Chapter 10: Chemical Bonding: Molecular Geometry and Bonding Theories

Back to chapter

10.9:

نظرية المدارات الجزيئية II

JoVE Core
Chemistry

A subscription to JoVE is required to view this content. Sign in or start your free trial.

JoVE Core Chemistry

Molecular Orbital Theory II

Previous Video
10.8: Molecular Orbital Theory I

Languages

Share

English العربية 中文 Nederlands français Deutsch עברית italiano 日本語 한국어 português русский español Türkçe

يمثل الرسم البياني للمدار الجزيئي،الطاقات النسبية للمدارات الذرية المكونة،الموضح على اليسار واليمين،والمدارات الجزيئية الناتجة،الموضح في المنتصف. كما هو الحال مع المدارات الذرية،كل مدار جزيئي يمكن أن يستوعب إلكترونين كحد أقصى،مع دوران معاكسة. الالكترونات،من المدارات الذرية المتداخلة،يتم وضعها في المدارات الجزيئية من الأقل إلى الأعلى طاقة،تبعا لقاعدة هوند حسب الحاجة.على سبيل المثال،الإلكترونان من الهيدروجين الجزيئي،كلاهما في رابطة سيجما 1s منخفضة الطاقة للمدار الجزيئي. تتنبأ نظرية المدار الجزيئي،باستقرار الروابط التساهمية من ترتيب الرابطة للجزيء،و هي عدد الإلكترونات في مدارات الترابط،مطروحًا منها عدد الإلكترونات في المدارات مضادة الترابط،مقسومة على اثنين. ترتيب الرابطة،الأكبر من الصفر،يشير إلى إمكانية وجود رابطة تساهمية واحدة أو أكثر،في حين أن ترتيب الروابط صفر يعني أن الترابطات لا ينبغي أن توجد.ترتيب رابطة الهيدروجين الجزيئي هو واحد،ورابطة أحادية بين الهيدروجين. ومع ذلك،الرابطة التساهمية لثنائي الهيليوم غير موجودة،لأنه سيكون لها ترتيب رابطة بقيمة صفر. المخططات المدارية الجزيئية،عادةًتشمل فقط مدارات التكافؤ،لأن مساهمة إلكترونات التكافؤ في الترابط الكيميائي،أكثر أهمية من الإلكترونات الأساسية.على سبيل المثال،تداخل 1s 1s في ثنائي الليثيوم،ليس له صافي مساهمة في ترتيب الرابطة للجزيء. إلكترونات التكافؤ في رابطة سيجما 2s للمدار الجزيئي،مسؤولة عن ترتيب الترابطات ل 1. يجب للجزيئات ثنائية الذرة من الفترة 2 اعتبار كلا المدارات 2s و 2p.المدارات الذرية 2p أعلى في الطاقة من المدارات 2s،وبالتالي،المدارات الجزيئية المقابلة تتبع نفس الاتجاه. مقدار التداخل بين المدارات الذرية يحدد مقدار الاستقرار أكثر أو أقل للمدارات الجزيئية. وهكذا،فإنّمدارات pi تتكون بالتداخل الجانبي ل2p 2p.وتقع عادة بين مدارات سيجما المتكونة من التداخل من طرف إلى طرف ل2p 2p،على طول محور النواة الداخلي. ومع ذلك،هناك تأثيرات مثل الخلط المداري بين مدارات 2s و 2 p،والتي تحدث في البورون ثنائي الذرة،والكربون،والنيتروجين،مما يؤدي إلى ترتيب مختلف،حيث تكون سيجما لمدار 2p أعلى في الطاقة من pi 2p. في الجزيئات ثنائية الذرة،غير المتجانسة،مثل هيدريد الليثيوم،الذرة الأكثر سالبيةكهربية سيكون لها مدارات ذرية منخفضة الطاقة.الترابط الناتج للطاقات المدارية الجزيئية،سيصبح أقرب للمدار الذري الأكثر سالبيةكهربية،في حين أن،طاقة المدارات الجزيئية المضاد للترابط،ستكون أقرب إلى المدارات الذرية الأقل سالبيةكهربية. النظرية المدارية الجزيئية مفيدة أيضًا للجزيئات متعددة الذرات مثل البنزين. لا يمكن لنموذج لويس للبنزين أن يمثل بدقة الإلكترونات غير الموضعية،بينما النظرية المدارية الجزيئية تعين تلك الإلكترونات لثلاثة روابط pi للمدارات الجزيئية،التي تغطي حلقة الكربون بأكملها.

10.9:

نظرية المدارات الجزيئية II

مخططات الطاقة الجزيئية المدارية

عادةً ما يتم عرض مستويات الطاقة النسبية للمدارات الذرية والجزيئية في رسم تخطيطي مداري جزيئي. بالنسبة للجزيء ثنائي الذرة ، تظهر المدارات الذرية لذرة واحدة على اليسار ، وتلك الخاصة بالذرة الأخرى تظهر على اليمين. يمثل كل خط أفقي مدارًا واحدًا يمكنه حمل إلكترونين. تظهر المدارات الجزيئية التي تكونت عن طريق الجمع بين المدارات الذرية في المركز. توضح الخطوط المتقطعة أي من المدارات الذرية تتحد لتشكل المدارات الجزيئية. لكل زوج من المدارات الذرية التي تتحد ، نتيجة مدارية جزيئية ذات طاقة أقل (ترابط) وأخرى مدارية ذات طاقة أعلى (مضادة للترابط).

يتم توزيع الإلكترونات في هذه المدارات الجزيئية وفقًا لمبدأ أوفباو. تملأ المدارات منخفضة الطاقة أولاً؛ تنتشر الإلكترونات بين المدارات المتدهورة قبل الاقتران، ويمكن لكل مدار أن يحتوي على إلكترونين كحد أقصى مع دوران معاكس.

ترتيب الرابطة

يوضح الرسم التخطيطي المداري الجزيئي المملوء عدد الإلكترونات في كل من المدارات الجزيئية الرابطة والمضادة للترابط. يتم تحديد المساهمة الصافية للإلكترونات في قوة الرابطة للجزيء عن طريق تحديد ترتيب الرابطة. في النموذج المداري الجزيئي، يساهم الإلكترون في تفاعل الترابط إذا كان يشغل مداراً ترابطياً، ويساهم في تفاعل مضاد الترابط إذا احتل مداراً مضاداً للترابط. يتم حساب ترتيب الرابطة عن طريق طرح الإلكترونات المزعزعة للاستقرار (المضادة للترابط) من إلكترونات التثبيت (الرابطة). نظراً لأن الرابطة تتكون من إلكترونين، فإننا نقسم على اثنين للحصول على ترتيب الرابطة. معادلة تحديد ترتيب الرابطة هي كالتالي:

ترتيب الرابطة هو دليل لقوة الرابطة التساهمية؛ تصبح الرابطة بين ذرتين أقوى مع زيادة ترتيب الرابطة. إذا كان توزيع الإلكترونات في المدارات الجزيئية بين ذرتين بحيث يكون للرابطة الناتجة ترتيب رابطة يساوي صفراً، فلا تتشكل الرابطة المستقرة.

الترابط في الجزيئات ثنائية النواة متجانسة النوى

يتكون جزيء الهيدروجين (H₂) من ذرتي هيدروجين. عندما تتحد المدارات الذرية للذرتين، تحتل الإلكترونات المدار الجزيئي ذي الطاقة الأقل، مدار الترابط σ_1s. جزيء ثنائي الهيدروجين، H₂ يتكوّن بسهولة لأن طاقة جزيء H₂ أقل من ذرتين من H. كلا الإلكترونين في جزيء H₂ موجودان في مدار الترابط σ_1s تكوين الإلكترون هو (σ_1s)². يتم تمثيل هذا التكوين من خلال مخطط الطاقة الجزيئي المداري حيث يشير سهم واحد لأعلى إلى إلكترون واحد في مدار، ويشير سهمان (لأعلى ولأسفل) إلى إلكترونين من الدوران المعاكس. يحتوي جزيء ثنائي الهيدروجين على إلكترونين مترابطين ولا يحتوي على إلكترونات مضادة، وبالتالي فإن ترتيب الرابطة يساوي 1. وبالتالي، فإن الرابطة H–H هي رابطة أحادية.

تحتوي ذرة الهليوم على إلكترونين، كلاهما في مدارهما 1s. لا تتحد ذرتا هليوم لتكوين جزيء ثنائي الهيليوم، هو ₂، مع أربعة إلكترونات، لأن تأثير استقرار الإلكترونين في مدار الترابط المنخفض الطاقة سيعوضه التأثير المزعزع لاستقرار إلكترونين في المدار الجزيئي المضاد للطاقة العالية. التكوين الإلكتروني الافتراضي لـ He₂ هو (σ_1s)²(σ*_1s)². سيكون ترتيب الرابطة في جزيء ثنائي الهيليوم الافتراضي صفراً. يشير هذا إلى أنه لا توجد رابطة بين ذرتي الهيليوم.

الترابط في الجزيئات ثنائية النواة متجانسة النواة من الفترة الثانية

قد تتشكل ثمانية جزيئات ثنائية النواة متجانسة محتملة بواسطة ذرات الفترة الثانية من الجدول الدوري:Li₂, Be₂, B₂, C₂, N₂, O₂, F₂, و Ne₂. لن يكون جزيء Be₂ وجزيء Ne₂ مستقرين بسبب أن ترتيب الرابطة يساوي صفراً.

بالنسبة لتكوينات الإلكترون المداري الجزيئي التكافؤ، يتم تخصيص إلكترونات التكافؤ لمدارات التكافؤ الجزيئية بأقل طاقات ممكنة. تمشيا مع قاعدة هوند’، كلما كان هناك مدارات جزيئية متدهورة أو أكثر، تملأ الإلكترونات كل مدار من هذا النوع على حدة قبل حدوث أي اقتران للإلكترونات.

مدارات σ عادة ما تكون أكثر استقرارًا من مدارات π. ومع ذلك، هذا ليس هو الحال دائماً. بالنسبة للذرات التي تحتوي على ثلاثة إلكترونات أو أقل في المدارات p (Li خلال N)، لوحظ نمط مختلف، حيث يكون مدار σp أعلى في الطاقة من المدار πp set.

يحدث هذا التبديل في الترتيب المداري بسبب ظاهرة تسمى المزج s–p. إن المزج s–p لا ينتج مدارات جديدة؛ إنه يؤثر فقط على طاقات المدارات الجزيئية الموجودة. تتحد الدالة الموجية لـ σ رياضياً مع الدالة الموجية لـ & σp، ونتيجة لذلك يصبح مدار σ أكثر استقراراً، ويصبح مدار σp أقل استقرارًا . وبالمث ، تخضع المدارات المضادة للترابط أيضاً لمزج s–p، حيث تصبح σ_s* أكثر استقراراً و σp* تصبح أقل استقراراً.

يحدث المزج s–p عندما يكون للمدارات s و p طاقات متشابهة. فرق الطاقة بين 2s و 2p في المدارات O و F و Ne أكبر من تلك الموجودة في Li و Be و B و C و N. بسبب هذا، فإن O₂, F₂, و Ne₂ يظهرون مزجاً s–p مهملاً (غير كافٍ لتغيير ترتيب الطاقة)، وتتبع مخططات MO النمط العادي، كما هو موضح في الشكل أعلاه. جميع الجزيئات ثنائية الذرة الأخرى في الفترة الأخرى لها مزج s–p، مما يؤدي إلى النمط الذي يتم فيه رفع مدار σp فوق مجموعة πp.

هذا النص مقتبس من Openstax, Chemistry 2e, Section 8.4: Molecular Orbital Theory.

Tags

Molecular Orbital Theory Molecular Orbital Diagram Atomic Orbitals Electrons Energy Levels Hund’s Rule Bonding Orbitals Antibonding Orbitals Covalent Bonds Bond Order Valence Orbitals Core Electrons Chemical Bonding