Молекулалық орбитальдар теориясы

Уикипедия — ашық энциклопедиясынан алынған мәлімет
Jump to navigation Jump to search
Orbitals acetylene.jpg

Молекулалық орбитальдар теориясымолекула ядролар мен электрондардан тұратын тұтас жүйе деп қарап, орбитальдарында электрондар теориясы атомдарға қолданылатын кванттық механиканың заңдылықтарын күрделірек жүйе–молекулаларға қолданылады. Әрбір элементтің атомы бір ядродан тұрады, ал атомдардан түзілген молекула көп ядродан тұрады. Сондықтан молекуланың орбитальдарындағы электрондарға көп ядролар өрісі әсер ететіндіктен атомдардан молекула түзілу кезінде жүйенің энергиясы азаяды.

Атомдардағы сияқты әрбір молекулалық орбитальға квант сандарының белгілі бір мәндері сәйкес келеді. Атомдық орбитальдар s, p, d, f әріптерімен белгіленетіні сияқты молекулалық орбитальдар σ, π, δ, υ әріптерімен белгіленеді.

Молекулалық орбитальдар теориясы бойынша молекуланы сипаттау үшін, оның орбитальдарының типін (σ, π, δ, υ) сол орбитальдардың энергияларының өсуіне байланысты электрондардың орналасу ретін анықтау керек. Атомдардың орбитальдарындағы сияқты, молекулалық орбитальдарда электрондардың орналасу реті Паули принципі мен Гунд ережесіне бағынады. Молекулалық орбитальдар көп ядролы болғандықтан, атомдармен салыстырғанда, олардың пішіндері күрделірек болады. Сондықтан молекулалық орбитальдар әрекеттесетін атомдық орбитальдарды қосудың және алудың нәтижесінде түзіледі. Егер әрекеттесетін υА екі атомдардың орбитальдарын немесе толқындық функциялары υА және υВ деп белгілесек, олардың әрекеттесуінен екі типті молекулалық орбитальдар немесе функциялар түзіледі. АО қосудан υ+, ал оларды алудан υ- МО түзіледі.

Коэффициенттер С1 және С2 жеке атомдармен салыстырғанда электрондардың толқындық функцияларын молекуладағы ядролар мен электрондардың әсерін есепке алады. Әрекеттесуге қатысқан атомдарда қанша АО болса, молекулада сонша МО болады. Мысалы, әрқайсысында бірден 1s электрондары бар екі атомның орбитальдарының сызықтық әрекеттесуінен түзілген МО пішіні мен энергиясын қарайық. Бір элементтің екі атомынан құрылған молекуладағы электрондарға тигізетін әсері бірдей болғандықтан, формуладағы коэффициенттер өзара тең (С1 = С2). Әрекеттесетін атомдардың екі орбитальдарының толқындық функцияларының таңбалары бірдей болса (υ + υ), олар бір – бірімен қосылып, екі ядролы МО тҥзеді. Мҧның мәнісі екі ядроның арасында электрон зарядының тығыздығы артып, екі ядроның осы кеңістікке таралуы, бір –бірімен байланысуы артады, яғни химиялық байланыс түзіледі. Мұндай химиялық байланысты қамтамасыз ететін энергия тиімді МО – ды байланыстырушы орбиталь дейді. Әрекеттесетін АО – дың толқындық функцияларының таңбалары әр түрлі болғанда, олар бір – бірінен алынады да тҥзілген молекулалық орбитальдың ядро арасындағы электрон зарядының тығыздығы нөлге тең болады, электрон зарядының тығыздығы ядролардың сыртында жинақталады. Мұндай орбитальдар байланыстыруға қарсы немесе босатушы орбитальдар (σбос) деп аталады.[1]

Байланыстары[өңдеу]

Электрондық бұлттардың қайта жабылу сипаты бойынша мына байланыстарды ажыратады:

  • σ сигма байланысы, ол әрекеттесуші атомдардың центрін қосатын, ось бойымен электрондық бұлттардың қайта жабылуы кезінде түзіледі. Сигма байланысы мына орбитальдардың қайта жабылуы кезінде болады: s-s, s-p, p-p, d-d, d-s, f-f және т.б. Бұл байланыс әдетте екі атомды қамтиды да олардың шегінен шықпайдв, сондықтан екі центрлік локализденген байланыс болады. Сигма байланыс жалқы және ол бір сызықшамен белгіленеді.
  • π пи байланыс, ол атомдар перпендикулярлық центрін қосатын осьтің бойымен электрондық бұлттардың бүйірден қайта жабылуы тұсында түзіледі. Пи байланыс келесі орбитальдық қайта жабылу кезінде түзіле алады: p-p, p-d, d-d, f-p, f-f
  • ∆ дельта байланыс төрт жапырақшаның бәрімен де қайта жабылғанда түзіледі.

Пи байланыстар сигма байланыспен түйіскенде қос байланыс түзеді. Екі пи байланыс бір сигма байланспен үш байланыс түзеді. Қос және үш байланысты еселі байланыстар деп атайды. Ал атомдар арасндағы байланыстар санын байланыстың еселігі деп атайды.[2]

Молекуланың кеңістіктегі құрылысы[өңдеу]

Молекулалардың кеңістіктегі құрылысын түсіндіру үшін Л.Полинг енгізген атомдық орбитальдардың будандасуы туралы ттүсінікті пайдаланады. Будандасу, гибридтену деп түрпішіні және электрондық бұл энергиясы бойынша бірдей еместерді түрпішіні мен бұлт энергиясы бойынша бірдейй жғдайға қайта құру процесін айтады. Мұндай орбитальдарды буданды деп те атайды. Будандық орбитальдар саны бастапқы орбьитальдар санына тең, ал түрпішіні өзгешелеу.

Будандық орбитальдағы электрондық тығыздылық ядродан басқа жаққа ығысады. сондықтан басқа атомның аттомдық орбиталімен әрекеттескен кезде максималды қайта жабу жүреді. Байланыс энергиясының бұл жоғарылауы будандық орбитальдың түзілуіне керекті энергияны теңестіреді. Нәтижеінде будандық орбитальдар түзген химиялық байлансытар беріктеу, ал алынған молекулалар берік болады.

Дереккөздер[өңдеу]

  1. Тлепиева Г.Ш. Т48 Бейорганикалық химия курсы: Оқу құралы - Ақтау, Ш.Есенов атындағы КМТжИУ, 2010 ISBN 978-601-7276-25-6
  2. Жалпы химия, I том, Алматы-2003 жыл, С.Ж.Пірәлиев, Б.М.Бутин, Г.М.Байназарова, С.Ж.Жайлау