Moleküler Orbital Teorisi II

Moleküler Orbital Enerji Diyagramları

Atomik ve moleküler orbitallerin göreceli enerji seviyeleri tipik olarak moleküler yörünge diyagramında gösterilir. İki atomlu bir molekül için, bir atomun atomik orbitalleri solda ve diğer atomun atomik orbitalleri sağda gösterilir. Her yatay çizgi, iki elektron tutabilen bir yörüngeyi temsil eder. Atomik orbitallerin birleşiminden oluşan moleküler orbitaller merkezde gösterilmiştir. Kesik çizgiler, atomik orbitallerden hangisinin moleküler orbitalleri oluşturmak için birleştiğini gösterir. Birleşen her atomik orbital çifti için, bir düşük enerjili (bağlanan) moleküler orbital ve bir yüksek enerjili (antibonding) orbital sonucu. 

Elektronların bu moleküler orbitallerdeki dağılımı aufbau ilkesine göre yapılır. Düşük enerjili orbitaller önce dolar; elektronlar eşleşmeden önce dejenere yörüngeler arasında yayılır ve her bir yörünge zıt dönüşlere sahip maksimum iki elektron tutabilir.

Bağ Sırası

Dolu moleküler yörünge diyagramı, hem bağlanan hem de bağlanan moleküler orbitallerdeki elektronların sayısını gösterir. Elektronların bir molekülün bağ kuvvetine olan net katkısı, bağ sırası belirlenerek belirlenir. Moleküler yörünge modelinde, bir elektron, bir bağlanma yörüngesini işgal ederse bir bağlanma etkileşimine katkıda bulunur ve bir antibonlama yörüngesini işgal ederse bir anti-bağlanma etkileşimine katkıda bulunur. Bağ sırası, stabilize edici (bağlanan) elektronlardan kararsızlaştırıcı (antibonding) elektronların çıkarılmasıyla hesaplanır. Bir bağ iki elektrondan oluştuğundan, bağ sırasını elde etmek için ikiye böleriz. Bağ sırasını belirleme denklemi aşağıdaki gibidir:

“bond order”: bağ sırası, “# of electron in bonding MOs”: moleküler orbitalde bağlı elektron sayısı, “# of electron in antibonding MOs”: moleküler orbitalde bağlı olmayan elektron sayısı

Bağ sırası, kovalent bağın gücü için bir kılavuzdur; Bağlanma sırası arttıkça verilen iki atom arasındaki bağ güçlenir. Elektronların iki atom arasındaki moleküler orbitallerdeki dağılımı, ortaya çıkan bağın bağ sırasının sıfır olacağı şekilde ise, kararlı bir bağ oluşmaz. 

Homonükleer İki Atomlu Moleküllerde Bağlanma

İki hidrojen atomundan bir hidrojen molekülü (H₂) oluşur. İki atomun atomik orbitalleri birleştiğinde elektronlar en düşük enerjili moleküler orbital olan σ_1s bağ orbitalini işgal eder. Bir dihidrojen molekülü olan H₂, bir H₂ molekülünün enerjisi iki H atomununkinden daha düşük olduğu için kolayca oluşur. H₂ molekülündeki her iki elektron de σ_1s bağ yörüngesindedir; elektron konfigürasyonu (σ_1s)²‘dir. Bu konfigürasyon, tek bir yukarı doğru okun bir yörüngedeki bir elektronu ve iki (yukarı ve aşağı doğru) ok, zıt spinli iki elektronu gösteren bir moleküler yörünge enerji diyagramı ile temsil edilir. Bir dihidrojen molekülü iki bağ elektronu içerir ve hiçbir antibonding elektronu içermez, bu nedenle bağ sırası 1’e eşittir. Dolayısıyla, H–H bağı tek bir bağdır.

Bir helyum atomu, her ikisi de kendi 1s yörüngesinde bulunan iki elektrona sahiptir. İki helyum atomu, dört elektronlu bir dihelyum molekülü He₂ oluşturmak için birleşmez, çünkü düşük enerjili bağlanma yörüngesindeki iki elektronun stabilize edici etkisi, yüksek enerjili antikor yapmadaki iki elektronun dengesizleştirici etkisiyle dengelenir. moleküler yörünge. He₂‘nin varsayımsal elektron konfigürasyonu (σ_1s)²(σ*_1s)²‘dır. Varsayımsal bir dihelium molekülündeki bağ sırası sıfır olacaktır. Bu, iki helyum atomu arasında bir bağ oluşmadığını gösterir.

İkinci Periyodun Homonükleer Diatomik Moleküllerinde Bağlanma

Periyodik tablonun ikinci periyodunun atomları tarafından sekiz olası homonükleer diatomik molekül oluşturulabilir: Li₂, Be₂, B₂, C₂, N₂, O₂, F₂, ve Ne₂. Be₂ molekülü ve Ne₂ molekülü, sıfır bağ düzeni nedeniyle kararlı olmayacaktır. 

Değerlik moleküler orbital elektron konfigürasyonları için, değerlik elektronları, mümkün olan en düşük enerjilere sahip değerlik moleküler orbitallere atanır. Hund kuralına uygun olarak, iki veya daha fazla dejenere moleküler yörünge olduğunda, elektronlar, herhangi bir elektron eşleşmesi gerçekleşmeden önce bu türdeki her bir yörüngeyi tek tek doldurur. 

σ orbitalleri genellikle π orbitallerinden daha kararlıdır. Ancak bu her zaman böyle değildir. p orbitallerinde (Li’den N’ye) üç veya daha az elektrona sahip atomlar için, σp orbitalinin πp kümesinden daha yüksek enerjiye sahip olduğu farklı bir model gözlenir. 

Yörüngesel sıralamadaki bu geçiş, s–p karıştırma adı verilen bir fenomenden kaynaklanmaktadır. s–p karışımı yeni orbitaller yaratmaz; sadece mevcut moleküler orbitallerin enerjilerini etkiler. σ’ların dalga fonksiyonu matematiksel olarak σp dalga fonksiyonu ile birleşerek σ’ların yörüngesinin daha kararlı hale gelmesi ve σp yörüngesinin daha az kararlı hale gelmesi sonucunu verir. Benzer şekilde, antibonding orbitalleri de s–p karışımına uğrar, σ_s* daha stabil hale gelir ve σp* daha az stabil hale gelir.

s–p karışımı, s ve p orbitalleri benzer enerjilere sahip olduğunda meydana gelir. O, F ve Ne’deki 2s ve 2p orbitalleri arasındaki enerji farkı Li, Be, B, C ve N’dekinden daha büyüktür. Bu nedenle, O₂, F₂ ve Ne₂ ihmal edilebilir s–p karışımı sergiler (değiştirmek için yeterli değil Enerji sıralaması) ve MO diyagramları, yukarıdaki şekilde gösterildiği gibi normal modeli takip eder. Diğer tüm periyot 2 diatomik moleküllerde s–p karışımı vardır, bu da σp orbitalinin πp setinin üzerine yükseldiği modele yol açar.

Bu metin bu kaynaktan uayarlanmıştırOpenstax, Chemistry 2e, Section 8.4: Molecular Orbital Theory.