Faza orbitalilor
Când se construiesc orbitali moleculari, faza în care cei doi orbitali se unesc creează orbitali de legătură și de antilegătură.
Obiective de învățare
Descrisă modul în care orbitalii atomici se combină pentru a forma orbitali moleculari.
Cele mai importante concluzii
Cele mai importante puncte
- Electronul, fiind o particulă cuantică, nu poate avea o locație distinctă; dar orbitalul electronului poate fi definit ca fiind regiunea de spațiu din jurul nucleului în care pragul de probabilitate matematică de a găsi electronul depășește o anumită valoare arbitrară, cum ar fi 90% sau 99%.
- Orbitalele sunt pur și simplu funcții matematice care descriu modele particulare de unde staționare care pot fi trasate pe un grafic, dar nu au o realitate fizică.
- Doi orbitali atomici se pot suprapune în două moduri, în funcție de relația lor de fază. Faza unui orbital este o consecință directă a proprietăților ondulatorii ale electronilor.
Termeni cheie
- Orbital molecular: Comportamentul mecanic cuantic al unui electron într-o moleculă care descrie probabilitatea ca electronul să ocupe o anumită poziție și energie, care este aproximat printr-o combinație liniară de orbitali atomici.
- fază: Orice punct sau porțiune dintr-o serie recurentă de schimbări, ca în cazul schimbărilor de mișcare a uneia dintre particulele care constituie o undă sau o vibrație; o porțiune dintr-o serie de astfel de schimbări, în distincție de o porțiune contrastată, ca porțiunea de pe o parte a unei poziții de echilibru, în contrast cu cea de pe partea opusă.
Definirea orbitalelor electronice
Electronul este o particulă cuantică și nu poate avea o locație distinctă, dar orbitalul electronului poate fi definit ca fiind regiunea de spațiu din jurul nucleului în care probabilitatea de a găsi electronul depășește o anumită valoare prag arbitrară, cum ar fi 90% sau 99%.
Din cauza caracterului ondulatoriu al materiei, orbitalul corespunde unui model de undă staționară în spațiul tridimensional pe care adesea îl putem reprezenta mai clar într-o secțiune transversală bidimensională. Cantitatea care variază („unduiește”) este un număr notat cu ψ (psi), a cărui valoare variază de la un punct la altul în funcție de funcția de undă pentru acel orbital particular.
Orbitalele de toate tipurile sunt pur și simplu funcții matematice care descriu modele particulare de unde staționare care pot fi reprezentate pe un grafic, dar care nu au o realitate fizică proprie. Din cauza naturii lor ondulatorii, doi sau mai mulți orbitali (de ex, două sau mai multe funcții ψ) pot fi combinate atât în fază, cât și în defazaj pentru a obține o pereche de orbitali rezultați care, pentru a fi utili, trebuie să aibă pătrate care să descrie distribuțiile reale de electroni în atom sau moleculă.
Orbitali moleculari și fazele lor
Când se combină orbitali pentru a descrie o interacțiune de legătură între două specii, cerințele de simetrie ale sistemului impun ca cei doi orbitali de pornire să formeze doi noi orbitali. Unul dintre orbitali, bazat pe amestecarea în fază a orbitalilor, va avea o energie mai mică și va fi denumit de legătură. Un alt orbital, bazat pe amestecul în afara fazei orbitalilor, va avea o energie mai mare și va fi numit antilegătură.
Orbitalii moleculari ai hidrogenului: Punctele de aici reprezintă electroni. Combinația în fază a orbitalilor s de la cei doi atomi de hidrogen oferă un orbital de legătură care este umplut, în timp ce combinația în afara fazei oferă un orbital de antilegătură care rămâne neîmplinit.
Orbitali care se suprapun
Doi orbitali atomici se pot suprapune în două moduri, în funcție de relația lor de fază. Faza unui orbital este o consecință directă a proprietăților ondulatorii ale electronilor. În reprezentările grafice ale orbitalilor, faza orbitalului este reprezentată fie printr-un semn plus sau minus (care nu au nicio legătură cu sarcina electrică), fie prin umbrirea unui lob. Semnul propriu-zis al fazei nu are semnificație fizică, cu excepția cazului în care se amestecă orbitali pentru a forma orbitali moleculari.
Suprapunere constructivă
Doi orbitali de același semn au o suprapunere constructivă formând un orbital molecular cu cea mai mare parte a densității de electroni situată între cele două nuclee. Acest orbital molecular se numește orbital de legătură, iar energia sa este mai mică decât cea a orbitalilor atomici inițiali. O legătură care implică orbitali moleculari care sunt simetrici în ceea ce privește rotația în jurul axei legăturii se numește legătură sigma (legătură σ). Dacă faza se schimbă, legătura devine o legătură pi (legătură π). Etichetele de simetrie sunt definite în continuare în funcție de faptul dacă orbitalul își păstrează caracterul inițial după o inversare în jurul centrului său; dacă o face, este definit gerade (g), în germană pentru „drept”. Dacă orbitalul nu își păstrează caracterul original, este ungerade (u), în germană pentru „impar.”
Suprapunere distructivă
Orbitalele atomice pot interacționa, de asemenea, unul cu celălalt în afara fazei, ceea ce duce la anularea distructivă și la lipsa densității de electroni între cele două nuclee în așa-numitul plan nodal reprezentat ca o linie punctată perpendiculară. În acest orbital molecular anti-legătură, cu o energie mult mai mare decât cea a orbitalilor atomici inițiali, toți electronii prezenți sunt localizați în lobi care se îndepărtează de axa centrală internucleară. Pentru un orbital de legătură σ corespunzător, un astfel de orbital ar fi simetric, dar diferențiat de acesta printr-un asterisc, ca în cazul lui σ*. Pentru o legătură π, orbitalii de legătură și antilegătură corespunzători nu ar avea o astfel de simetrie în jurul axei legăturii și ar fi desemnați π și, respectiv, π*.
Doi orbitali p care formează o legătură π: Dacă doi orbitali p paraleli experimentează o suprapunere laterală pe atomi adiacenți într-o moleculă, atunci se poate dezvolta o legătură dublă sau triplă. Deși legătura π nu este la fel de puternică precum legătura σ originală, rezistența sa se adaugă la legătura simplă existentă.
Suprapunerea orbitalilor P este mai mică decât suprapunerea frontală între doi orbitali s într-o legătură σ din cauza orientării orbitalilor. Acest lucru face ca legătura π să fie o legătură mai slabă decât legătura σ originală care leagă doi atomi vecini; cu toate acestea, faptul că forța sa este adăugată la legătura de bază a legăturii σ face ca legătura globală să fie mai puternică. Electronii din legăturile π sunt adesea numiți electroni π-. Aceștia limitează libertatea de rotație în jurul dublei legături deoarece trebuie păstrată o orientare paralelă a orbitalilor p pentru a menține legătura dublă sau triplă.