Molekulêre orbitaal

in Wikipedia, die vrye ensiklopedie
Jump to navigation Jump to search
Vorming van die molekulêre orbitale van asetileen. Die swart kruise is knooppunte.

In die chemie is 'n molekulêre orbitaal 'n wiskundige funksie wat die ligging en golfagtige gedrag van 'n elektron in 'n molekuul beskryf. Hierdie funksie kan gebruik word om chemiese en fisiese eienskappe te bereken, soos die waarskynlikheid om 'n elektron in 'n spesifieke omgewing naby die atoomkern te vind. Die terme atoomorbitaal en molekulêre orbitaal is in 1932 deur Friedrich Hund en Robert S. Mulliken bekendgestel om die konsep van een-elektron orbitale golffunksies te verteenwoordig.[1] Op 'n elementêre vlak word dit gebruik om die omgewing in die ruimte waarin 'n funksie 'n beduidende amplitude het, te beskryf.

In 'n geïsoleerde atoom word die orbitale elektrone se plek bepaal deur funksies wat atoomorbitale genoem word. Wanneer veelvuldige atome chemies in 'n molekule kombineer, word die liggings van die elektrone deur die molekule in sy geheel bepaal, sodat die atoomorbitale saamgevoeg word om molekulêre orbitale te vorm. Die elektrone van die samestellende atome neem hulle plekke in die molekulêre orbitale in. Wiskundig is molekulêre orbitale 'n benaderde oplossing vir die Schrödinger-vergelyking vir die elektrone naby die atoomkerne van die molekule. Hulle word gewoonlik saamgestel deur atoomorbitale of gehibridiseerde orbitale van elke atoom van die molekule, of ander molekulêre orbitale uit groepe atome te kombineer. Dit kan kwantitatief bereken word met behulp van die Hartree–Fock- of selfkonsekwente veld- (SKV) metodes.

Molekulêre orbitale is van drie soorte: bindingsorbitale met 'n energie laer as die energie van die atoomorbitale wat dit gevorm het, en bevorder sodoende die chemiese bindings wat die molekuul bymekaar hou; teenbindingsorbitale wat hoër energie het as die energie van hul samestellende atoomorbitale, en is dus teen die binding van die molekule, en nie-bindende orbitale wat dieselfde energie het as hul samestellende atoomorbitale en het dus geen effek op die binding van die molekule het nie.

Oorsig[wysig | wysig bron]

Molekulêre orbitale is die eerste keer deur Friedrich Hund[2] en Robert S. Mulliken[3][4] bekendgestel. 'n Molekulêre orbitaal kan gebruik word om voortestel waar 'n elektron waarskynlik aangetref kan word. Molekulêre orbitale is benaderde oplossings vir die Schrodinger-vergelyking vir die elektrone in die elektriese veld van die atoomkerne van die molekule. Die berekening van die orbitale direk uit hierdie vergelyking is egter te moeilike 'n probleem. In plaas daarvan word dit verkry uit die kombinasie van atoomorbitale, wat die ligging van 'n elektron in 'n atoom voorspel.

'n Molekulêre orbitaal kan die elektronkonfigurasie van 'n molekule spesifiseer, dws. die ruimtelike verspreiding en energie van een (of een paar) elektron(e). Meestal word 'n molekulêre orbitaal voorgestel as 'n lineêre kombinasie van atoomorbitale (die LKAO-MO-metode), veral in kwalitatiewe of baie benaderde gebruik. Dit is van onskatbare waarde in die verskaffing van 'n eenvoudige model van binding in molekules, wat verstaan ​​word deur die molekulêre orbitale teorie.

'n Molekulêre orbitale diagram wat die vorming van molekulêre orbitale van H2 (middel) uit atoomorbitale van twee H-atome toon. Die laer-energie molekulêre orbitaal is 'n bindende orbitaal en die elektrondigtheid is tussen die twee H-kerne gekonsentreer. Die hoër-energie molekulêre orbitaal is teenbindend met elektrondigtheid wat agter elke H-kern gekonsentreer is.

Die lineêre kombinasie van atoomorbitale benadering vir molekulêre orbitale is in 1929 deur Sir John Lennard-Jones bekendgestel.[5] Sy baanbrekende referaat het getoon hoe die elektroniese struktuur van fluoor- en suurstofmolekules van kwantumbeginsels afgelei kan word. Hierdie kwalitatiewe benadering tot molekulêre orbitale teorie is deel van die begin van die moderne kwantumchemie. Lineêre kombinasies van atoomorbitale kan gebruik word om die molekulêre orbitale wat gevorm word na binding tussen die molekules se samestellende atome, te skat. Soortgelyk aan 'n atoomorbitaal, kan 'n Schrödinger-vergelyking, wat die gedrag van 'n elektron beskryf, ook vir 'n molekulêre orbitaal gekonstrueer word. Lineêre kombinasies van atoomorbitale, of die somme en verskille van die atoomgolffunksies, bied benaderde oplossings vir die Hartree–Fock-vergelykings wat ooreenstem met die onafhanklike deeltjiebenadering van die molekulêre Schrödinger-vergelyking. Vir eenvoudige diatomiese molekules word die golffunksies wat verkry word wiskundig voorgestel deur die vergelykings:

waar en die molekulêre golffunksies vir die bindende en teenbindende molekulêre orbitale onderskeidelik is, en die atoomgolffunksies van atome a en b onderskeidelik is, en en verstelbare koëffisiënte is. Hierdie koëffisiënte kan positief of negatief wees, afhangende van die energieë en simmetrieë van die individuele atoomorbitale. Namate die twee atome nader aan mekaar raak, oorvleuel hulle atoomorbitale gebiede met 'n hoë elektrondigtheid, en gevolglik word molekulêre orbitale tussen die twee atome gevorm. Die atome word bymekaar gehou deur die elektrostatiese aantrekkingskrag tussen die positief gelaaide kerne en die negatief gelaaide elektrone wat molekulêre orbitale bind.[6]

Pauli-beginsel[wysig | wysig bron]

Die meeste hedendaagse metodes in berekeningschemie begin deur die molekulêre orbitale van die stelsel te bereken. 'n Molekulêre orbitaal beskryf die gedrag van een elektron in die elektriese veld wat deur die kerne gegenereer word en 'n mate van verdeling van die ander elektrone. In die geval van twee elektrone wat dieselfde orbitaal inneem, vereis die Pauli-beginsel dat hulle die teenoorgestelde spin het. Dit is noodwendig 'n benadering, en uiters akkurate beskrywings van die molekulêre elektroniese golffunksie het nie orbitale nie.

Uitbeelding van hoe die ses koolstoforbitale in benseen gekombineer word in gedelokaliseerde molekulêre orbitale bo en onder die vlak van die ringstruktuur

Simmetrie[wysig | wysig bron]

Molekulêre orbitale word oor die algemeen oor die hele molekule gedelokaliseer. Verder, as die molekule simmetrie-elemente het, is die nie-gedegenereerde molekulêre orbitale simmetries of antisimmetries ten opsigte van enige van hierdie simmetrieë. Die simmetrie-eienskappe van molekulêre orbitale beteken dat delokalisering 'n inherente kenmerk is van die molekulêre orbitale teorie en dit fundamenteel anders maak as (en aanvullend tot) valensbindings-teorie, waarin bindings as gelokaliseerde elektronpare beskou word, met resonansie om die delokalisering te verreken.[7]

Vorming van molekulêre orbitale[wysig | wysig bron]

Molekulêre orbitale ontstaan ​​as gevolg van toegelate interaksies tussen atoomorbitale, wat toegelaat word as die simmetrieë (bepaal uit die groepteorie) van die atoomorbitale met mekaar verenigbaar is. Die doeltreffendheid van atoomorbitale interaksies word bepaal uit die oorvleueling ('n mate van hoe goed twee orbitale konstruktief met mekaar interaksie het) tussen twee atoomorbitale, wat belangrik is as die atoomorbitale naby aan energie is. Ten slotte moet die aantal gevormde molekulêre orbitale gelyk wees aan die aantal atoomorbitale in die atome wat saamgevoeg word om die molekuul te vorm.

Uitbeelding van die molekulêre orbitale van 'n lineêre koolstofdioksiedmolekule. Die nodale vlak loop oor die lengte van die molekule, wat beteken dat die elektrone slegs bo of onder die vlak van die molekule gevind kan word.

Naamgewingskonvensies[wysig | wysig bron]

Molekulêre orbitale word byskrifte aan hul name gegee op grond van die simmetrie wat voortspruit uit die interaksies van verskillende kombinasies van atoomorbitale. Hierdie byskrifte is σ (sigma), π (pi), δ (delta), φ (phi), γ (gamma) en stem ooreen met die atoomorbitale s, p, d, f en g. Die aantal nodale vlakke vir hierdie molekulêre orbitale is nul vir σ, een vir π, twee vir δ, drie vir φ en vier vir γ.

Met ander woorde: 'n π-molekulêre orbitaal het 'n vlak wat deur die molekule loop, waar die waarskynlikheid om die elektrone te vind nul is. 'n Goeie voorbeeld hiervan is koolstofdioksied.

Verwysings[wysig | wysig bron]

  1. Mulliken, Robert S. (Julie 1932). "Electronic Structures of Polyatomic Molecules and Valence. II. General Considerations". Physical Review (in Engels). 41 (1): 49–71. Bibcode:1932PhRv...41...49M. doi:10.1103/PhysRev.41.49.
  2. Hund, F. (1926). "Zur Deutung einiger Erscheinungen in den Molekelspektren" [Oor die interpretasie van sommige verskynsels in molekulêre spektra]. Zeitschrift für Physik (in Duits). Springer Science and Business Media LLC. 36 (9–10): 657–674. doi:10.1007/bf01400155. ISSN 1434-6001.
  3. Mulliken, Robert S. (1 May 1927). "Electronic States and Band Spectrum Structure in Diatomic Molecules. IV. Hund's Theory; Second Positive Nitrogen and Swan Bands; Alternating Intensities". Physical Review (in Engels). American Physical Society (APS). 29 (5): 637–649. doi:10.1103/physrev.29.637. ISSN 0031-899X.
  4. Mulliken, Robert S. (1928). "The assignment of quantum numbers for electrons in molecules. Extracts from Phys. Rev. 32, 186-222 (1928), plus currently written annotations". International Journal of Quantum Chemistry. Wiley. 1 (1): 103–117. doi:10.1002/qua.560010106. ISSN 0020-7608.
  5. Lennard-Jones, John (Sir) (1929). "The electronic structure of some diatomic molecules". Transactions of the Faraday Society (in Engels). 25: 668–686.
  6. Miessler, G.L.; Tarr, Donald A. (2008). Inorganic Chemistry (in Engels). Pearson Education. ISBN 978-81-317-1885-8.
  7. Frank Albert, Cotton (1990). Chemical applications of group theory (in Engels) (3rd uitg.). New York: Wiley. p. 102. ISBN 0471510947. OCLC 19975337.