแปรผัน (ดู วิธีการแปรผัน)มีการเลือกฟังก์ชันคลื่นโดยประมาณเพื่อให้ค่าต่ำสุด พลังงานอิเล็กทรอนิกส์ของระบบหรือตามนั้นสูงสุด มูลค่าพลังงานที่มีผลผูกพัน โดยทั่วไปแล้วสภาวะนี้จะบรรลุผลที่ระดับสูงสุด การทับซ้อนกันของวงโคจรที่อยู่ในพันธะเดียวกัน ดังนั้น V. s. m ให้เหตุผลสำหรับเกณฑ์สูงสุด การทับซ้อนกันของวงโคจรในทฤษฎีเวเลนซ์แบบกำหนดทิศทาง การทับซ้อนกันที่ดีขึ้นของวงโคจรที่สอดคล้องกับพันธะวาเลนซ์ที่กำหนดนั้นได้รับการอำนวยความสะดวกโดย การผสมพันธุ์ของออร์บิทัลของอะตอมกล่าวคือ การมีส่วนร่วมในพันธะนั้นไม่ใช่ของ s-, p-หรือ d-orbitals ที่ "บริสุทธิ์" แต่เป็นการรวมกันเชิงเส้นของพวกมันซึ่งแปลเป็นภาษาท้องถิ่นตามทิศทางทางเคมี พันธะที่เกิดจากอะตอมที่กำหนด

การมีส่วนร่วมภายในอะตอมต่อพลังงานของโมเลกุลซึ่งคล้ายกับ E H มักจะเกินกว่าพลังงานอิสระ อะตอมด้วยปริมาณที่เรียกว่าพลังงานส่งเสริมการขาย ส่วนเกินนี้เกิดจากการจัดเรียงอะตอมใหม่ทางอิเล็กทรอนิกส์ในระหว่างการเปลี่ยนไปสู่สถานะวาเลนซ์ กล่าวคือ ไปสู่สถานะที่จำเป็นสำหรับการก่อตัวของสารเคมี พันธะ ได้แก่ การเปลี่ยนผ่านของอิเล็กตรอนไปเป็นออร์บิทัลอะตอมที่มีพลังงานน้อยกว่า (เช่นจาก 2s เป็น 2p) ในระหว่างการจับคู่อิเล็กตรอนซึ่งเป็นการเปลี่ยนจากมากที่สุด วงโคจรที่ดีในอิสระ อะตอมไปเป็นออร์บิทัลลูกผสมที่น่าพึงพอใจน้อยกว่า การศึกษาเคมี พันธะอธิบายได้จากข้อเท็จจริงที่ว่าการเพิ่มขึ้นของพลังงานยึดเหนี่ยวจะชดเชยต้นทุนพลังงานในการส่งเสริมอะตอม

การปรับปรุงคำอธิบายของระบบโมเลกุลเพิ่มเติมภายในกรอบของ V. s m เกี่ยวข้องกับการใช้การรวมเชิงเส้นของฟังก์ชันคลื่นของหลาย ๆ แผนการความจุ แนวทางนี้มักเรียกว่า โดยวิธีวาเลนซ์ไดอะแกรม ค่าสัมประสิทธิ์ในการรวมเชิงเส้นของฟังก์ชันซึ่งสอดคล้องกับค่าประมาณของการแยกส่วนการจับคู่ในอุดมคติ แผนการเวเลนซ์ที่เป็นไปได้สำหรับโมเลกุลที่กำหนดถูกกำหนดโดยวิธีการแปรผัน รูปแบบเวเลนซ์ประกอบด้วยโครงร่างทั้งหมดของโครงสร้างโควาเลนต์ (เรียกว่าเคกุล) โดยมีจำนวนพันธะเวเลนซ์สูงสุดที่เป็นไปได้ระหว่างอะตอมที่อยู่ใกล้เคียง ซึ่งเรียกว่า โครงสร้าง Dewar ที่มีพันธะ "ยาว" ซึ่งอิเล็กตรอนที่เป็นของอะตอมที่ไม่อยู่ใกล้เคียงจะถูกจับคู่อย่างเป็นทางการ เช่นเดียวกับโครงสร้างของประเภทไอออนิก ซึ่งอิเล็กตรอนถูกถ่ายโอนอย่างเป็นทางการจากอะตอมหนึ่งไปยังอีกอะตอมหนึ่งอย่างเป็นทางการ บนพื้นฐานนี้ V. s. ม. มักถูกมองว่าเป็นเสื่อ เหตุผลของทฤษฎีเรโซแนนซ์ วิธีง่ายๆ วิธีหนึ่งในการสร้างโครงร่างเวเลนซ์ทั้งหมดนั้นกำหนดไว้ตามกฎของรูเมอร์ นั่นคือ วงโคจรแต่ละวงที่ถูกครอบครองโดยลำพังจะสัมพันธ์กับจุดบนวงกลมจำนวนหนึ่ง อิเล็กตรอนแต่ละคู่จะสัมพันธ์กับลูกศรที่เชื่อมต่อจุดดังกล่าวสองจุด แผนภาพผลลัพธ์เรียกว่า แผนภาพของรูเมอร์ เมื่อสร้างฟังก์ชันคลื่นที่สมบูรณ์ของโมเลกุล แผนภาพ Rumer ทั้งหมดที่มีลูกศรที่ไม่ตัดกันจะถูกนำมาพิจารณาด้วย ไดอะแกรมของ Rumer ให้ภาพกราฟิกที่สะดวกสบาย วิธีการคำนวณองค์ประกอบเมทริกซ์ของแฮมิลตันกับฟังก์ชันของวงจรเวเลนซ์ผ่านคูลอมบ์ การแลกเปลี่ยน และอินทิกรัลอื่นๆ ในกึ่งเชิงประจักษ์ รุ่นต่างๆ ของ V.s. m. คูลอมบ์และอินทิกรัลการแลกเปลี่ยนถือเป็นพารามิเตอร์ที่กำหนดจากพารามิเตอร์ทางสเปกโทรสโกปี และเทอร์โมเคมี ข้อมูลในรูปแบบที่ไม่ใช่เชิงประจักษ์ ตัวเลือกทุกอย่างคำนวณได้อย่างแม่นยำ (ดู วิธีกึ่งประจักษ์ วิธีไม่เชิงประจักษ์)

สม่ำเสมอ การเพิ่มจำนวนของออร์บิทัลอะตอมพื้นฐานและการรวมไว้ในการคำนวณจำนวนเวเลนซ์ไดอะแกรมและการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เพิ่มขึ้นทำให้สามารถได้รับ ab initio ที่เกือบจะแม่นยำ คำตอบของสมการชโรดิงเงอร์

ข้อดีของวีเอส ม. - การมองเห็นคุณภาพ คำอธิบายของโมเลกุลที่มีพันธะเฉพาะที่โดยตรง การเปรียบเทียบระหว่างวาเลนซ์ไดอะแกรมและเฟสโครงสร้าง ความเป็นไปได้ในการอธิบายเชิงประจักษ์หลายประการ กฎการบวกในวิชาเคมี อย่างไรก็ตาม วิธีนี้มักนิยมใช้กับวิธีที่มีโครงสร้างง่ายกว่า วิธีการโคจรของโมเลกุล

ความหมาย: Peacock T. คุณสมบัติทางอิเล็กทรอนิกส์ของโมเลกุลอะโรมาติกและเฮเทอโรไซคลิก, ทรานส์ จากภาษาอังกฤษ ม. 2512; McWeeney R., Sutcliffe B., กลศาสตร์ควอนตัมของโมเลกุล, ทรานส์. จากภาษาอังกฤษ ม. 2514 เอ.เอ. บากาตูเรียนต์.

สารานุกรมเคมี. - ม.: สารานุกรมโซเวียต. เอ็ด ไอ. แอล. คนันยันต์. 1988 .

3.4. วิธีการโคจรระดับโมเลกุล

วิธีโมเลกุลออร์บิทัล (MO) มองเห็นได้ชัดเจนที่สุดในแบบจำลองกราฟิกของการรวมกันเชิงเส้นของออร์บิทัลอะตอม (LCAO) วิธีการ MO LCAO เป็นไปตามกฎต่อไปนี้

1. เมื่ออะตอมเข้าใกล้ระยะห่างของพันธะเคมีมากขึ้น วงโคจรของโมเลกุล (AO) จะถูกสร้างขึ้นจากวงโคจรของอะตอม

2. จำนวนออร์บิทัลโมเลกุลที่ได้จะเท่ากับจำนวนออร์บิทัลอะตอมเริ่มต้น

3. ออร์บิทัลของอะตอมที่มีพลังงานใกล้เคียงกัน จากการทับซ้อนกันของออร์บิทัลอะตอมสองอัน ทำให้เกิดออร์บิทัลโมเลกุลสองอันขึ้น หนึ่งในนั้นมีพลังงานน้อยกว่าเมื่อเทียบกับอะตอมดั้งเดิมและถูกเรียกว่า กำลังเชื่อมต่อ และออร์บิทัลโมเลกุลที่สองมีพลังงานมากกว่าออร์บิทัลอะตอมดั้งเดิม และถูกเรียกว่า คลาย .

4. เมื่อออร์บิทัลของอะตอมทับซ้อนกัน จะสามารถสร้างพันธะทั้งสอง (ทับซ้อนกันตามแกนพันธะเคมี) และพันธะ (ทับซ้อนกันทั้งสองด้านของแกนพันธะเคมี)

5. เรียกว่าวงโคจรโมเลกุลที่ไม่มีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมี ไม่มีผลผูกพัน - พลังงานของมันเท่ากับพลังงานของ AO ดั้งเดิม

6. หนึ่งวงโคจรของโมเลกุล (เช่นเดียวกับวงโคจรของอะตอม) สามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว

7. อิเล็กตรอนครอบครองโมเลกุลออร์บิทัลด้วยพลังงานน้อยที่สุด (หลักการพลังงานน้อยที่สุด)

8. การเติมออร์บิทัลที่เสื่อม (ด้วยพลังงานเท่ากัน) เกิดขึ้นตามลำดับ โดยมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัวสำหรับแต่ละออร์บิทัล

ลองใช้วิธี MO LCAO และวิเคราะห์โครงสร้างของโมเลกุลไฮโดรเจนกันดีกว่า ให้เราพรรณนาระดับพลังงานของวงโคจรอะตอมของอะตอมไฮโดรเจนดั้งเดิมบนแผนภาพคู่ขนานสองแผนภาพ (รูปที่ 3.5)

จะเห็นได้ว่ามีพลังงานเพิ่มขึ้นเมื่อเปรียบเทียบกับอะตอมที่ไม่ถูกผูกไว้ อิเล็กตรอนทั้งสองลดพลังงานลง ซึ่งสอดคล้องกับหน่วยของเวเลนซ์ในวิธีเวเลนซ์บอนด์ (พันธะเกิดขึ้นจากอิเล็กตรอนคู่หนึ่ง)
วิธี LCAO MO ทำให้สามารถอธิบายการก่อตัวของไอออน และ อย่างชัดเจนได้ ซึ่งทำให้วิธีพันธะเวเลนซ์ยุ่งยาก อิเล็กตรอนตัวหนึ่งของอะตอม H ผ่านไปยัง -พันธะโมเลกุลออร์บิทัลของไอออนบวกด้วยการเพิ่มพลังงาน (รูปที่ 3.7)

ในประจุลบนั้น จะต้องวางอิเล็กตรอนสามตัวไว้ในออร์บิทัลโมเลกุลสองอัน (รูปที่ 3.8)

หากอิเล็กตรอนสองตัวตกลงไปสู่วงโคจรพันธะแล้วให้พลังงานเพิ่มขึ้น อิเล็กตรอนตัวที่สามก็ต้องเพิ่มพลังงาน อย่างไรก็ตาม พลังงานที่ได้รับจากอิเล็กตรอน 2 ตัวจะมากกว่าพลังงานที่สูญเสียไป 1 ตัว อนุภาคดังกล่าวอาจมีอยู่จริง
เป็นที่ทราบกันว่าโลหะอัลคาไลในสถานะก๊าซมีอยู่ในรูปของโมเลกุลไดอะตอมมิก สลองตรวจสอบความเป็นไปได้ของการมีอยู่ของโมเลกุลไดอะตอมมิก Li 2 โดยใช้วิธี LCAO MO อะตอมลิเธียมดั้งเดิมประกอบด้วยอิเล็กตรอนในระดับพลังงานสองระดับ - ระดับที่หนึ่งและที่สอง (1 สและ 2

) (รูปที่ 3.9) สทับซ้อนกันเหมือนกัน 1
-ออร์บิทัลของอะตอมลิเธียมจะให้ออร์บิทัลโมเลกุลสองตัว (พันธะและแอนติบอดี) ซึ่งตามหลักการของพลังงานขั้นต่ำ จะถูกครอบครองโดยอิเล็กตรอนสี่ตัวอย่างสมบูรณ์ พลังงานที่เพิ่มขึ้นซึ่งเป็นผลมาจากการเปลี่ยนอิเล็กตรอนสองตัวไปเป็นวงโคจรโมเลกุลที่มีพันธะไม่สามารถชดเชยการสูญเสียได้เมื่ออิเล็กตรอนอีกสองตัวเปลี่ยนไปยังวงโคจรโมเลกุลที่ต้านพันธะ นั่นเป็นสาเหตุที่มีเพียงอิเล็กตรอนของชั้นอิเล็กตรอนด้านนอก (วาเลนซ์) เท่านั้นที่มีส่วนทำให้เกิดพันธะเคมีระหว่างอะตอมลิเธียม สวาเลนซ์ 2 ทับซ้อนกัน
- วงโคจรของอะตอมลิเธียมจะทำให้เกิดอะตอมเช่นกัน
- พันธะและออร์บิทัลโมเลกุลที่ต่อต้านพันธะหนึ่งอัน อิเล็กตรอนชั้นนอกสองตัวจะครอบครองวงโคจรของพันธะ ทำให้ได้รับพลังงานโดยรวม (ปัจจัยพันธะเท่ากับ 1)

เมื่อใช้วิธี LCAO MO เราจะพิจารณาความเป็นไปได้ของการก่อตัวของโมเลกุล He 2 (รูปที่ 3.10)
ในกรณีนี้ อิเล็กตรอนสองตัวจะครอบครองวงโคจรโมเลกุลของพันธะ และอีกสองตัวจะครอบครองวงโคจรของแอนติบอดี จำนวนออร์บิทัลสองวงที่มีอิเล็กตรอนดังกล่าวจะไม่ได้รับพลังงานใดๆ ดังนั้นจึงไม่มีโมเลกุล He 2 อยู่ สการใช้วิธี LCAO MO ทำให้ง่ายต่อการสาธิตคุณสมบัติพาราแมกเนติกของโมเลกุลออกซิเจน เพื่อไม่ให้ตัวเลขเกะกะเราจะไม่พิจารณาทับซ้อนกัน 1 พี-ออร์บิทัลของอะตอมออกซิเจนของชั้นอิเล็กตรอนชั้นแรก (ชั้นใน) ลองมาพิจารณาว่า

-ออร์บิทัลของชั้นอิเล็กตรอนที่สอง (ชั้นนอก) สามารถทับซ้อนกันได้ 2 วิธี หนึ่งในนั้นจะทับซ้อนกับสิ่งที่คล้ายกันเพื่อสร้างพันธะ (รูปที่ 3.11) พีอีกสองคน -AO จะทับซ้อนกันทั้งสองด้านของแกน x

ด้วยการก่อตัวของสองพันธะ (รูปที่ 3.12) พีพลังงานของวงโคจรโมเลกุลที่ออกแบบสามารถกำหนดได้จากสเปกตรัมการดูดกลืนของสารในบริเวณอัลตราไวโอเลต ดังนั้นในบรรดาวงโคจรโมเลกุลของโมเลกุลออกซิเจนจึงเกิดขึ้นเนื่องจากการทับซ้อนกัน

ในโมเลกุล O 2 อิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนแบบขนานพบว่าตัวเองอยู่ในออร์บิทัลโมเลกุลที่เสื่อมถอยลงสองตัว (ด้วยพลังงานเท่ากัน) *-ออร์บิทัลโมเลกุลที่ต้านพันธะ มันเป็นการมีอยู่ของอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ซึ่งกำหนดคุณสมบัติพาราแมกเนติกของโมเลกุลออกซิเจนซึ่งจะสังเกตเห็นได้ชัดเจนหากออกซิเจนถูกทำให้เย็นลงสู่สถานะของเหลว
ในบรรดาโมเลกุลไดอะตอมมิก หนึ่งในโมเลกุลที่แข็งแกร่งที่สุดคือโมเลกุล CO วิธี MO LCAO อธิบายข้อเท็จจริงนี้ได้อย่างง่ายดาย (รูปที่ 3.14, ดูหน้า).

18 พีผลของการทับซ้อนกัน
- ออร์บิทัลของอะตอม O และ C เกิดจากการรวมตัวกันของอะตอมที่เสื่อมถอยสองอะตอม
- พันธะและวงโคจรพันธะหนึ่ง วงโคจรโมเลกุลเหล่านี้จะครอบครองอิเล็กตรอนหกตัว ดังนั้นจำนวนทวีคูณของพันธบัตรคือสาม

วิธี LCAO MO สามารถใช้ได้ไม่เพียงแต่กับโมเลกุลไดอะตอมมิกเท่านั้น แต่ยังใช้กับโมเลกุลที่มีหลายอะตอมด้วย สให้เราตรวจสอบโครงสร้างของโมเลกุลแอมโมเนียภายในกรอบของวิธีนี้เป็นตัวอย่าง (รูปที่ 3.15)

เนื่องจากไฮโดรเจน 3 อะตอมมีเพียง 3 1 เท่านั้น

-ออร์บิทัล ดังนั้นจำนวนรวมของออร์บิทัลโมเลกุลที่เกิดขึ้นจะเท่ากับ 6 (พันธะ 3 อันและแอนติบอดี 3 อัน) อิเล็กตรอนสองตัวของอะตอมไนโตรเจนจะจบลงในวงโคจรโมเลกุลที่ไม่มีพันธะ (อิเล็กตรอนคู่เดียว)

3.5. รูปทรงเรขาคณิตของโมเลกุล
เมื่อพวกเขาพูดถึงรูปร่างของโมเลกุล สิ่งแรกทั้งหมดหมายถึงการจัดเรียงสัมพัทธ์ในอวกาศของนิวเคลียสของอะตอม เป็นเรื่องสมเหตุสมผลที่จะพูดถึงรูปร่างของโมเลกุลเมื่อโมเลกุลประกอบด้วยอะตอมตั้งแต่สามอะตอมขึ้นไป (นิวเคลียสสองตัวอยู่บนเส้นตรงเดียวกันเสมอ) รูปร่างของโมเลกุลถูกกำหนดตามทฤษฎีการผลักกันของคู่อิเล็กตรอนความจุ (ภายนอก) ตามทฤษฎีนี้ โมเลกุลจะอยู่ในรูปแบบที่แรงผลักของคู่อิเล็กตรอนภายนอกมีน้อยที่สุดเสมอ (หลักการพลังงานขั้นต่ำ) ในกรณีนี้ จำเป็นต้องคำนึงถึงข้อความต่อไปนี้ของทฤษฎีการขับไล่
1. คู่อิเล็กตรอนโดดเดี่ยวได้รับแรงผลักกันมากที่สุด

2. แรงผลักกันระหว่างคู่โดดเดี่ยวและคู่ที่มีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะนั้นค่อนข้างน้อย
3. แรงผลักน้อยที่สุดระหว่างคู่อิเล็กตรอนที่มีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะ แต่ถึงกระนั้นก็ยังไม่เพียงพอที่จะแยกนิวเคลียสของอะตอมที่เกี่ยวข้องกับการก่อตัวของพันธะเคมีออกจากมุมสูงสุด

ซึ่งเห็นได้ชัดว่าไม่มีอิเล็กตรอนคู่เดียวในโมเลกุล ดังนั้น สำหรับคู่อิเล็กตรอนที่เชื่อมต่ออะตอม จึงเป็นไปได้ที่จะผลักออกไปเป็นระยะทางสูงสุดที่อะตอมทั้งสามอยู่บนเส้นตรงเดียวกัน กล่าวคือ มุม HBeH คือ 180°
โมเลกุล BH 3 ประกอบด้วยอะตอมสี่อะตอม

ตามสูตรทางอิเล็กทรอนิกส์ ไม่มีอิเล็กตรอนคู่เดียว:

โมเลกุลจะมีรูปร่างซึ่งมีระยะห่างระหว่างพันธะทั้งหมดสูงสุดและมุมระหว่างพันธะทั้งสองคือ 120° อะตอมทั้งสี่จะอยู่ในระนาบเดียวกัน - โมเลกุลจะแบน:

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของโมเลกุลมีเทนมีดังนี้:
อะตอมทั้งหมดของโมเลกุลที่กำหนดไม่สามารถอยู่ในระนาบเดียวกันได้ ในกรณีนี้ มุมระหว่างพันธะจะเป็น 90° มีการจัดเรียงอะตอมที่เหมาะสมที่สุด (จากมุมมองพลังงาน) - จัตุรมุข มุมระหว่างพันธะในกรณีนี้คือ 109°28"

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของเอทีนคือ:
โดยธรรมชาติแล้ว มุมทั้งหมดระหว่างพันธะเคมีจะมีค่าสูงสุด 120°

เห็นได้ชัดว่าในโมเลกุลอะเซทิลีนอะตอมทั้งหมดจะต้องอยู่ในเส้นตรงเดียวกัน:

ฮ:ซี:::ซี:เอช.

ความแตกต่างระหว่างโมเลกุลแอมโมเนีย NH 3 และรุ่นก่อนทั้งหมดคือการมีอิเล็กตรอนคู่เดียวในอะตอมไนโตรเจน:

ดังที่กล่าวไปแล้ว คู่อิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องกับการสร้างพันธะจะถูกผลักไสจากคู่อิเล็กตรอนเดี่ยวๆ อย่างรุนแรงมากกว่า คู่โดดเดี่ยวนั้นตั้งอยู่อย่างสมมาตรสัมพันธ์กับอะตอมไฮโดรเจนในโมเลกุลแอมโมเนีย:
มุม HNH มีขนาดเล็กกว่ามุม HCH ในโมเลกุลมีเทน (เนื่องจากการผลักอิเล็กตรอนที่แรงกว่า)

โมเลกุลของน้ำมีคู่โดดเดี่ยวอยู่แล้วสองคู่:

นี่เป็นเพราะรูปร่างเชิงมุมของโมเลกุล:
เนื่องจากแรงผลักกันของคู่อิเล็กตรอนเดี่ยวที่แรงกว่า มุม HOH จึงมีขนาดเล็กกว่ามุม HNH ในโมเลกุลแอมโมเนียด้วยซ้ำ

ตัวอย่างที่ให้มาแสดงให้เห็นอย่างชัดเจนถึงความเป็นไปได้ของทฤษฎีการผลักกันของคู่เวเลนซ์อิเล็กตรอน ทำให้ง่ายต่อการทำนายรูปร่างของโมเลกุลอนินทรีย์และอินทรีย์จำนวนมาก

1 3.6. แบบฝึกหัด
2. - พันธะชนิดใดที่สามารถจัดเป็นสารเคมีได้?
3. คุณทราบแนวทางหลักสองประการในการพิจารณาพันธะเคมีอะไรบ้าง ความแตกต่างของพวกเขาคืออะไร?
4. กำหนดวาเลนซีและสถานะออกซิเดชัน
5. อะไรคือความแตกต่างระหว่างพันธะโควาเลนต์อย่างง่าย ผู้บริจาค-ตัวรับ พันธะพันธะ โลหะ และไอออนิก?
6. อิเลคโตรเนกาติวีตี้คืออะไร?
7. อิเลคโตรเนกาติวีตี้คำนวณจากข้อมูลใด อิเลคโตรเนกาติวิตีของอะตอมที่สร้างพันธะเคมีช่วยให้เราตัดสินอะไรได้บ้าง? อิเลคโตรเนกาติวีตี้ของอะตอมขององค์ประกอบเปลี่ยนแปลงอย่างไรเมื่อเคลื่อนที่ในตารางธาตุของ D.I. Mendeleev จากบนลงล่างและจากซ้ายไปขวา
8. ควรปฏิบัติตามกฎข้อใดเมื่อพิจารณาโครงสร้างของโมเลกุลโดยใช้วิธี LCAO MO
ใช้วิธีเวเลนซ์บอนด์เพื่ออธิบายโครงสร้างของสารประกอบไฮโดรเจนของธาตุ
9. ช่วงที่ 2.
10. พลังงานในการแยกตัวของอนุกรมของ Cl 2 , Br 2 , I 2 โมเลกุลจะลดลง (239 kJ/mol, 192 kJ/mol, 149 kJ/mol ตามลำดับ) แต่พลังงานการแยกตัวของโมเลกุล F 2 (151 kJ/mol ตามลำดับ) ) มีค่าน้อยกว่าพลังงานการแยกตัวของโมเลกุล Cl 2 อย่างมีนัยสำคัญ และหลุดออกจากรูปแบบทั่วไป อธิบายข้อเท็จจริงที่ได้รับ
ทำไมภายใต้สภาวะปกติ CO 2 จึงเป็นก๊าซและ SiO 2 เป็นของแข็ง H 2 O เป็นของเหลว
11. และ H 2 S เป็นแก๊สเหรอ? พยายามอธิบายสถานะการรวมตัวของสาร
12. ใช้วิธี LCAO MO อธิบายการเกิดและคุณสมบัติของพันธะเคมีในโมเลกุล B 2, C 2, N 2, F 2, LiH, CH 4