Orbitalernes fase
Når man konstruerer molekylære orbitaler, skaber fasen af de to orbitaler, der mødes, bindende og antibindende orbitaler.
Læringsmål
Beskriv, hvordan atomorbitaler kombineres for at danne molekylære orbitaler.
Nøglepunkter
Nøglepunkter
- Elektronen kan som kvantepartikel ikke have en bestemt placering; men elektronens orbital kan defineres som det område af rummet omkring atomkernen, hvor den matematiske sandsynlighedstærskel for at finde elektronen overstiger en vilkårlig værdi, f.eks. 90 % eller 99 %.
- Orbitaler er simpelthen matematiske funktioner, der beskriver bestemte stående bølgemønstre, som kan plottes på en graf, men som ikke har nogen fysisk virkelighed.
- To atomorbitaler kan overlappe hinanden på to måder, afhængigt af deres faseforhold. Fasen af en orbital er en direkte konsekvens af elektronernes bølgelignende egenskaber.
Nøglebegreber
- molekylær orbital: Den kvantemekaniske opførsel af en elektron i et molekyle, der beskriver sandsynligheden for, at elektronen besætter en bestemt position og energi, som tilnærmes ved en lineær kombination af atomorbitaler.
- fase: Et punkt eller en del i en tilbagevendende serie af ændringer, som i bevægelsesændringer af en af de partikler, der udgør en bølge eller vibration; en del af en serie af sådanne ændringer, til forskel fra en kontrasterende del, som den del på den ene side af en ligevægtsstilling, i modsætning til den på den modsatte side.
Definition af elektronorbitaler
Elektronen er en kvantepartikel og kan ikke have en bestemt placering, men elektronens orbital kan defineres som det område af rummet omkring kernen, hvor sandsynligheden for at finde elektronen overstiger en vilkårlig tærskelværdi, f.eks. 90% eller 99%.
På grund af stoffets bølgelignende karakter svarer orbitalet til et stående bølgemønster i det 3-dimensionelle rum, som vi ofte kan repræsentere mere tydeligt i et 2-dimensionelt tværsnit. Den størrelse, der varierer (“bølger”), er et tal betegnet ψ (psi), hvis værdi varierer fra punkt til punkt i henhold til bølgefunktionen for den pågældende orbital.
Orbitaler af alle typer er blot matematiske funktioner, der beskriver bestemte stående-bølgemønstre, som kan plottes på en graf, men som ikke har nogen egen fysisk virkelighed. På grund af deres bølgelignende karakter kan to eller flere orbitaler (dvs, to eller flere funktioner ψ) kan kombineres både i fase og ude af fase for at give et par resulterende orbitaler, der for at være brugbare skal have kvadrater, der beskriver de faktiske elektronfordelinger i atomet eller molekylet.
Molekylære orbitaler og deres faser
Når man kombinerer orbitaler for at beskrive en bindingsvekselvirkning mellem to arter, dikterer symmetrikravene for systemet, at de to startorbitaler skal give to nye orbitaler. Den ene orbital, der er baseret på in-fase-blanding af orbitalerne, vil være lavere i energi og betegnes som bindingsorbital. En anden orbital, der er baseret på orbitalernes blanding uden for fase, vil have en højere energi og kaldes antibinding.
Hydrogenmolekylære orbitaler: Prikkerne her repræsenterer elektroner. Kombinationen i fase af s-orbitalerne fra de to hydrogenatomer giver en bindingsorbital, der er fyldt, mens kombinationen uden for fase giver en anti-bindingsorbital, der forbliver ufyldt.
Orbitaler, der overlapper hinanden
To atomorbitaler kan overlappe hinanden på to måder, afhængigt af deres faseforhold. Fasen af en orbital er en direkte konsekvens af elektronernes bølgelignende egenskaber. I grafiske repræsentationer af orbitaler vises orbitalfasen enten ved et plus- eller minustegn (som ikke har nogen sammenhæng med elektrisk ladning) eller ved at skygge den ene lobe. Selve fasens tegn har ingen fysisk betydning, undtagen når man blander orbitaler for at danne molekylære orbitaler.
Konstruktivt overlap
To orbitaler med samme tegn har et konstruktivt overlap, der danner en molekylær orbital med hovedparten af elektrontætheden placeret mellem de to atomkerner. Denne molekylære orbital kaldes bindingsorbitalet, og dens energi er lavere end de oprindelige atomorbitalers. En binding med molekylære orbitaler, der er symmetriske med hensyn til rotation omkring bindingsaksen, kaldes en sigma-binding (σ-binding). Hvis fasen ændres, bliver bindingen en pi-binding (π-binding). Symmetribetegnelser defineres yderligere ved, om orbitalet bevarer sin oprindelige karakter efter en inversion omkring sit centrum; hvis det gør det, defineres det som gerade (g), tysk for “lige”. Hvis orbitalen ikke bevarer sin oprindelige karakter, er den ungerade (u), tysk for “ulige”.”
Destruktivt overlap
Atomorbitaler kan også interagere med hinanden uden for fase, hvilket fører til destruktiv annullering og ingen elektrontæthed mellem de to kerner ved det såkaldte nodalplan, der er afbildet som en vinkelret stiplet linje. I denne antibindende molekylære orbital med en energi, der er meget højere end de oprindelige atomorbitaler, er eventuelle tilstedeværende elektroner placeret i lapper, der peger væk fra den centrale mellemkernede akse. For en tilsvarende σ-bunden orbital ville en sådan orbital være symmetrisk, men afgrænset fra den med en stjerne, som i σ*. For en π-binding ville de tilsvarende bindings- og antibindingsorbitaler ikke have en sådan symmetri omkring bindingsaksen og ville blive betegnet henholdsvis π og π*.
To p-orbitaler, der danner en π-binding: Hvis to parallelle p-orbitaler oplever sidelæns overlapning på tilstødende atomer i et molekyle, kan der opstå en dobbelt- eller trippelbinding. Selv om π-bindingen ikke er lige så stærk som den oprindelige σ-binding, bliver dens styrke føjet til den eksisterende enkeltbinding.
P-orbitaloverlapning er mindre end frontaloverlapning mellem to s-orbitaler i en σ-binding på grund af orbitalorienteringen. Dette gør π-bindingen til en svagere binding end den oprindelige σ-binding, der forbinder to naboatomer; men det faktum, at dens styrke tilføjes til den underliggende σ-binding, giver en stærkere samlet binding. Elektroner i π-bindinger omtales ofte som π-elektroner. De begrænser rotationsfriheden omkring dobbeltbindingen, fordi en parallel orientering af p-orbitalerne skal bevares for at opretholde dobbelt- eller trippelbindingen.