Молекулска орбитала

Из Википедије, слободне енциклопедије

У хемији, молекулска орбитала (скр. МО) је математичка функција која описује понашање електрона као таласа у молекулу.[1][2][3] Ова функција се може користити за израчунавање физичких и хемијских особина као што је налажење електрона у одређеном дијелу простора. Молекулске орбитале се најчешће конструишу комбинацијом атомских или хибридних орбитала сваког од атома у датом молекулу.[4]

Комплетан сет молекулских орбитала етина (H–C≡C–H)

Преглед[уреди]

Молекулска орбитала може да послужи за одређивање електронске конфигурације молекула: просторне дистрибуције и енергије електрона или пара електрона. Најчешће се молекулске орбитале приказују као линеарна комбинација атомских орбитала, нарочито при квалитативнј или апроксимативној анализи. Овај метод је незамјенљив за обезбјеђивање једноставног модела веза у молекулу, као што је случај са теоријом молекулских орбитала.[5]

Молекулска орбитала описује понашање једног електрона у електричном пољу које ствара језгро и просјечна расподјела других електрона. Ако се у орбитали налазе два електрона Паулијев принцип искључења налаже да морају имати супротан спин. Молекулска орбитала представља апроксимацију и описи таласне функције електрона у молекулу који су високо тачни немају орбитале.

Квалитативни опис[уреди]

Све таласно механичке односно таласно механичке законитости које важе за атом, важе и за сложенији систем — молекул. То значи да су према овој теорији и методи електрони распоређени у молекулу као и у атому по одговарајућим орбиталама. Основна разлика је што су атомске орбитале моноцентричне, а молекулске су полицентричне тј. изграђују се око два или више атомских језгара.

Молекулске орбитале се могу добити методом линеарне комбинације атомских орбитала. Као резултат комбинације двије атомске орбитале, добијају се двије молекулске орбитале представљене збиром односно разликом атомских орбитала.

Број молекулских орбитала је једнак броју атомских орбитала које су укључене у линеарну комбинацију.

Примјери[уреди]

H2[уреди]

H2 1sσ везујућа молекулска орбитала
H2 1sσ* антивезивна молекулска орбитала

Молекул водоника се састоји од два атома водоника које означавамо са H' и H". Линеарном комбинацијом 1s' и 1s" атомских орбитала добијају се двије молекулске орбитале: једна везивна и друга антивезивна. Везивна молекулска орбитала се добије сабирањем атомских орбитала и одговара стању система у коме се електрон налази у везивној области. Антивезивна молекулска орбитала се односи на одузимање атомских орбитала и одговара стању система у коме се електрон налази у антивезивној области.

Везивна орбитала је по енергији нижа од атомских орбитала, док антивезивна орбитала има већу енергију.

Изградњу молекула од атома можемо описати прераспоређивањем електрона из атомских у молекулске орбитале.

У молекулу водоника имају два електрона при чему оба електрона се распоређују у везивну орбиталу при чему систем постаје нижи у енергији. При томе је направљена ковалентна веза.

Ред везе се дефинише као број електрона у везивним орбиталама минус број електрона у антивезивним орбиталама и све подијељено са два. У примјеру молекула водоника имају два електрона у везивној орбитали у нема електрона у антивезивним орбиталама, па је ред везе један и постоји једна веза између атома водоника.

He2[уреди]

Хелијум има два електрона у 1s орбитали у основном стању. У случају хипотетичког молекула He2, два електрона би попунила везивну орбиталу а два антивезивну и резултујућа електронска густина не подржава формирање везе између атома и молекул не постоји. Ред везе је нула и веза не постоји.

Да би могла да се успостави хемијска веза тј. награди молекул једињења потребно је да број електрона у везивним орбиталама буде већи него у антивезивним.

Молекул HeH би имао мало мању енергију него почетни атоми, али већу енергетску предност тј. мању енергију има H2 + 2 He, тако да молекул HeH постоји само кратко.

Енергетски дијаграми[уреди]

У случају сложенијих молекула, таласно механички модел је погодан за квантитивни опис веза, али не и за квалитативни. Због тога се уводе енергетски дијаграми у којима се молекулске орбитале представљене хоризонталним линијама, при чему орбитале које имају вишу енергију су нацртане више. Дегенерисане орбитале (орбитале са истом енергијом) су представљене на истом нивоу, али се између њих налази размак. Електрони се попуњавају један по један придржавајући се Паулијевог принципа искључења и Хундовог правила тј. у једној орбитали се налазе максимално два електрона супротног спина, на истом енергетском нивоу електрони се попуњавају да има максималан број неспарених електрона а затим се упарују.

Енергетски дијаграм за нолекул водоника

HOMO и LUMO орбитале[уреди]

Највиша попуњена молекулска орбитала се назива HOMO, а најнижа молекулска орбитала која није попуњена се назива LUMO. Разлика између енергија HOMO и LUMO молекулских орбитала се назива забрањена зона и може да служи као мјера за способност побуђивања молекула, што је мања енергија то је молекул лакше побудити.

Референце[уреди]

  1. ^ Peter Atkins; Julio De Paula. Atkins’ Physical Chemistry. Oxford University Press, 8th ed., 2006.
  2. ^ Yves Jean; Francois Volatron. An Introduction to Molecular Orbitals. Oxford University Press, 1993.
  3. ^ Michael Munowitz, Principles of Chemistry, Norton & Company, 2000, pp. 229-233.
  4. ^ Gary L. Miessler; Donald A. Tarr. Inorganic Chemistry. Pearson Prentice Hall, 3rd ed., 2004.
  5. ^ Catherine E. Housecroft, Alan G, Sharpe, Inorganic Chemistry, Pearson Prentice Hall; 2nd Edition, 2005, pp. 29-33.

Спољашње везе[уреди]

Викиостава
Викимедијина остава има још мултимедијалних датотека везаних за: Молекулска орбитала