ඉහත සලකා බැලූ MVS හි අඩුපාඩු රසායනික බන්ධනය විස්තර කිරීම සඳහා තවත් ක්වොන්ටම් යාන්ත්‍රික ක්‍රමයක් වර්ධනය කිරීමට දායක විය. අණුක කක්ෂීය ක්රමය (MMO). මෙම ක්රමයේ මූලික මූලධර්ම ලෙනාඩ්-ජෝන්ස්, ගුන්ඩ් සහ මල්ලිකන් විසින් සකස් කරන ලදී. එය න්යෂ්ටික සහ ඉලෙක්ට්රෝන තනි පද්ධතියක් ලෙස බහු පරමාණුක අංශුවක් පිළිබඳ අදහස මත පදනම් වේ. එවැනි පද්ධතියක ඇති සෑම ඉලෙක්ට්‍රෝනයක්ම සියලුම න්‍යෂ්ටීන්ගෙන් ආකර්ෂණය සහ අනෙකුත් සියලුම ඉලෙක්ට්රෝන වලින් විකර්ෂණය අත්විඳියි. එවැනි පද්ධතියක් භාවිතා කිරීම පහසුවෙන් විස්තර කළ හැකිය අණුක කක්ෂ, පරමාණුක කක්ෂවල විධිමත් ප්‍රතිසමයන් වේ. පරමාණුක සහ අණුක කාක්ෂික අතර වෙනස නම්, සමහරක් තනි න්‍යෂ්ටියක ක්ෂේත්රයේ ඉලෙක්ට්රෝනයක තත්වය විස්තර කරන අතර තවත් සමහරු න්යෂ්ටීන් කිහිපයක ක්ෂේත්රයේ ඉලෙක්ට්රෝනයක තත්වය විස්තර කරයි. පරමාණුක සහ අණුක පද්ධති විස්තර කිරීමේ ප්රවේශයේ සමානතාවය අනුව, n-පරමාණුක අණුවක කක්ෂවලට පහත ගුණාංග තිබිය යුතු බව අපට නිගමනය කළ හැකිය:
අ) අණුවෙහි එක් එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයෙහි තත්ත්වය ψ තරංග ශ්‍රිතයෙන් විස්තර කෙරෙන අතර, ψ 2 අගය බහුපරමාණුක පද්ධතියක ඕනෑම ඒකක පරිමාවක ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් සොයා ගැනීමේ සම්භාවිතාව ප්‍රකාශ කරයි; මෙම තරංග ශ්‍රිත අණුක කාක්ෂික (MO) ලෙස හඳුන්වන අතර, නිර්වචනය අනුව, බහු කේන්ද්‍ර වේ, i.e. සියලුම න්යෂ්ටිවල ක්ෂේත්රයේ ඉලෙක්ට්රෝනයක චලනය විස්තර කරන්න (අවකාශයේ ඕනෑම ස්ථානයක සිටීමේ සම්භාවිතාව);
b) එක් එක් අණුක කක්ෂය යම් ශක්තියකින් සංලක්ෂිත වේ;
ඇ) අණුවෙහි ඇති සෑම ඉලෙක්ට්‍රෝනයකටම භ්‍රමණය වන ක්වොන්ටම් අංකයේ නිශ්චිත අගයක් ඇත, අණුවේ පාවුලි මූලධර්මය ඉටු වේ;
d) අණුක කාක්ෂික පරමාණුක කාක්ෂික වලින් සෑදී ඇත්තේ දෙවැන්නෙහි රේඛීය සංයෝජනයක් මගිනි: ∑c n ψ n (සමාකලනයේ භාවිතා වන මුළු තරංග ශ්‍රිත සංඛ්යාව k නම්, n 1 සිට k දක්වා අගයන් ගනී), c n වේ සංගුණක;
e) MO බලශක්ති අවම උපරිම AO අතිච්ඡාදනය වන විට ළඟා වේ;
f) ශක්තියෙන් සමීප වන විට ආරම්භක ARs වේ, ඒවායේ පදනම මත සාදන ලද MOs වල ශක්තිය අඩු වේ.
අවසාන ස්ථානයේ සිට, ඉතා අඩු ශක්තියක් ඇති පරමාණුවල අභ්යන්තර කක්ෂ ප්‍රායෝගිකව MOs සෑදීමට සහභාගී නොවන බවත්, මෙම කාක්ෂිකවල ශක්තියට ඔවුන්ගේ දායකත්වය නොසලකා හැරිය හැකි බවත් අපට නිගමනය කළ හැකිය.
ඉහත විස්තර කර ඇති MOs වල ගුණාංග සැලකිල්ලට ගනිමින්, සරල ද්රව්යයක ද්වි පරමාණුක අණුවක් සඳහා ඔවුන්ගේ ඉදිකිරීම් සලකා බලමු, උදාහරණයක් ලෙස, H 2 අණුවක් සඳහා. අණුව සෑදෙන සෑම පරමාණුවකටම (H A සහ H B) 1s කක්ෂයට එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ඇත, එවිට MO මෙසේ නිරූපණය කළ හැක:
Ψ MO = c A ψ A (1s) + c B ψ B (1s)
සලකා බලන අවස්ථාවේ දී අණුව සාදන පරමාණු සමාන වන බැවින්, MO ඉදිකිරීමේදී AO සහභාගීත්වයේ කොටස පෙන්වන සාමාන්‍යකරණ සාධක (c), නිරපේක්ෂ අගයෙන් සමාන වන අතර, එබැවින් විකල්ප දෙකක් කළ හැකිය. Ψ MO හි c A \u003d c B සහ c A \u003d - c B:
Ψ MO(1) = c A ψ A (1s) + c B ψ B (1s) සහ
Ψ MO(2) = c A ψ A (1s) - c B ψ B (1s)
අණුක කාක්ෂික Ψ MO(1) හුදකලා පරමාණුක කාක්ෂික හා සසඳන විට පරමාණු අතර වැඩි ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වයක් ඇති තත්වයකට අනුරූප වන අතර, එය මත පිහිටා ඇති සහ Pauli මූලධර්මයට අනුකූලව ප්රතිවිරුද්ධ භ්‍රමණයන් ඇති ඉලෙක්ට්රෝන පරමාණුවක ඇති ශක්තියට සාපේක්ෂව අඩු ශක්තියක් ඇත. MMO LCAO හි එවැනි කක්ෂයක් ලෙස හැඳින්වේ සම්බන්ධ කිරීම.
ඒ අතරම, අණුක කක්ෂය Ψ MO(2) යනු ආරම්භක AO හි තරංග ශ්‍රිත අතර වෙනසයි, i.e. අන්තර් න්යෂ්ටික අවකාශයේ ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය අඩු වීමත් සමඟ පද්ධතියේ තත්වය සංලක්ෂිත කරයි. එවැනි කක්ෂයක ශක්තිය ආරම්භක AO ට වඩා වැඩි වන අතර එය මත ඉලෙක්ට්රෝන පැවතීම පද්ධතියේ ශක්තිය වැඩි වීමට හේතු වේ. එවැනි කක්ෂ ලෙස හැඳින්වේ ලිහිල් කිරීම.රූප සටහන 29.3 හයිඩ්රජන් අණුවේ බන්ධන සහ ප්‍රති බන්ධන කාක්ෂික සෑදීම පෙන්නුම් කරයි.
Fig.29.3. හයිඩ්රජන් අණුවක σ - බන්ධන සහ σ-ලිහිල් කරන කාක්ෂික සෑදීම.
Ψ MO(1) සහ Ψ MO(2) න්යෂ්ටියේ කේන්ද්‍ර හරහා ගමන් කරන අක්ෂය සම්බන්ධයෙන් සිලින්ඩරාකාර සමමිතියක් ඇත. මෙම වර්ගයේ කාක්ෂික σ - සමමිතික ලෙස හඳුන්වනු ලබන අතර ඒවා ලියා ඇත: බන්ධන - σ1s, ලිහිල් කිරීම - σ 7 1s. මේ අනුව, වින්යාසය σ1s 2 භූගත තත්වයේ ඇති හයිඩ්රජන් අණුවට අනුරූප වන අතර, විද්යුත් විසර්ජනයේදී සෑදෙන He 2 + අයනයේ වින්යාසය, භූගත තත්වයේ σ1s 2 σ ٭ 1s ලෙස ලිවිය හැකිය (රූපය. 30.3).
සහල්. 30.3. බන්ධන සහ ප්රතිබන්ධන කාක්ෂික සෑදීමේ බලශක්ති රූප සටහන සහ පළමු කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්රව්යවල අණු සහ අයන වල ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය.
H 2 අණුවෙහි, ඉලෙක්ට්රෝන දෙකම බන්ධන කාක්ෂිකයක් අල්ලාගෙන සිටින අතර, එය ආරම්භක එකට සාපේක්ෂව (හුදකලා හයිඩ්රජන් පරමාණු දෙකක්) පද්ධතියේ ශක්තිය අඩුවීමට හේතු වේ. දැනටමත් සඳහන් කර ඇති පරිදි, මෙම අණුවේ බන්ධන ශක්තිය 435 kJ / mol වන අතර බන්ධන දිග 74 pm වේ. බන්ධන කාක්ෂිකයෙන් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ඉවත් කිරීම පද්ධතියේ ශක්තිය වැඩි කරයි (පූර්වගාමී හා සසඳන විට ප්‍රතික්‍රියා නිෂ්පාදනයේ ස්ථායීතාවය අඩු කරයි): H 2 + හි බන්ධන ශක්තිය 256 kJ/mol වන අතර බන්ධන දිග 106 pm දක්වා වැඩි වේ. . H 2 - අංශුවෙහි, ඉලෙක්ට්රෝන ගණන තුන දක්වා වැඩි වේ, එබැවින් ඒවායින් එකක් ලිහිල් කක්ෂයක පිහිටා ඇති අතර එය කලින් විස්තර කර ඇති ඒවාට සාපේක්ෂව පද්ධතියේ අස්ථාවරත්වයට හේතු වේ: E (H 2 -) = 14.5 kJ / mol . එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස, ප්රතිබන්ධන කාක්ෂිකයක ඉලෙක්ට්රෝනයක පෙනුම රසායනික බන්ධන ශක්තියට බන්ධන කාක්ෂිකයෙන් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ඉවත් කිරීමට වඩා වැඩි ප්‍රමාණයකට බලපායි. ඉහත දත්ත වලින් පෙන්නුම් කරන්නේ බන්ධන සහ ලිහිල් කරන කක්ෂවල ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්යාව අතර වෙනස මගින් සම්පූර්ණ බන්ධන ශක්තිය තීරණය වන බවයි. ද්විමය අංශු සඳහා, මෙම වෙනස අඩකින් බෙදීම බන්ධන අනුපිළිවෙල ලෙස හැඳින්වේ:
PS \u003d (ē St - ē ශාන්ත නොවේ) / 2
PS ශුන්‍ය නම්, රසායනික බන්ධනයක් සෑදෙන්නේ නැත (He 2 අණු, රූපය 30.3). ප්‍රති බන්ධන කාක්ෂිකවල ඇති ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්යාව පද්ධති කිහිපයක සමාන නම්, උපරිම PS අගය සහිත අංශුවට විශාලතම ස්ථායීතාවය ඇත. ඒ අතරම, එකම PS අගයකදී, ප්‍රති බන්ධන කාක්ෂිකවල (උදාහරණයක් ලෙස, H 2 + සහ H 2 - අයන) ඉලෙක්ට්රෝන කුඩා සංඛ්‍යාවක් සහිත අංශුවක් වඩා ස්ථායී වේ. තවත් නිගමනයක් රූප සටහන 30.3 වෙතින් පහත දැක්වේ: හීලියම් පරමාණුවකට H + අයනයක් සමඟ රසායනික බන්ධනයක් සෑදිය හැක. He 1s කාක්ෂිකයේ ශක්තිය ඉතා අඩු (-2373 kJ/mol) වුවද, හයිඩ්රජන් පරමාණුවේ 1s කාක්ෂිකය (E = -1312 kJ/mol) සමඟ එහි රේඛීය සංයෝජනය බන්ධන කාක්ෂිකයක් සෑදීමට හේතු වේ. එහි ශක්තිය හීලියම් AO වලට වඩා අඩුය. HeH + අංශුවේ ලිහිල් වන කාක්ෂික මත ඉලෙක්ට්රෝන නොමැති බැවින් එය හීලියම් පරමාණු සහ හයිඩ්රජන් අයන මගින් සෑදෙන පද්ධතියට වඩා ස්ථායී වේ.
පරමාණුක p-කාක්ෂිකවල රේඛීය සංයෝජන සඳහා සමාන සලකා බැලීම් අදාළ වේ. රූප සටහන 31.3 හි පෙන්වා ඇති පරිදි z-අක්ෂය න්යෂ්ටියේ කේන්ද්‍ර හරහා ගමන් කරන අක්ෂය සමඟ සමපාත වන්නේ නම්, බන්ධන සහ ප්රතිබන්ධන කාක්ෂික සමීකරණ මගින් විස්තර කෙරේ:
Ψ MO(1) = c A ψ A (2p z) + c B ψ B (2p z) සහ Ψ MO (2) \u003d c A ψ A (2p z) - c B ψ B (2p z)
MOs පරමාණුක න්යෂ්ටීන් සම්බන්ධ කරන රේඛාවට ලම්බකව පිහිටා ඇති p-කාක්ෂික වලින් සාදන විට, π-බන්ධන සහ π-ලිහිල් කරන අණුක කාක්ෂික සෑදීම සිදු වේ (රූපය 32.3). 2p හි අණුක π සහ 7 2p කක්ෂවල π රූපයේ දැක්වෙන ඒවාට සමාන වේ. 32.3, නමුත් පළමු එකට සාපේක්ෂව 90 කින් භ්‍රමණය විය. මේ අනුව π2p සහ π 7 2p කාක්ෂික දෙගුණයක් පරිහානියට පත් වේ.
රේඛීය සංයෝජනයක් ගොඩනගා ගත හැක්කේ ඕනෑම AO වලින් නොව, තරමක් සමීප ශක්තියක් ඇති සහ ජ්‍යාමිතික දෘෂ්ටි කෝණයකින් අතිච්ඡාදනය විය හැකි ඒවායින් පමණක් බව සැලකිල්ලට ගත යුතුය. σ-බන්ධන σ-ලිහිල් කරන කාක්ෂික සෑදීම සඳහා සුදුසු එවැනි කාක්ෂික යුගල s - s, s - p z, s - d z 2, p z - p z, p z - d z 2, d z 2 - d z 2, රේඛීය සමග විය හැක. සංයෝජනය p x - p x , p y – p y , p x – d xz , p y – d yz , අණුක π-බන්ධන සහ π-ලිහිල් කරන අණුක කාක්ෂික සෑදී ඇත.
ඔබ d x 2- y 2 - d x 2- y 2 හෝ d xy - d xy වර්ගයේ AO වලින් MO එකක් ගොඩනඟන්නේ නම්, එවිට δ-MOs සෑදී ඇත. මේ අනුව, ඉහත සඳහන් කළ පරිදි, MO හි σ, π සහ δ ලෙස බෙදීම පරමාණුක න්යෂ්ටීන් සම්බන්ධ කරන රේඛාවට අදාළව ඒවායේ සමමිතිය මගින් පූර්ව තීරණය කරනු ලැබේ. මේ අනුව, σ-MO සඳහා, නෝඩල් තල ගණන ශුන්‍ය වේ, π-MO හි එවැනි තලයක් ඇත, සහ δ-MO හි දෙකක් ඇත.
MMO LCAO රාමුව තුළ දෙවන කාලපරිච්ඡේදයේ සම පරමාණුක අණු විස්තර කිරීම සඳහා, AO කාක්ෂික ශක්තියෙන් සමීපව හා සමාන සමමිතියක් ඇති විට පමණක් පරමාණුක කාක්ෂිකවල රේඛීය සංයෝජනයක් කළ හැකි බව සැලකිල්ලට ගත යුතුය.
Fig.31.3. පරමාණුක p-කාක්ෂික වලින් σ-බන්ධන σ-ප්රතිබන්ධන කාක්ෂික සෑදීම
Fig.32.3.පරමාණුක p-කාක්ෂික වලින් π-බන්ධන සහ π-ප්රතිබන්ධන අණුක කාක්ෂික සෑදීම.
දෙවන කාලපරිච්ඡේදයේ කාක්ෂික අතුරින්, 2s සහ 2p z කක්ෂවල z අක්ෂය සම්බන්ධයෙන් සමාන සමමිතියක් ඇත. Li, Be, B සහ C පරමාණු සඳහා ඒවායේ ශක්තීන්හි වෙනස සාපේක්ෂව කුඩා වන අතර, තරංග ශ්‍රිත 2s සහ 2p මෙම අවස්ථාවෙහි මිශ්ර විය හැක. O සහ F පරමාණු සඳහා, ශක්ති 2s සහ 2p හි වෙනස්කම් වඩා විශාල වේ, එබැවින් ඒවායේ මිශ්ර වීම සිදු නොවේ (වගුව 4.3)
වගුව 4.3.
විවිධ මූලද්රව්යවල කාක්ෂික 2s සහ 2p අතර ∆E ශක්තීන්
වගුව 4.3 හි දත්ත මෙන්ම සිදු කරන ලද ගණනය කිරීම් වලට අනුව, MO හි සාපේක්ෂ ශක්තිය එක් අතකින් Li 2 - N 2 අණු සඳහා සහ අනෙක් පැත්තෙන් O 2 - F 2 අණු සඳහා වෙනස් වේ. පළමු කාණ්ඩයේ අණු සඳහා, MO ශක්තියේ වැඩි වීමේ අනුපිළිවෙල මාලාවක් ලෙස නිරූපණය කළ හැකිය:
σ2sσ ٭ 2sπ2p x π2p y σ2p z π٭2p x π ٭ 2p y σ ٭ 2p z , සහ O 2 සහ F 2 අණු සඳහා ආකෘතියේ:
σ2sσ ٭ 2sσ2p z π2p x π2p y π٭2p x π ٭ 2p y σ ٭ 2p z (රූපය 33.3).
දෙවන ශක්ති මට්ටමේ කාක්ෂික හා සසඳන විට ඉතා අඩු ශක්තියක් ඇති 1s වර්ගයේ කාක්ෂික, අණුව තුළට නොවෙනස්ව ගමන් කරයි, එනම් ඒවා පරමාණුකව පවතින අතර අණුවේ ශක්ති ප්‍රස්ථාරයේ දක්වා නොමැත.
අණු සහ අණුක අයන වල ශක්ති රූප සටහන් මත පදනම්ව, අංශුවල ස්ථායීතාවය සහ ඒවායේ චුම්බක ගුණාංග පිළිබඳ නිගමනවලට එළඹිය හැකිය. මේ අනුව, අණු වල ස්ථායීතාවය, එම AO වලින් සාදන ලද MOs, බන්ධන අනුපිළිවෙලෙහි අගය සහ චුම්බක ගුණාංග - MO ට යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන ගණන අනුව දළ වශයෙන් විනිශ්චය කළ හැකිය (රූපය 34.3).
LCAO හි MMO හි දෘෂ්ටි කෝණයෙන් බලන කල, සංයුජතා නොවන, අභ්යන්තර මට්ටම් වල AO කාක්ෂික MO ගොඩනැගීමට සහභාගී නොවන නමුත් බන්ධන ශක්තියට සැලකිය යුතු බලපෑමක් ඇති බව සටහන් කළ යුතුය. උදාහරණයක් ලෙස, H 2 සිට Li 2 දක්වා ගමන් කරන විට, බන්ධන ශක්තිය හතර ගුණයකට වඩා අඩු වේ (432 kJ/mol සිට 99 kJ/mol දක්වා).
Fig.33.3 (a) O 2 සහ F 2 සහ (b) Li 2 - N 2 අණු වල MO හි ශක්ති ව්‍යාප්තිය.
Fig.34.3 දෙවන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්රව්යවල ද්විමය අණු වල ශක්ති රූප සටහන්.
H 2 අණුවකින් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් වෙන්වීම පද්ධතියේ බන්ධන ශක්තිය 256 kJ/mol දක්වා අඩු කරයි, එය බන්ධන කක්ෂයේ ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්යාව අඩුවීම සහ PS 1 සිට 0.5 දක්වා අඩුවීම නිසා ඇතිවේ. Li 2 අණුවෙන් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් වෙන්වීමේදී, බන්ධන ශක්තිය 100 සිට 135.1 kJ / mol දක්වා වැඩි වේ, නමුත් 6.9 රූපයෙන් දැකිය හැකි පරිදි, ඉලෙක්ට්‍රෝනය, පෙර අවස්ථාවේ දී මෙන්, බන්ධනයෙන් ඉවත් කරනු ලැබේ. කක්ෂය සහ PS 0.5 දක්වා අඩු වේ. මෙයට හේතුව Li 2 අණුවෙන් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ඉවත් කළ විට, බන්ධන MO මත පිහිටන ඉලෙක්ට්රෝන සහ අභ්යන්තර 1s කක්ෂය අල්ලාගෙන සිටින ඉලෙක්ට්රෝන අතර විකර්ෂණය අඩු වීමයි. ආවර්තිතා පද්ධතියේ පළමු කාණ්ඩයේ ප්රධාන උප කාණ්ඩයේ සියලුම මූලද්රව්යවල අණු සඳහා මෙම රටාව නිරීක්ෂණය කෙරේ.
න්යෂ්ටික ආරෝපණය වැඩි වන විට, MO හි ශක්තිය මත 1s කක්ෂීය ඉලෙක්ට්රෝන වල බලපෑම අඩු වේ, එබැවින්, B 2, C 2 සහ N 2 අණු වල, ඉලෙක්ට්‍රෝනය වෙන්වීම පද්ධතියේ ශක්තිය වැඩි කරයි (අඩු වීම PS අගය, සම්පූර්ණ බන්ධන ශක්තියේ අඩු වීම) ඉලෙක්ට්‍රෝනය බන්ධන කාක්ෂික වලින් ඉවත් වීම හේතුවෙන්. O 2, F 2 සහ Ne 2 අණු සම්බන්ධයෙන්, ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ඉවත් කිරීම ලිහිල් වන කාක්ෂිකයෙන් සිදු වේ, එය PS සහ පද්ධතියේ සමස්ත බන්ධන ශක්තිය වැඩි කිරීමට හේතු වේ, උදාහරණයක් ලෙස, F හි බන්ධන ශක්තිය 2 අණුව 154.8 kJ / mol වන අතර, අයනයේ F 2 + මෙන් දෙගුණයක් පමණ ඉහළ (322.1 kJ / mol) වේ. ඉහත තර්කය ඕනෑම අණු සඳහා ඒවායේ ගුණාත්මක හා ප්‍රමාණාත්මක සංයුතිය කුමක් වුවත් වලංගු වේ. ද්විමය අණු වල ස්ථායීතාවය සහ ඒවායේ සෘණ ආරෝපිත අණුක අයන පිළිබඳ සංසන්දනාත්මක විශ්ලේෂණයක් පාඨකයා විසින් සිදු කරන ලෙස අපි නිර්දේශ කරමු, i.e. A ක්‍රියාවලියේදී පද්ධතියේ ශක්තියේ වෙනස ඇස්තමේන්තු කරන්න 2 + ē = A 2 - .
එය ද රූප සටහන 34.3 න් පහත දැක්වෙන්නේ යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන ඇති B 2 සහ O 2 අණු පමණක් පරචුම්බක වන අතර දෙවන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්රව්යවල ඉතිරි ද්විමය අණු ද්‍රව්‍ය චුම්භක අංශු වේ.
IMO හි සාධාරණත්වය පිළිබඳ සාධනය, i.e. අණු වල ශක්ති මට්ටම්වල සැබෑ පැවැත්ම පිළිබඳ සාක්ෂි වන්නේ පරමාණු සහ ඒවායින් සෑදෙන අණු වල අයනීකරණ විභවයන්හි අගයන්හි වෙනසයි (වගුව 5.3).
වගුව 5.3.
පරමාණු සහ අණු වල අයනීකරණ විභවයන්
|
පරමාණුව |
පළමු අයනීකරණ විභවය kJ/mol |
අණුව |
පළමු අයනීකරණ විභවය kJ/mol |
|
එච් 2 | |||
|
එන් 2 | |||
|
ඕ 2 | |||
|
සී 2 | |||
|
එෆ් 2 |
වගුවේ දක්වා ඇති දත්ත පෙන්නුම් කරන්නේ සමහර අණු ඒවා සෑදී ඇති පරමාණුවලට වඩා වැඩි අයනීකරණ විභවයන් ඇති අතර අනෙක් අය අඩු අයනීකරණ විභවයන් ඇති බවයි. MVS හි දෘෂ්ටි කෝණයෙන් මෙම කරුණ පැහැදිලි කළ නොහැක. රූපය 34.3 හි දත්ත විශ්ලේෂණය කිරීමෙන් ඉලෙක්ට්‍රෝනය බන්ධන කක්ෂයෙන් ඉවත් කරන විට (අණු H 2, N 2, C 2) අණුවේ විභවය පරමාණුවට වඩා වැඩි බව නිගමනය කරයි. ලිහිල් වන MO (O 2 සහ F 2 අණු) වෙතින් ඉලෙක්ට්‍රෝනය ඉවත් කළහොත්, මෙම විභවය පරමාණුක එකට සාපේක්ෂව අඩු වනු ඇත.
MMO LCAO රාමුව තුළ විෂම පරමාණුක ද්විමය අණු සලකා බැලීම සඳහා, ප්රධාන සහ පැති ක්වොන්ටම් සංඛ්‍යාවල එකම අගයන් ඇති විවිධ මූලද්රව්යවල පරමාණුවල කාක්ෂික ඒවායේ ශක්තියෙන් වෙනස් වන බව සිහිපත් කිරීම අවශ්ය වේ. සලකා බලන ලද කක්ෂවලට සාපේක්ෂව පරමාණුක න්යෂ්ටියේ ඵලදායී ආරෝපණය වැඩි වන තරමට ඒවායේ ශක්තිය අඩු වේ. රූප සටහන 35.3 පෙන්නුම් කරන්නේ AB වර්ගයේ විෂම පරමාණුක අණු සඳහා වන MO ශක්ති රූප සටහන, B පරමාණුව වඩාත් විද්යුත් සෘණාත්මක වේ. මෙම පරමාණුවේ කාක්ෂික A පරමාණුවේ සමාන කාක්ෂිකවලට වඩා ශක්තියෙන් අඩුය. මේ සම්බන්ධයෙන්, MOs බන්ධනය කිරීමට B පරමාණුවේ කාක්ෂිකවල දායකත්වය ලිහිල් ඒවාට වඩා වැඩි වනු ඇත. ඊට පටහැනිව, ප්රතිබන්ධන MO සඳහා ප්රධාන දායකත්වය A පරමාණුවේ AO මගින් සිදු කෙරේ.අණුව සෑදීමේදී පරමාණු දෙකෙහිම අභ්යන්තර කක්ෂවල ශක්තිය ප්‍රායෝගිකව නොවෙනස්ව පවතී, නිදසුනක් ලෙස, හයිඩ්රජන් ෆ්ලෝරයිඩ් අණුවේ, ෆ්ලෝරීන් පරමාණුවේ කාක්ෂික 1s සහ 2s එහි න්යෂ්ටිය අසල සංකේන්ද්‍රණය වී ඇති අතර, විශේෂයෙන්, මෙම අණුවේ ධ්රැවීයතාව තීරණය කරයි (µ = 5.8 ∙ 10 -30). රූප සටහන 34 භාවිතා කරමින්, NO අණුවේ විස්තරය සලකා බලන්න. ඔක්සිජන් AO හි ශක්තිය නයිට්‍රජන් වලට වඩා අඩුය, පළමුවැන්නෙහි දායකත්වය බන්ධන කාක්ෂික සඳහා වැඩි වන අතර දෙවැන්න ලිහිල් වන කාක්ෂික සඳහා වැඩි වේ. පරමාණු දෙකෙහිම 1s සහ 2s කාක්ෂික ඒවායේ ශක්තිය වෙනස් නොවේ (σ2s සහ σ 72s ඉලෙක්ට්රෝන යුගල විසින් අත්පත් කරගෙන ඇත, σ1s සහ σ ٭ 1s රූපයේ දක්වා නොමැත). ඔක්සිජන් සහ නයිට්‍රජන් පරමාණුවල 2p කාක්ෂිකවල ඉලෙක්ට්රෝන හතරක් සහ තුනක් ඇත. මෙම ඉලෙක්ට්රෝනවල මුළු සංඛ්යාව 7ක් වන අතර 2p කාක්ෂික නිසා සෑදෙන බන්ධන කාක්ෂික තුනක් ඇත. ඒවා ඉලෙක්ට්රෝන හයකින් පුරවා ගත් පසු, අණුවේ හත්වන ඉලෙක්ට්‍රෝනය ප්‍රති බන්ධන π-කාක්ෂික එකක් මත පිහිටා ඇති බවත්, එබැවින් නයිට්‍රජන් පරමාණුව අසල ස්ථානගත වී ඇති බවත් පැහැදිලි වේ. අණුවෙහි PS: (8 - 3) / 2 = 2.5 i.e. අණුවේ සම්පූර්ණ බන්ධන ශක්තිය ඉහළ ය. කෙසේ වෙතත්, ප්රතිබන්ධන කක්ෂයක පිහිටා ඇති ඉලෙක්ට්රෝනයට ඉහළ ශක්තියක් ඇති අතර, එය පද්ධතියෙන් ඉවත් කිරීම එහි ස්ථායීතාවයට හේතු වනු ඇත. මෙම නිගමනය මඟින් NO ඔක්සිකරණ ක්‍රියාවලි වල සක්‍රිය ශක්තිය අඩු වනු ඇතැයි පුරෝකථනය කිරීමට හැකි වේ; මෙම ක්‍රියාවලි s.u.. හි පවා සිදු විය හැක.
ඒ අතරම, මෙම අණු වල තාප ස්ථායීතාවය ඉහළ වනු ඇත, NO + අයනය නයිට්‍රජන් සහ CO අණු වලට සමීප වන අතර සම්පූර්ණ බන්ධන ශක්තිය අනුව NO අඩු උෂ්ණත්වවලදී dimerize වේ.
මෙම ක්රමයේ රාමුව තුළ NO අණුව විශ්ලේෂණය කිරීම තවත් වැදගත් නිගමනයකට තුඩු දෙයි - වඩාත්ම ස්ථායී වනුයේ ද්විමය විෂම පරමාණුක අණු වන අතර, සංයුජතා s සහ p කාක්ෂික 10 ට සමාන මුළු ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්‍යාවක් සහිත පරමාණු ඇතුළත් වේ. , PS = 3. මෙම සංඛ්‍යාවේ වැඩි වීමක් හෝ අඩුවීමක් PS හි අගය අඩු වීමට තුඩු දෙනු ඇත, i.e. අංශුවේ අස්ථාවරත්වයට.
MMO LCAO හි බහුපරමාණුක අණු ද්විත්ව අංශු සඳහා ඉහත විස්තර කර ඇති මූලධර්ම මත පදනම්ව සලකනු ලැබේ. මෙම නඩුවේ අණුක කාක්ෂික සෑදී ඇත්තේ අණුව සෑදෙන සියලුම පරමාණු වල AO හි රේඛීය සංයෝජනයකිනි. එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස, එවැනි අංශුවල MOs බහු කේන්ද්‍ර, විච්ඡේදනය වන අතර සමස්තයක් ලෙස පද්ධතියේ රසායනික බන්ධනය විස්තර කරයි. අණුවක පරමාණු මධ්යස්ථාන අතර සමතුලිතතා දුර පද්ධතියේ අවම විභව ශක්තියට අනුරූප වේ.
Fig.35.3. ද්විමය විෂම පරමාණුක අණු වල MO හි ශක්ති රූප සටහන
(Atom B ඉහළ විද්යුත් සෘණතාවයක් ඇත).
Fig.36.3. විවිධ වර්ගවල අණු වල ශක්ති රූප සටහන්
MMO තුළ. (කක්ෂයේ p x අක්ෂය බන්ධන අක්ෂය සමග සමපාත වේ)
රූප සටහන 36.3 විවිධ වර්ගයේ අණු වල MOs පෙන්වයි. BeH 2 අණුවේ උදාහරණය භාවිතා කරමින් ඒවායේ ඉදිකිරීම් පිළිබඳ මූලධර්මය අපි සලකා බලමු (රූපය 37.3). මෙම අංශුවෙහි මධ්‍ය තුනේ MOs සෑදීමට හයිඩ්රජන් පරමාණු දෙකක 1s කාක්ෂික මෙන්ම Be පරමාණුවේ 2s සහ 2p කාක්ෂික ඇතුළත් වේ (මෙම පරමාණුවේ 1s කක්ෂය MO සෑදීමට සහභාගී නොවන අතර ස්ථානගත වේ. එහි න්යෂ්ටිය අසල). Be z-කාක්ෂිකයේ p-අක්ෂය සලකා බලනු ලබන අංශුවේ සන්නිවේදන රේඛාව සමඟ සමපාත වේ යැයි අපි උපකල්පනය කරමු. හයිඩ්රජන් සහ බෙරිලියම් පරමාණුවල s කාක්ෂික රේඛීය සංයෝජනයක් σ s සහ σ s ٭ සෑදීමට හේතු වන අතර, හයිඩ්රජන් පරමාණුවල s කාක්ෂික සහ Be හි p z - කාක්ෂිකවල සහභාගීත්වයෙන් එම ක්‍රියාවලියම බන්ධනයක් ගොඩනැගීමට සහ පිළිවෙළින් MO σ z සහ σ z ٭ ලිහිල් කිරීම.
Fig.37.3. Ven 2 අණුවේ MO
සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන බන්ධන කක්ෂවල අණුවෙහි පිහිටා ඇත, i.e. එහි ඉලෙක්ට්රොනික සූත්‍රය (σ s) 2 (σ z) 2 ලෙස නිරූපණය කළ හැක. මෙම බන්ධන කාක්ෂිකවල ශක්තිය H පරමාණුවේ කාක්ෂිකවල ශක්තියට වඩා අඩු වන අතර, එය සලකා බලනු ලබන අණුවේ සාපේක්ෂ ස්ථාවරත්වය සහතික කරයි.
සියලුම පරමාණු පද්ධති රේඛීය සංයෝජනයකට සුදුසු p-කාක්ෂික ඇති විට, σ-MO සමඟ, බහු කේන්ද්‍ර බන්ධන, බන්ධන නොවන සහ ලිහිල් π-MOs සෑදී ඇත. CO 2 අණුවක උදාහරණය මත එවැනි අංශු සලකා බලන්න (රූපය 38.3 සහ 39.3).
Fig.38.3 CO 2 අණු බන්ධනය සහ ලිහිල් කිරීම σ-MO
Fig.39.3. CO 2 අණුවක MO හි ශක්ති රූප සටහන.
මෙම අණුව තුළ, σ-MOs සෑදී ඇත්තේ කාබන් පරමාණුවක 2s සහ 2p x කාක්ෂික ඔක්සිජන් පරමාණු 2p x කාක්ෂික සමඟ ඒකාබද්ධ කිරීමෙනි. සියලුම පරමාණුවල p y සහ p z කාක්ෂිකවල රේඛීය සංයෝජනය හේතුවෙන් Delocalized π-MOs සෑදී ඇත.
අණුවෙහි ඇතුළත් වේ. එහි ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, විවිධ ශක්තීන් සමඟින් π-MOs යුගල තුනක් සෑදී ඇත: බන්ධන - π y c π z sv, බන්ධන නොවන - π y π z (ඔක්සිජන් පරමාණු වල p-කාක්ෂික වලට ශක්තිය අනුරූප වේ), සහ ලිහිල් කිරීම - π y res π z res.
MMO LCAO හි රාමුව තුළ අණු සලකා බැලීමේදී, අංශු විස්තර කිරීම සඳහා කෙටි යෝජනා ක්රම බොහෝ විට භාවිතා වේ (රූපය 40.3). උදාහරණයක් ලෙස, MO එකක් සාදන විට, BCI 3 අණුවේ, රේඛීය සංයෝජනයට සැබවින්ම සහභාගී වන AOs පමණක් දැක්වීම ප්‍රමාණවත් වේ (රූපයේ බෝරෝන්හි AO p-කාක්ෂික වලින් එකක් සහ 9 p න් 6ක් නොපෙන්වයි. - ක්ලෝරීන් පරමාණුවල කක්ෂ, එහි රේඛීය සංයෝගය බන්ධන නොවන MO ලබා දෙයි)
Fig.40.3. BCI 3 අණුවේ MO
CH 4 අණුවේ MO හි ශක්ති රූප සටහන රූපය 41.3 හි පෙන්වා ඇත. කාබන් පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය විශ්ලේෂණය කිරීමෙන් පෙන්නුම් කරන්නේ එහි 2p කාක්ෂිකවල විවිධ දිශාවන් හේතුවෙන් CH 4 හි පස්-මධ්‍ය MOs සෑදීම බවයි. ජ්‍යාමිතික හේතූන් මත මෙම AO වල සහභාගීත්වය ඇති අණුව කළ නොහැක. ඒ අතරම, කාබන්හි 2s කාක්ෂිකය හයිඩ්රජන් පරමාණුවල 1s කාක්ෂික සමග අතිච්ඡාදනය වීමට සමානව හැකියාව ඇති අතර, එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස මධ්‍ය පහේ σ s සහ σ s ٭ MO සෑදේ. 2p සහ 1s කක්ෂවල සංයෝජනවලදී, රේඛීය සංයෝජනයක පරමාණුක ශ්‍රිත සංඛ්යාව තුනක් පමණි, i.e. මෙම අවස්ථාවේ දී σ-MO හි ශක්තිය අදාළ σ s සහ σ s ٭ ට වඩා වැඩි වනු ඇත.
Fig.41.3 .. CH 4 අණුවේ MO හි ශක්ති රූප සටහන.
σ s සහ σ x (σ y . σ z) වෙතින් ඉවතට ගමන් කරන ඉලෙක්ට්රෝන සඳහා වෙනස් වන අයනීකරණ විභවයන් පිළිබඳ පර්යේෂණාත්මක දත්ත මගින් පහ-මධ්‍ය සහ තුන-මධ්‍ය බන්ධන කක්ෂවල විවිධ ශක්තීන් සනාථ වේ.
අණුක කක්ෂීය ක්රමය අණුවක ඉලෙක්ට්රෝන හුදකලා පරමාණුවක ඇති පරමාණුක කාක්ෂික වලට සමාන අණුක කාක්ෂිකවල පිහිටා ඇත යන උපකල්පනය මත පදනම්ව. සෑම අණුක කක්ෂයක්ම යම් අණුක ක්වොන්ටම් සංඛ්‍යා සමූහයකට අනුරූප වේ. අණුක කාක්ෂික සඳහා, Pauli මූලධර්මය වලංගු වේ, i.e. සෑම අණුක කක්ෂයකම ප්‍රති-සමාන්තර භ්‍රමණයන් සහිත ඉලෙක්ට්රෝන දෙකකට වඩා අඩංගු නොවිය හැක.
සාමාන්‍ය අවස්ථාවෙහිදී, බහුපරමාණුක අණුවක, ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළ සියලුම පරමාණුවලට එකවර අයත් වේ, i.e. බහු කේන්ද්‍රීය රසායනික බන්ධනයක් සෑදීමට සහභාගී වේ. මේ ක්රමයෙන්, අණුවක ඇති සියලුම ඉලෙක්ට්රෝන සමස්ථ අණුවටම එකවර අයත් වන අතර බන්ධිත පරමාණු දෙකක දේපල නොවේ. ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, අණුව සමස්තයක් ලෙස සලකනු ලබන අතර, තනි පරමාණු එකතුවක් ලෙස නොවේ.
අණුවක, ඕනෑම න්යෂ්ටික සහ ඉලෙක්ට්රෝන පද්ධතියක මෙන්, අණුක කාක්ෂිකවල ඉලෙක්ට්රෝනයක තත්ත්වය අනුරූප තරංග ශ්‍රිතයෙන් විස්තර කළ යුතුය. අණුක කාක්ෂික ක්රමයේ වඩාත් සුලභ අනුවාදයේ, ඉලෙක්ට්රෝන වල තරංග ශ්‍රිත නිරූපනය කිරීම මගින් සොයා ගැනේ. පරමාණුක කාක්ෂිකවල රේඛීය සංයෝජනයක් ලෙස අණුක කාක්ෂික(විචල්‍යයටම "MOLCAO" යන කෙටි නම ලැබුණි).
MOLCAO ක්‍රමයේදී තරංග ක්‍රියාකාරිත්වය උපකල්පනය කෙරේ වයි , අණුක කක්ෂයට අනුරූප, එකතුවක් ලෙස නිරූපණය කළ හැක:
y = c 1 y 1 + c 2 y 2 + ¼ + c n y n
y i යනු අන්තර්ක්‍රියා කරන පරමාණුවල කාක්ෂික සංලක්ෂිත තරංග ශ්‍රිත වේ;
c i යනු සංඛ්‍යාත්මක සංගුණක වන අතර, සම්පූර්ණ අණුක කාක්ෂිකයට විවිධ පරමාණුක කාක්ෂිකවල දායකත්වය වෙනස් විය හැකි බැවින් ඒවා හඳුන්වා දීම අවශ්ය වේ.
තරංග ශ්රිතයේ චතුරස්‍රය අන්තර්ක්‍රියා කරන පරමාණු අතර අවකාශයේ යම් ස්ථානයක ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් සොයා ගැනීමේ සම්භාවිතාව පිළිබිඹු කරන බැවින්, අණුක තරංග ශ්රිතයේ තිබිය යුතු ආකාරය සොයා ගැනීම උනන්දුවකි. මෙම ගැටළුව විසඳීමට ඇති පහසුම ක්රමය වන්නේ සමාන පරමාණු දෙකක 1s-කාක්ෂික තරංග ශ්රිතවල සංයෝජනයකි.
y = c 1 y 1 + c 2 y 2
1 \u003d c 2 \u003d c සමග සමාන පරමාණු සඳහා, යමෙක් එකතුව සලකා බැලිය යුතුය
y = c 1 (y 1 + y 2)
ස්ථාවර සමඟ ශ්රිතයේ විස්තාරයේ අගයට පමණක් බලපායි, එබැවින්, කක්ෂයේ හැඩය සොයා ගැනීමට, එකතුව කුමක්දැයි සොයා බැලීම ප්‍රමාණවත් වේ y 1 හා y2 .
බන්ධන දිගට සමාන දුරින් අන්තර්ක්‍රියා කරන පරමාණු දෙකක න්යෂ්ටීන් ස්ථානගත කර, 1s-කාක්ෂිකවල තරංග ශ්‍රිත නිරූපණය කිරීමෙන්, අපි ඒවා එකතු කරන්නෙමු. තරංග ශ්රිතවල සලකුණු අනුව, ඒවායේ එකතු කිරීම විවිධ ප්‍රති results ල ලබා දෙන බව පෙනේ. එකම සංඥා (රූපය 4.15, a) සමඟ කාර්යයන් එකතු කිරීමේදී, අගයන් වයි අන්තර් න්යෂ්ටික අවකාශයේ අගයන්ට වඩා වැඩි වේ y 1 හා y2 . ප්රතිවිරුද්ධ අවස්ථාවක (රූපය 4.15, b), මුල් පරමාණු වල තරංග ශ්රිතවලට සාපේක්ෂව අන්තර් න්යෂ්ටික අවකාශයේ තරංග ශ්රිතයේ නිරපේක්ෂ අගය අඩු වීමෙන් සම්පූර්ණ අණුක කාක්ෂිකය සංලක්ෂිත වේ.
|
|
සහල්. 4.15. ගොඩනැගීමේදී පරමාණුක කාක්ෂික එකතු කිරීමේ යෝජනා ක්රමය
බැඳීම (a) සහ ලිහිල් කිරීම (b) MO
තරංග ශ්රිතයේ චතුරස්‍රය මඟින් අවකාශයේ අනුරූප කලාපයේ ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් සොයා ගැනීමේ සම්භාවිතාව සංලක්ෂිත වන බැවින්, i.e. ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළේ ඝනත්වය, එනම් තරංග ශ්‍රිත එකතු කිරීමේ පළමු අනුවාදයේ අන්තර් න්යෂ්ටික අවකාශයේ ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළේ ඝනත්වය වැඩි වන අතර දෙවනුව එය අඩු වේ.
මේ අනුව, එකම සංඥා සමඟ තරංග ශ්රිතයන් එකතු කිරීම සෘණ ආරෝපිත අන්තර් න්යෂ්ටික කලාපයට ධනාත්මක ආරෝපිත න්යෂ්ටිවල ආකර්ෂණීය බලවේග පෙනුම හා රසායනික බන්ධනයක් සෑදීමට හේතු වේ. මෙම අණුක කක්ෂය ලෙස හැඳින්වේ බැඳීම , සහ ඒ මත පිහිටන ඉලෙක්ට්රෝන - බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන .
විවිධ සං signs ා වල තරංග ශ්‍රිත එකතු කිරීමේදී, අන්තර් න්යෂ්ටික කලාපයේ දිශාවට එක් එක් න්යෂ්ටියේ ආකර්ෂණය දුර්වල වන අතර විකර්ෂක බලවේග පවතිනු ඇත - රසායනික බන්ධනය ශක්තිමත් නොවන අතර එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස අණුක කක්ෂය ලෙස හැඳින්වේ. ලිහිල් කිරීම (එය මත පිහිටා ඇති ඉලෙක්ට්රෝන - ඉලෙක්ට්රෝන ලිහිල් කිරීම ).
පරමාණුක s-, p-, d-, f-කාක්ෂික වලට සමාන, MO සංකේතනය කරයි s- , p- , d- , j orbitals . 1s-කාක්ෂික දෙකක අන්තර්ක්‍රියා වලින් පැන නගින අණුක කාක්ෂික දක්වන්නේ: s-සම්බන්ධ කිරීම හා s (තරු ලකුණක් සමඟ) - ලිහිල් කිරීම . පරමාණුක කාක්ෂික දෙකක් අන්තර්ක්‍රියා කරන විට, අණුක කාක්ෂික දෙකක් සෑම විටම සෑදී ඇත - බන්ධනයක් සහ ලිහිල් කිරීමක්.
පරමාණුක 1s-කාක්ෂිකයේ සිට s-කාක්ෂිකයට ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් සංක්රමණය වීම, රසායනික බන්ධනයක් සෑදීමට තුඩු දෙයි, ශක්තිය මුදා හැරීමත් සමඟ සිදු වේ. ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් 1s කක්ෂයේ සිට s කක්ෂයට සංක්රමණය වීමට ශක්තිය අවශ්ය වේ. එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස, s-බන්ධන කාක්ෂිකයේ ශක්තිය අඩු වන අතර s-විවෘත කක්ෂය සාමාන්‍යයෙන් අනුරූප රූප සටහන් ආකාරයෙන් නිරූපණය වන මුල් පරමාණුක 1s-කාක්ෂිකවල ශක්තියට වඩා වැඩි වේ (රූපය 4.16).
JSC MO JSC
සහල්. 4.16. හයිඩ්රජන් අණුවේ MO සෑදීමේ ශක්ති රූප සටහන
අණුක කාක්ෂික සෑදීමේ ශක්ති රූප සටහන් සමඟ, අන්තර්ක්‍රියා කරන පරමාණුවල කාක්ෂික අතිච්ඡාදනය කිරීම හෝ විකර්ෂණය කිරීම මගින් ලබාගත් අණුක වලාකුළු වල පෙනුම සිත්ගන්නා කරුණකි.
මෙහිදී සැලකිල්ලට ගත යුත්තේ කිසිදු කක්ෂයකට අන්තර්ක්‍රියා කළ නොහැකි නමුත් ඇතැම් අවශ්යතා සපුරාලන ඒවා පමණක් බවයි.
1. ආරම්භක පරමාණුක කාක්ෂිකවල ශක්තීන් එකිනෙකින් විශාල වශයෙන් වෙනස් නොවිය යුතුය - ඒවා විශාලත්වයෙන් සැසඳිය යුතුය.
2. පරමාණුක කක්ෂවලට අණුවේ අක්ෂය ගැන සමාන සමමිතික ගුණ තිබිය යුතුය.
අවසාන අවශ්‍යතාවය ඔවුන් එකිනෙකා සමඟ ඒකාබද්ධ කළ හැකි බවට හේතු වේ, උදාහරණයක් ලෙස, s - s (රූපය 4.17, a), s - p x (රූපය 4.17, b), p x - p x, නමුත් ඒවාට s - p y නොහැක. , s - p z (රූපය 4.17, c), නිසා පළමු අවස්ථා තුනේදී, අන්තර් න්යෂ්ටික අක්ෂය වටා භ්‍රමණය වන විට කක්ෂ දෙකම වෙනස් නොවේ (රූපය 3.17 a, b), සහ අවසාන අවස්ථා වලදී ඒවා ලකුණ වෙනස් කරයි (රූපය 4.17, c). මෙය අවසාන අවස්ථාවන්හිදී, අතිච්ඡාදනය වූ ප්‍රදේශ වල අන්යෝන්ය අඩුකිරීම් වලට තුඩු දෙන අතර එය සිදු නොවේ.
3. අන්තර්ක්‍රියා කරන පරමාණු වල ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළු හැකිතාක් අතිච්ඡාදනය විය යුතුය. මෙයින් අදහස් වන්නේ, උදාහරණයක් ලෙස, අතිච්ඡාදනය වන කලාප නොමැති p x – p y, p x – p z හෝ p y – p z කාක්ෂික ඒකාබද්ධ කළ නොහැකි බවයි.
(ඒ බී සී)
සහල්. 4.17. හැකියාව මත පරමාණුක කාක්ෂිකවල සමමිතියෙහි බලපෑම
අණුක කාක්ෂික සෑදීම: MOs සෑදී ඇත (a, b),
පිහිටුවා නැත (තුළ)
s-කාක්ෂික දෙකක අන්තර්ක්‍රියා වලදී, එහි ප්රතිඵලය වන s- සහ s-කාක්ෂික මේ ආකාරයට පෙනේ (රූපය 3.18)
|
|
|
|
සහල්. 4.18. 1s කක්ෂ දෙකක් ඒකාබද්ධ කිරීම සඳහා යෝජනා ක්රමය
p x -කක්ෂ දෙකක අන්තර්ක්‍රියා ද s-බන්ධනයක් ලබා දෙයි, මන්ද එහි ප්රතිඵලයක් වශයෙන් බන්ධනය පරමාණුවල මධ්යස්ථාන සම්බන්ධ කරන සරල රේඛාවක් ඔස්සේ යොමු කෙරේ. නැගී එන අණුක කක්ෂ පිළිවෙලින් s සහ s ලෙස නම් කර ඇත, ඒවා සෑදීමේ යෝජනා ක්රමය රූපයේ දැක්වේ. 4.19.
 |
සහල්. 4.19. p x කාක්ෂික දෙකක් ඒකාබද්ධ කිරීමේ යෝජනා ක්රමය
p y - p y හෝ p z - p z -orbitals (රූපය 4.20) සංයෝජනයක් සමඟ s-කාක්ෂික සෑදිය නොහැක, මන්ද විය හැකි අතිච්ඡාදනය වන කක්ෂවල කලාප පරමාණුවල මධ්යස්ථාන සම්බන්ධ කරන සරල රේඛාවක පිහිටා නොමැත. මෙම අවස්ථා වලදී, පරිහානිය p y - සහ p z -, මෙන්ම p - සහ p - කාක්ෂික සෑදී ඇත ("පරිහානිය" යන පදය මෙම අවස්ථාවෙහි "හැඩයෙන් හා ශක්තියෙන් සමාන" යන්නයි).
සහල්. 4.20. p z කාක්ෂික දෙකක් ඒකාබද්ධ කිරීමේ යෝජනා ක්රමය
බහු පරමාණුක පද්ධතිවල අණුක කාක්ෂික ගණනය කිරීමේදී, ඊට අමතරව, එහි දිස්විය හැකිය අණුක කාක්ෂික බන්ධනය සහ ලිහිල් කිරීම අතර ශක්ති මට්ටම් මැද. එබඳු mo call කළා නොබැඳෙන .
පරමාණුවල මෙන්, අණු වල ඉලෙක්ට්රෝන අවම ශක්තියට අනුරූප වන අණුක කාක්ෂික අල්ලා ගැනීමට නැඹුරු වේ. එබැවින්, හයිඩ්රජන් අණුවක, ඉලෙක්ට්රෝන දෙකම 1s කාක්ෂිකයේ සිට බන්ධන s 1 s කාක්ෂිකයට (රූපය 4.14) මාරු වනු ඇත, එය සූත්‍රයෙන් නිරූපණය කළ හැකිය:
පරමාණුක කාක්ෂික මෙන්, අණුක කාක්ෂික වලට උපරිම ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් රඳවා ගත හැක.
MO LCAO ක්රමය සංයුජතා සංකල්පය සමඟ ක්රියා නොකරයි, නමුත් "පිළිවෙල" හෝ "සබැඳි ගුණත්වය" යන යෙදුම හඳුන්වා දෙයි.
සන්නිවේදන නියෝගය (P)අන්තර්ක්‍රියා කරන පරමාණු සංඛ්‍යාවෙන් බන්ධන සහ ලිහිල් ඉලෙක්ට්රෝන ගණන අතර වෙනස බෙදීමේ ප්‍රමාණයට සමාන වේ, i.e. ද්වි පරමාණුක අණු සම්බන්ධයෙන්, මෙම වෙනසෙන් අඩක්. බැඳුම්කර අනුපිළිවෙලට ශුන්‍ය ඇතුළු පූර්ණ සංඛ්‍යා සහ භාගික අගයන් ගත හැක (බන්ධන අනුපිළිවෙල ශුන්‍ය නම්, පද්ධතිය අස්ථායී වන අතර රසායනික බන්ධනයක් සිදු නොවේ).
එබැවින්, MO ක්රමයේ ආස්ථානයෙන්, බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන දෙකකින් සාදන ලද H 2 අණුවේ රසායනික බන්ධනය සංයුජතා බන්ධන ක්රමයට ද අනුරූප වන තනි බන්ධනයක් ලෙස සැලකිය යුතුය.
MO ක්රමයේ දෘෂ්ටි කෝණයෙන් සහ ස්ථායී අණුක අයන H හි පැවැත්ම පැහැදිලිය. මෙම අවස්ථාවෙහිදී, එකම ඉලෙක්ට්‍රෝනය පරමාණුක 1s කක්ෂයේ සිට අණුක s 1 S කාක්ෂිකය දක්වා ගමන් කරයි, එය ශක්තිය මුදා හැරීම සහ 0.5 ගුණයකින් රසායනික බන්ධනයක් සෑදීම සමඟ සිදු වේ.
අණුක අයන H සහ He (ඉලෙක්ට්රෝන තුනක් අඩංගු), තුන්වන ඉලෙක්ට්‍රෝනය දැනටමත් ප්රතිබන්ධන s-කාක්ෂික (උදාහරණයක් ලෙස, He (s 1 S) 2 (s) 1) මත තබා ඇති අතර, එවැනි බන්ධන අනුපිළිවෙල අයන, අර්ථ දැක්වීමට අනුව, 0.5 කි. එවැනි අයන පවතින නමුත් ඒවායේ බන්ධනය හයිඩ්රජන් අණුවට වඩා දුර්වලය.
උපකල්පිත He 2 අණුවක ඉලෙක්ට්රෝන 4 ක් තිබිය යුතු බැවින්, ඒවා ස්ථානගත කළ හැක්කේ s 1 S - බන්ධන සහ s - ලිහිල් කරන කක්ෂවල 2 ක් පමණි, i.e. බන්ධන අනුපිළිවෙල ශුන්‍ය වන අතර අනෙකුත් උච්ච වායූන් මෙන් හීලියම්වල ද්වි පරමාණුක අණු නොපවතී. එලෙසම Be 2 , Ca 2 , Mg 2 , Ba 2 ආදී අණු සෑදිය නොහැක.
මේ අනුව, අණුක කාක්ෂික ක්රමයේ දෘෂ්ටි කෝණයෙන්, අන්තර් ක්රියාකාරී පරමාණුක කාක්ෂික දෙකක් අණුක කාක්ෂික දෙකක් සාදයි: බන්ධනය සහ ලිහිල් කිරීම. ප්රධාන ක්වොන්ටම් අංක 1 සහ 2 සහිත AO සඳහා, වගුව 1 හි ඉදිරිපත් කර ඇති MOs සෑදීමේ හැකියාව ඇත. 4.4
ක්රමයේ මතුවීම සඳහා පූර්වාවශ්යතාවයන්
සංයුජතා බන්ධන ක්රමය මගින් පැහැදිලි කළ නොහැකි සහසංයුජ බන්ධන න්‍යායේ ප්‍රශ්න තිබූ බැවින් කාලානුක්‍රමිකව, අණුක කාක්ෂික ක්රමය සංයුජතා බන්ධන ක්රමයට වඩා පසුව දර්ශනය විය. ඒවායින් සමහරක් අපි සලකා බලමු.
සංයුජතා බන්ධන ක්රමයේ ප්රධාන ස්ථානය වන්නේ පරමාණු අතර බන්ධනය ඉලෙක්ට්රෝන යුගල (බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළු දෙකක්) නිසා සිදු වන බවයි. නමුත් එය සැමවිටම එසේ නොවේ. සමහර අවස්ථාවලදී, තනි ඉලෙක්ට්රෝන රසායනික බන්ධනයක් සෑදීමට සම්බන්ධ වේ. ඉතින්, අණුක අයනයක H 2+එක් ඉලෙක්ට්රෝන බන්ධනය. සංයුජතා බන්ධන ක්රමයට එක් ඉලෙක්ට්රෝන බන්ධනයක් සෑදීම පැහැදිලි කළ නොහැක, එය එහි මූලික ස්ථානයට පටහැනි වේ.
සංයුජතා බන්ධන ක්රමය ද අණුවක යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන වල කාර්යභාරය පැහැදිලි නොකරයි. යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන සහිත අණු පරචුම්භක වේ, i.e. යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝනය ස්ථිර චුම්භක මොහොතක් නිර්මාණය කරන බැවින්, චුම්බක ක්ෂේත්‍රයට ඇද දමනු ලැබේ. අණු වල යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන නොමැති නම්, ඒවා චුම්භක වේ - ඒවා චුම්බක ක්ෂේත්‍රයෙන් පිටතට තල්ලු කරනු ලැබේ. ඔක්සිජන් අණුව පරම චුම්භක වේ, එයට සමාන්තර භ්‍රමණයන් සහිත ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් ඇත, එය සංයුජතා බන්ධන ක්රමයට පටහැනි වේ. සංයුජතා බන්ධන ක්රමයට සංකීර්ණ සංයෝගවල ගුණාංග ගණනාවක් - ඒවායේ වර්ණය ආදිය පැහැදිලි කළ නොහැකි බව ද සඳහන් කළ යුතුය.
මෙම කරුණු පැහැදිලි කිරීම සඳහා අණුක කක්ෂීය ක්රමය යෝජනා කරන ලදී.
ක්රමයේ ප්රධාන විධිවිධාන
අණුක කාක්ෂික ක්රමයට අනුව, අණු වල ඉලෙක්ට්රෝන අණුක කාක්ෂිකවල බෙදා හරින අතර, පරමාණුක කාක්ෂික මෙන්, යම් ශක්තියක් (ශක්ති මට්ටම) සහ හැඩය මගින් සංලක්ෂිත වේ. පරමාණුක කාක්ෂික මෙන් නොව, අණුක කාක්ෂික එක් පරමාණුවක් නොව සමස්ත අණුව ආවරණය කරයි, i.e. දෙකක් හෝ බහු කේන්ද්‍ර වේ. සංයුජතා බන්ධන ක්‍රමයේදී අණු වල පරමාණු යම් පෞද්ගලිකත්වයක් රඳවා ගන්නේ නම්, අණුක කාක්ෂික ක්‍රමයේදී අණුව තනි පද්ධතියක් ලෙස සැලකේ.
අණුක කාක්ෂික ක්රමයේ වඩාත් බහුලව භාවිතා වන්නේ පරමාණුක කාක්ෂික රේඛීය සංයෝගයකි. මෙම අවස්ථාවේ දී, නීති කිහිපයක් නිරීක්ෂණය කරනු ලැබේ:
ෂ්රොඩිංගර් සමීකරණයමන්ද අණුක පද්ධතියක් චාලක ශක්ති පදයකින් සහ සියලුම ඉලෙක්ට්රෝන සඳහා එකවර විභව ශක්ති පදයකින් සමන්විත විය යුතුය. නමුත් මෙතරම් විශාල විචල්‍ය සංඛ්‍යාවක් සහිත (සියලු ඉලෙක්ට්රෝනවල දර්ශක සහ ඛණ්ඩාංක) එක් සමීකරණයක විසඳුම කළ නොහැක, එබැවින් සංකල්පය හඳුන්වා දෙනු ලැබේ. එක් ඉලෙක්ට්රෝන ආසන්න කිරීම.
එක්-ඉලෙක්ට්රෝන ආසන්න වශයෙන් උපකල්පනය කරන්නේ එක් එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනය න්යෂ්ටියේ ක්ෂේත්රයේ සහ අණුවේ ඉතිරි ඉලෙක්ට්රෝනවල සාමාන්‍ය ක්ෂේත්රයේ චලනය වන ලෙස සැලකිය හැකි බවයි. මෙයින් අදහස් කරන්නේ සෑම මමඅණුවක ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝනය එහිම ශ්‍රිතයෙන් විස්තර කෙරේ ψ iසහ තමන්ගේම ශක්තියක් ඇත ඊ. මෙයට අනුකූලව, අණුවේ ඇති සෑම ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් සඳහාම, කෙනෙකුට තමන්ගේම ෂ්රොඩිංගර් සමීකරණයක් සෑදිය හැකිය. එවිට සඳහා nඉලෙක්ට්රෝන විසඳිය යුතුය nසමීකරණ. මෙය පරිගණක ආධාරයෙන් matrix Calculus ක්රම මගින් සිදු කෙරේ.
බහු කේන්ද්‍ර සහ බහු ඉලෙක්ට්රෝන පද්ධතියක් සඳහා Schrödinger සමීකරණය විසඳන විට, විසඳුම් එක් ඉලෙක්ට්රෝන තරංග ශ්‍රිත - අණුක කාක්ෂික, ඒවායේ ශක්තීන් සහ සමස්ත අණුක පද්ධතියේ ඉලෙක්ට්රොනික ශක්තිය ලෙස ලබා ගනී.
පරමාණුක කක්ෂවල රේඛීය සංයෝජනය
එක් ඉලෙක්ට්රෝන ආසන්නයේ දී, අණුක කාක්ෂික ක්රමය මඟින් එක් එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනය එහි ම කක්ෂය සමඟ විස්තර කරයි. පරමාණුවක පරමාණුක කාක්ෂික ඇති සේම, අණුවක අණුක කාක්ෂික ඇත. වෙනස වන්නේ අණුක කාක්ෂික බහු කේන්ද්‍ර වේ.
අණුක කක්ෂයක පිහිටන ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් සලකමු ψ iඋදාසීන අණුවක්, එය යම් පරමාණුවක න්යෂ්ටිය ආසන්නයේ ඇති මොහොතේ එම්. මෙම අභ්‍යවකාශ කලාපයේ, විභව ක්ෂේත්‍රය ප්රධාන වශයෙන් පරමාණුවේ න්යෂ්ටිය මගින් නිර්මාණය වේ එම්සහ ආසන්න ඉලෙක්ට්රෝන. අණුව සාමාන්‍යයෙන් උදාසීන බැවින්, අදාළ ඉලෙක්ට්‍රෝනය සහ වෙනත් න්‍යෂ්ටියක් අතර ආකර්ෂණය nප්‍රශ්නගත ඉලෙක්ට්‍රෝනය සහ න්යෂ්ටිය අසල ඇති ඉලෙක්ට්රෝන අතර විකර්ෂණය මගින් ආසන්න වශයෙන් වන්දි ගෙවනු ලැබේ n. මෙයින් අදහස් කරන්නේ න්යෂ්ටිය අසල ඉලෙක්ට්රෝනයක චලිතය අනෙකුත් පරමාණු නොමැති විට ආසන්න වශයෙන් සමාන වන බවයි. එබැවින්, කක්ෂීය ආසන්නයේ දී, අණුක කාක්ෂිකය ψ iහරය අසල එම්එම පරමාණුවේ පරමාණුක කාක්ෂික එකකට සමාන විය යුතුය. පරමාණුක කාක්ෂිකයේ සැලකිය යුතු අගයන් ඇත්තේ එහි න්යෂ්ටිය ආසන්නයේ පමණක් බැවින්, කෙනෙකුට ආසන්න වශයෙන් අණුක කාක්ෂිකය නියෝජනය කළ හැක. ψ iපරිදි පරමාණුක කක්ෂවල රේඛීය සංයෝජනයතනි පරමාණු.
හයිඩ්රජන් පරමාණු න්යෂ්ටි දෙකකින් සමන්විත සරලම අණුක පද්ධතිය සඳහා, සැලකිල්ලට ගනිමින් තත් 1- පරමාණුවක ඉලෙක්ට්රෝනයක චලිතය විස්තර කරන පරමාණුක කක්ෂ එච්, අණුක කක්ෂය නිරූපණය වන්නේ:
ප්රමාණ c 1iහා c 2i- සංඛ්‍යාත්මක සංගුණක, විසඳුම වේ Schrödinger සමීකරණ. ඔවුන් එක් එක් පරමාණුක කාක්ෂිකයේ යම් අණුක කාක්ෂිකයකට දක්වන දායකත්වය පෙන්වයි. සාමාන්‍ය අවස්ථාවෙහිදී, සංගුණක -1 සිට +1 දක්වා පරාසයක අගයන් ගනී. යම් අණුක කාක්ෂිකයක් සඳහා වන ප්‍රකාශනයේ එක් සංගුණකයක් පවතින්නේ නම්, මෙය ඉලෙක්ට්‍රෝනයක්, දී ඇති අණුක කාක්ෂිකයක සිටීම, ප්රධාන වශයෙන් එම න්යෂ්ටිය අසල පිහිටා ඇති අතර ප්රධාන වශයෙන් එම පරමාණුක කාක්ෂිකය මගින් විස්තර කෙරේ. වැඩි. පරමාණුක කාක්ෂිකය ඉදිරිපිට ඇති සංගුණකය ශුන්යයට ආසන්න නම්, මෙයින් අදහස් කරන්නේ මෙම පරමාණුක කාක්ෂිකය විසින් විස්තර කරන ලද කලාපයේ ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් පැවතීම අපහසු බවයි. භෞතික අර්ථයට අනුව, මෙම සංගුණකවල වර්ග, දී ඇති පරමාණුක කාක්ෂිකයක් මගින් විස්තර කරන ලද අවකාශයේ සහ ශක්ති කලාපයේ ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් සොයා ගැනීමේ සම්භාවිතාව තීරණය කරයි.
LCAO ක්‍රමයේදී, ස්ථායී අණුක කාක්ෂිකයක් සෑදීම සඳහා, පරමාණුක කාක්ෂිකවල ශක්තීන් එකිනෙකට සමීප වීම අවශ්ය වේ. ඊට අමතරව, ඔවුන්ගේ සමමිතිය බොහෝ වෙනස් නොවන බව අවශ්ය වේ. මෙම අවශ්යතා දෙක සපුරා ඇත්නම්, සංගුණක ඒවායේ අගයන් සමීප විය යුතු අතර, මෙය, ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළුවල උපරිම අතිච්ඡාදනය සහතික කරයි. පරමාණුක කාක්ෂික එකතු කරන විට, අණුක කාක්ෂිකයක් සාදනු ලබන අතර, එහි ශක්තිය පරමාණුක කාක්ෂිකවල ශක්තීන්ට සාපේක්ෂව අඩු වේ. මෙම අණුක කක්ෂය ලෙස හැඳින්වේ බැඳීම. බන්ධන කක්ෂයට අනුරූප තරංග ශ්රිතය ලබා ගන්නේ එකම ලකුණක් සහිත තරංග ශ්‍රිත එකතු කිරීමෙනි. මෙම අවස්ථාවේ දී, ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය න්යෂ්ටීන් අතර සංකේන්ද්රනය වී ඇති අතර, තරංග ශ්රිතය ධනාත්මක අගයක් ගනී. පරමාණුක කාක්ෂික අඩු කළ විට, අණුක කාක්ෂිකයේ ශක්තිය වැඩි වේ. මෙම කක්ෂය ලෙස හැඳින්වේ ලිහිල් කිරීම. මෙම නඩුවේ ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය න්යෂ්ටීන් පිටුපස පිහිටා ඇති අතර ඒවා අතර ශුන්යයට සමාන වේ. පිහිටුවා ඇති ඉලෙක්ට්රෝන වළාකුළු දෙකෙහි තරංග ශ්රිතයට ප්රතිවිරුද්ධ සලකුණු ඇති අතර, එය බන්ධන සහ ලිහිල් කක්ෂවල ගොඩනැගීමේ යෝජනා ක්රමයෙන් පැහැදිලිව දැකගත හැකිය.
එක් පරමාණුවක පරමාණුක කාක්ෂිකයට, ශක්තියේ හෝ සමමිතියේ විශාල වෙනසක් හේතුවෙන්, වෙනත් පරමාණුවක පරමාණුක කාක්ෂිකය සමඟ අන්තර් ක්රියා කළ නොහැකි වූ විට, එය අණුවක අණුක කාක්ෂිකවල ශක්ති යෝජනා ක්රමයට එයට අනුරූප ශක්තිය සමඟ ගමන් කරයි. පරමාණුව. මෙම වර්ගයේ කක්ෂය ලෙස හැඳින්වේ නොබැඳෙන.
කක්ෂීය වර්ගීකරණය
මත කාක්ෂික වර්ගීකරණය σ හෝ π ඒවායේ ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළු වල සමමිතිය අනුව නිපදවනු ලැබේ. σ -orbital සතුව ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළේ එවැනි සමමිතියක් ඇති අතර, එය න්යෂ්ටීන් 180 ° කින් සම්බන්ධ කරන අක්ෂය වටා එය හරවා මුල් හැඩයෙන් වෙන්කර හඳුනාගත නොහැකි කක්ෂයකට මග පාදයි. තරංග ශ්රිතයේ සලකුණ වෙනස් නොවේ. කවදා ද π -orbital, එය 180°කින් භ්‍රමණය වන විට තරංග ශ්රිතයේ ලකුණ ප්‍රතිවර්තනය වේ. එබැවින් එය අනුගමනය කරයි sපරමාණු වල ඉලෙක්ට්රෝන, එකිනෙක හා අන්තර්ක්‍රියා කරන විට සෑදිය හැක්කේ පමණි σ - කක්ෂ, සහ තුනක් (හය) පි- පරමාණුවක කක්ෂ - එකක් σ- සහ දෙකක් π - කක්ෂ, සහ σ - කක්ෂය අන්තර්ක්‍රියා කරන විට සිදු වේ p xපරමාණුක කක්ෂ, සහ π -කක්ෂීය - අන්තර්ක්‍රියා අතරතුර ආර් වයිහා pz. අණුක π -කක්ෂය අන්තර් න්යෂ්ටික අක්ෂයට සාපේක්ෂව 90°කින් භ්‍රමණය වේ.
බන්ධන සහ ප්රතිබන්ධන කාක්ෂික එකිනෙකින් වෙන්කර හඳුනා ගැනීම සඳහා මෙන්ම ඒවායේ මූලාරම්භය සඳහා පහත සඳහන් අංකනය අනුගමනය කර ඇත. බන්ධන කක්ෂය කෙටියෙන් දැක්වේ "sv", කක්ෂය දක්වන ග්‍රීක අකුරට පසුව දකුණු පස ඉහලින් පිහිටා ඇත, සහ ලිහිල් කිරීම - පිළිවෙලින් "razr". තවත් එක් තනතුරක් සම්මත කර ඇත: ප්රතිබන්ධන කාක්ෂික තරු ලකුණකින් සලකුණු කර ඇති අතර තරු ලකුණකින් තොරව බන්ධන කාක්ෂික සලකුණු කර ඇත. අණුක කාක්ෂිකය නම් කිරීමෙන් පසුව, පරමාණුක කාක්ෂිකයේ නම් කිරීම ලියා ඇත, අණුක කාක්ෂිකය එහි මූලාරම්භයට ණයගැතියි, උදාහරණයක් ලෙස, π ටිකක් 2 py. මෙයින් අදහස් කරන්නේ අණුක කාක්ෂිකයයි π - වර්ගය, ලිහිල් කිරීම, 2 හි අන්තර්ක්‍රියා අතරතුර සෑදී ඇත ආර් වයි- පරමාණුක කක්ෂ.
ශක්ති පරිමාණයේ පරමාණුක කාක්ෂිකයේ පිහිටීම තීරණය වන්නේ පරමාණුවේ අයනීකරණ ශක්තියේ අගය අනුව වන අතර එය මෙම කක්ෂය මගින් විස්තර කරන ලද ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් අසීමිත දුරකට ඉවත් කිරීමට අනුරූප වේ. මෙම අයනීකරණ ශක්තිය ලෙස හැඳින්වේ කක්ෂීය අයනීකරණ ශක්තිය. ඉතින්, ඔක්සිජන් පරමාණුවක් සඳහා, ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ඉවත් කළ විට අයනීකරණ වර්ග කළ හැකිය 2p- හෝ සමඟ තත්පර 2- ඉලෙක්ට්රොනික උප කවචය.
අණු වල ඉලෙක්ට්රොනික ව්‍යුහයේ ක්වොන්ටම් රසායනික ගණනය කිරීම් පදනම් කරගෙන බලශක්ති රූප සටහන් වල අණුක කාක්ෂිකයේ පිහිටීම ද තීරණය වේ. සංකීර්ණ අණු සඳහා, ශක්ති රූප සටහන් මත අණුක කාක්ෂික ශක්ති මට්ටම් සංඛ්යාව විශාල වේ, නමුත් විශේෂිත රසායනික ගැටළු සඳහා බොහෝ විට වැදගත් වන්නේ සියලු අණුක කාක්ෂිකවල ශක්තීන් සහ සංයුතිය දැන ගැනීම නොව, බාහිර බලපෑම් වලට වඩාත්ම "සංවේදී" පමණි. මෙම කාක්ෂික ඉහළම ශක්ති ඉලෙක්ට්රෝන අඩංගු අණුක කාක්ෂික වේ. මෙම ඉලෙක්ට්රෝන වෙනත් අණු වල ඉලෙක්ට්රෝන සමඟ පහසුවෙන් අන්තර්ක්‍රියා කළ හැකි අතර, දී ඇති අණුක කාක්ෂිකයකින් ඉවත් කළ හැකි අතර, අණුව අයනීකරණය වූ තත්වයකට හෝ වෙනස් වීම හේතුවෙන් එකක් විනාශ වීම හෝ වෙනත් බන්ධන සෑදීම හේතුවෙන් වෙනස් වේ. එවැනි අණුක කාක්ෂිකයක් ඉහළම වාඩිලාගෙන සිටින අණුක කාක්ෂිකයයි. අණුක කාක්ෂික සංඛ්යාව (සියලු පරමාණුක කාක්ෂිකවල මුළු සංඛ්යාවට සමාන) සහ ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්යාව දැන ගැනීමෙන්, HOMO හි අනුක්රමික අංකය සහ, ඒ අනුව, ගණනය කිරීමේ දත්ත, එහි ශක්තිය සහ සංයුතිය තීරණය කිරීම පහසුය. එසේම, අවම නිදහස් අණුක කක්ෂය, එනම්, රසායනික ගැටළු අධ්‍යයනය සඳහා වඩාත් වැදගත් වේ. බලශක්ති පරිමාණයෙන් HOMO ට පේළියේ ඊළඟට, නමුත් හිස් අණුක කක්ෂයකි. HOMO සහ LUMO වලට ශක්තියෙන් යාබදව ඇති අනෙකුත් කක්ෂ ද වැදගත් වේ.
පරමාණුවල පරමාණුක කාක්ෂික වැනි අණු වල අණුක කාක්ෂික, සාපේක්ෂ ශක්තියෙන් පමණක් නොව, ඉලෙක්ට්රෝන වළාකුලේ යම් සම්පූර්ණ හැඩයකින් ද සංලක්ෂිත වේ. හරියට පරමාණු වලට තියෙනවා වගේ s-, ආර්-, ඈ-, ... කාක්ෂික, සරලම අණුක කාක්ෂිකය, මධ්යස්ථාන දෙකක් (ද්වි-මධ්‍ය අණුක කාක්ෂික) අතර පමණක් සම්බන්ධයක් සපයයි σ -, π -, δ -, ... වර්ගය. අණුක කාක්ෂික අණුවේ න්යෂ්ටීන් හරහා ගමන් කරන තලයට සාපේක්ෂව පරමාණුවල න්යෂ්ටීන් සම්බන්ධ කරන රේඛාවට අදාළව කුමන සමමිතියක් තිබේද යන්න මත පදනම්ව අණුක කාක්ෂික වර්ග වලට බෙදා ඇත. මෙය අණුක කාක්ෂිකයේ ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළ බවට හේතු වේ. විවිධ ආකාරවලින් අභ්යවකාශයේ බෙදා හරිනු ලැබේ.
| σ -කාක්ෂික යනු අන්තර් න්යෂ්ටික අක්ෂය වටා භ්‍රමණය වීම සම්බන්ධයෙන් සමමිතික අණුක කාක්ෂික වේ. ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය වැඩි වූ කලාපය σ - අණුක කාක්ෂිකය ලබා දී ඇති අක්ෂය ඔස්සේ බෙදා හරිනු ලැබේ. එවැනි අණුක කාක්ෂික ඕනෑම සමමිතියක පරමාණුක කාක්ෂික ඕනෑම පරමාණුක කාක්ෂික මගින් සෑදිය හැක. රූපයේ, සෘණ ලකුණක් සහිත තරංග ශ්රිතවල කොටස් පිරවීමෙන් සලකුණු කර ඇත; ඉතිරි කොටස් ධනාත්මක ලකුණක් ඇත. | π -කාක්ෂික යනු අන්තර් න්යෂ්ටික අක්ෂය වටා භ්‍රමණය වීම සම්බන්ධයෙන් ප්‍රතිසමමිතික වන අණුක කාක්ෂික වේ. ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය වැඩි වූ කලාපය π - අණුක කාක්ෂික අන්තර් න්යෂ්ටික අක්ෂයෙන් පිටත බෙදා හැරේ. අණුක කක්ෂ π විශේෂ අතිච්ඡාදනයකින් සමමිතිය සෑදී ඇත ආර්-, ඈ- හා f- පරමාණුක කක්ෂ. | δ -කාක්ෂික යනු අන්තර් න්යෂ්ටික අක්ෂය හරහා ගමන් කරන අන්යෝන්ය වශයෙන් ලම්බක තල දෙකක පරාවර්තනයට සාපේක්ෂව ප්‍රති-සමමිතික වන අණුක කාක්ෂික වේ. δ -අණුක කක්ෂය සෑදී ඇත්තේ විශේෂ අතිච්ඡාදනයකිනි ඈ- හා f- පරමාණුක කක්ෂ. අණුක කාක්ෂික දත්තවල ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළ ප්රධාන වශයෙන් අන්තර් න්යෂ්ටික අක්ෂයෙන් පිටත බෙදා හැරේ. |
ක්රමයේ භෞතික අර්ථය
ඇතුළුව වෙනත් ඕනෑම පද්ධතියක් සඳහා කේපරමාණුක කාක්ෂික, LCAO ක්රමයේ ආසන්නයේ ඇති අණුක කක්ෂය පහත පරිදි සාමාන්‍ය ආකාරයෙන් ලියා ඇත:
මෙම ප්රවේශයේ භෞතික අර්ථය අවබෝධ කර ගැනීම සඳහා, තරංග ශ්රිතය බව අපි සිහිපත් කරමු Ψ ඉලෙක්ට්රෝනයේ තත්වය සංලක්ෂිත තරංග ක්රියාවලියේ විස්තාරය අනුරූප වේ. ඔබ දන්නා පරිදි, අන්තර්ක්‍රියා කරන විට, උදාහරණයක් ලෙස, ශබ්දය හෝ විද්යුත් චුම්භක තරංග, ඒවායේ විස්තාරය එකතු වේ. දැකිය හැකි පරිදි, අණුක කාක්ෂිකයක් සංඝටක පරමාණුක කාක්ෂික බවට වියෝජනය කිරීම සඳහා වූ ඉහත සමීකරණය, අණුක "ඉලෙක්ට්රෝන තරංගයේ" (එනම්, අණුක තරංග ශ්රිතයේ) විස්තාරය ද විස්තාරය එකතු කිරීමෙන් සෑදේ යන උපකල්පනයට සමාන වේ. අන්තර්ක්‍රියා කරන පරමාණුක "ඉලෙක්ට්රෝන තරංග" (එනම්, පරමාණුක තරංග ශ්‍රිත එකතු කිරීම). කෙසේ වෙතත්, මෙම අවස්ථාවෙහිදී, අසල්වැසි පරමාණුවල න්යෂ්ටිවල සහ ඉලෙක්ට්රෝනවල බල ක්ෂේත්රවල බලපෑම යටතේ, හුදකලා පරමාණුවක මෙම ඉලෙක්ට්රෝනයේ ආරම්භක තරංග ශ්රිතයට සාපේක්ෂව එක් එක් පරමාණුක ඉලෙක්ට්රෝන වල තරංග ශ්රිතය වෙනස් වේ. LCAO ක්‍රමයේදී, සංගුණක හඳුන්වා දීමෙන් මෙම වෙනස්කම් සැලකිල්ලට ගනී c iμ, එහිදී දර්ශකය මමනිශ්චිත අණුක කාක්ෂිකයක් සහ දර්ශකය නිර්වචනය කරයි සෙමී- නිශ්චිත පරමාණුක කක්ෂය. එබැවින් අණුක තරංග ශ්රිතය සොයා ගැනීමේදී මුල් පිටපත නොව වෙනස් වූ විස්තාරය එකතු වේ - c iμ ψ μ.
අණුක තරංග ශ්රිතයේ කුමන ස්වරූපයක් ඇත්දැයි සොයා බලන්න Ψ 1, තරංග ශ්රිතවල අන්තර් ක්රියාකාරීත්වයේ ප්රතිඵලයක් ලෙස පිහිටුවා ඇත ψ 1හා ψ 2 - තත් 1සමාන පරමාණු දෙකක කක්ෂ. මෙය සිදු කිරීම සඳහා, අපි එකතුව සොයා ගනිමු c 11 ψ 1 + c 12 ψ 2. මෙම අවස්ථාවේ දී, සලකනු ලබන පරමාණු දෙකම සමාන වේ, එබැවින් සංගුණක 11 සිටහා 12 සිටප්‍රමාණයෙන් සමාන වේ ( 11 සිට = 12 සිට = c 1) සහ ගැටලුව එකතුව තීරණය කිරීමට අඩු වේ c 1 (ψ 1 + ψ 2). නියත සාධකය නිසා c 1අපේක්ෂිත අණුක තරංග ශ්රිතයේ ස්වරූපයට බලපාන්නේ නැත, නමුත් එහි නිරපේක්ෂ අගයන් පමණක් වෙනස් කරයි, අපි එකතුව සොයා ගැනීමට පමණක් සීමා වෙමු. (ψ 1 + ψ 2). මෙය සිදු කිරීම සඳහා, අපි අන්තර්ක්‍රියා කරන පරමාණුවල න්යෂ්ටීන් එකිනෙකින් දුරින් තබමු (ආ)ඒවා අණුව තුළ පිහිටා ඇති අතර, තරංග ශ්‍රිත නිරූපණය කරයි තත් 1-මෙම පරමාණු වල කක්ෂ (රූපය ඒ).
අණුක තරංග ශ්රිතය සොයා ගැනීමට Ψ 1, අගයන් එකතු කරන්න ψ 1හා ψ 2: ප්රතිඵලය වන්නේ වක්‍රය (රූපය බී) දැකිය හැකි පරිදි, න්යෂ්ටීන් අතර අවකාශය තුළ, අණුක තරංග ක්රියාකාරිත්වයේ අගයන් Ψ 1මුල් පරමාණුක තරංග ශ්රිතවල අගයන්ට වඩා වැඩිය. නමුත් තරංග ශ්රිතයේ චතුරශ්‍රය මඟින් අවකාශයේ අනුරූප කලාපයේ ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් සොයා ගැනීමේ සම්භාවිතාව සංලක්ෂිත වේ, එනම් ඉලෙක්ට්රෝන වළාකුලේ ඝනත්වය. එබැවින් වැඩිවීම Ψ 1සසඳන විට ψ 1හා ψ 2අණුක කාක්ෂිකයක් සෑදීමේදී අන්තර් න්යෂ්ටික අවකාශයේ ඉලෙක්ට්රෝන වළාකුලේ ඝනත්වය වැඩි වන බවයි. එහි ප්රතිඵලයක් වශයෙන් රසායනික බන්ධනයක් සෑදී ඇත. එබැවින්, අදාළ වර්ගයේ අණුක කක්ෂය ලෙස හැඳින්වේ බැඳීම.
මෙම අවස්ථාවෙහිදී, ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය වැඩි වූ කලාපය බන්ධන අක්ෂය ආසන්නයේ පිහිටා ඇති අතර එමඟින් ලැබෙන අණුක කක්ෂයට අයත් වේ. σ - වර්ගය. මෙයට අනුකූලව, පරමාණු දෙකක අන්තර්ක්‍රියාකාරිත්වයේ ප්රතිඵලයක් ලෙස ලබාගත් බන්ධන අණුක කක්ෂය තත් 1- කක්ෂ, දක්වනු ලැබේ σ 1s sv.
බන්ධන අණුක කාක්ෂිකයක ඉලෙක්ට්රෝන ලෙස හැඳින්වේ බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන.
තවත් අණුක කාක්ෂිකයක් සලකා බලන්න Ψ 2. පද්ධතියේ සමමිතිය හේතුවෙන්, අණුක කාක්ෂිකය සඳහා ප්‍රකාශනයේ පරමාණුක කාක්ෂික ඉදිරිපිට සංගුණක බව උපකල්පනය කළ යුතුය. Ψ 2 = c 21 ψ 1 + c 22 ψ 2මාපාංකයේ සමාන විය යුතුය. නමුත් පසුව ඔවුන් ලකුණකින් එකිනෙකට වෙනස් විය යුතුය: 21 සිට = - 22 සිට = c 2.
එබැවින්, තරංග ශ්‍රිත දෙකෙහිම දායකත්වවල ලකුණු සමාන වන අවස්ථාව හැරුණු විට, දායකත්වවල ලකුණු ඇති විට ද එම අවස්ථාව හැකි ය. තත් 1- පරමාණුක කාක්ෂික වෙනස් වේ. මෙම අවස්ථාවේ දී (රූපය. (ඒ))දායකත්වය තත් 1- එක් පරමාණුවක පරමාණුක කක්ෂය ධනාත්මක වන අතර අනෙක සෘණ වේ. මෙම තරංග ශ්‍රිත එකට එකතු කළ විට, රූපයේ දැක්වෙන වක්‍රය. (බී). එවැනි අන්තර්ක්‍රියාවක් අතරතුර සාදනු ලබන අණුක කාක්ෂිකය, ආරම්භක පරමාණුවල එහි අගයට සාපේක්ෂව අන්තර් න්යෂ්ටික අවකාශයේ තරංග ශ්රිතයේ නිරපේක්ෂ අගය අඩුවීම මගින් සංලක්ෂිත වේ: බන්ධන අක්ෂයේ නෝඩල් ලක්ෂ්‍යයක් පවා දිස්වේ, එහි අගය තරංග ශ්රිතය, සහ, එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස, එහි වර්ග, ශුන්‍ය බවට හැරේ. මෙයින් අදහස් කරන්නේ සලකා බලනු ලබන නඩුවේදී, පරමාණු අතර අවකාශයේ ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළේ ඝනත්වය ද අඩු වන බවයි. එහි ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, අභ්යවකාශයේ අන්තර් න්යෂ්ටික කලාපය දෙසට එක් එක් පරමාණුක න්‍යෂ්ටියෙහි ආකර්ෂණය ප්රතිවිරුද්ධ දිශාවට වඩා දුර්වල වනු ඇත, i.e. න්යෂ්ටීන්ගේ අන්යෝන්ය විකර්ෂණයට තුඩු දෙන බලවේග මතු වනු ඇත. මෙන්න, එබැවින්, රසායනික බන්ධන මතු නොවේ; එහි ප්රතිඵලයක් වශයෙන් අණුක කක්ෂය ලෙස හැඳින්වේ ලිහිල් කිරීම σ 1s *, සහ එහි ඇති ඉලෙක්ට්රෝන - ඉලෙක්ට්රෝන ලිහිල් කිරීම.
පරමාණුක සිට ඉලෙක්ට්රෝන මාරු කිරීම තත් 1රසායනික බන්ධනයක පෙනුමට තුඩු දෙන බන්ධන අණුක කාක්ෂිකයට කක්ෂය ශක්තිය මුදා හැරීම සමඟ ඇත. ඊට ප්රතිවිරුද්ධව, පරමාණුක සිට ඉලෙක්ට්රෝන සංක්රමණය වීම තත් 1ප්රතිබන්ධන අණුක කාක්ෂිකයකට කක්ෂයට ශක්තිය අවශ්ය වේ. එබැවින්, කක්ෂයේ ඉලෙක්ට්රෝන වල ශක්තිය σ 1s svපහළ, නමුත් කක්ෂයේ σ 1s *න්යෂ්ටික වඩා ඉහළ තත් 1- කක්ෂ. ආසන්න වශයෙන්, සමත් වන විට අපට එය උපකල්පනය කළ හැකිය තත් 1-ඉලෙක්ට්‍රෝනය බන්ධන අණුක කාක්ෂිකයට වෙන් කරනු ලබන්නේ එය ලිහිල් වන අණුක කාක්ෂිකයට මාරු කිරීම සඳහා වැය කිරීමට අවශ්ය ශක්ති ප්‍රමාණයටම සමාන ශක්ති ප්‍රමාණයකි.
සන්නිවේදන අනුපිළිවෙල
අණුක කක්ෂීය ක්‍රමයේදී, පරමාණු අණුවකට බන්ධනය කිරීමට වගකිව යුතු ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය සංලක්ෂිත කිරීම සඳහා, අගය හඳුන්වා දෙනු ලැබේ - සන්නිවේදන නියෝගය. සබැඳි අනුපිළිවෙල, සබැඳි ගුණයට ප්රතිවිරුද්ධව, නිඛිල නොවන අගයන් ගත හැක. ද්වි පරමාණුක අණු වල බන්ධන අනුපිළිවෙල සාමාන්‍යයෙන් තීරණය වන්නේ එය සෑදීමට සම්බන්ධ බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන ගණන අනුව ය: බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් තනි බන්ධනයකට අනුරූප වේ, බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන හතරක් ද්විත්ව බන්ධනයකට යනාදිය. අනුරූප බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන ගණන. ඉතින්, අණුවක බන්ධන 6 ක් සහ ලිහිල් කරන ඉලෙක්ට්රෝන 2 ක් තිබේ නම්, ලිහිල් කරන ඉලෙක්ට්රෝන ගණනට වඩා බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන ගණනේ අතිරික්තය හතරක් වන අතර එය ද්විත්ව බන්ධනයක් සෑදීමට අනුරූප වේ. එබැවින්, අණුක කාක්ෂික ක්රමයේ ආස්ථානයෙන්, බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන දෙකකින් සෑදෙන හයිඩ්රජන් අණුවක රසායනික බන්ධනයක් සරල බන්ධනයක් ලෙස සැලකිය යුතුය.
පළමු කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්රව්ය සඳහා, සංයුජතා කක්ෂය වේ තත් 1- කක්ෂීය. මෙම පරමාණුක කක්ෂ දෙක දෙකක් සෑදේ σ - අණුක කාක්ෂික - බන්ධනය සහ ලිහිල් කිරීම. අණුක අයනයක ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය සලකා බලන්න H2+. එහි එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ඇති අතර එය වඩාත් ශක්තිජනක ලෙස වාසිදායක වනු ඇත sබන්ධන කක්ෂය. බන්ධනවල ගුණිතය ගණනය කිරීමේ රීතියට අනුකූලව, එය 0.5 ට සමාන වන අතර, අයන තුළ යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ඇති බැවින්, H2+පර චුම්භක ගුණ ඇති වනු ඇත. මෙම අයනයේ ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය පරමාණුවක ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය සමඟ ප්‍රතිසමයෙන් පහත පරිදි ලියා ඇත: σ 1s sv. දෙවන ඉලෙක්ට්රෝනයක පෙනුම s-බන්ධන කක්ෂය හයිඩ්රජන් අණුව විස්තර කරන ශක්ති ප්‍රස්ථාරයකට මඟ පාදයි, බන්ධන ගුණිතය ඒකීයභාවයට සහ චුම්භක ගුණ වැඩි කරයි. බන්ධනවල ගුණත්වයේ වැඩි වීමක් ද අණුවේ විඝටන ශක්තියේ වැඩි වීමක් ඇති කරයි. H2සහ හයිඩ්රජන් අයනයට සාපේක්ෂව කෙටි අන්තර් න්යෂ්ටික දුරක්.
ද්වි පරමාණුක අණුව 2 නොවේනොපවතිනු ඇත, මන්ද හීලියම් පරමාණු දෙකක පවතින ඉලෙක්ට්රෝන හතර බන්ධනවල ශුන්‍ය ගුණයකට තුඩු දෙන බන්ධන සහ ලිහිල් කක්ෂවල පිහිටයි. නමුත් ඒ සමගම අයන He2+ස්ථායී වනු ඇති අතර එහි ඇති සන්නිවේදනයේ ගුණත්වය 0.5 ට සමාන වේ. හයිඩ්රජන් අයනයට මෙන්ම මෙම අයනයටද පර චුම්භක ගුණ ඇත.
දෙවන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්‍රව්‍යවලට තවත් පරමාණුක කක්ෂ හතරක් ඇත: 2s, 2p x, 2p y, 2p z, අණුක කාක්ෂික සෑදීමට සහභාගී වනු ඇත. බලශක්ති වෙනස තත්පර 2- හා 2p-කාක්ෂික විශාල වන අතර, අණුක කාක්ෂික සෑදීමට ඒවා එකිනෙකා සමඟ අන්තර් ක්රියා නොකරනු ඇත. ඔබ පළමු මූලද්‍රව්‍යයේ සිට අවසානය දක්වා ගමන් කරන විට මෙම ශක්ති වෙනස වැඩි වේ. මෙම තත්වය සම්බන්ධයෙන්, දෙවන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්රව්යවල ද්වි පරමාණුක සමජාතීය අණු වල ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය ඒවායේ සැකැස්මේ අනුපිළිවෙලට වෙනස් වන ශක්ති රූප සටහන් දෙකකින් විස්තර කෙරේ. σ st 2p xහා π sv 2p y,z. සාපේක්ෂ බලශක්ති සමීපත්වය සමඟ තත්පර 2- හා 2p- නයිට්‍රජන් පරමාණුව, ඉලෙක්ට්රෝන මත පිහිටන ලද කාලපරිච්ඡේදය ආරම්භයේදී නිරීක්ෂණය කරන ලද කක්ෂ σ res 2sහා σ st 2p x- කක්ෂ, එකිනෙක විකර්ෂණය. ඒක තමයි π sv 2p y- හා π sv 2p zකක්ෂයට වඩා ශක්තිජනක ලෙස වාසිදායක වේ σ st 2p x- කක්ෂීය. රූපය රූප සටහන් දෙකම පෙන්වයි. සහභාගී වූ දා සිට තත් 1රසායනික බන්ධනයක් සෑදීමේදී ඉලෙක්ට්රෝන නොවැදගත් ය, දෙවන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්රව්ය මගින් සාදන ලද අණු වල ව්යුහය පිළිබඳ විද්යුත් විස්තරයේ ඒවා නොසලකා හැරිය හැකිය.
පද්ධතියේ දෙවන කාලපරිච්ඡේදය ලිතියම් සහ බෙරිලියම් මගින් විවෘත කරනු ලබන අතර, බාහිර ශක්ති මට්ටම පමණක් අඩංගු වේ s- ඉලෙක්ට්රෝන. මෙම මූලද්රව්ය සඳහා, අණුක කාක්ෂික යෝජනා ක්රමය හයිඩ්රජන් සහ හීලියම් අණු සහ අයනවල ශක්ති ප්‍රස්ථාරවලින් කිසිඳු ආකාරයකින් වෙනස් නොවනු ඇත, එකම වෙනස සමඟින් එය ගොඩනගා ඇත්තේ දෙවැන්නයි. තත් 1- ඉලෙක්ට්රෝන, සහ ලි 2හා 2 වෙන්න- සිට තත්පර 2- ඉලෙක්ට්රෝන. තත් 1ලිතියම් සහ බෙරිලියම් ඉලෙක්ට්රෝන බන්ධන නොවන ලෙස සැලකිය හැක, i.e. තනි පරමාණු වලට අයත් වේ. මෙහිදී, බන්ධන අනුපිළිවෙල, විඝටන ශක්තිය සහ චුම්බක ගුණාංග වෙනස් කිරීමේදී එකම රටා නිරීක්ෂණය කරනු ඇත. සහ ඔහු Li2+යුගල නොකළ එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් පිහිටා ඇත σ 2s-orbitals - අයනය පර චුම්භක වේ. මෙම කක්ෂයේ දෙවන ඉලෙක්ට්රෝනයක පෙනුම අණුවේ විඝටන ශක්තිය වැඩි වීමට හේතු වේ. ලි 2සහ 0.5 සිට 1 දක්වා බන්ධනයේ ගුණිතයේ වැඩි වීම. චුම්බක ගුණයන් diamagnetic චරිතයක් ලබා ගනී. තෙවන s- ඉලෙක්ට්‍රෝනය පිහිටයි σ res-කාක්ෂික, බන්ධන ගුණිතය 0.5 දක්වා අඩු කිරීමට සහ එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස විඝටන ශක්තිය අඩු කිරීමට උපකාරී වේ. එවැනි ඉලෙක්ට්රොනික ව්‍යුහයකට පර චුම්භක අයනයක් ඇත 2+ වෙන්න. අණුව 2 වෙන්න, මෙන්ම ඔහු 2, සම්බන්ධතාවයේ ශුන්‍ය අනුපිළිවෙල හේතුවෙන් පැවතිය නොහැක. මෙම අණු වල බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන ගණන ලිහිල් වන සංඛ්යාවට සමාන වේ.
රූපයෙන් දැකිය හැකි පරිදි, බන්ධන කාක්ෂික පිරී ඇති බැවින්, අණුවල විඝටන ශක්තිය වැඩි වන අතර, ප්රතිබන්ධන කාක්ෂිකවල ඉලෙක්ට්රෝන පෙනුම සමග එය අඩු වේ. මාලාව අස්ථායී අණුවකින් අවසන් වේ නෙ 2. ප්‍රති බන්ධන කාක්ෂිකයෙන් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ඉවත් කිරීම බන්ධන ගුණිතයේ වැඩි වීමක් සහ එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස විඝටන ශක්තියේ වැඩි වීමක් සහ අන්තර් න්යෂ්ටික දුර ප්‍රමාණය අඩු වීමට හේතු වන බව රූපයේ දැක්වේ. බන්ධන ඉලෙක්ට්‍රෝනය ඉවත් කිරීමත් සමඟ අණු අයනීකරණය ප්රතිවිරුද්ධ බලපෑමක් ඇති කරයි.
පරමාණු වල ඉලෙක්ට්රෝන අවසර ලත් ශක්ති තත්ත්‍වයේ පවතින බව අපි දැනටමත් දනිමු - පරමාණුක කාක්ෂික (AO). ඒ හා සමානව, අණු වල ඉලෙක්ට්රෝන අවසර ලත් ශක්ති අවස්ථා වල පවතී - අණුක කාක්ෂික (MO).
අණුක කාක්ෂිකපරමාණුක කක්ෂයට වඩා බෙහෙවින් සංකීර්ණයි. AO වෙතින් MO තැනීමේදී අපට මඟ පෙන්වන නීති කිහිපයක් මෙන්න:
- පරමාණුක කාක්ෂික කුලකයකින් MOs සම්පාදනය කිරීමේදී, මෙම කට්ටලයේ AOs ඇති පරිදි සමාන MOs ප්‍රමාණයක් ලැබේ.
- AOs කිහිපයකින් ලබාගත් MOs වල සාමාන්‍ය ශක්තිය ආසන්න වශයෙන් ගත් AOs වල සාමාන්‍ය ශක්තියට සමාන වේ (නමුත් වඩා වැඩි හෝ අඩු විය හැක).
- MOs Pauli exclusion මූලධර්මයට කීකරු වේ: සෑම MO එකකටම ප්රතිවිරුද්ධ භ්‍රමණයන් තිබිය යුතු ඉලෙක්ට්රෝන දෙකකට වඩා තිබිය නොහැක.
- සංසන්දනාත්මක ශක්තීන් ඇති AOs වඩාත් කාර්යක්ෂමව ඒකාබද්ධ වේ.
- පරමාණුක කාක්ෂික දෙකක් ඒකාබද්ධ කර ඇති කාර්යක්ෂමතාවය ඒවා එකිනෙක අතිච්ඡාදනය වීමට සමානුපාතික වේ.
- සමාන නොවන AO දෙකක් අතිච්ඡාදනය කිරීමෙන් MO එකක් සෑදූ විට, බන්ධන MO හි අඩුම ශක්තියෙන් AO වෙතින් විශාල දායකත්වයක් අඩංගු වන අතර ප්රතිබන්ධන කක්ෂයේ AO වෙතින් ඉහළ ශක්තියක් ඇති දායකත්වය අඩංගු වේ.
අපි සංකල්පය හඳුන්වා දෙන්නෙමු සන්නිවේදන නියෝගය. ද්වි පරමාණුක අණු වල, බන්ධන අනුපිළිවෙල පෙන්නුම් කරන්නේ බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන යුගල සංඛ්යාව ප්රතිබන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන යුගල ගණන ඉක්මවන ප්‍රමාණයයි:
දැන් අපි මෙම නීති අදාළ කරගත හැකි ආකාරය පිළිබඳ උදාහරණයක් බලමු.
පළමු කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්රව්යවල අණුක කක්ෂීය රූප සටහන්
අපි පටන් ගනිමු හයිඩ්රජන් අණුවක් සෑදීමහයිඩ්‍රජන් පරමාණු දෙකකින්.
අන්තර් ක්රියාකාරිත්වයේ ප්රතිඵලයක් ලෙස 1s කක්ෂසෑම හයිඩ්රජන් පරමාණුවක්ම අණුක කාක්ෂික දෙකක් සාදයි. අන්තර්ක්‍රියා අතරතුර, ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය න්යෂ්ටිය අතර අවකාශයේ සංකේන්ද්‍රණය වූ විට, a බන්ධන සිග්මා - කක්ෂීය(σ). මෙම සංයෝජනයට මුල් පරමාණුවලට වඩා අඩු ශක්තියක් ඇත. අන්තර්ක්‍රියා වලදී, ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය අන්තර් න්යෂ්ටික කලාපයෙන් පිටත සංකේන්ද්‍රණය වූ විට, a ප්රතිබන්ධන සිග්මා - කක්ෂීය(σ*). මෙම සංයෝජනයට මුල් පරමාණුවලට වඩා වැඩි ශක්තියක් ඇත.
හයිඩ්රජන් සහ හීලියම් අණු වල MO රූප සටහන් ඉලෙක්ට්රෝන, අනුව පෝලි මූලධර්මය, අඩුම ශක්ති σ-කාක්ෂිකයක් සහිත කක්ෂය පළමුව අල්ලා ගන්න.
දැන් සලකා බලන්න He 2 අණුව සෑදීම, හීලියම් පරමාණු දෙකක් එකිනෙකට සමීප වන විට. මෙම අවස්ථාවේ දී, 1s-කාක්ෂිකවල අන්තර්ක්‍රියා ද සිදු වන අතර σ * -කාක්ෂික සෑදීම, ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් බන්ධන කාක්ෂිකය අල්ලා ගන්නා අතර අනෙක් ඉලෙක්ට්රෝන දෙක ලිහිල් වන කාක්ෂිකය අල්ලා ගනී. Σ * -කාක්ෂිකය σ -කාක්ෂිකය ස්ථායී වන තරමටම අස්ථායී වේ, එබැවින් σ * -කාක්ෂිකයේ සිටින ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් He 2 අණුව අස්ථාවර කරයි. ඇත්ත වශයෙන්ම, He 2 අණුව ඉතා අස්ථායී බව පර්යේෂණාත්මකව ඔප්පු කර ඇත.
ඊළඟට, සලකා බලන්න Li 2 අණුව සෑදීම, 1s සහ 2s කාක්ෂික ශක්තියෙන් ඕනෑවට වඩා වෙනස් වන බව සැලකිල්ලට ගනිමින් ඒවා අතර ශක්තිමත් අන්තර්ක්‍රියාකාරිත්වයක් නොමැත. Li 2 අණුවේ ශක්ති මට්ටමේ රූප සටහන පහත දැක්වෙන අතර, 1s-බන්ධන සහ 1s-ප්රතිබන්ධන කක්ෂවල ඉලෙක්ට්රෝන බන්ධනයට සැලකිය යුතු දායකත්වයක් නොදක්වයි. එබැවින්, Li 2 අණුවේ රසායනික බන්ධනයක් සෑදීම වගකිව යුතුය 2s ඉලෙක්ට්රෝන. මෙම ක්‍රියාව පුරවන ලද පරමාණුක උප කවච (s, p, d) දායක නොවන අනෙකුත් අණු සෑදීම දක්වා විහිදේ. රසායනික බන්ධනය. මේ අනුව, පමණි සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන .
ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, සඳහා ක්ෂාර ලෝහ, අණුක කාක්ෂික රූප සටහන අප විසින් සලකනු ලබන Li 2 අණුවේ රූප සටහනට සමාන ආකෘතියක් ඇත.
ලිතියම් අණුවක MO රූප සටහන සන්නිවේදන අනුපිළිවෙල n Li 2 අණුවේ 1 වේ
දෙවන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්රව්යවල අණුක කක්ෂීය රූප සටහන්
දෙවන කාලපරිච්ඡේදයේ සමාන පරමාණු දෙකක් s- සහ p-කාක්ෂික කට්ටලයක් ඇති එකිනෙකා සමඟ අන්තර්ක්‍රියා කරන ආකාරය අපි සලකා බලමු. 2s කාක්ෂික එකිනෙකා සමඟ පමණක් සම්බන්ධ වන බව අපේක්ෂා කළ යුතු අතර, 2p කාක්ෂික - 2p කාක්ෂික සමග පමණක් සම්බන්ධ වේ. නිසා 2p කාක්ෂික එකිනෙකට වෙනස් ආකාර දෙකකින් අන්තර්ක්‍රියා කළ හැක, ඒවා σ සහ π අණුක කාක්ෂික සාදයි. පහත සාරාංශ රූප සටහන භාවිතා කරමින්, ඔබට සැකසිය හැක දෙවන කාලපරිච්ඡේදයේ ඩයොටොමික් අණු වල ඉලෙක්ට්රොනික වින්යාසය වගුවේ දක්වා ඇති.
මේ අනුව, අණුවක් සෑදීම, උදාහරණයක් ලෙස, ෆ්ලෝරීන් F 2අංකනයෙහි ඇති පරමාණු අණුක කාක්ෂික සිද්ධාන්තයමෙසේ ලිවිය හැක.
2F =F 2 [(σ 1s) 2 (σ * 1s) 2 (σ 2s) 2 (σ * 2 s) 2 (σ 2px) 2 (π 2py) 2 (π 2pz) 2 (π * 2py) 2 ( π * 2pz) 2 ].
නිසා 1s වලාකුළුවල අතිච්ඡාදනය නොසැලකිය හැකි බැවින්, මෙම කාක්ෂිකවල ඉලෙක්ට්රෝන වල සහභාගීත්වය නොසලකා හැරිය හැක. එවිට ෆ්ලෝරීන් අණුවේ ඉලෙක්ට්රොනික වින්යාසය වනුයේ:
F2,
මෙහි K යනු K-ස්ථරයේ ඉලෙක්ට්රොනික වින්‍යාසයයි.
මූලද්රව්ය 2 කාල පරිච්ඡේදවල ද්වි පරමාණුක අණු වල MO රූප සටහන් ධ්රැවීය diatomic අණු වල අණුක කාක්ෂික
MO හි ධර්මයඔබට පැහැදිලි කිරීමට සහ අධ්‍යාපනයට ඉඩ සලසයි diatomic heteronuclear අණු. අණුවෙහි ඇති පරමාණු එකිනෙකට වඩා වෙනස් නොවේ නම් (උදාහරණයක් ලෙස, NO, CO, CN), එවිට ඔබට 2 වන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්රව්ය සඳහා ඉහත රූප සටහන භාවිතා කළ හැකිය.
අණුව සෑදෙන පරමාණු අතර සැලකිය යුතු වෙනස්කම් සහිතව, රූප සටහන වෙනස් වේ. සලකා බලන්න HF අණුව, පරමාණු විද්යුත් සෘණතාවයෙන් විශාල වශයෙන් වෙනස් වේ.
හයිඩ්රජන් පරමාණුවේ 1s-කාක්ෂිකයේ ශක්තිය ෆ්ලෝරීන් වල සංයුජතා කක්ෂවල ඉහළම වන 2p-කාක්ෂිකයේ ශක්තියට වඩා වැඩිය. හයිඩ්රජන් පරමාණුවේ 1s-කාක්ෂිකයේ සහ ෆ්ලෝරීන් වල 2p-කක්ෂයේ අන්තර්ක්‍රියා නිසා ගොඩනැගීමට හේතු වේ. බන්ධන සහ ප්රතිබන්ධන කක්ෂ, පින්තූරයේ පෙන්වා ඇති පරිදි. HF අණු ආකෘතියේ බන්ධන කක්ෂයේ පිහිටා ඇති ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක් ධ්රැවීය සහසංයුජ බන්ධනය.
බන්ධන කක්ෂය සඳහා HF අණු ෆ්ලෝරීන් පරමාණුවේ 2p කාක්ෂිකය හයිඩ්රජන් පරමාණුවේ 1s කක්ෂයට වඩා වැදගත් කාර්යභාරයක් ඉටු කරයි.
ප්රතිබන්ධන කක්ෂය සඳහා HF අණු අනෙක් අතට: හයිඩ්රජන් පරමාණුවේ 1s කක්ෂය ෆ්ලෝරීන් පරමාණුවේ 2p කක්ෂයට වඩා වැදගත් කාර්යභාරයක් ඉටු කරයි.
කාණ්ඩ, VS ක්රමය රසායනඥයින් විසින් බහුලව භාවිතා වේ. මෙම ක්රමයේ රාමුව තුළ, විශාල හා සංකීර්ණ අණුවක් වෙනම මධ්‍ය දෙකක සහ ද්වි-ඉලෙක්ට්රෝන බන්ධන වලින් සමන්විත ලෙස සැලකේ. රසායනික බන්ධනය ඇති කරන ඉලෙක්ට්රෝන පරමාණු දෙකක් අතර ස්ථානගත වී ඇති බව උපකල්පනය කෙරේ. VS ක්රමය බොහෝ අණු සඳහා සාර්ථකව යෙදිය හැක. කෙසේ වෙතත්, මෙම ක්රමය අදාළ නොවන හෝ එහි නිගමන අත්හදා බැලීම් සමඟ ගැටෙන අණු ගණනාවක් තිබේ.
අවස්ථා ගණනාවකදී රසායනික බන්ධනයක් සෑදීමේ තීරණාත්මක කාර්යභාරය ඉලෙක්ට්රෝන යුගල මගින් නොව තනි ඉලෙක්ට්රෝන මගින් ඉටු කරන බව තහවුරු වී ඇත. H 2 + අයන පැවැත්ම එක් ඉලෙක්ට්රෝනයක ආධාරයෙන් රසායනික බන්ධන හැකියාව පෙන්නුම් කරයි. මෙම අයනය හයිඩ්රජන් පරමාණුවකින් සහ හයිඩ්රජන් අයනයකින් සෑදෙන විට 255 kJ ශක්තියක් නිකුත් වේ. මේ අනුව, H 2 + අයනයේ රසායනික බන්ධනය තරමක් ශක්තිමත් වේ.
VS ක්රමය භාවිතයෙන් ඔක්සිජන් අණුවක රසායනික බන්ධනයක් විස්තර කිරීමට අප උත්සාහ කරන්නේ නම්, පළමුව, එය ද්විත්ව (σ- සහ p-බන්ධන) විය යුතු බවත්, දෙවනුව, ඔක්සිජන් අණුවක ඇති සියලුම ඉලෙක්ට්රෝන විය යුතු බවත් අපි නිගමනය කරමු. යුගල විය, i.e., .e. O 2 අණුව diamagnetic විය යුතුය (diamagnetic ද්‍රව්‍ය සඳහා, පරමාණුවලට ස්ථිර චුම්භක මොහොතක් නොමැති අතර එම ද්‍රව්‍යය චුම්බක ක්ෂේත්‍රයෙන් පිටතට තල්ලු කරනු ලැබේ). පර චුම්භක ද්‍රව්‍යයක් යනු එහි පරමාණු හෝ අණු චුම්භක මොහොතක් ඇති අතර එය චුම්බක ක්ෂේත්‍රයකට ඇද ගැනීමේ ගුණය ඇත. පර්යේෂණාත්මක දත්ත පෙන්නුම් කරන්නේ ඔක්සිජන් අණුවෙහි ඇති බන්ධනයේ ශක්තිය සැබවින්ම දෙගුණයක් වන නමුත් අණුව diamagnetic නොවන නමුත් paramagnetic බවයි. එහි යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් ඇත. මෙම කරුණ පැහැදිලි කිරීමට VS ක්රමය බල රහිත ය.
අණුක කාක්ෂික (MO) ක්රමය වඩාත් දෘශ්‍යමාන වන්නේ පරමාණුක කාක්ෂික (LCAO) රේඛීය සංයෝජනයක චිත්‍රක ආකෘතියේ ය. MO LCAO ක්රමය පහත සඳහන් නීති මත පදනම් වේ.
1) රසායනික බන්ධනවල දුර ප්‍රමාණයට පරමාණු එකිනෙක ළං වන විට, පරමාණුක කාක්ෂික වලින් අණුක කාක්ෂික (AO) සෑදී ඇත.
2) ලබාගත් අණුක කාක්ෂික සංඛ්යාව ආරම්භක පරමාණුක සංඛ්යාවට සමාන වේ.
3) ශක්ති අතිච්ඡාදනය ආසන්නයේ ඇති පරමාණුක කක්ෂ. පරමාණුක කාක්ෂික දෙකක අතිච්ඡාදනය වීමේ ප්රතිඵලයක් ලෙස, අණුක කාක්ෂික දෙකක් සෑදී ඇත. ඒවායින් එකක් මුල් පරමාණුක ඒවාට සාපේක්ෂව අඩු ශක්තියක් ඇති අතර එය හැඳින්වේ බැඳීම , සහ දෙවන අණුක කාක්ෂිකය මුල් පරමාණුක කාක්ෂික වලට වඩා වැඩි ශක්තියක් ඇති අතර එය හැඳින්වේ ලිහිල් කිරීම .
4) පරමාණුක කාක්ෂික අතිච්ඡාදනය වන විට, σ-බන්ධන (රසායනික බන්ධන අක්ෂය දිගේ අතිච්ඡාදනය වීම) සහ π-බන්ධන (රසායනික බන්ධන අක්ෂයේ දෙපස අතිච්ඡාදනය වීම) යන දෙකම සෑදිය හැක.
5) රසායනික බන්ධනයක් සෑදීමට සම්බන්ධ නොවන අණුක කාක්ෂිකයක් ලෙස හැඳින්වේ නොබැඳෙන . එහි ශක්තිය මුල් AO හි ශක්තියට සමාන වේ.
6) එක් අණුක කක්ෂයක (මෙන්ම පරමාණුක කාක්ෂික) ඉලෙක්ට්රෝන දෙකකට වඩා සොයා ගත නොහැක.
7) ඉලෙක්ට්රෝන අඩුම ශක්තියෙන් අණුක කක්ෂය අල්ලා ගනී (අවම ශක්තියේ මූලධර්මය).
8) පරිහානියට පත් (එකම ශක්තියක් සහිත) කාක්ෂික පිරවීම එක් එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයකින් අනුක්‍රමිකව සිදු වේ.
අපි MO LCAO ක්රමය භාවිතා කර හයිඩ්රජන් අණුවේ ව්යුහය විශ්ලේෂණය කරමු.
අපි පරමාණුක කාක්ෂික දෙකක් මානසිකව අතිච්ඡාදනය කර, අණුක කාක්ෂික දෙකක් සාදමු, ඉන් එකක් (බන්ධන) අඩු ශක්තියක් (පහළ පිහිටා ඇත), දෙවැන්න (ලිහිල් කිරීම) වැඩි ශක්තියක් (ඉහත පිහිටා ඇත)
සහල්. අට H 2 අණුව සෑදීමේ ශක්ති රූප සටහන
MO LCAO ක්රමය මඟින් සංයුජතා බන්ධන ක්රමයේ දුෂ්කරතා ඇති කරන H 2 + අයන සෑදීම දෘශ්‍යමය වශයෙන් පැහැදිලි කිරීමට හැකි වේ. H පරමාණුවේ එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් H 2 + කැටායනයේ σ-බන්ධන අණුක කාක්ෂිකය වෙත බලශක්ති ප්‍රතිලාභයක් සමඟ ගමන් කරයි. 255 kJ/mol බන්ධන ශක්තියකින් ස්ථායී සංයෝගයක් සෑදී ඇත. සම්බන්ධතාවයේ ගුණත්වය ½ වේ. අණුක අයනය පර චුම්භක වේ. සාමාන්‍ය හයිඩ්රජන් අණුවේ දැනටමත් σ cv 1s කක්ෂවල ප්රතිවිරුද්ධ භ්‍රමණයන් සහිත ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් අඩංගු වේ: H 2 හි බන්ධන ශක්තිය H 2 + - 435 kJ / mol ට වඩා වැඩි ය. H 2 අණුවෙහි තනි බන්ධනයක් ඇත, අණුව diamagnetic වේ.
සහල්. 9 H 2 + අයන සෑදීමේ බලශක්ති රූප සටහන
MO LCAO ක්රමය භාවිතා කරමින්, He 2 අණුව සෑදීමේ හැකියාව අපි සලකා බලමු
මෙම අවස්ථාවේ දී, ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් බන්ධන අණුක කක්ෂය අල්ලා ගනු ඇත, අනෙක් දෙක ලිහිල් කක්ෂය අල්ලා ගනු ඇත. ඉලෙක්ට්රෝන සහිත කක්ෂ දෙකක එවැනි ජනගහණයක් ශක්තියේ ලාභයක් ගෙන එන්නේ නැත. එබැවින් He 2 අණුව නොපවතී. 
සහල්. දහයරසායනිකයක් සෑදීමේ නොහැකියාව විදහා දක්වන බලශක්ති රූප සටහන
He පරමාණු අතර බන්ධන
පහත දැක්වෙන අනුපිළිවෙලින් ඒවායේ ශක්තිය වැඩි වන විට අණුක කාක්ෂික පිරවීම සිදු වන්නේ Pauli මූලධර්මයට සහ Hund ගේ නියමයට අනුකූලවය.
σ1s< σ*1s < σ2s < σ*2s < σ2p z < π2p x = π2p y < π*2p x =π*2p y < σ*2p z
ශක්ති අගයන් σ2p සහ π2p සමීප වන අතර සමහර අණු සඳහා (B 2 , C 2 , N 2) අනුපාතය ඉහත ඒවාට ප්රතිවිරුද්ධ වේ: පළමුව π2p පසුව σ2p
වගුව 1 1 වන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්රව්යවල අණු වල ශක්තිය සහ බන්ධන අනුපිළිවෙල
|
අණු සහ අණුක අයන |
ඉලෙක්ට්රොනික වින්යාසය |
බන්ධන ශක්තිය |
සන්නිවේදන අනුපිළිවෙල |
|
(σ s) 2 (σ s *) 1 | |||
|
(σ s) 2 (σ s *) 1 | |||
|
(σ s) 2 (σ s *) 1 | |||
|
(σ s) 2 (σ s *) 1 | |||
|
(σ s) 2 (σ s *) 2 |
MO ක්රමයට අනුව සන්නිවේදන ක්රියා පටිපාටියඅණුවක බන්ධන සහ ලිහිල් කරන කාක්ෂික සංඛ්යාව දෙකකින් බෙදීම අතර වෙනස මගින් තීරණය වේ. බන්ධන අනුපිළිවෙල ශුන්‍ය (අණුව නොපවතියි), පූර්ණ සංඛ්‍යාවක් හෝ ධන භාගික සංඛ්‍යාවක් විය හැක. He 2 හි දී මෙන් බන්ධන ගුණිතය ශුන්‍ය වූ විට, අණුවක් සෑදෙන්නේ නැත.
දෙවන කාලපරිච්ඡේදයේ මූලද්රව්යවල ද්විපක්ෂ සම න්යෂ්ටික (එකම මූලද්‍රව්‍යයේ) අණු සඳහා පරමාණුක කාක්ෂික වලින් අණුක කාක්ෂික සෑදීම සඳහා ශක්ති යෝජනා ක්රමය රූප සටහන 11 පෙන්වයි. බන්ධන සහ ලිහිල් ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්යාව ආරම්භක මූලද්රව්යවල පරමාණුවල ඔවුන්ගේ සංඛ්යාව මත රඳා පවතී.
Fig.11ද්වි පරමාණුක අණු සෑදීම සඳහා බලශක්ති රූප සටහන
මූලද්රව්ය 2 කාල පරිච්ඡේද
II කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්රව්යවල පරමාණු වලින් අණු සෑදීම පහත පරිදි ලිවිය හැකිය
(K - අභ්යන්තර ඉලෙක්ට්රොනික ස්ථර):
ලි 2
He 2 අණුව මෙන්ම Be 2 අණුව අනාවරණය කර ගෙන නොමැත
B 2 අණුව පර චුම්භක වේ
C2
N 2
O 2 අණුව පර චුම්භක වේ
F2
Ne 2 අණු හඳුනාගෙන නොමැත
MO LCAO ක්රමය භාවිතයෙන්, ඔක්සිජන් අණුවේ පර චුම්භක ගුණ ප්‍රදර්ශනය කිරීම පහසුය. රූපය අවුල් නොකිරීමට, අපි අතිච්ඡාදනය 1 සලකා බලන්නේ නැත s- පළමු (අභ්යන්තර) ඉලෙක්ට්රෝන ස්ථරයේ ඔක්සිජන් පරමාණුවල කක්ෂ. අපි එය සැලකිල්ලට ගනිමු පි-දෙවන (පිටත) ඉලෙක්ට්රෝන ස්ථරයේ කක්ෂ දෙක ආකාර දෙකකින් අතිච්ඡාදනය විය හැක. ඒවායින් එකක් σ-බන්ධනයක් සෑදීමත් සමඟ සමාන එකක් සමඟ අතිච්ඡාදනය වේ.
තවත් දෙදෙනෙක් පි-AO අක්ෂයේ දෙපස අතිච්ඡාදනය වේ xπ-බන්ධන දෙකක් සෑදීමත් සමඟ.
සහල්. දහහතර MO LCAO ක්රමය භාවිතා කරමින් O 2 අණුවේ පර චුම්භක ගුණාංග නිරූපණය කරන ශක්ති රූප සටහන
පාරජම්බුල කලාපයේ ද්රව්යවල අවශෝෂණ වර්ණාවලියෙන් අණුක කාක්ෂිකවල ශක්තීන් තීරණය කළ හැකිය. ඉතින්, ඔක්සිජන් අණුවේ අණුක කාක්ෂික අතර අතිච්ඡාදනය වීමේ ප්රතිඵලයක් ලෙස පිහිටුවා ඇත පි-AO, π-බන්ධන පරිහානිය (එකම ශක්තියක් සහිත) කාක්ෂික දෙකක් σ-බන්ධන එකට වඩා අඩු ශක්තියක් ඇත, කෙසේ වෙතත්, π*-ලිහිල් කරන කාක්ෂික මෙන්, ඒවාට σ*-ලිහිල් වන කාක්ෂිකයට සාපේක්ෂව අඩු ශක්තියක් ඇත.
O 2 අණුවෙහි, සමාන්තර භ්‍රමණයන් සහිත ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් පරිහානිය දෙකක් මත අවසන් විය.
(එකම ශක්තියෙන්) π*-ප්‍රති බන්ධන අණුක කාක්ෂික. ඔක්සිජන් අණුවේ පරචුම්භක ගුණාංග තීරණය කරන යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝන තිබීම, ඔක්සිජන් ද්‍රව තත්වයකට සිසිල් කළහොත් එය කැපී පෙනේ. එබැවින්, O 2 අණු වල ඉලෙක්ට්රොනික වින්යාසය පහත පරිදි විස්තර කෙරේ:
О 2 [КК(σ s) 2 (σ s *) 2 (σ z) 2 (π x) 2 (π y) 2 (π x *) 1 (π y *) 1 ]
KK අකුරු හතර 1 බව පෙන්වයි s- ඉලෙක්ට්රෝන (බන්ධන දෙකක් සහ ලිහිල් කිරීම් දෙකක්) රසායනික බන්ධනයට ප්‍රායෝගිකව බලපෑමක් නැත.
හයිඩ්රජන් පරමාණු තුනක ඇත්තේ 1ක් පමණක් බැවින් s-කාක්ෂික, එවිට පිහිටුවන ලද අණුක කාක්ෂික මුළු ගණන හයට සමාන වේ (බන්ධන තුනක් සහ ලිහිල් කිරීම් තුනක්). නයිට්‍රජන් පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්රෝන දෙකක් බන්ධන නොවන අණුක කක්ෂයක (හුදකලා ඉලෙක්ට්රෝන යුගලයක) පවතී.
අණුක කාක්ෂික (MO) ක්රමය දැනට රසායනික බන්ධනයක ක්වොන්ටම් යාන්ත්‍රික අර්ථ නිරූපණය සඳහා හොඳම ක්රමය ලෙස සැලකේ. කෙසේ වෙතත්, එය VS ක්රමයට වඩා බෙහෙවින් සංකීර්ණ වන අතර දෙවැන්න තරම් පැහැදිලි නැත.
බන්ධන සහ ලිහිල් MOs වල පැවැත්ම අණු වල භෞතික ගුණාංග මගින් තහවුරු වේ. MO ක්රමය මඟින් පරමාණුවලින් අණුවක් සෑදීමේදී අණුවේ ඇති ඉලෙක්ට්රෝන බන්ධන කක්ෂවලට වැටෙන්නේ නම්, අණුවල අයනීකරණ විභවයන් පරමාණුවල අයනීකරණ විභවයන්ට වඩා වැඩි විය යුතු බව පුරෝකථනය කිරීමට හැකි වේ. ඉලෙක්ට්රෝන ලිහිල් වන කක්ෂ වලට වැටේ, පසුව අනෙක් අතට. මේ අනුව, හයිඩ්රජන් සහ නයිට්‍රජන් අණු (බන්ධන කක්ෂ), 1485 සහ 1500 kJ/mol හි අයනීකරණ විභවයන්, හයිඩ්රජන් සහ නයිට්‍රජන් පරමාණුවල අයනීකරණ විභවයන්, 1310 සහ 1390 kJ/mol සහ ඔක්සිජන් සහ අයනීකරණ විභවයන්ට වඩා වැඩි ය. ෆ්ලෝරීන් අණු (ලිහිල් කරන කාක්ෂික) 1170 සහ 1523 kJ/mol - අනුරූප පරමාණු වලට වඩා අඩු - 1310 සහ 1670 kJ/mol. අණු අයනීකරණය වූ විට, ඉලෙක්ට්‍රෝනය බන්ධන කාක්ෂිකයෙන් (H 2 සහ N 2) ඉවත් කළහොත් බන්ධන ශක්තිය අඩු වන අතර, ලිහිල් වන කාක්ෂිකයෙන් (O 2 සහ F 2) ඉලෙක්ට්‍රෝනය ඉවත් කළහොත් වැඩි වේ.
සන්නිවේදන ධ්රැවීයතාව
විවිධ පරමාණු අතර, පරමාණුවල විද්යුත් සෘණතාව (EO) සමාන නම් පිරිසිදු සහසංයුජ බන්ධනයක් ඇති විය හැක. එවැනි අණු විද්යුත් සමමිතික වේ, i.e. න්යෂ්ටියේ ධන ආරෝපණවල "ගුරුත්වාකර්ෂණ මධ්යස්ථාන" සහ ඉලෙක්ට්රෝනවල සෘණ ආරෝපණ එක් අවස්ථාවක සමපාත වේ, එබැවින් ඒවා ධ්රැවීය නොවන ලෙස හැඳින්වේ.
සම්බන්ධක පරමාණුවලට වෙනස් EC තිබේ නම්, ඒවා අතර පිහිටා ඇති ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළු ඉහළ EC සමඟ පරමාණුවට සමීපව සමමිතික ස්ථානයක සිට මාරු වේ:
ඉලෙක්ට්රෝන වළාකුලේ විස්ථාපනය ධ්‍රැවීකරණය ලෙස හැඳින්වේ. ඒකපාර්ශ්වික ධ්‍රැවීකරණයේ ප්‍රති result ලයක් ලෙස, අණුවේ ඇති ධන හා සෘණ ආරෝපණවල ගුරුත්වාකර්ෂණ මධ්යස්ථාන එක් අවස්ථාවක සමපාත නොවේ, ඒවා අතර යම් දුරක් (l) දිස් වේ. එවැනි අණු ධ්රැවීය හෝ ද්වි ධ්‍රැව ලෙස හඳුන්වන අතර ඒවායේ ඇති පරමාණු අතර බන්ධනය ධ්රැවීය ලෙස හැඳින්වේ. උදාහරණයක් ලෙස, HCl අණුවෙහි, බන්ධන ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළු වඩාත් විද්යුත් සෘණ ක්ලෝරීන් පරමාණුව දෙසට මාරු වේ. මේ අනුව, හයිඩ්රජන් ක්ලෝරයිඩ් හි ඇති හයිඩ්රජන් පරමාණුව ධන ධ්‍රැවීකරණය වන අතර ක්ලෝරීන් පරමාණුව සෘණාත්මකව ධ්‍රැවීකරණය වේ.
හයිඩ්රජන් පරමාණුව δ= +0.18 මත ධන ආරෝපණයක් දිස්වන අතර ක්ලෝරීන් පරමාණුව මත - සෘණ ආරෝපණයක් δ=-018. එබැවින් හයිඩ්රජන් ක්ලෝරයිඩ් අණුවේ බන්ධනය 18% අයනික වේ.
ධ්රැවීය බන්ධනයක් යනු සුළු ඒකපාර්ශ්වික ධ්‍රැවීකරණයකට ලක් වූ සහසංයුජ බන්ධන වර්ගයකි. අණුවක ධන සහ සෘණ ආරෝපණ ඇති "ගුරුත්වාකර්ෂණ මධ්යස්ථාන" අතර දුර ඩිපෝල් දිග ලෙස හැඳින්වේ. ස්වාභාවිකවම, ධ්‍රැවීකරණය වැඩි වන තරමට ඩයිපෝලයේ දිග වැඩි වන අතර අණු වල ධ්රැවීයතාව වැඩි වේ. අණු වල ධ්රැවීයතාව තක්සේරු කිරීම සඳහා, නියත ද්විධ්‍රැව මොහොතක් µ සාමාන්‍යයෙන් භාවිතා වේ, එය ප්‍රාථමික විද්යුත් ආරෝපණ q හි අගය සහ ඩයිපෝලයේ දිග (l), i.e. µ =q·l. ඩයිපෝල් අවස්ථා මනිනු ලබන්නේ කූලෝමීටර වලින්.
වගුව 2සමහර අණු වල ඩයිපෝල් µ හි විද්යුත් මොහොත
සංකීර්ණ අණුවක සම්පූර්ණ ඩයිපෝල් මොහොත තනි බන්ධනවල ද්විධ්‍රැව අවස්ථාවන්හි දෛශික එකතුවට සමාන ලෙස සැලකිය හැකිය. ඩයිපෝල් මොහොත සාමාන්‍යයෙන් සලකනු ලබන්නේ ඩයිපෝලයේ ධනාත්මක කෙළවරේ සිට සෘණ වෙත යොමු කිරීම ලෙසය. එකතු කිරීමේ ප්රතිඵලය අණුවේ ව්යුහය මත රඳා පවතී. Be-Cl,B-F,C-Cl බන්ධන ඉතා ධ්රැවීය වුවද, ඉතා සමමිතික BeCl 2 ,BF 3 ,CCl 4 අණු වල ද්විධ්‍රැව චලිතය ශුන්යයට සමාන වේ. කෙළවරේ H 2 O අණුවෙහි, ධ්රැවීය O-H බන්ධන 104.5 o කෝණයක පිහිටා ඇත. එබැවින් අණුව ධ්රැවීය වේ
(µ = 0.61∙10 -29 C·m)
විද්යුත් සෘණතාවයේ ඉතා විශාල වෙනසක් ඇතිව, පරමාණුවලට පැහැදිලි ඒකපාර්ශ්වික ධ්‍රැවීකරණයක් ඇත: බන්ධනයේ ඉලෙක්ට්රෝන වලාකුළු ඉහළම විද්යුත් සෘණතාව සහිත පරමාණුව දෙසට හැකිතාක් මාරු වේ, පරමාණු ප්රතිවිරුද්ධ ආරෝපිත අයන වෙත ගමන් කරයි, අයනික අණුවක් දිස්වේ. සහසංයුජ බන්ධනය අයනික බවට පත් වේ. අණු වල විද්යුත් අසමමිතිය වැඩි වන අතර ඩයිපෝලයේ දිග වැඩි වන අතර ඩයිපෝල් මොහොත වැඩි වේ.
පරමාණුවල සාපේක්ෂ EO භාවිතයෙන් බන්ධනයක ධ්රැවීයතාව පුරෝකථනය කළ හැක. පරමාණුවල සාපේක්ෂ EOs අතර වෙනස වැඩි වන තරමට ධ්රැවීයතාව වඩාත් කැපී පෙනේ. බන්ධන 100% අයනික නොවන බැවින් බන්ධනයක අයනිකත්ව ප්‍රමාණය ගැන කතා කිරීම වඩාත් නිවැරදිය. CsF සංයෝගයේ පවා බන්ධනය 89% අයනික වේ.
අපි එකම මූලද්‍රව්‍යයක් සහිත ඕනෑම කාල පරිච්ඡේදයක මූලද්රව්යවල සංයෝග සලකා බැලුවහොත්, අපි කාල පරිච්ඡේදයේ ආරම්භයේ සිට අවසානය දක්වා ගමන් කරන විට, බන්ධනයේ ප්රධාන වශයෙන් අයනික ස්වභාවය සහසංයුජ එකක් මගින් ප්‍රතිස්ථාපනය වේ. නිදසුනක් ලෙස, 2 වන කාල පරිච්ඡේදයේ ෆ්ලෝරයිඩවල LiF, BeF 2, CF 4, NF 3, OF 2, F 2 ලිතියම් ෆ්ලෝරයිඩ් වලින් බන්ධනයේ අයනිකත්වයේ මට්ටම ක්රමයෙන් දුර්වල වන අතර ෆ්ලෝරීන් අණුවේ සාමාන්‍යයෙන් සහසංයුජ බන්ධනයක් මගින් ප්‍රතිස්ථාපනය වේ.
සල්ෆර් වල විද්යුත් සෘණතාවය ඔක්සිජන් වල EO වලට වඩා බෙහෙවින් අඩුය. එබැවින්, H 2 S හි H-S බන්ධනයේ ධ්රැවීයතාව H 2 O හි H-O බන්ධනයේ ධ්‍රැවීයතාවට වඩා අඩු වන අතර H-S බන්ධනයේ දිග (0.133 nm) H-O (0.133 nm) ට වඩා වැඩි වේ. 0.56 nm) සහ බන්ධන අතර කෝණය සරල රේඛාවකට ළඟා වේ. H 2 S සඳහා එය 92 o වන අතර H 2 Se සඳහා එය 91 o වේ.
එම හේතු නිසාම, ඇමෝනියා අණුවට පිරමිඩීය ව්‍යුහයක් ඇති අතර H-N-H සංයුජතා බන්ධන අතර කෝණය සෘජු (107.3 o) ට වඩා වැඩි වේ. NH 3 සිට PH 3, ASH 3 සහ SbH 3 දක්වා සංක්‍රමණයේදී බන්ධන අතර කෝණ පිළිවෙලින් 93.3 පමණ වේ; 91.8 o සහ 91.3 o.