130

A HibUl. IM1U.1 .Vvu -u, r ), buui :uO

ISBN D4H1II t-7. © by WN TOS >*}

130 4 BLDOWA CZĄSTECZKI

trzech kresek pomiędzy symbolami azotu. Obecność dwu par niewiążących możemy zaznaczyć, umieszczając obok każdego symbolu N dwie kiopki oznaczające elektrony:

:N=N:

Wiązanie takie nazywamy wiązaniem potrójnym

'/. rozważań naszych wynika, że wzorów strukturalnych wprowadzonych przez elementarną teorię elektronową wiązań chemicznych można użyć w wielu przypadkach do przedstawienia struktury cząsteczki uzyskanej na podstawie teorii orbitali molekularnych. Symbole użyte przez teorię Lewisa nabierają wówczas nowego, głębszego znaczenia Kreśląc te wzory należy na przykład pamiętać, ze wiązanie pojedyncze jest z reguły wiązaniem utworzonym przez orbital cząsteczkowy a. wiązanie podwójne tworzy jeden orbital o oraz jeden orbital rr. wiązanie potrójne wreszcie jeden orbital cząsteczkowy a i dwa orbitale cząsteczkowe .7.

Nadmienić jednak należy, ze wzory Lewisa nie zawsze wystarczają do prawidłowego przedstawienia struktury elektronowej cząsteczki. Przykładem może być cząsteczka tlenu. Ma ona. jak juz wiadomo, konfigurację elektronową

K /L(rT2r>^z(o‘2r)^Jta2p,)^z<nr2p,)^J(^2p_;>^?(jr*2p,)^,(ff‘2p_:)¹

t zawiera 8 elektronów na orbitalach wiążących oraz 4 na orbitalach anty wiążących Efektywnie działają więc 4 elektrony wiążące. Liczba elektronów niewiążących wynosi natomiast 8. Wzór strukturalny

O-O

uwzględniający obecność 2 par wiążących i 4 par niewiążących pomija jednak laki niezmiernie ważny, że w cząsteczce obecne są dwa elektrony niespaiowane Przykład cząsteczki tlenu wskazuje, że system wzorów strukturalnych oparty na elementarnej teorii elektronowej nie jest bynajmniej doskonały i w pewnych przypadkach me może w prawidłowy sposób przedstawić wyników uzyskanych na podstawie teorii orbitali molekularnych. O innych trudnościach w zastosowaniu wzorów Lewisa do wyrażania rzeczywistej struktury cząsteczki będzie jeszcze mowa.

Teoria orbitali molekularnych posługuje się bardzo często pojęciem rzędu wiązania (RW). Rząd wiązania określamy jako połowę różnicy pomiędzy liczbą elektronów, których zachowanie opisują w iążące orbitale molekularne, a liczbą elektronów, których zachowanie opisują antywiązące orbitale molekularne:

Rząd wiązania w cząsteczkach H-. Lt> i F, wynosi I. gdyż:

j. ( liczba elektronów _ liczka elektronów \

^K i \ nj orbitalach molekularnych wiążących na otbiUlach molekularnych antywiązących }

dla Ił.

RW a 1(2 - 0) ■

dla Li.

dla F:

RW = 1(8 - 6) =