Picture
1 (4)

2(>

1.6. Wiązania chemiczne 1.6.1. Uwagi wstępne

Gdy dwa atomy A i B znajdują się w dużej odległości od siebie, wówczas działają pomiędzy nimi mniejsze siły przyciągania elektrostatycznego. Gdy zbliżą się do siebie na pewną odległość, wtedy ich chmury elektronowe pokrywają się. Jeśli elektrony mogą wymienić się pomiędzy obydwoma atomami i złączyć swoje spiny, wówczas ma miejsce utworzenie wiązania chemicznego. Ustala się pewna równowaga pomiędzy związanymi atomami, równowaga pomiędzy siłami przyciągania i odpychania się dwóch jąder naładowanych dodatnio.

Wiązanie kowalentne tworzy się wtedy, gdy elektrony wartościowości obydwu atomów służą obydwu jądrom. Zgodnie z teorią orbitali molekularnych elektron przynależący do cząsteczki opisuje się funkcją falową reprezentującą orbital molekularny. Orbital atomowy jest monocentryczny, gdyż elektron jest poddany wpływowi tylko jednego jądra. Orbital molekularny jest policentryczny, gdyż elektron cząsteczki jest poddany wpływowi wszystkich jąder cząsteczki.

Orbital molekularny oznacza się dla każdego elektronu, a jego kwadrat ąr reprezentuje gęstość prawdopodobieństwa znalezienia tego elektronu. Każdy orbital molekularny może zawierać maksymalnie dwa elektrony. W stanie podstawowym elektrony zajmują w pierwszej kolejności orbitale o najniższej energii. W stanie wzbudzonym elektron lub więcej elektronów zajmuje orbitale o wyższej energii, pozostawiając podstawowe orbitale niekompletne.

Funkcję falową cząsteczki otrzymuje się poprzez iloczyn funkcji falowych molekularnych każdego elektronu. Odpow iednia energia jest w pierwszym przybliżeniu sumą energii każdego elektronu. Celem utworzenia orbitali atomowych tworzy się kombinację liniową orbitali atomowych elektronów wartościowości atomów cząsteczki (metoda LCAO-MO).

1.6.2. Cząsteczka wodoru H₂

Najprostszą cząsteczką chemiczną jest cząsteczka wodoru II₂. Dwa atomy wodoru l l„ i Ha mają przed utworzeniem wiązania po jednym elektronie l.v' na orbitalu ip„ oraz ip,„ W metodzie LCAO-MO orbital molekularny H₂ będzie opisany następującą funkcją i|/:

i|/ = C,<p„ + C₂ip,„

gdzie: ( j i Cj parametry funkcji.

Atomy wodoru mają tokic same właściwości, stąd też ( i (

Funkcja vp jest rozwiązaniem równania Schródingera dla danej cząstce Funkcja ta musi być unormowana, tzn. rozszerzona na całą przestrzeń tówn Wprowadza się dwie funkcje falowe v|/, i \\i , które reprezentują elektrony \ zania chemicznego:

«p /.)•

Formalnie funkcje falowe (l.v)H„ i (l.v)H/, są równoważne, ale dwa jądn i H_fc występują w różnych punktach przestrzeni i wartości podanych funkcji nią się, z wyjątkiem stanu, w którym elektron zajmuje orbital molekularny, Funkcjom v|/, i \|/ odpowiadają energie E, i E . Energia E, jest niżs/t energii £<> orbitalu atomowego l.v. Energia E jest wyższa od /?<,. Zagadniem wyjaśnia w sposób uproszczony schemat przejścia od dwóch orbitali atomom do dwóch orbitali molekularnych, z których jeden jest stabilny i nazywany ¹ żącym, a drugi mniej stabilny, antywiążący (rys. 2).

energia

Slnn podstawowy cząsteczki 1t₂

H₂

'~Ó~'

II„ /    \    II,

—0—\    /—0“

N    /

Rys. 2. Schemat orbitali molekularnych cząsteczki II..

W pierwszym przybliżeniu całkowita energia cząsteczki jest równa si energii elektronów. W stanie podstawowym energia ta wynosi 2 / , A, u zenlujc pewne minimum, które odpowiada systemowi trwałemu, podczas energia E odpowiada systemowi mniej trwałemu (rys. 3).

/•. i ,

/

\

Mll.lt, ll I 1 I I. '

oihtlnl antywli|/j|iy

orhllnl t \ ll,.

• •llOI.lt Wll|/I|l V

H\ • I I nrrglt* oitiltnli ntolekiilittttyt h 11