Fáze orbitalů
Při konstrukci molekulových orbitalů vytváří fáze dvou orbitalů, které se spojují, vazebné a antivazebné orbitaly.
Cíle učení
Popsat, jak se atomové orbitaly spojují a vytvářejí molekulové orbitaly.
Klíčové poznatky
Klíčové body
- Elektron jako kvantová částice nemůže mít jednoznačné umístění, ale orbital elektronu lze definovat jako oblast prostoru kolem jádra, ve které matematický práh pravděpodobnosti nalezení elektronu přesahuje nějakou libovolnou hodnotu, například 90 % nebo 99 %.
- Orbitaly jsou jednoduše matematické funkce, které popisují určité vzory stojatých vln, které lze zakreslit do grafu, ale nemají žádnou fyzikální realitu.
- Dva atomové orbitaly se mohou překrývat dvěma způsoby v závislosti na jejich fázovém vztahu. Fáze orbitalu je přímým důsledkem vlnových vlastností elektronů.
Klíčové pojmy
- molekulový orbital: Kvantově mechanické chování elektronu v molekule popisující pravděpodobnost, že elektron zaujme určitou polohu a energii, která je aproximována lineární kombinací atomových orbitalů.
- fáze: Fáze: jakýkoli bod nebo část v opakující se sérii změn, jako při změnách pohybu jedné z částic tvořících vlnu nebo vibraci; jedna část série takových změn, na rozdíl od kontrastní části, jako část na jedné straně rovnovážné polohy, na rozdíl od části na opačné straně.
Definice elektronových orbitalů
Elektron je kvantová částice a nemůže mít zřetelnou polohu, ale orbital elektronu lze definovat jako oblast prostoru kolem jádra, v níž pravděpodobnost nalezení elektronu přesahuje nějakou libovolnou prahovou hodnotu, například 90 % nebo 99 %.
Vzhledem k vlnovému charakteru hmoty odpovídá orbital stojaté vlně v trojrozměrném prostoru, kterou můžeme často zřetelněji znázornit ve dvojrozměrném řezu. Veličinou, která se mění („vlní“), je číslo označované ψ (psi), jehož hodnota se mění od bodu k bodu podle vlnové funkce pro daný orbital.
Orbitaly všech typů jsou jednoduše matematické funkce, které popisují určité vzory stojatých vln, které lze zakreslit do grafu, ale nemají vlastní fyzikální realitu. Vzhledem ke své vlnové povaze mohou dva nebo více orbitalů (tj, dvě nebo více funkcí ψ) lze kombinovat jak ve fázi, tak mimo fázi a získat tak dvojici výsledných orbitalů, které, aby byly užitečné, musí mít čtverce, které popisují skutečné rozložení elektronů v atomu nebo molekule.
Molekulární orbitaly a jejich fáze
Při kombinaci orbitalů k popisu vazebné interakce mezi dvěma druhy diktují požadavky na symetrii systému, že dva výchozí orbitaly musí vytvořit dva nové orbitaly. Jeden orbital, založený na míchání orbitalů ve fázi, bude mít nižší energii a bude označen jako vazební. Další orbital, založený na mimofázovém smíchání orbitalů, bude mít vyšší energii a bude se označovat jako antivazebný.
Molekulové orbitaly vodíku: Tečky zde představují elektrony. Fázová kombinace s orbitalů ze dvou atomů vodíku poskytuje vazebný orbital, který je zaplněn, zatímco nefázová kombinace poskytuje antivazebný orbital, který zůstává nezaplněn.
Orbitaly, které se překrývají
Dva atomové orbitaly se mohou překrývat dvěma způsoby v závislosti na jejich fázovém vztahu. Fáze orbitalu je přímým důsledkem vlnových vlastností elektronů. V grafickém znázornění orbitalů je fáze orbitalu znázorněna buď znaménkem plus nebo minus (které nemají žádný vztah k elektrickému náboji), nebo zastíněním jednoho laloku. Samotné znaménko fáze nemá fyzikální význam s výjimkou případů, kdy se orbitaly mísí a vytvářejí molekulové orbitaly.
Konstruktivní překrytí
Dva orbitaly se stejným znaménkem se konstruktivně překrývají a vytvářejí molekulový orbital, jehož převážná část elektronové hustoty se nachází mezi oběma jádry. Tento molekulový orbital se nazývá vazebný orbital a jeho energie je nižší než energie původních atomových orbitalů. Vazba zahrnující molekulové orbitaly, které jsou symetrické vzhledem k rotaci kolem osy vazby, se nazývá sigma vazba (σ-vazba). Pokud se změní fáze, stane se vazba vazbou pí (π-vazba). Značky symetrie jsou dále definovány podle toho, zda si orbital po otočení kolem svého středu zachová svůj původní charakter; pokud ano, je definován jako gerade (g), což německy znamená „přímý“. Pokud si orbital svůj původní charakter nezachová, označuje se jako ungerade (u), německy „lichý“.
Destruktivní překrývání
Atomové orbitaly mohou také vzájemně interagovat mimo fázi, což vede k destruktivnímu rušení a žádné elektronové hustotě mezi dvěma jádry v tzv. uzlové rovině znázorněné jako kolmá čárkovaná čára. V tomto antivazebném molekulovém orbitalu s energií mnohem vyšší než původní atomové orbitaly se všechny přítomné elektrony nacházejí v lalocích směřujících od centrální interjaderné osy. Pro odpovídající σ-vazebný orbital by byl takový orbital symetrický, ale odlišoval by se od něj hvězdičkou, jako v případě σ*. U π-vazby by odpovídající vazebné a antivazebné orbitaly takovou symetrii kolem vazebné osy neměly a označovaly by se π a π*.
Dva p-orbitaly tvořící π-vazbu: Pokud dojde k bočnímu překrytí dvou paralelních p-orbitálů na sousedních atomech v molekule, může vzniknout dvojná nebo trojná vazba. Ačkoli π-vazba není tak pevná jako původní σ-vazba, její pevnost se přidává ke stávající jednoduché vazbě.
Překrytí orbitalů je díky orientaci orbitalů menší než čelní překrytí dvou s orbitalů v σ-vazbě. Díky tomu je vazba π slabší než původní vazba σ, která spojuje dva sousední atomy; nicméně skutečnost, že se její pevnost přidává k základní vazbě σ, vytváří celkově silnější vazbu. Elektrony ve vazbě π se často označují jako π- elektrony. Omezují rotační volnost kolem dvojné vazby, protože pro zachování dvojné nebo trojné vazby musí být zachována paralelní orientace p-orbitálů
.