සහසංයුජ බන්ධන ගොඩනැගීම සහ අණු වල ජ්‍යාමිතික ව්‍යූහය පිළිබඳ සියලු සාකච්ඡා වලදී සංයුජතා බන්ධන ක්රමයප්‍රශ්නය මග හරින ලදී: පරමාණු සහසංයුජ බන්ධන සෑදීමට හේතුව කුමක්ද? මෙය සිදු කිරීම සඳහා, අපි බලශක්ති සලකා බැලීම වෙත හැරිය යුතුය.

පරමාණු ඉලෙක්ට්‍රෝන වල ( ē ) අවසර ලත් ශක්ති තත්ත්‍වයේ පවතී - on ඒකම්මැලි ගැන rbitals.

ඒ හා සමානව, අණු වල ē ලෙස හඳුන්වනු ලබන අවසර ලත් ශක්ති අවස්ථා වල පවතී එම්අණුක ගැන rbitals සහ, නිසා අණු පරමාණුවලට වඩා සංකීර්ණ වේ, එවිට => MO AO ට වඩා සංකීර්ණ වේ.

අණුක කක්ෂීය ක්‍රමයට (MMO) වැඩි පුරෝකථන බලයක් ඇත, එහිදී:

- අණුව න්‍යෂ්ටික සහ ඉලෙක්ට්‍රෝන තනි පද්ධතියක් ලෙස සැලකේ;

-ඉලෙක්ට්රෝන අණුව සාදන පරමාණුවල සියලුම න්යෂ්ටිවල පොදු භාවිතය වේ;

මේ අනුව, MO ක්‍රමය රසායනික බන්ධනය බහු කේන්ද්‍ර සහ බහු ඉලෙක්ට්‍රෝන ලෙස සලකයි . මෙම අවස්ථාවේදී, Schrödinger සමීකරණයේ ආසන්න විසඳුමක් සඳහා, තරංග ශ්‍රිතය psi ψ , MO වලට අනුරූපව, AOs හි රේඛීය සංයෝජනයක් ලෙස දක්වා ඇත, එනම්, MOs ඉදිකිරීමේදී AOs සහභාගීත්වයේ කොටස තීරණය කරන විචල්‍ය සංගුණක (с 1, с 2) සහිත පරමාණු තරංග ශ්‍රිතවල එකතුව සහ වෙනස ලෙස හෝ ඉලෙක්ට්‍රෝන වලාකුළු අතිච්ඡාදනය වීමට ඔවුන්ගේ දායකත්වයේ කොටස දක්වන්න.

MO ආකෘතියට JSC එකතු කරන විට: ψ + = 1 ψ 1 + 2 ψ 2,

AO අඩු කරන විට, MO සෑදී ඇත: ψ - = 3 ψ 1 සිට - 4 ψ 2 සිට.

AOs වැනි MOs ක්වොන්ටම් සංඛ්‍යා මගින් සංලක්ෂිත වේ:

nවඩාත්ම වැදගත්, එල්පැත්ත, m lචුම්බක, ඒවායේ ශක්තිය, අංකය සහ අවකාශයේ දිශානතිය තීරණය කිරීම: AO - s p d f, MO - σ π δ φ .

එහි ප්‍රතිඵලය වූ ක්‍රමය පරමාණුක කක්ෂවල රේඛීය සංයෝජනය (LCAO MO) ලෙස හැඳින්විණි. LCAO MO ක්‍රමයේදී ස්ථායී අණුක කක්ෂයක් සෑදීම සඳහා එය අවශ්‍ය වේ

1) පරමාණුක කක්ෂවල ශක්තීන් එකිනෙකට සමීප විය;

2) ඔවුන්ගේ සමමිතිය බොහෝ වෙනස් නොවන පරිදි. මෙම අවශ්‍යතා 2 සපුරා ඇත්නම්, සංගුණක c 1 සහ c 2 ඒවායේ අගයන් තුළ සමීප විය යුතු අතර මෙය සහතික කරයි. පොපි AO හි උපරිම අතිච්ඡාදනය.

MO එකක් සෑදෙන්නේ නම්, එහි ශක්තිය බැස යයි JSC හි ශක්තීන්ට සාපේක්ෂව, එවැනි MO ලෙස හැඳින්වේ සම්බන්ධ කිරීම . 2 ψ 2 සමඟ 1 ψ 1 + සමඟ එකම ලකුණ ψ + = සමඟ තරංග ශ්‍රිත එකතු කිරීමේ ප්‍රතිඵලයක් ලෙස සම්බන්ධක MO ට අනුරූප තරංග ශ්‍රිතය ලබා ගනී. ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය න්යෂ්ටීන් අතර සංකේන්ද්රනය වී ඇති අතර තරංග ශ්රිතය ගනී ධනාත්මක අගය.

තරංග ශ්‍රිත ψ - = 3 ψ 1 සිට - 4 ψ 2 සිට අඩු කරන විට, MO හි ශක්තිය වැඩි වේ. මෙම කක්ෂය ලෙස හැඳින්වේ ලිහිල් කිරීම . මෙම නඩුවේ ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය න්යෂ්ටීන් පිටුපස පිහිටා ඇති අතර ඒවා අතර ශුන්ය වේ. පිහිටුවා ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන වළාකුළු දෙකෙහි තරංග ශ්‍රිතයට ප්‍රතිවිරුද්ධ සලකුණු ඇති අතර, එය බන්ධන සහ ප්‍රති බන්ධන කාක්ෂික සෑදීමේ රූප සටහනෙන් පැහැදිලිව දැකගත හැකිය (ඉදිරිපත් කිරීම පය. 24,25):

සහල්. 24. බන්ධන සහ ප්රතිබන්ධන අණුක කාක්ෂික සෑදීමේ යෝජනා ක්රමය.

එක් පරමාණුවක AO (ඉදිරිපත් කිරීම Fig. 26), ශක්තියේ හෝ සමමිතියේ විශාල වෙනසක් හේතුවෙන් වෙනත් පරමාණුවක AO සමඟ අන්තර් ක්‍රියා කළ නොහැකි වූ විට, එය අනුරූප ශක්තිය සමඟ අණුවේ MO හි ශක්ති යෝජනා ක්‍රමයට යයි. එය පරමාණුව තුළ. මෙම වර්ගයේ කක්ෂය ලෙස හැඳින්වේ නොබැඳෙන .

කාක්ෂික වර්ගීකරණය σ හෝ π (ඉදිරිපත් කිරීම Fig. 27, 28) ඔවුන්ගේ ඉලෙක්ට්‍රෝන වලාකුළු වල සමමිතියට අනුකූලව එකම ආකාරයකින් සාදා ඇත. σ - සහ π සංයුජතා බන්ධන ක්‍රමයේ බැඳුම්කර:

σ කක්ෂීයඉලෙක්ට්‍රෝන වළාකුලේ එවැනි සමමිතියක් ඇති අතර එහි න්‍යෂ්ටිය 180 0 කින් සම්බන්ධ කරන අක්ෂය වටා එහි භ්‍රමණය මුල් එකට වඩා හැඩයෙන් වෙන්කර හඳුනාගත නොහැකි කක්ෂයකට යොමු කරයි. තරංග ශ්රිතයේ ලකුණ වෙනස් නොවේ;

π කක්ෂ- එය 180 0 කින් භ්රමණය වන විට, තරංග ශ්රිතයේ ලකුණ ප්රතිවිරුද්ධ ලෙස වෙනස් වේ.

එය අනුගමනය කරයි

ගේ ඉලෙක්ට්රෝනඑකිනෙකා සමඟ අන්තර්ක්‍රියා කරන පරමාණු සෑදිය හැක්කේ පමණි σ කක්ෂ,

සහ තුනක් p-orbitalsපරමාණුව - එකක් σ- සහ දෙකක් π කක්ෂ, සහ σ -කක්ෂීයඅන්තර්ක්‍රියා අතරතුර සිදු වේ පි Xපරමාණුක කක්ෂ, සහ π කක්ෂීය- අන්තර්ක්‍රියා අතරතුර pYසහ p Z. අණුක π-කාක්ෂික අන්තර් න්‍යෂ්ටික අක්ෂයට සාපේක්ෂව 90 0 කින් භ්‍රමණය වේ. මෙහි සංයුජතා බන්ධන ක්‍රමය සමඟ සම්පූර්ණ ප්‍රතිසමයක් ඇත (ඉදිරිපත් කිරීම Fig. 29).

සහල්. 29. බන්ධන සහ ලිහිල් MOs සෑදීමේ යෝජනා ක්රමය

2p-පරමාණුක කාක්ෂික සඳහා.

වෙන්කර හඳුනා ගැනීම සඳහා සම්බන්ධතාවයවත්මන් සහ ප්රමාණයකාක්ෂික එකිනෙක වෙහෙසකරයි

එකිනෙකින්, මෙන්ම ඔවුන්ගේ සම්භවය, පහත සඳහන් පිළිගනු ලැබේ අංකන පද්ධතිය. බන්ධන කක්ෂය කෙටියෙන් දැක්වේ "st", පිළිවෙළින් කක්ෂය සහ ප්‍රති බන්ධනය දක්වන ග්‍රීක අකුරට පසුව ඉහළ දකුණේ පිහිටා ඇත "razr".

තවත් අංකනයක් අනුගමනය කර ඇත: ප්‍රති බන්ධන කාක්ෂික තරු ලකුණකින් සලකුණු කර ඇත *, සහ බන්ධන තරු ලකුණකින් තොරව. MO යන තනතුරට පසුව, AO යන තනතුර ලියා ඇත, අණුක එහි මූලාරම්භයට ණයගැතියි, උදාහරණයක් ලෙස, π dis 2p y. මෙයින් අදහස් කරන්නේ 2 p y -පරමාණුක කාක්ෂික (රූපය 29) අන්තර්ක්‍රියා කිරීමෙන් π-වර්ගයේ ප්‍රතිබන්ධන අණුක කාක්ෂිකයක් සෑදී ඇති බවයි.

අණුක කක්ෂීය ක්‍රමයේ (MMO) දෘෂ්ටි කෝණයෙන් අණුවක ඉලෙක්ට්‍රොනික ව්‍යුහය සලකා බැලීමේදී, පහත සඳහන් නීති මගින් මඟ පෙන්විය යුතුය:

1. අණුවක ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන, පරමාණුවක මෙන්, ඊට අනුරූපව වාසය කරයි

සංලක්ෂිත කක්ෂ එහි ක්වොන්ටම් සංඛ්‍යා කට්ටලය;

2. පිහිටුවන ලද MOs ගණන ආරම්භක AO ගණනට සමාන වේ;

3. බන්ධන MOs වල ශක්තීන් AO වල ශක්තීන්ට වඩා අඩු වන අතර, බන්ධන සෑදීමට සහභාගී වන AOs වල ශක්තීන්ට වඩා ප්‍රතිබන්ධන MOs වල ශක්තීන් වැඩි වේ.

4. අවම ශක්තියේ මූලධර්මය (Klechkovsky ගේ නියමය), Pauli මූලධර්මය, Hund ගේ නියමය අනුව ඉලෙක්ට්රෝන MO මත තබා ඇත.

5. සංඛ්‍යාව නම් පරමාණු අතර රසායනික බන්ධනයක් සෑදේ ඉලෙක්ට්රෝන MOs සම්බන්ධ කිරීම සඳහා තවත් අංක තිබේ ඉලෙක්ට්රෝන MO ලිහිල් කිරීම මත.

6. අණු සඳහා, එක් රසායනික මූලද්රව්යයක පරමාණු මගින් සෑදී ඇත

(සමජාතීය), බන්ධන MO සෑදීම නිසා ශක්තියේ ලාභය ප්රතිබන්ධන MO හි ශක්තිය වැඩි වීමෙන් වන්දි ලබා දේ.

බලශක්ති රූප සටහනෙහි, කාක්ෂික දෙකම සමමිතිකව පිහිටා ඇත

පරමාණුක කාක්ෂික වලට සාපේක්ෂව (ඉදිරිපත් කිරීම පය. 32, 33):

සහල්. 33. අණුක කක්ෂවල ශක්ති රූප සටහන

සමජාතීය අණු සඳහා (හයිඩ්‍රජන් අණුවක උදාහරණය භාවිතා කරමින්)

7. අණු සඳහා, විවිධ මූලද්රව්යවල පරමාණු මගින් සෑදී ඇත(විෂම න්යෂ්ටික), බන්ධන කක්ෂ බලශක්තිය කක්ෂයට සමීප වේ වැඩි විද්‍යුත් සෘණ පරමාණු (B), ඒ ලිහිල් කිරීම - කක්ෂයට සමීප වේ අඩු විද්‍යුත් සෘණ පරමාණු (A). ආරම්භක පරමාණුක කාක්ෂිකවල (b කොටස) ශක්තීන්ගේ වෙනස ∆ බන්ධන ධ්‍රැවීයතාවට සමාන වේ; මෙම වෙනස බන්ධනයේ අයනිකතාවයේ මිනුමක් වේ. වඩා විද්‍යුත් සෘණ පරමාණුවේ බන්ධන කාක්ෂිකය සහ පරමාණුක කාක්ෂික (c කොටස) අතර ශක්තියේ වෙනස බන්ධනයේ සහසංයුජතාව තීරණය කරයි. (ඉදිරිපත් කිරීම පය. 34):

සහල්. 34. අණුක කක්ෂවල ශක්ති රූප සටහන

විෂම න්‍යෂ්ටික අණුවක් සඳහා.

8. රසායනික බන්ධන ගුණත්වයබන්ධන කාක්ෂිකවල ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන සංඛ්‍යාව සහ ප්‍රතිබන්ධන කාක්ෂිකවල ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණන අතර වෙනසෙන් අඩකට සමාන වේ: n = ½ (Nbond - Nbreak).

MMO මගින් අණුවක් විස්තර කරන විට, අපි පහත සැලැස්මට අනුගත වන්නෙමු (ඉදිරිපත් කිරීම පය. 35):

1. කුමන AOs අතිච්ඡාදනය වී MOs සාදයිද යන්න තීරණය කරන්න

2. අණුවක (අයන) MO හි ශක්ති රූප සටහනක් සාදන්න

3. අවම ශක්තියේ මූලධර්මය, Pauli ගේ මූලධර්මය සහ Hund ගේ නියමය අනුව MOs අතර ඉලෙක්ට්‍රෝන බෙදා හැරීම

5. අණුවේ (අයන) චුම්භක ගුණ උපකල්පනය කරන්න

6. අණු (අයන) සහ මුල් පරමාණු වල අයනීකරණ ශක්තිය සසඳන්න

7. අණුවක වර්ණාවලි ගුණ (අයන)

උදාහරණයක් ලෙස, බලශක්ති රූප සටහන් සහ ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය දෙස බලමු විෂම න්යෂ්ටිකසහ සමජාතීයමූලද්‍රව්‍ය පරමාණු දෙකකින් සෑදුණු අණු සහ අයන ආවර්තිතා වගුවේ පළමු සහ දෙවන කාල පරිච්ඡේද .

මූලද්රව්ය පළමු කාල සීමාව (ඉදිරිපත් කිරීම පය. 36) සංයුජතා කක්ෂය 1s කක්ෂය වේ. මෙම පරමාණුක කාක්ෂික දෙක σ-අණුක කාක්ෂික දෙකක් සාදයි - බන්ධන සහ ප්රතිබන්ධන.

අණුක අයන H 2 + හි ඉලෙක්ට්‍රොනික ව්‍යුහය සලකා බලමු. එහි එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ඇති අතර එය වඩාත් ශක්තිජනක ලෙස හිතකර s-බන්ධන කක්ෂය අල්ලා ගනී. බන්ධන ගුණිතය ගණනය කිරීමේ රීතියට අනුකූලව, n = 0.5, සහ අයනයට යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ඇති බැවින්, H 2+ පර චුම්භකදේපළ. මෙම අයනයේ ඉලෙක්ට්‍රොනික ව්‍යුහය පරමාණුවක ඉලෙක්ට්‍රොනික ව්‍යුහය සමඟ ප්‍රතිසමයෙන් පහත පරිදි ලියනු ලැබේ: σ බන්ධන 1s 1.

s-බන්ධන කක්ෂයේ දෙවන ඉලෙක්ට්‍රෝනයක පෙනුම හයිඩ්‍රජන් අණු H2 විස්තර කරන ශක්ති රූප සටහනකට තුඩු දෙනු ඇත, ඒකීය බන්ධන ගුණය වැඩි වීම සහ diamagneticදේපළ. සන්නිවේදනයේ බහුත්වයේ වැඩි වීමක් සිදුවනු ඇත විඝටන ශක්තිය වැඩි වීමඅණු H 2 සහ කෙටි අන්තර් න්‍යෂ්ටික දුරහයිඩ්රජන් අයන සඳහා එකම අගයට සාපේක්ෂව. H 2 හි ඉලෙක්ට්‍රොනික ව්‍යුහය පහත පරිදි ලිවිය හැක: σ බන්ධන 1s 2.

1 වන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්රව්යවල බලශක්ති රූප සටහන් (ඉදිරිපත් කිරීම පය. 34)

diatomic He 2 අණුව නොපවතියි, හීලියම් පරමාණු දෙකකට ලබා ගත හැකි ඉලෙක්ට්‍රෝන හතර බන්ධන සහ ප්‍රති බන්ධන කාක්ෂික මත පිහිටා ඇති බැවින් එය ශුන්‍ය බන්ධන ගුණයකට මග පාදයි. නමුත් ඒ සමගම He 2 + අයනය ස්ථායී වන අතර එහි ඇති බන්ධන ගුණිතය 0.5 වේ. හයිඩ්‍රජන් අයනය මෙන් මෙම අයනයටද ඇත පර චුම්භකදේපළ.

මූලද්රව්ය දෙවන කාල පරිච්ඡේදය (ඉදිරිපත් කිරීම පය. 37) තවත් පරමාණුක කාක්ෂික හතරක් දිස්වේ: 2s, 2p X, 2p Y, 2p Z, අණුක කාක්ෂික සෑදීමට සහභාගී වනු ඇත.

2s සහ 2p කක්ෂවල ශක්තීන්ගේ වෙනස විශාල වේ, සහ අණුක කාක්ෂික සෑදීමට ඔවුන් එකිනෙකා සමඟ අන්තර් ක්රියා නොකරනු ඇත. පළමු මූලද්‍රව්‍යයේ සිට අවසාන මූලද්‍රව්‍ය දක්වා ගමන් කරන විට ශක්තියේ මෙම වෙනස වැඩි වනු ඇත. මෙම තත්ත්වය හේතුවෙන් දෙවන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්‍රව්‍යවල ද්වි පරමාණුක සමජාතීය අණු වල ඉලෙක්ට්‍රොනික ව්‍යුහයබලශක්ති රූප සටහන් දෙකකින් විස්තර කෙරේ (ඉදිරිපත් කිරීම පය. 38), ඒවා මත පිහිටන අනුපිළිවෙල අනුව වෙනස් වේ σ සම්බන්ධතාවය 2p xසහ π St 2p y,zඉලෙක්ට්රෝන.

නයිට්‍රජන් පරමාණුව ඇතුළු කාලපරිච්ඡේදය ආරම්භයේදී නිරීක්ෂණය කරන ලද 2s සහ 2p කාක්ෂිකවල සාපේක්ෂ ශක්ති සමීපත්වය සමඟින්, σ බන්ධන 2s සහ σ බන්ධන 2p x කාක්ෂිකවල පිහිටා ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන එකිනෙක විකර්ෂණය කරයි. එබැවින්, π බන්ධන 2p y සහ π බන්ධන 2p z කාක්ෂික σ බන්ධන 2p X කාක්ෂිකයට වඩා ශක්තිජනක ලෙස වඩාත් හිතකර වේ. රූපයේ. 38 රූප සටහන් දෙකම පෙන්වයි.

රසායනික බන්ධනයක් සෑදීමේදී 1s ඉලෙක්ට්‍රෝන වල සහභාගීත්වය නොවැදගත් බැවින්, දෙවන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්‍රව්‍ය මගින් සාදන ලද අණු වල ව්‍යුහය පිළිබඳ විද්‍යුත් විස්තරයේදී ඒවා නොසලකා හැරිය හැක.

රූපයේ දැක්වේ. වර්ණාවලීක්ෂ දත්ත මගින් තහවුරු කරන ලද ශක්ති ප්‍රස්ථාර 38, Li 2 සිට N 2 දක්වා වැඩි ශක්තියක් සහිත අණුක කාක්ෂික ස්ථානගත කිරීමේ පහත අනුපිළිවෙල පෙන්වයි:

a) O 2 සිට F 2 දක්වා:

σ සම්බන්ධතාවය 1s< σ разр 1s << σ связ 2s< σ разр 2s << σ связ 2p X < π связ 2p У = π связ 2p z < π разр 2p У < π разр 2p z << σ разр 2p X .

b) Li 2 සිට N 2 දක්වා ඇතුළුව:

σ සම්බන්ධතාවය 1s< σ разр 1s << σ связ 2s < σ разр 2s < π связ 2p У = π связ 2p z < σ связ 2p X < π разр 2p У < π разр 2p z << σ разр 2p X ;

සහල්. 38. ද්වි පරමාණුක අණු මට්ටම්වල ශක්ති රූප සටහන්

පරමාණුක 2s සහ 2p කක්ෂ අතර සැලකිය යුතු හා නොසැලකිය යුතු ශක්ති වෙනසක් සහිතව.

පද්ධතියේ දෙවන කාලපරිච්ඡේදය ලිතියම් සහ බෙරිලියම් මගින් විවෘත වන අතර එහි බාහිර ශක්ති මට්ටම s-ඉලෙක්ට්‍රෝන පමණක් අඩංගු වේ.

Li සිට F දක්වා දෙවන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්රව්යවල බලශක්ති රූප සටහන් (ඉදිරිපත් කිරීම Fig. 39, 41).

මෙම මූලද්‍රව්‍ය සඳහා, අණුක කාක්ෂිකවල රූප සටහන හයිඩ්‍රජන් සහ හීලියම් වල අණු සහ අයනවල ශක්ති රූප සටහන් වලින් කිසිඳු ආකාරයකින් වෙනස් නොවනු ඇත, එකම වෙනස වන්නේ දෙවැන්න සඳහා එය 1s ඉලෙක්ට්‍රෝන වලින් ගොඩනගා ඇති අතර Li 2 සහ Be 2 සඳහා ය. - 2s ඉලෙක්ට්‍රෝන වලින්. ලිතියම් සහ බෙරිලියම් වල 1s ඉලෙක්ට්‍රෝන බන්ධන නොවන ලෙස සැලකිය හැකිය, එනම් තනි පරමාණු වලට අයත් වේ. මෙහිදී බන්ධන අනුපිළිවෙල, විඝටන ශක්තිය සහ චුම්බක ගුණාංගවල වෙනස්වීම් වලදී එම රටා නිරීක්ෂණය කරනු ඇත. Li 2+ අයනයෙහි යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් σ බන්ධන 2s කාක්ෂිකයේ පිහිටා ඇත - අයනය පර චුම්භක. මෙම කක්ෂයේ දෙවන ඉලෙක්ට්‍රෝනයක පෙනුම Li 2 අණුවේ විඝටන ශක්තියේ වැඩි වීමක් සහ බන්ධන ගුණිතය 0.5 සිට 1 දක්වා වැඩි වීමට හේතු වේ. චුම්බක ගුණ අත්කර ගනු ඇත. diamagnetic චරිතය. තුන්වන s-ඉලෙක්ට්‍රෝනය σ විඝටන 2s කක්ෂයේ පිහිටයි, එය බන්ධන ගුණනය 0.5 දක්වා අඩු කිරීමට සහ එහි ප්‍රතිඵලයක් ලෙස විඝටන ශක්තිය අඩු කිරීමට උපකාරී වේ. පරා චුම්භක Be 2+ අයනයේ මෙම ඉලෙක්ට්‍රොනික ව්‍යුහය ඇත. Be 2 අණුව, He 2 වැනි, ශුන්‍ය බන්ධන අනුපිළිවෙල හේතුවෙන් පැවතිය නොහැක. මෙම අණු වල බන්ධන ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණනට සමාන බන්ධන ඉලෙක්ට්‍රෝන සංඛ්‍යාවක් ඇත!

සඳහා අණුක ශක්ති මට්ටම් තවදුරටත් පිරවීම

diatomic homonuclear අණු සහ දෙවන මූලද්රව්යවල සමහර අයන

කාල සීමාව (ඉදිරිපත් කිරීම Fig. 40,42,43) හි පෙන්වා ඇත. රූප සටහන 40 සිට දැකිය හැකි පරිදි, බන්ධන කාක්ෂික පිරී ඇති බැවින්, අණු වල විඝටන ශක්තිය වැඩි වන අතර, ප්රතිබන්ධන කාක්ෂිකවල ඉලෙක්ට්රෝන පෙනුම සමග එය අඩු වේ. මාලාව අවසන් වන්නේ අස්ථායී Ne 2 අණුවෙනි. ප්‍රති බන්ධන කක්ෂයෙන් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ඉවත් කිරීම බන්ධන ගුණත්වය වැඩි වීමටත්, එහි ප්‍රතිඵලයක් ලෙස විඝටන ශක්තියේ වැඩි වීමක් සහ අන්තර් න්‍යෂ්ටික දුර ප්‍රමාණය අඩු වීමටත් හේතු වන බව රූපයෙන් පැහැදිලි වේ. බන්ධන ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ඉවත් කිරීමත් සමඟ අණුක අයනීකරණය හරියටම ප්‍රතිවිරුද්ධ බලපෑමක් ලබා දෙයි.

දෙවන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්රව්යවල පරමාණුක අණු 2 ක ඉලෙක්ට්රොනික සූත්ර:

අපි ඊළඟ අණු යුගල දෙකේ ශක්ති රූපසටහන් සංසන්දනය කරමු සහ

අයන: O 2 +, O 2, N 2 +, N 2, පෙන්වා ඇත (ඉදිරිපත් කිරීම පය. 40):

සහල්. 40. ද්වි පරමාණුක අණු සහ අයන වල ශක්ති රූප සටහන්

ආවර්තිතා වගුවේ දෙවන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්රව්ය.

සැලසුම් කරන ලද අණුක කාක්ෂිකවල ශක්තීන් පාරජම්බුල කලාපයේ ද්රව්යවල අවශෝෂණ වර්ණාවලියෙන් තීරණය කළ හැකිය. මේ අනුව, අතිච්ඡාදනය වීමේ ප්රතිඵලයක් ලෙස පිහිටුවන ලද ඔක්සිජන් අණුවේ අණුක කාක්ෂික අතර පි-AO, දෙක π සම්බන්ධතාවයදැනට පරිහානිය (එකම ශක්තියෙන්)කක්ෂවලට වඩා අඩු ශක්තියක් ඇත σ-බන්ධනමතුවෙමින් මම, කෙසේ වෙතත්, කැමති π*-ප්‍රමාණයසිසිලන කක්ෂයට σ*- ට සාපේක්ෂව අඩු ශක්තියක් ඇත ප්රමාණයවෙහෙසකර කක්ෂීය

O 2 අණුවෙහි, සමාන්තර භ්‍රමණයන් සහිත ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් පිරිහුණු (එකම ශක්තියක් සහිත) π*-ප්‍රති බන්ධන අණුක කාක්ෂික දෙකකින් අවසන් විය. එයට වගකිව යුතු යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝන තිබීමයි ඔක්සිජන් අණුවේ පර චුම්භක ගුණ, ඔක්සිජන් ද්රව තත්වයකට සිසිල් කළහොත් එය සැලකිය යුතු වනු ඇත (ඉදිරිපත් කිරීම පය. 44). .

විෂම න්‍යෂ්ටික අණු. විෂම න්‍යෂ්ටික අණු වල MOs වල ශක්ති රූප සටහන් විස්තර කරන විට, පහත නීති අදාළ වේ (ඉදිරිපත් කිරීම පය. 45):

1. මුල් හවුල් කොටස් සමාගම් Econnection සඳහා විවිධ දායකත්වයන් සපයයි. සහ Erazr. MO

2. MO අංකය = JSC අංකය; සම්බන්ධතා සංඛ්යාව MO = ඉලක්කම් ගණන MO = පරමාණුවේ AOs ගණන අඩුයි.

3. 20 eV ට වඩා වෙනස් නොවන AOs ඵලදායී ලෙස අතිච්ඡාදනය වේ.

4. අන්තර් න්‍යෂ්ටික අක්ෂයට සාපේක්ෂව සමමිතිය එකම අතිච්ඡාදනය වන AOs.

5. ඵලදායී අතිච්ඡාදනයකට සම්බන්ධ නොවන AOs ශක්තියේ වෙනසක් නොමැතිව බන්ධන නොවන MOs වෙත මාරු කරනු ලැබේ.

ද්වි පරමාණුක අණු අතුරින් ශක්තිමත්ම නයිට්‍රජන් අණුව වන අතර එහි බන්ධන ගුණය තුනකි. N 2 - (14 = 7 + 7) සමග එකම ඉලෙක්ට්‍රෝන සංඛ්‍යාවක් ඇති විෂම න්‍යෂ්ටික අණු සහ තනි ආරෝපිත අයන සඳහා - බන්ධන ගුණිතය සමාන වනු ඇතැයි උපකල්පනය කිරීම තර්කානුකූල ය.

එකම කක්ෂවල එකම ඉලෙක්ට්‍රෝන සංඛ්‍යාවක් ඇති අණු ලෙස හැඳින්වේ isoelectronic (ඉදිරිපත් කිරීම රූපය 46).

එවැනි අණු CO, BF, BeNe සහ අයන CN -, NO +, CF +, BO - (ඉදිරිපත් කිරීම Fig. 47). නයිට්‍රජන් අණු සමඟ ප්‍රතිසමයෙන්, ඒවාට ඉහළ විඝටන ශක්තීන් තිබිය යුතුය. සමලිංගික අණු වල MO යෝජනා ක්‍රමය විෂම න්‍යෂ්ටික අණු දක්වා ව්‍යාප්ත කිරීමෙන් මෙම නිගමනයට එළඹීම අපහසු නැත.

න්‍යෂ්ටික ආරෝපණ වැඩි වීමත් සමඟ s- සහ p-කාක්ෂික ඔවුන්ගේ ශක්තිය අඩු වන අතර ශක්තියේ ඒවා අතර බෙදීම වැඩි වන බව සැලකිල්ලට ගත යුතුය. රූප සටහන (Shriver, Atkins ඉදිරිපත් කිරීම Fig. 43).

එහි ප්‍රතිඵලයක් ලෙස සම න්‍යෂ්ටික අණු වලින් සමහර විෂම න්‍යෂ්ටික අණු වල අණුක කාක්ෂික සෑදීමේදී සැලකිය යුතු වෙනස්කම් දක්නට ලැබේ. අපි මෙම ප්‍රකාශය NO+ අයන සහ උදාහරණය භාවිතා කර නිදර්ශනය කරමු

CO අණු

සහල්. 47. NO+ අයන (a) සහ CO අණු (b) සඳහා ශක්ති රූප සටහන්.

නයිට්‍රජන් (+7) සහ ඔක්සිජන් (+8) පරමාණුවල න්‍යෂ්ටිවල ආරෝපණ එකකින් වෙනස් වන බැවින්, ඒවායේ පරමාණුක කාක්ෂිකවල සහ MO යෝජනා ක්‍රමයේ ශක්තීන්හි සැලකිය යුතු වෙනසක් නොමැත. NO+ අයනකැමැත්ත සමාන MO යෝජනා ක්රමය නයිට්‍රජන් අණු N 2(රූපය 47a).

ඔක්සිජන් පරමාණුවේ (+8) සියලුම p-කාක්ෂික කාබන් පරමාණු (+6) අනුරූප පරමාණුක කාක්ෂිකවලට වඩා අඩු ශක්තියකින් පිහිටා ඇත, ඔක්සිජන් න්‍යෂ්ටියේ ආරෝපණය ඒකක දෙකක් වැඩි බැවින් (Shriver, Atkins ඉදිරිපත් කිරීම Fig. 43 ) මෙම ශක්ති වෙනස්කම්වල ප්‍රතිඵලය කාබන් මොනොක්සයිඩ් CO හි අණුක කාක්ෂිකවල NO+ අයන අණුක කාක්ෂිකවල සැලකිය යුතු වෙනසක් වනු ඇත (රූපය 47b).

2s කක්ෂීය (ඉදිරිපත් කිරීම Fig. 48). ඔක්සිජන් කාබන්හි 2s කක්ෂයට වඩා සැලකිය යුතු තරම් පහළින් පිහිටා ඇති අතර, ඒවායේ දුර්වල අන්තර්ක්‍රියාකාරිත්වයේ ප්‍රතිඵලයක් ලෙස දුර්වල බන්ධන σ ආලෝක කාක්ෂිකයක් සෑදීමට තුඩු දෙයි, එහි ශක්තිය ප්‍රායෝගිකව ඔක්සිජන් පරමාණුක 2s කක්ෂයට වඩා වෙනස් නොවේ. ඒ අතරම, ඔක්සිජන් 2p කාක්ෂික සහ කාබන් 2s කාක්ෂිකවල ශක්තීන් සමීප වේ. මෙම සමීපත්වය σ බන්ධන-බන්ධන සහ σ බිඳ-ප්‍රතිබන්ධන කක්ෂ දෙකක් සෑදීමට හේතු වේ. NO+ අයනයේ ඉහළ වාඩිලාගෙන සිටින σ-කාක්ෂිකයේ උච්චාරණ බන්ධන චරිතයක් තිබේ නම්, CO අණුවේ මෙම කාක්ෂිකය දුර්වල ලෙස ප්‍රති බන්ධනය වේ. එබැවින්, CO+ අයනයට CO අණුවට වඩා තරමක් වැඩි විඝටන ශක්තියක් ඇත. ඉහත ලැයිස්තුගත කර ඇති අනෙකුත් අණු සහ අයන සෑදීම සැක සහිත ය, මන්ද ඒවායේ ශක්ති වෙනස්කම් CO ට වඩා වැඩි ය.

ඉදිරිපත් කිරීමේ 49, 50, 51 විනිවිදක LiF සහ HF අණු පෙන්වයි; ඒවා සෑදීම විශ්ලේෂණය කරන්න.

LCAO MO ක්‍රමය diatomic අණු සඳහා පමණක් නොව, බහුපරමාණුක ඒවා සඳහාද භාවිතා කළ හැක. උදාහරණයක් ලෙස, මෙම ක්‍රමයේ රාමුව තුළ, NH 3 ඇමෝනියා අණුවේ ව්‍යුහය (ඉදිරිපත් කිරීම Fig. 52) අපි විමසා බලමු.

හයිඩ්‍රජන් පරමාණු තුනක ඇත්තේ 1ක් පමණක් බැවින් s-කාක්ෂික, එවිට සාදනු ලබන මුළු අණුක කාක්ෂික සංඛ්‍යාව හයකට සමාන වේ (බන්ධන තුනක් සහ ප්‍රති බන්ධන තුනක්). නයිට්‍රජන් පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් බන්ධන නොවන අණුක කක්ෂයක (හුදකලා ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලයක් NEP) අවසන් වේ.

ලෝහ සම්බන්ධතාවය. අයනික සහ සහසංයුජ සංයෝග මෙන් නොව, ලෝහවල ඉහළ විද්යුත් හා තාප සන්නායකතාවක් ඇත. ලෝහවල ඉහළ විද්යුත් සන්නායකතාවය පෙන්නුම් කරන්නේ ඉලෙක්ට්රෝන එහි සම්පූර්ණ පරිමාව පුරාම නිදහසේ ගමන් කළ හැකි බවයි. වෙනත් වචන වලින් කිවහොත්, ලෝහයක් ස්ඵටිකයක් ලෙස සැලකිය හැකිය, පොදු භාවිතයේ පවතින ඉලෙක්ට්‍රෝන මගින් සම්බන්ධ වන අයන ඇති දැලිස් ස්ථානවල, එනම් ලෝහවල ඉතා දේශීය නොවන රසායනික බන්ධනයක් ඇත. මෙම සම්බන්ධතාවය සපයන ඉලෙක්ට්රෝන එකතුව ඉලෙක්ට්රෝන වායුව ලෙස හැඳින්වේ.

අයනික, සහසංයුජ සහ ලෝහමය ස්ඵටික සංකල්පයට වඩාත් පොදු ප්රවේශයක් ලබා ගත හැක්කේ ඒවාට අණුක කාක්ෂික ක්රමයේ සංකල්ප යෙදීමෙනි. ඝන යනු පරමාණු විශාල සංඛ්‍යාවකින් සෑදෙන තනි අණුවක් යැයි උපකල්පනය කරමු. මෙම පරමාණුවල බාහිර කාක්ෂික බන්ධන සහ බන්ධන නොවන අණුක කාක්ෂික සෑදීමට අන්තර්ක්‍රියා කරයි. අණුක කාක්ෂික බන්ධනය කිරීමෙන් සෑදෙන ශක්ති කලාපය ලෙස හැඳින්වේ සංයුජතා කලාපය.බන්ධන නොවන කාක්ෂික ඒකාබද්ධ කරන කලාපය හැඳින්වේ සන්නායක කලාපය. කලාපය තුළ ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝනවල ශක්ති වෙනස්කම් කුඩා වන අතර කලාපයේ ඒවායේ ශක්තිය වෙනස් වීම අඛණ්ඩ ශක්ති කලාපයක් ලෙස දැක්විය හැකිය. සන්නායක කලාපය සහ සංයුජතා කලාපය අතර ශක්ති මට්ටම් නොමැත. එබැවින් ඉලෙක්ට්‍රෝන එහි පැවතිය නොහැක. සංයුජතා කලාපය සහ සන්නායක කලාපය වෙන් කරන ශක්ති කලාපය ලෙස හැඳින්වේ තහනම්.

සහල්. 23. පරමාණුක කාක්ෂික මගින් සාදන ලද ස්ඵටිකයක ශක්ති කලාප.

ඝනකයක විද්‍යුත් සන්නායකතාවය කලාප පරතරය තරණය කරන ඉලෙක්ට්‍රෝන මගින් සහතික කෙරේ, එනම් සංයුජතා කලාපයේ සිට සන්නායක කලාපයට ඉලෙක්ට්‍රෝන සංක්‍රමණය වීම මගින් විද්‍යුත් ධාරාව ගලායාම සහතික කෙරේ. කලාප පරතරය මත පදනම්ව, සියලුම ඝන ද්රව්ය කාණ්ඩ තුනකට බෙදිය හැකිය: පාර විද්යුත්, අර්ධ සන්නායක සහ ලෝහ සන්නායක. පරිවාරක සඳහා, කලාප පරතරය ඉලෙක්ට්‍රෝන වෝල්ට් 3 කට වඩා වැඩි ය; අර්ධ සන්නායක සඳහා, එය 0.1 සිට 3 eV දක්වා පරාසයක පවතී. ලෝහවල, සංයුජතා සහ සන්නායක කලාපවල අතිච්ඡාදනය හේතුවෙන්, කලාප පරතරය ප්‍රායෝගිකව නොපවතී.

අණුක කක්ෂීය ක්‍රමය භාවිතා කරන විට, සංයුජතා බන්ධන ක්‍රමයට ප්‍රතිවිරුද්ධව, සෑම ඉලෙක්ට්‍රෝනයක්ම සියලුම න්‍යෂ්ටීන්ගේ ක්ෂේත්‍රයේ පවතින බව උපකල්පනය කෙරේ. මෙම අවස්ථාවෙහිදී, බන්ධනය අනිවාර්යයෙන්ම ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලයකින් සෑදෙන්නේ නැත. උදාහරණයක් ලෙස, H 2+ අයනය ප්‍රෝටෝන දෙකකින් සහ එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයකින් සමන්විත වේ. ප්‍රෝටෝන දෙකක් අතර විකර්ෂක බල ඇත (රූපය 30), සහ එක් එක් ප්‍රෝටෝනය සහ ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් අතර ආකර්ශනීය බල ඇත. රසායනික අංශුවක් සෑදෙන්නේ ප්‍රෝටෝනවල අන්‍යෝන්‍ය විකර්ෂණය ඉලෙක්ට්‍රෝනය වෙත ආකර්ෂණය වීමෙන් වන්දි ලබා දෙන්නේ නම් පමණි. ඉලෙක්ට්රෝනය න්යෂ්ටීන් අතර පිහිටා තිබේ නම් මෙය කළ හැකිය - බන්ධන කලාපයේ (රූපය 31). එසේ නොමැති නම්, විකර්ෂක බලවේග ආකර්ශනීය බලවේග මගින් වන්දි ලබා නොදේ - ඉලෙක්ට්‍රෝනය ප්‍රති බන්ධන හෝ ප්‍රති බන්ධන කලාපයේ යැයි කියනු ලැබේ.

ද්වි-මධ්‍ය අණුක කක්ෂ

අණුක කාක්ෂික ක්‍රමය අණුවක ඉලෙක්ට්‍රෝන ඝනත්ව ව්‍යාප්තිය විස්තර කිරීමට අණුක කාක්ෂික (පරමාණුක පරමාණුක කාක්ෂිකයට සමාන) සංකල්පය භාවිතා කරයි. අණුක කාක්ෂික යනු අණුවක හෝ වෙනත් බහු පරමාණුක රසායනික අංශුවක ඉලෙක්ට්‍රෝනයක තරංග ශ්‍රිත වේ. පරමාණුක කාක්ෂික (AO) වැනි සෑම අණුක කාක්ෂිකයක්ම (MO), ඉලෙක්ට්‍රෝන එකක් හෝ දෙකක් මගින් අල්ලා ගත හැක. බන්ධන කලාපයේ ඉලෙක්ට්රෝනයේ තත්වය බන්ධන අණුක කාක්ෂිකය මගින් විස්තර කර ඇති අතර, ප්රතිබන්ධන කලාපයේ - ප්රතිබන්ධන අණුක කාක්ෂිකය මගින් විස්තර කෙරේ. අණුක කාක්ෂික අතර ඉලෙක්ට්‍රෝන බෙදා හැරීම හුදකලා පරමාණුවක පරමාණුක කාක්ෂික අතර ඉලෙක්ට්‍රෝන ව්‍යාප්තියට සමාන නීති රීති අනුගමනය කරයි. අණුක කාක්ෂික සෑදී ඇත්තේ පරමාණුක කාක්ෂිකවල ඇතැම් සංයෝජන මගිනි. ඒවායේ අංකය, ශක්තිය සහ හැඩය අණුව සෑදෙන පරමාණුවල කක්ෂවල අංකය, ශක්තිය සහ හැඩයෙන් නිගමනය කළ හැකිය.

සාමාන්‍ය අවස්ථාවෙහිදී, ද්වි පරමාණුක අණුවක අණුක කාක්ෂිකවලට අනුරූප වන තරංග ශ්‍රිතයන් පරමාණුක කාක්ෂිකවල තරංග ශ්‍රිතවල එකතුව සහ වෙනස ලෙස නිරූපණය වන අතර, එක් එක් පරමාණුක කාක්ෂිකවල කොටස සැලකිල්ලට ගන්නා සමහර නියත සංගුණක මගින් ගුණ කරනු ලැබේ. අණුක කාක්ෂික සෑදීමේදී පරමාණුව (ඒවා පරමාණුවල විද්‍යුත් සෘණතාව මත රඳා පවතී):

φ(AB) = s 1 ψ(A) ± s 2 ψ(B)

එක් ඉලෙක්ට්‍රෝන තරංග ශ්‍රිතය ගණනය කිරීමේ මෙම ක්‍රමය "පරමාණුක කාක්ෂික ආසන්නයේ රේඛීය සංයෝගයේ අණුක කාක්ෂික" (MO LCAO) ලෙස හැඳින්වේ.

ඉතින්, H 2 + අයනයක් හෝ හයිඩ්‍රජන් අණුවක් H 2 දෙකක් සෑදෙන විට s- හයිඩ්‍රජන් පරමාණුවල කක්ෂ අණුක කාක්ෂික දෙකක් සාදයි. ඒවායින් එකක් බන්ධනය (නම් කර ඇත σ st), අනෙක ලිහිල් කිරීම (σ*).

බන්ධන කාක්ෂිකවල ශක්තීන් ඒවා සෑදීමට භාවිතා කරන පරමාණුක කාක්ෂිකවල ශක්තීන්ට වඩා අඩුය. බන්ධන අණුක කාක්ෂික අල්ලා ගන්නා ඉලෙක්ට්‍රෝන මූලික වශයෙන් බන්ධිත පරමාණු අතර අවකාශයේ පිහිටා ඇත, i.e. ඊනියා බන්ධන කලාපයේ. ප්‍රතිබන්ධන කාක්ෂිකවල ශක්තීන් මුල් පරමාණුක කාක්ෂිකවල ශක්තීන්ට වඩා වැඩිය. ඉලෙක්ට්රෝන සමඟ ප්රතිබන්ධන අණුක කාක්ෂික ජනගහනය බන්ධනය දුර්වල කිරීමට උපකාරී වේ: එහි ශක්තිය අඩු වීම සහ අණුවෙහි පරමාණු අතර දුර ප්රමාණය වැඩි වීම. බන්ධිත පරමාණු දෙකටම පොදු වී ඇති හයිඩ්‍රජන් අණුවේ ඉලෙක්ට්‍රෝන බන්ධන කක්ෂය අල්ලා ගනී.

සංයෝජනය ආර්-orbitals අණුක කාක්ෂික වර්ග දෙකකට යොමු කරයි. දෙකෙන් ආර්- බන්ධන රේඛාව ඔස්සේ යොමු කරන ලද අන්තර්ක්‍රියා කරන පරමාණුවල කාක්ෂික, බන්ධන σ St - සහ ප්‍රතිබන්ධන σ* කාක්ෂික සෑදී ඇත. සංයෝජන ආර්බන්ධන රේඛා වලට ලම්බකව ඇති -කාක්ෂික බන්ධන π-කාක්ෂික දෙකක් සහ ප්රතිබන්ධන π*-කාක්ෂික දෙකක් ලබා දෙයි. හුදකලා පරමාණුවල පරමාණුක කාක්ෂික පිරවීමේදී මෙන් ඉලෙක්ට්‍රෝන සමඟ අණුක කාක්ෂික පිරවීමේදී එකම නීති භාවිතා කරමින්, ඔබට ඩයපරමාණුක අණු වල ඉලෙක්ට්‍රොනික ව්‍යුහය තීරණය කළ හැකිය, උදාහරණයක් ලෙස O 2 සහ N 2 (රූපය 35).

අණුක කාක්ෂික හරහා ඉලෙක්ට්‍රෝන බෙදා හැරීමෙන්, බන්ධන අනුපිළිවෙල (ω) ගණනය කළ හැක. බන්ධන කාක්ෂිකවල ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන සංඛ්‍යාවෙන්, ප්‍රතිබන්ධන කාක්ෂිකවල ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණන අඩු කර ප්‍රතිඵලය 2න් බෙදන්න. n(මත පදනම්ව nසම්බන්ධතා):

ω = / 2 n

H 2 අණුව සඳහා ω = 1 බව බලශක්ති රූප සටහනෙන් පැහැදිලි වේ.

අණුක කාක්ෂික ක්‍රමය O 2 (ද්විත්ව බන්ධන) සහ N 2 (ත්‍රිත්ව බන්ධන) අණු සඳහා සංයුජතා බන්ධන ක්‍රමයට සමාන රසායනික බන්ධන අනුපිළිවෙල අගයන් ලබා දෙයි. ඒ අතරම, එය සන්නිවේදන අනුපිළිවෙලෙහි නිඛිල නොවන අගයන්ට ඉඩ සලසයි. උදාහරණයක් ලෙස, එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයකින් (H 2 + අයනයේ) කේන්ද්‍ර දෙකක බන්ධනයක් සාදන විට මෙය නිරීක්ෂණය කෙරේ. මෙම අවස්ථාවේදී ω = 0.5. බැඳුම්කර ඇණවුමේ විශාලත්වය එහි ශක්තියට සෘජුවම බලපායි. බන්ධන අනුපිළිවෙල වැඩි වන තරමට බන්ධන ශක්තිය වැඩි වන අතර එහි දිග කෙටි වේ:

ඔක්සිජන් වල අණු සහ අණුක අයන වල උදාහරණ භාවිතා කරමින් අනුපිළිවෙල, ශක්තිය සහ බන්ධන දිග වෙනස්වීම් වල ක්‍රමවත්ව සොයා ගත හැක.

විවිධ පරමාණු දෙකක කාක්ෂික සංයෝගයක් අණුවක් සෑදිය හැක්කේ ඒවායේ ශක්තීන් සමීප නම් පමණක් වන අතර වැඩි විද්‍යුත් සෘණතාවක් ඇති පරමාණුවක පරමාණුක කාක්ෂික සෑම විටම ශක්ති ප්‍රස්ථාරයේ පහළින් පිහිටා ඇත.

උදාහරණයක් ලෙස, හයිඩ්‍රජන් ෆ්ලෝරයිඩ් අණුවක් සෑදූ විට, 1 සංයෝජනය කළ නොහැක s-AO හයිඩ්‍රජන් පරමාණු සහ 1 s-AO හෝ 2 sෆ්ලෝරීන් පරමාණුවේ AO, ඒවා ශක්තියෙන් බෙහෙවින් වෙනස් වන බැවිනි. ශක්තියෙන් සමීපතම 1 s-AO හයිඩ්‍රජන් පරමාණු සහ 2 පිෆ්ලෝරීන් පරමාණුවේ AO. මෙම කාක්ෂික සංයෝගය අණුක කාක්ෂික දෙකක පෙනුම ඇති කරයි: බන්ධන σ බන්ධන සහ ප්රතිබන්ධන σ*.

ඉතිරි 2 ආර්ෆ්ලෝරීන් පරමාණුවේ කාක්ෂික 1 සමඟ ඒකාබද්ධ විය නොහැක sහයිඩ්‍රජන් පරමාණුවේ -AO, අන්තර් න්‍යෂ්ටික අක්ෂයට සාපේක්ෂව එකිනෙකට වෙනස් සමමිතික ඇති බැවින්. ඒවා මුල් 2ට සමාන ශක්තියක් ඇති බන්ධන නොවන π 0 -MOs සාදයි ආර්- ෆ්ලෝරීන් පරමාණුවේ කක්ෂ.

LCAO සඳහා සහභාගී නොවීම sෆ්ලෝරීන් පරමාණුවේ කක්ෂය බන්ධන නොවන σ 0 -MOs සාදයි. ඉලෙක්ට්‍රෝන මගින් බන්ධන නොවන කාක්ෂික ආක්‍රමණය කිරීම අණුවක බන්ධනයක් සෑදීම ප්‍රවර්ධනය හෝ වළක්වන්නේ නැත. බැඳුම්කර ඇණවුම ගණනය කිරීමේදී, ඔවුන්ගේ දායකත්වය සැලකිල්ලට නොගනී.

බහු කේන්ද්‍ර අණුක කාක්ෂික

බහු කේන්ද්‍ර අණු වල, අණුක කාක්ෂික බහු කේන්ද්‍ර වේ, එනම් ඒවා බන්ධන සෑදීමට සම්බන්ධ සියලුම පරමාණු වල කක්ෂවල රේඛීය සංයෝගයකි. සාමාන්‍ය අවස්ථාවෙහිදී, අණුක කාක්ෂික ස්ථානගත නොවේ, එනම්, එක් එක් කාක්ෂිකයට අනුරූප ඉලෙක්ට්‍රෝන ඝනත්වය අණුවේ සම්පූර්ණ පරිමාව පුරාවටම අඩු වැඩි වශයෙන් ඒකාකාරව බෙදා හැරේ. කෙසේ වෙතත්, ගණිතමය පරිවර්තන භාවිතා කරමින්, තනි තනි ද්වි- හෝ තුන-මධ්‍ය බන්ධන හෝ හුදකලා ඉලෙක්ට්‍රෝන වලට අනුරූප විශේෂිත හැඩතලවල ප්‍රාදේශීය අණුක කාක්ෂික ලබා ගත හැකිය.

කේන්ද්‍ර තුනේ බන්ධනයක සරලම උදාහරණය වන්නේ අණුක අයන H 3 + වේ. තුනෙන් s- හයිඩ්‍රජන් පරමාණුවල කක්ෂ, අණුක කාක්ෂික තුනක් සෑදී ඇත: බන්ධන, බන්ධන නොවන සහ ප්‍රති බන්ධන. ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලයක් බන්ධන කක්ෂයක් අල්ලා ගනී. එහි ප්‍රතිඵලයක් ලෙස ලැබෙන බන්ධනය ඉලෙක්ට්‍රෝන ද්වි-මධ්‍ය බන්ධනයකි; බැඳුම්කර ඇණවුම 0.5 කි.

යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝන අඩංගු රසායනික අංශුවලට පරචුම්භක ගුණ ඇත (සියලු ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල වී ඇති රසායනික අංශුවල විචල්‍ය චුම්භක ගුණාංගවලට ප්‍රතිවිරුද්ධව). ඉලෙක්ට්‍රෝන ඔත්තේ සංඛ්‍යාවක් සහිත රසායනික අංශු වලින් සමන්විත සියලුම ද්‍රව්‍ය, උදාහරණයක් ලෙස NO, පර චුම්භක වේ. අණුක කාක්ෂික ක්‍රමය මඟින් ඉලෙක්ට්‍රෝන ඉරට්ටේ සංඛ්‍යාවක් සහිත රසායනික අංශු වලින් සමන්විත ද්‍රව්‍ය අතර පර චුම්බක හඳුනා ගැනීමට හැකි වේ, උදාහරණයක් ලෙස O 2, ප්‍රතිබන්ධන π* කාක්ෂික දෙකක යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් පිහිටා ඇති අණුවේ.

බාහිර කක්ෂවල යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝන සහිත රසායනික විශේෂ නිදහස් රැඩිකලුන් ලෙස හැඳින්වේ. ඒවාට පර චුම්භකත්වය සහ ඉහළ ප්‍රතික්‍රියාශීලීත්වයක් ඇත. දේශීයකරණය නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝන සහිත අකාබනික රැඩිකලුන්, උදා. . එන්, . NH 2 සාමාන්‍යයෙන් කෙටි කාලීන වේ. ඒවා ඡායාරූප විච්ඡේදනය, විකිරණ විච්ඡේදනය, පයිෙරොලිසිස් සහ විද්යුත් විච්ඡේදනය තුළ පිහිටුවා ඇත. ඒවා ස්ථාවර කිරීම සඳහා අඩු උෂ්ණත්වයන් භාවිතා වේ. කෙටි කාලීන රැඩිකලුන් බොහෝ ප්රතික්රියා වල අතරමැදි අංශු වේ.

Fig.1. H හි ඉලෙක්ට්‍රෝන ඝනත්වයේ සමෝච්ඡ රූප සටහන් 2 +

දේශන අංක 4. අණුක කක්ෂීය ක්රමය පිළිබඳ සංකල්පය. ද්විමය සමජාතීය අණු සඳහා අණුක කක්ෂවල ශක්ති රූප සටහන්. σ - සහ π - අණුක කාක්ෂික. Dia - සහ paramagnetic අණු. අයනික බන්ධනය.

අන්තර් අණුක අන්තර්ක්‍රියා. හයිඩ්‍රජන් බන්ධනය.

සංයුජතා බන්ධන ක්‍රමය බොහෝ අණු සෑදීම සහ ව්‍යුහය ඉතා පැහැදිලිව පැහැදිලි කරයි, නමුත් එයට බොහෝ කරුණු පැහැදිලි කළ නොහැක, උදාහරණයක් ලෙස, අණුක අයන (H2 +, He2+) හෝ රැඩිකල් (CH3, NH2), ඉරට්ටේ සහිත අණු වල පරචුම්භකත්වය. අණුක කාක්ෂික ක්‍රමයේ (MOR) රාමුව තුළ පැහැදිලි කරන ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණන (O2, NO).

අණුක කක්ෂීය ක්රමය

Mulliken සහ Hund විසින් වර්ධනය කරන ලද අණුක කක්ෂීය ක්‍රමය පදනම් වී ඇත්තේ අණුවක ඇති සෑම ඉලෙක්ට්‍රෝනයක්ම අණුව සාදන පරමාණුවල සියලුම න්‍යෂ්ටීන් සහ ඉලෙක්ට්‍රෝන ක්ෂේත්‍රයේ පවතින බවත් එහි තත්වය තරංග ශ්‍රිතයක් මගින් සංලක්ෂිත වේ යන උපකල්පනය මතය. , අණුක කාක්ෂිකයක් ලෙස හැඳින්වේ. එක් එක් MO තරංග ශ්‍රිතයකට අනුරූප වන අතර එය කිසියම් ශක්තියක ඉලෙක්ට්‍රෝන අණුවෙහි වාසය කිරීමට බොහෝ දුරට ඉඩ ඇති කලාපය සංලක්ෂිත වේ. පරමාණුක s-, p-, d-, f- කාක්ෂික අණුක σ-, π-, δ-, ... කාක්ෂික වලට අනුරූප වේ, ඒවා පිරවීම Pauli මූලධර්මය, Hund ගේ නියමය සහ අවම මූලධර්මය අනුව සිදු වේ. බලශක්ති.

අණුක කක්ෂයක් (MO) සෑදීමේ සරලම ක්‍රමය වේ

පරමාණුක කක්ෂවල රේඛීය සංයෝජනය (AO) (LCAO - MO ක්රමය).

A සහ B පරමාණුක න්‍යෂ්ටීන් දෙකක ක්ෂේත්‍රයේ එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් තිබේ නම්, එය එක් න්‍යෂ්ටියක හෝ අනෙක් න්‍යෂ්ටියක ස්ථානගත කළ හැකි අතර, එහි තත්වය a මගින් සෑදෙන Ψ සහ Ψ * අණුක කාක්ෂික දෙකකින් විස්තර කළ හැක. පරමාණුක කක්ෂවල රේඛීය සංයෝජනය:

Ψ = Ψ A + Ψ B සහ Ψ * = Ψ A – Ψ B

අණුක කාක්ෂිකයක් න්‍යෂ්ටි අතර කලාපයේ ඉලෙක්ට්‍රෝන ඝනත්වය වැඩිවීමට අනුරූප වන අතර එමඟින් ඒවායේ ආකර්ෂණය වැඩි කරයි නම් බන්ධන Ψ ලෙසද, න්‍යෂ්ටීන් අතර ඉලෙක්ට්‍රෝන ඝනත්වය අඩු වී න්‍යෂ්ටිය පිටුපසින් වැඩි වුවහොත් ප්‍රතිබන්ධන Ψ * ලෙසද හැඳින්වේ. න්යෂ්ටීන්ගේ විකර්ෂණය වැඩිවීමට සමාන වේ. බන්ධන MO හි ශක්තිය මුල් AO හි ශක්තියට වඩා අඩු වන අතර ප්‍රතිබන්ධන MO හි ශක්තිය මුල් පරමාණුක කාක්ෂිකයේ ශක්තියට වඩා වැඩි වේ.

රූපයේ. රූප සටහන 1 බන්ධන Ψ හි ඉලෙක්ට්‍රෝන ඝනත්වයේ සමෝච්ඡ රූප සටහන් පෙන්වයි

(a) සහ H2 + අංශුවෙහි ප්‍රති බන්ධන Ψ * (b) අණුක කාක්ෂික.

MBC හි මෙන්, බන්ධන රේඛාවට සාපේක්ෂව අණුක කාක්ෂිකවල සමමිතිය σ - MO, බන්ධන රේඛාවට ලම්බකව දිශාවට, - π - MO ගොඩනැගීමට හේතු වේ.

d-කාක්ෂික අතිච්ඡාදනය වන විට, δ- කාක්ෂික සෑදේ

රූපයේ. විවිධ පරමාණුක කාක්ෂික සංයෝගයක් සහිත σ - බන්ධන සහ σ - ප්රතිබන්ධන MOs සෑදීම රූප සටහන 2 හි දැක්වේ; Fig. 3, පිළිවෙලින්, π -MO සහ π* -MO.

s කාක්ෂිකවල අතිච්ඡාදනය අණුක කාක්ෂික දෙකක් සෑදීමට මග පාදයි: σs බන්ධනය සහ σ * s ප්‍රතිබන්ධනය.

p-කාක්ෂිකවල අතිච්ඡාදනය විවිධ සමමිතික අණුක කාක්ෂික හයක් සෑදීමට හේතු වේ. බන්ධන රේඛාව ඔස්සේ යොමු කරන ලද අන්තර්ක්‍රියාකාරී පරමාණුවල p-කාක්ෂික දෙකකින්, උදාහරණයක් ලෙස X අක්ෂය, බන්ධන σ p z - සහ ප්‍රතිබන්ධන σ* p z - කාක්ෂික සෑදී ඇත්තේ Z සහ Y අක්ෂ ඔස්සේ - πр z - සහ πp y - බන්ධනය සහ π * р z - සහ π* p y - ප්රතිබන්ධන MOs.

ඉලෙක්ට්‍රෝන මගින් MOs හි ජනගහනය සිදු වන්නේ Pauli මූලධර්මය, අවම ශක්තියේ මූලධර්මය සහ Hund ගේ නියමය අනුව ය.

සහල්. 2. σ - බන්ධන සහ σ - ප්රතිබන්ධන අණුක කාක්ෂික සෑදීම

එකම වර්ගයේ කාක්ෂික සඳහා, කක්ෂීය අතිච්ඡාදනය කලාපයේ විශාලත්වය σ > π > δ අනුපිළිවෙලෙහි අඩු වන නිසා, AO වලින් MOs සෑදීමේදී ශක්ති මට්ටම් බෙදීම එම අනුපිළිවෙලටම අඩු වේ (රූපය 4. ), එය පිරවුම් අනුපිළිවෙලෙහි වෙනසක් ඇති කරයි σр - සහ π යනු අණු වල MOs වේ.

යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්රෝනඑකම භ්‍රමණය අගයන් සමඟ, උදාහරණයක් ලෙස B, C, N සහ ඒවායේ ඉලෙක්ට්‍රොනික ප්‍රතිසම, MO පිරවීමේ අනුපිළිවෙල පහත පරිදි වේ:

σ(1s)< σ* (1s) < σ(2s) < σ* (2s) < π (2pz )= π (2py ) < σ(2px ) < π* (2pz )= π* (2py ) < σ* (2px )....

සහල්. 3. π - බන්ධන සහ π - ප්රතිබන්ධන අණුක කාක්ෂික සෑදීම

සහල්. 4. σ > π > δ ශ්‍රේණියේ ශක්ති මට්ටම් බෙදීමේ මට්ටම අඩු වීම

පරමාණුවල p - උප මට්ටම් පුරවා ඇති දෙවන සහ පසු කාල පරිච්ඡේදවල සම න්‍යෂ්ටික ද්වි පරමාණුක අණු සඳහා යුගල ඉලෙක්ට්රෝනප්‍රති-සමාන්තර භ්‍රමණ අගයන් සමඟ, උදාහරණයක් ලෙස (O - Ne) සහ ඒවායේ ඉලෙක්ට්‍රොනික ප්‍රතිසම, MO පිරවීමේ අනුපිළිවෙල තරමක් වෙනස් වේ:

σ(1s)< σ* (1s) < σ(2s) < σ* (2s) < σ(2px ) < π (2pz )= π (2py ) < π* (2pz )= π* (2py ) < σ* (2px )....

අණුවක ඉලෙක්ට්‍රොනික වින්‍යාසය ශක්ති රූප සටහනක් හෝ ඉලෙක්ට්‍රෝන සූත්‍රයක් ලෙස නිරූපණය කළ හැක.

රූපයේ. රූප සටහන 5 හි දැක්වෙන්නේ හයිඩ්‍රජන් අණු H2 සඳහා අණුක කාක්ෂිකවල ශක්ති රූප සටහනයි, එහි ඉලෙක්ට්‍රොනික සූත්‍රය පහත පරිදි ලියා ඇත: [σ(1s)]2 හෝ (σ 1s)2.

සහල්. 5. H 2 අණුවේ ශක්ති රූප සටහන

බන්ධන අණුක කාක්ෂික σ 1s පිරවීම න්යෂ්ටි අතර ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය වැඩි කිරීමට හේතු වන අතර H2 අණුවේ පැවැත්ම තීරණය කරයි.

MO ක්‍රමය මගින් අණුක හයිඩ්‍රජන් අයන H2 + හි පැවැත්මේ හැකියාව සහ He2 අණුවේ පැවැත්මේ නොහැකියාව සනාථ කරයි, මන්ද යත් අවසාන අවස්ථාවේ දී ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකකින් බන්ධන සහ ප්‍රති බන්ධන σ 1s කාක්ෂික පිරවීමෙන් හුදකලා පරමාණුවල ශක්තිය වෙනස් කිරීම: [(σ 1s )2 (σ *1s )2 ] (රූපය 6). එබැවින් He2 අණුව නොපවතී.

සහල්. 6. He2 අණුවේ පැවැත්මේ නොහැකියාව තහවුරු කරන ශක්ති රූප සටහන

රූපයේ. රූප සටහන 7 හි දැක්වෙන්නේ A2 වර්ගයේ ද්වි පරමාණුක සමලිංගික අණු සඳහා දෙවන ශක්ති මට්ටමේ s - සහ p -කාක්ෂික අතිච්ඡාදනය වීමෙන් සෑදෙන අණුක කාක්ෂිකවල ශක්ති රූප සටහනයි.

ඊතල මගින් බන්ධන π π (2py) සහ π π (2pz) වන යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝන (B2, C2, N2) පුරවා ඇති පරමාණු මගින් සාදන ලද අණුවල MOs පිරවීමේ අනුපිළිවෙලෙහි වෙනස පෙන්වයි. σ (2px) ට පහළින් පිහිටා ඇති අතර යුගල කරන ලද ඉලෙක්ට්‍රෝන (O2, F2, Ne2), ඒ සඳහා බන්ධන πbv (2py) සහ πbv (2pz) σbv (2px) ට ඉහළින් පිහිටා ඇත.

සහල්. 7. 2 වන කාල පරිච්ඡේදයේ සම න්‍යෂ්ටික අණු සඳහා MOs වල ශක්ති රූප සටහන (ඊතල මගින් බන්ධන σ- සහ π-MOs පිරවීමේ අනුපිළිවෙලෙහි වෙනස පෙන්වයි)

MMO හි භාවිතා වන සංකල්පය බන්ධන අනුපිළිවෙලයි, එය බන්ධන MOs හි ඉලෙක්ට්‍රෝන සංඛ්‍යාව සහ ප්‍රතිබන්ධන MOs මත ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන සංඛ්‍යාව අතර වෙනස ලෙස අර්ථ දැක්වේ, එය බන්ධනය සාදන පරමාණු සංඛ්‍යාවෙන් බෙදනු ලැබේ.

අණු. උච්ච වායු මොනාටොමික් අණු ස්වරූපයෙන් පවතින බව දන්නා කරුණකි. ඉලෙක්ට්‍රෝන සමඟ අණුක කාක්ෂික ජනනය කිරීම සඳහා එකම රීති භාවිතා කිරීම

හුදකලා පරමාණු (Pauli මූලධර්මය, අවම ශක්ති මූලධර්මය සහ Hund ගේ නියමය) තුළ පරමාණුක කාක්ෂික පිරවීමෙන්, ද්වි පරමාණුක අණු වල ඉලෙක්ට්‍රොනික ව්‍යුහය, උදාහරණයක් ලෙස N2 සහ O2, තීරණය කළ හැක.

අපි භූමි තත්ත්‍වයේ ඇති පරමාණුවල ඉලෙක්ට්‍රොනික වින්‍යාසය ලියන්නෙමු:

O2 : O +O → O2

රූපයේ. 8 රූපය ඔක්සිජන් අණුවක් සෑදීමේ ශක්ති රූප සටහන පෙන්වයි.

Fig.8. ඔක්සිජන් අණුවක ශක්ති රූප සටහන

O2 අණුවේ, සමාන්තර භ්‍රමණයක් සහිත ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් දෙකක් මත අවසන් වේ

පරිහානිය (එකම ශක්තියෙන්) * -ප්‍රතිබන්ධන අණුක කාක්ෂික. යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝන පැවතීම ඔක්සිජන් අණුවේ පර චුම්භක ගුණාංග තීරණය කරයි, ඔක්සිජන් ද්‍රව තත්වයට සිසිල් කළහොත් එය විශේෂයෙන් කැපී පෙනේ.

ආරෝපණ අභ්‍යන්තර චලනය හේතුවෙන් පර චුම්භක අණු වලට තමන්ගේම චුම්භක මොහොතක් ඇත. බාහිර චුම්බක ක්ෂේත්‍රයක් නොමැති විට, අණු වල චුම්භක අවස්ථා අහඹු ලෙස දිශානතියට පත් වේ, එබැවින් ඒවා නිසා ඇතිවන චුම්බක ක්ෂේත්‍රය ශුන්‍ය වේ. ද්රව්යයක සම්පූර්ණ චුම්බක මොහොත ද ශුන්යයට සමාන වේ.

ද්‍රව්‍යයක් බාහිර චුම්බක ක්ෂේත්‍රයක තැන්පත් කර ඇත්නම්, එහි බලපෑම යටතේ අණු වල චුම්භක අවස්ථා එක් දිශාවකට ප්‍රමුඛ දිශානතියක් ලබා ගන්නා අතර ද්‍රව්‍යය චුම්භක වේ - එහි සම්පූර්ණ චුම්බක මොහොත ශුන්‍ය නොවේ.

ඩයමැග්නටික් අණු වලට තමන්ගේම චුම්බක අවස්ථා නොමැති අතර, චුම්බක ක්ෂේත්‍රයකට හඳුන්වා දුන් විට, දුර්වල ලෙස චුම්භක වේ.

Paramagnetic යනු ඉලෙක්ට්‍රෝන ඔත්තේ සංඛ්‍යාවක් සහිත රසායනික අංශු වලින් සමන්විත සියලුම ද්‍රව්‍ය වේ, උදාහරණයක් ලෙස, NO අණුව, අණුක අයන N2 +, N2 -, ආදිය.

බොහෝ ද්‍රව්‍යවල අණුවල ඉලෙක්ට්‍රෝන ඉරට්ටේ සංඛ්‍යාවක් අඩංගු වේ diamagnetic ගුණ(N2, CO).

ඉලෙක්ට්‍රෝන ඉරට්ටේ සංඛ්‍යාවක් අඩංගු ඔක්සිජන් සහ බෝරෝන් අණුවල පරම චුම්භක ගුණාංග පිළිබඳ පැහැදිලි කිරීමක් MMO පදනම මත ලබා දී ඇත. O2 අණුවෙහි *-බන්ධන අණුක කාක්ෂිකවල යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් ඇත, B2 අණුවට *-බන්ධන අණුක කාක්ෂිකවල යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් ඇත (වගුව 1 බලන්න).

බාහිර කක්ෂවල යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝන ඇති රසායනික විශේෂ නිදහස් රැඩිකලුන් ලෙස හැඳින්වේ. ඒවාට පර චුම්භකත්වය සහ ඉහළ ප්‍රතික්‍රියාශීලීත්වයක් ඇත. දේශීයකරණය නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝන සහිත අකාබනික රැඩිකලුන්, උදාහරණයක් ලෙස (.H), (.NH2), සාමාන්‍යයෙන් කෙටි කාලීන වේ. ඒවා සෑදී ඇත්තේ ප්‍රභා විච්ඡේදනය අතරතුර,

විකිරණ විච්ඡේදනය, pyrolysis, විද්යුත් විච්ඡේදනය. ඒවා ස්ථාවර කිරීම සඳහා අඩු උෂ්ණත්වයන් භාවිතා වේ. කෙටි කාලීන රැඩිකලුන් බොහෝ ප්‍රතික්‍රියා වල අතරමැදි අංශු වේ, විශේෂයෙන් දාම සහ උත්ප්‍රේරක.

එක් ඉලෙක්ට්‍රෝන හයක අතිරික්තයක් ඇති N2 අණුවේ බන්ධන අනුපිළිවෙල

MO ක්‍රමයේ රසායනික බන්ධන අනුපිළිවෙල සංකල්පය BC ක්‍රමයේ බන්ධන ගුණ කිරීමේ සංකල්පය සමඟ සමපාත වේ (O2 - ද්විත්ව බන්ධන, N2 - ත්‍රිත්ව බන්ධන). බැඳුම්කර අනුපිළිවෙලෙහි විශාලත්වය බැඳුම්කරයේ ශක්තියට බලපායි. බන්ධන අනුපිළිවෙල වැඩි වන තරමට බන්ධන ශක්තිය වැඩි වන අතර එහි දිග කෙටි වේ.

වගුවේ පළමු සහ දෙවන කාල පරිච්ඡේදවල සම න්‍යෂ්ටික අණු සඳහා ඉලෙක්ට්‍රොනික වින්‍යාස සහ බන්ධන ලක්ෂණ රූප සටහන 1 හි දැක්වේ. වගුවෙන් දැකිය හැකි පරිදි, B2 - C2 - N2 ශ්‍රේණියේ බන්ධන අනුපිළිවෙල වැඩි වීමත් සමඟ ශක්තිය වැඩි වන අතර බන්ධන දිග අඩු වේ.

වගුව 1. ඉලෙක්ට්‍රොනික වින්‍යාස කිරීම් සහ පළමු සහ දෙවන කාල පරිච්ඡේදවල අණු වල සමහර ගුණාංග

ML ක්‍රමය මඟින් නිඛිල නොවන සන්නිවේදන ඇණවුම් අගයන් ලබා දේ. මෙය සිදු වන්නේ අණුක අයන වල, උදාහරණයක් ලෙස, අණුක අයන H2 + හි, ඒ සඳහා n = 0.5.

ඔක්සිජන් වල අණු සහ අණුක අයන වල උදාහරණ භාවිතා කරමින් අනුපිළිවෙල, ශක්තිය සහ බන්ධන දිග වෙනස්වීම් වල ක්‍රමවත්ව සොයා ගත හැක.

ඔක්සිජන් අණුවේ ඉලෙක්ට්‍රොනික වින්‍යාසය සහ බන්ධන අනුපිළිවෙල වගුවේ දක්වා ඇත. 1. අණුක ඔක්සිජන් අයන වල ඉලෙක්ට්‍රොනික වින්‍යාස සහ බන්ධන අනුපිළිවෙල

සියලුම අංශු යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝන ඇති අතර පර චුම්භක ගුණ පෙන්වයි. සමාන සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන සංඛ්‍යාවක් ඇති අණු ලෙස හැඳින්වේ

isoelectronicඅංශු. මේවාට මුළු ඉලෙක්ට්‍රෝන 14ක් ඇති CO සහ N2 අණු ඇතුළත් වේ; අණුක අයන N2+ සහ ඉලෙක්ට්‍රෝන 13ක් සහිත CN අණුවක්. IMO විසින් isoelectronic අංශු සඳහා එකම පිරවුම් අනුපිළිවෙල පවරයි

අණුක කාක්ෂික ඉලෙක්ට්‍රෝන, එකම බන්ධන අනුපිළිවෙල, අණු වල භෞතික ගුණාංගවල සමානතාවය පැහැදිලි කරයි.

AB වර්ගයේ විෂම න්‍යෂ්ටික අණුවක් සෑදෙන විට, විවිධ පරමාණු දෙකක කාක්ෂික සංයෝගයක් අණුවක් සෑදීමට තුඩු දෙයි, එය කළ හැක්කේ ඉලෙක්ට්‍රෝන ශක්තීන් සමීප වන විට පමණක් වන අතර ඉහළ විද්‍යුත් සෘණතාවයක් ඇති පරමාණුවක කාක්ෂික සෑම විටම පහළින් පිහිටා ඇත. බලශක්ති රූප සටහන මත.

රූපයේ. CO අණුවක් සෑදීම සඳහා ශක්ති රූප සටහනක් රූප සටහන 9 පෙන්වයි.

ඔක්සිජන් පරමාණුවේ 2p ඉලෙක්ට්‍රෝන හතරක් සහ කාබන් පරමාණුවේ 2p ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් π - සහ σ - MOs බන්ධනයට යයි. සම්බන්ධක පරමාණු වල 2p ඉලෙක්ට්‍රෝන වල ශක්තිය සමාන නොවේ: ඔක්සිජන් පරමාණුවට කාබන් පරමාණුවට සාපේක්ෂව වැඩි න්‍යෂ්ටික ආරෝපණයක් සහ විද්‍යුත් සෘණතාවයක් ඇත, එබැවින් ඔක්සිජන් පරමාණුවේ ඇති 2p ඉලෙක්ට්‍රෝන න්‍යෂ්ටිය මගින් වඩාත් ප්‍රබල ලෙස ආකර්ෂණය වන අතර ඒවායේ පිහිටීම බලශක්ති රූප සටහන කාබන් පරමාණුවේ 2p කක්ෂයට සාපේක්ෂව අඩු ශක්තියකට අනුරූප වේ. බන්ධනයක් සෑදීමට සම්බන්ධ ඉලෙක්ට්‍රෝන හයම බන්ධන MO තුනක් මත පිහිටා ඇත; එබැවින්, බන්ධන ගුණය තුනක් වන අතර, එය නිදහස් නයිට්‍රජන් සහ කාබන් මොනොක්සයිඩ් (II) (වගුව 2) වල ගුණාංගවල සැලකිය යුතු සමානකම පැහැදිලි කරයි.

සහල්. 9. CO අණුවක් සෑදීම සඳහා බලශක්ති යෝජනා ක්රමය

වගුව 2. CO සහ N2 අණුවල සමහර භෞතික ගුණාංග

සංයුජ නොවන රසායනික බන්ධන වර්ග

අයනික බන්ධනය.

අන්තර්ක්‍රියා කරන පරමාණුවල විද්‍යුත් සෘණතාවයේ වෙනස ඒකක දෙකකට වඩා වැඩි වූ විට, සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝනවල විස්ථාපනය කෙතරම් විශාලද යත්, ආරෝපිත අංශු - කැටායන සහ ඇනායන සෑදීමත් සමඟ ඒවා එක් පරමාණුවකින් තවත් පරමාණුවකට සංක්‍රමණය වීම ගැන කතා කළ හැකිය. විද්‍යුත් ස්ථිතික නියමයන්ට අනුව මෙම අංශු එකිනෙකා සමඟ අන්තර් ක්‍රියා කරයි. මෙම අවස්ථාවේ දී ඇති වන බන්ධනය අයනික ලෙස හැඳින්වේ. අයනික බන්ධන සහිත සංයෝග සැලකිය යුතු ය

සහසංයුජ බන්ධනයක් සහිත සංයෝගවලට වඩා අඩු පොදු, ඒවා ස්ඵටික තත්වයක සාමාන්‍ය තත්ව යටතේ පවතින ද්‍රව්‍යවල ලක්ෂණ වන අතර උණු කළ හෝ විසුරුවා හරින ලද තත්වයක අයනික සන්නායකතාවක් ඇත. අයනික බන්ධන සහිත සංයෝගවලට, පළමුව, සාමාන්‍ය ලවණ ඇතුළත් වේ - අයනික ස්ඵටික දැලිසක් සහිත ක්ෂාර ලෝහ හේලයිඩ. අයනික අණු පවතින්නේ අයනික සංයෝගවල වාෂ්පවල ඉහළ උෂ්ණත්වවලදී පමණි.

අයන බන්ධනය, සහසංයුජ බන්ධනය මෙන් නොව, දිශානුගත නොවේ, මන්ද අයන ගෝලාකාර සමමිතික බල ක්ෂේත්‍ර සාදන බැවින්, සංතෘප්ත බවක් නැත, බන්ධන කලාපයේ ඉලෙක්ට්‍රෝන ඝනත්වය වැඩි වීමක් දක්නට නොලැබෙන බැවින් ප්‍රතිවිරුද්ධ සලකුණෙහි අයනවල අන්තර්ක්‍රියා විවිධ දිශාවලට සිදුවන බැවින්, delocalized වේ.

අයනික බන්ධන විද්‍යුත් ස්ථිතික ආකෘතිය එහි ගොඩනැගීම ප්‍රතිවිරුද්ධ ආරෝපිත අයනවල අන්තර්ක්‍රියා ලෙස සලකයි, ඒ සෑම එකක්ම සංලක්ෂිත වේ

AB අණුවක් සෑදීමේ ශක්තිය ශක්තීන් කිහිපයක වීජීය එකතුව ලෙස අර්ථ දැක්විය හැක: Az+ සහ Bz- අයන වල ආකර්ෂණ ශක්තිය, අයන වල විකර්ෂණ ශක්තිය, B පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්‍රෝන සම්බන්ධතා ශක්තිය සහ පරමාණුවේ අයනීකරණ ශක්තිය ඒ.

අණුවක අයන, n - සාමාන්යයෙන් ආකර්ෂණීය ශක්තියෙන් 10% ක් වන විකර්ෂක ශක්තියේ කොටස සැලකිල්ලට ගනී, E B - පරමාණු B හි ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධතා ශක්තිය, I A - A පරමාණුක අයනීකරණ ශක්තිය.

වායුමය KCl අණුව සඳහා, ධ්රැවීකරණය සැලකිල්ලට නොගෙන E AB ශක්තිය ගණනය කරන ලදී

අයන: d = 2.67·10-10 eV, E Cl = 3.61 eV, I K = 4.34 eV සහ බන්ධන ශක්තිය E බන්ධනයට සමාන වේ = -E AB = 4.06 eV ~ 391 kJ..

KCl අණුවේ පර්යේෂණාත්මකව තීරණය කරන ලද අයනීකරණ ශක්තිය 422 kJ/mol වේ.

වායූන්, ද්‍රව සහ ස්ඵටික වලදී, සෑම අයනයක්ම ප්‍රතිවිරුද්ධ ආරෝපණ වැඩිම අයන සංඛ්‍යාවකින් වට වීමට නැඹුරු වේ.

අභ්‍යවකාශයේ අයනවල පිහිටීම තීරණය වන්නේ ඒවායේ අරයවල අනුපාතය අනුව ය. කැටායන අරය සහ ඇනායන අරය අතර අනුපාතය තිබේ නම්

r + /r - = 0.41-0.73, එවිට ප්රතිවිරුද්ධ ආරෝපණ අයන හයක් මධ්යම පරමාණුව වටා සම්බන්ධීකරණය කර ඇත - කැටායන හෝ ඇනායන. මෙම සම්බන්ධීකරණය අෂ්ටක ලෙස හැඳින්වේ, සහ ස්ඵටික දැලිස් වර්ගය NaCl වර්ගය ලෙස නම් කර ඇත.

කැටායන අරය සහ ඇනායන අරය අතර අනුපාතය තිබේ නම්

r + /r - = 0.73-1.37, එවිට ප්රතිවිරුද්ධ ආරෝපණ අයන අටක් මධ්යම පරමාණුව වටා සම්බන්ධීකරණය කර ඇත - කැටායන හෝ ඇනායන. මෙම සම්බන්ධීකරණය cubic ලෙස හඳුන්වනු ලබන අතර, CsCl වර්ගය ලෙස නම් කර ඇත්තේ ස්ඵටික දැලිස් වර්ගයයි.

අයන එකිනෙකා වෙත ළඟා වන විට, ඒවායේ ගෝලාකාර ඉලෙක්ට්‍රෝන කවච විකෘති වී ඇති අතර, එමඟින් විද්‍යුත් ආරෝපණය විස්ථාපනය වීමට සහ අංශුවෙහි ප්‍රේරිත විද්‍යුත් ව්‍යවර්ථයක් දිස් වේ. මෙම සංසිද්ධිය ලෙස හැඳින්වේ අයන ධ්රැවීකරණය. අයන ධ්‍රැවීකරණය යනු අයනවල ධ්‍රැවීකරණය හා ඒකාබද්ධ කරන ද්වි-මාර්ග ක්‍රියාවලියකි ධ්රැවීකරණ බලපෑම, අයනයේ ඉලෙක්ට්‍රොනික ව්‍යුහය, ආරෝපණය සහ ප්‍රමාණය අනුව. නිෂ්ක්‍රීය වායු වින්‍යාසයක් (ns 2 np 6) සහිත අයන සඳහා ධ්‍රැවීකරණය අවම වේ, ඒ සමඟම විශාලතම ධ්‍රැවීකරණ බලපෑම ඇත. d-මූලද්‍රව්‍ය අයනවල සැලකිය යුතු ධ්‍රැවීකරණය පැහැදිලි කරනු ලබන්නේ සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන විශාල සංඛ්‍යාවක් තිබීමෙන් වන අතර එහි ප්‍රතිඵලයක් ලෙස බන්ධනයේ සහසංයුජ සංරචකය වැඩි වේ.

ධ්‍රැවීකරණ බලපෑම ද්‍රව්‍යවල ගුණාංගවල බොහෝ වෙනස්කම් පැහැදිලි කරයි, උදාහරණයක් ලෙස, ක්ෂාරීය ක්ලෝරයිඩ් වලට සාපේක්ෂව ජලයේ රිදී ක්ලෝරයිඩ් දුර්වල ද්‍රාව්‍යතාව

ලෝහ, ද්රවාංක උෂ්ණත්වවල වෙනස්කම්, උදාහරණයක් ලෙස, Tm, AgCl = 4550 C, Tm, NaCl = 8010 C. අයන වල ඉලෙක්ට්රොනික වින්යාසය: Ag+ - 4d 10 5s 0; Na+ - 3s 0 .

4d 10 ඉලෙක්ට්‍රෝන පැවතීම හේතුවෙන් Ag+ අයනයේ අඩු සමමිතික ඉලෙක්ට්‍රොනික වින්‍යාසය එහි ප්‍රබල ධ්‍රැවීකරණයට හේතු වන අතර එය පෙනුමට හේතු වේ.

NaCl හා සසඳන විට බන්ධනයේ දිශානුගත සහසංයුජ සංරචකය, එහි බන්ධනයේ අයනිකතාවයේ මට්ටම වැඩි වේ.

ලෝහ සම්බන්ධතාවය.

ලෝහවල වැදගත්ම ගුණාංගය වන්නේ ඉහළ විද්යුත් සන්නායකතාවයි, උෂ්ණත්වය වැඩි වීමත් සමඟ අඩු වේ. ලෝහ පරමාණු අනෙකුත් මූලද්‍රව්‍යවල පරමාණුවලට වඩා වෙනස් වන්නේ ඒවායේ බාහිර ඉලෙක්ට්‍රෝන සාපේක්ෂව දුර්වල ලෙස අල්ලාගෙන සිටීමයි. එබැවින්, ලෝහයේ ස්ඵටික දැලිස් තුළ, මෙම ඉලෙක්ට්රෝන ඒවායේ පරමාණු වලින් ඉවත් වන අතර, ඒවා ධන ආරෝපිත අයන බවට පත් කරයි. "සමාජගත" ඉලෙක්ට්‍රෝන කැටායන අතර අවකාශයේ චලනය වන අතර ඒවා එකට තබා ගනී. ලෝහවල අන්තර් පරමාණුක දුර සහසංයුජ බන්ධන සහිත සංයෝගවලට වඩා වැඩිය. එවැනි සම්බන්ධතාවයක් ලෝහ ස්ඵටිකවල පමණක් නොව, ඒවායේ දියවීයාම සහ අස්ඵටික තත්වයේ පවතී. එය හැඳින්වේ

ලෝහමය, ලෝහවල ඉලෙක්ට්‍රොනික සන්නායකතාවය තීරණය කරයි.

ලෝහයක ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන එක් පරමාණුවක සිට තවත් පරමාණුවකට අහඹු ලෙස ගමන් කර ඉලෙක්ට්‍රෝන වායුවක් සාදයි. ධන ආරෝපිත ලෝහ අයන ස්ඵටික දැලිස් තුළ ඇති ස්ථානය වටා තරමක් කම්පනය වේ; ලෝහ රත් වූ විට, කැටායනවල කම්පන තීව්ර වන අතර ලෝහයේ විද්යුත් ප්රතිරෝධය වැඩි වේ. ඇතැම් පරමාණුවලට නොබැඳෙන නිදහස් ඉලෙක්ට්‍රෝන පැවතීම නිසා ලෝහ විද්‍යුත් ධාරාවේ සහ තාපයේ හොඳ සන්නායක වේ.

ලෝහවල අධික තාප සහ විද්‍යුත් සන්නායකතාවය, ප්ලාස්ටික් බව සහ සුමට බව, ලෝහමය දීප්තිය වැනි භෞතික ගුණාංග ඉලෙක්ට්‍රෝන වායුව යන සංකල්පය මත පදනම්ව පැහැදිලි කළ හැකිය.බොහෝ ලෝහවල ඉහළ ද්‍රවාංකයක් ඇති බැවින් ලෝහමය බන්ධනය තරමක් ශක්තිමත් ය.

ලෝහමය බන්ධනය පිළිබඳ වඩාත් දැඩි අර්ථකථනයක් අපට ලබා දීමට ඉඩ සලසයි අණුක කක්ෂීය ක්රමය. පරමාණුක කාක්ෂික දෙකක් අන්තර්ක්‍රියා කරන විට, අණුක කාක්ෂික දෙකක් සෑදෙන බව මතක තබා ගන්න: බන්ධන සහ ප්‍රති බන්ධනය. ශක්ති මට්ටම දෙකට බෙදී යයි. ලෝහ පරමාණු හතරක් එකවර අන්තර්ක්‍රියා කරන්නේ නම්, අණුක කාක්ෂික හතරක් සෑදේ. ස්ඵටිකයක අඩංගු N අංශුවල සමකාලීන අන්තර්ක්‍රියා සමඟ N අණුක කාක්ෂික සෑදී ඇති අතර N හි අගය සංඛ්‍යාව හා සැසඳිය හැකි දැවැන්ත අගයන් කරා ළඟා විය හැක.

Avogadro (6 1023). එකම උප මට්ටමේ පරමාණුක කාක්ෂික මගින් සාදනු ලබන අණුක කාක්ෂික කෙතරම් සමීපද යත්, ඒවා ප්‍රායෝගිකව ඒකාබද්ධ වී නිශ්චිත එකක් සාදයි.

බලශක්ති කලාපය (රූපය 10).

සහල්. 10. ස්ඵටිකයක බලශක්ති කලාපයක් සෑදීම

ලෝහමය සෝඩියම් උදාහරණය භාවිතා කරමින් ශක්ති කලාප සෑදීම සලකා බලමු.

වැඩ කරන වැඩසටහන.අණුක කක්ෂීය ක්රමය. අණුක කාක්ෂිකයක් යනු පරමාණුක කාක්ෂිකවල රේඛීය සංයෝගයකි. බන්ධන සහ ප්රතිබන්ධන අණුක කාක්ෂික සංකල්පය. සන්නිවේදන අනුපිළිවෙල. PSEM හි 1 වන සහ 2 වන කාල පරිච්ඡේදවල මූලද්‍රව්‍යවල අණුක කාක්ෂිකවල ශක්තිය වැඩි කිරීමේ අනුපිළිවෙල. අණු වල ඉලෙක්ට්‍රොනික සූත්‍ර. අණුක කාක්ෂික පිරවීමේ මූලධර්ම. diatomic homo- සහ heteronuclear අණු වල අණුක රූප සටහන්. අණු වල චුම්බක ගුණ (diamagnetism සහ paramagnetism).

සංයුජතා බන්ධන ක්‍රමය බොහෝ අවස්ථාවලදී රසායනික බන්ධනයක් සෑදීම පැහැදිලි කිරීමට සහ අණු වල ගුණ ගණනාවක් පුරෝකථනය කිරීමට ඉඩ සලසයි. එසේ වුවද, ක්‍රි.පූ ක්‍රමයේ දෘෂ්ටිකෝණයෙන් පැවැත්ම සහ ගුණ පැහැදිලි කළ නොහැකි බොහෝ සංයෝග දනී. වඩාත් බහුකාර්ය වේ අණුක කාක්ෂික (MO) ක්රමය.

BC ක්‍රමය පදනම් වී ඇත්තේ පරමාණු දෙකකට අයත් ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලයක් මගින් රසායනික බන්ධනයක් සෑදීමේ අදහස මතය. MO ක්‍රමයට අනුව, රසායනික බන්ධනයක් සාදන ඉලෙක්ට්‍රෝන අණුව සෑදෙන සියලුම පරමාණුවල න්‍යෂ්ටීන් මගින් ජනනය වන ක්ෂේත්‍රයේ චලනය වේ, i.e. ඉලෙක්ට්‍රෝන අණුවේ සියලුම පරමාණු වලට අයත් වේ. එබැවින් අණුක කාක්ෂික සාමාන්‍යයෙන් බහු කේන්ද්‍ර වේ.

MO ක්‍රමයට අනුව, රසායනික බන්ධනයක් සෑදීමට සහභාගී වන දී ඇති අණුවක සියලුම ඉලෙක්ට්‍රෝන අනුරූප අණුක කාක්ෂික හරහා බෙදා හරිනු ලැබේ. පරමාණුක කාක්ෂිකයක් වැනි සෑම අණුක කාක්ෂිකයක්ම එහිම ක්වොන්ටම් සංඛ්‍යා සමූහයකින් සංලක්ෂිත වේ.

මුල් පරමාණුක කාක්ෂික එකතු කිරීම හෝ අඩු කිරීම මගින් අණුක කාක්ෂික ලබා ගනී. පරමාණුක කාක්ෂික ψ A සහ ​​ψ B වලින් MO සෑදී ඇත්නම්, ඒවා එකතු කළ විට, MO ψ + දිස්වන අතර, අඩු කළ විට, ψ -:

ψ + = c 1 ψ A + c 2 ψ B,

ψ - = 3 ψ A සිට - 4 ψ B සිට,

c 1 - c 4 යනු MO හි අනුරූප පරමාණුක කාක්ෂිකයේ සහභාගීත්වයේ කොටස තීරණය කරන සංගුණක වේ.

මෙම මෙහෙයුම හැඳින්වේ පරමාණුක කක්ෂවල රේඛීය සංයෝජනය, එබැවින් ක්රමය ලෙස හැඳින්වේ MO LCAO(අණුක කාක්ෂිකයක් යනු පරමාණුක කාක්ෂිකවල රේඛීය සංයෝගයකි). පිහිටුවන ලද MOs ගණන ආරම්භක AO ගණනට සමාන වේ. අණුක කාක්ෂික සෑදෙන්නේ සමාන ශක්තීන් සහිත පරමාණුක කාක්ෂික වලින් පමණි. ආරම්භක AO වල ශක්තියේ විශාල වෙනස්කම් MOs සෑදීම වළක්වයි. අභ්‍යන්තර ශක්ති මට්ටම්වල කක්ෂ MOs සෑදීමට සහභාගී නොවේ.

එකට එකතු වූ විට, AO සෑදී ඇත බන්ධන MOsමුල් AO ට වඩා අඩු ශක්තියක් සහිතව. AO අඩු කිරීම ගොඩනැගීමට මග පාදයි MO ලිහිල් කිරීම, මුල් AO හා සසඳන විට ඉහළ ශක්තියක් තිබීම. 1s පරමාණුක කාක්ෂික වලින් බන්ධන සහ ප්රතිබන්ධන MOs සෑදීමේ රූප සටහනක් රූපයේ දැක්වේ. 6.11.

MOs මත පිහිටන ඉලෙක්ට්‍රෝන ක්වොන්ටම් අංක හතරකින් සංලක්ෂිත වේ

n - ප්රධාන ක්වොන්ටම් අංකය;

l - කක්ෂීය ක්වොන්ටම් අංකය;

සහල්. 6.11. බන්ධන (σ1s) සහ ප්‍රතිබන්ධන (σ*1s) අණුක කාක්ෂික සෑදීමේ යෝජනා ක්‍රමය

λ - අණුක ක්වොන්ටම් අංකය, චුම්බක ක්වොන්ටම් අංකයට සමාන m l; අගයන් 0 ගත හැක; ±1;±2, පිළිවෙලින් σ, π, δ අක්ෂර වලින් දැක්වේ;

m s - කැරකෙන ක්වොන්ටම් අංකය.

ඉලෙක්ට්‍රෝන සමඟ අණුක කාක්ෂික පිරවීම අවම ශක්තියේ මූලධර්මය සහ හුන්ඩ්ගේ නියමය වන Pauli මූලධර්මයට යටත් වේ.

MO ශක්ති වැඩි කිරීමේ අනුපිළිවෙල, i.e. 2 වන කාල පරිච්ඡේදයේ ආරම්භයේ ඇති මූලද්‍රව්‍ය සඳහා පිරවුම් අනුපිළිවෙලට (නයිට්‍රජන් ඇතුළුව) පෝරමය ඇත

σ1s<σ*1s<σ2s<σ*2s<π2p х =π2p z <σ2p y < π*2p х =π*2p z <σ*2p y ,

සහ 2 වන කාල සීමාව අවසානයේ ඇති මූලද්‍රව්‍ය සඳහා (O, F, Ne) -

σ1s<σ*1s<σ2s<σ*2s< σ2p y <π2p х =π2p z < π*2p х =π*2p z <σ*2p y .

බන්ධන (N බන්ධන) සහ ප්‍රතිබන්ධන (N p) කාක්ෂික ඉලෙක්ට්‍රෝන සංඛ්‍යාවේ අර්ධ වෙනස ලෙස හැඳින්වේ. නියෝග(බහුකම්) සම්බන්ධතා n:

n>0 නම් අණුවක් සෑදේ, i.e. බන්ධනයක් යුගලයකින් පමණක් නොව එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයකින් ද සෑදිය හැකි අතර, එබැවින් බන්ධන අනුපිළිවෙල පූර්ණ සංඛ්‍යාවක් පමණක් නොව භාගික සංඛ්‍යාවක් ද විය හැකිය. අනුපිළිවෙල වැඩි වන විට, බන්ධන ශක්තිය වැඩි වේ.

1 වන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්‍රව්‍යවල ඩයටොමික් සමජාතීය අණු. සරලම අණුව වන්නේ අණුක අයනයයි. අවම ශක්තියේ මූලධර්මය අනුව, අණුවේ එකම ඉලෙක්ට්රෝනය σ1s MO හි පිහිටා ඇත. එබැවින්, අණුක අයනයේ ඉලෙක්ට්‍රොනික සූත්‍රය මෙසේ ලියනු ලැබේ

විද්‍යුත් සූත්‍රය ප්‍රස්ථාරික ලෙස නිරූපණය කළ හැක අණුක (ශක්ති) රූප සටහන(රූපය 6.12), පරමාණුක සහ අණුක රූප සටහන් වල සාපේක්ෂ ශක්තීන් සහ ඒවායේ ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණන පෙන්වයි.

අයනයේ බන්ධන අනුපිළිවෙල n=(1-0)/2=0.5 වේ, එබැවින්, මෙම අංශුව පැවතිය හැක.

සහල්. 6.12. අණුක රූප සටහන

අණුක අයනයකට එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ඇත, එය එසේ ය පර චුම්භක, i.e. චුම්බක ක්ෂේත්රයකට ඇද දමනු ලැබේ. යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝන ඇති සියලුම ද්‍රව්‍ය පර චුම්භක වේ.

හයිඩ්‍රජන් අණු H2 හි ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් අඩංගු වන අතර එහි ඉලෙක්ට්‍රොනික සූත්‍රය පහත පරිදි වේ.

H 2 [(σ1s) 2 ].

අණුක රූප සටහනෙන් (රූපය 6.13) එය හයිඩ්රජන් අණුවේ බන්ධන අනුපිළිවෙල එකකට සමාන වේ. H2 සිට සංක්‍රමණය වීමේදී බන්ධන අනුපිළිවෙල 0.5 සිට 1 දක්වා වැඩිවීමක් සමඟ බන්ධන ශක්තිය 236 සිට 436 kJ/mol දක්වා වැඩි වීමක් සහ බන්ධන දිග 0.106 සිට 0.074 nm දක්වා අඩු වේ.

H2 අණුවේ ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල වී ඇති අතර මේ හේතුව නිසා අණුක හයිඩ්‍රජන් diamagnetic, i.e. චුම්බක ක්ෂේත්රයෙන් පිටතට තල්ලු කරනු ලැබේ. ඩයමැග්නට් වලට යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝන අඩංගු නොවන සියලුම ද්‍රව්‍ය ඇතුළත් වේ.

Fig.6.13. H 2 හි අණුක රූප සටහන

1 වන කාල පරිච්ඡේදයේ දෙවන මූලද්‍රව්‍යය වන හීලියම්, MO ක්‍රමයේ සංකල්පවලට අනුකූලව, පර චුම්භක අණුක අයනයක් (n = 0.5) සෑදිය හැකි අතර, He 2 අණුව පැවතිය නොහැක. බන්ධන සහ ප්රතිබන්ධන අණුක කාක්ෂිකවල ඉලෙක්ට්රෝන සංඛ්යාව සමාන වන අතර බන්ධන අනුපිළිවෙල ශුන්ය වේ.

2 වන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්‍රව්‍යවල ඩයටොමික් සමජාතීය අණු. අපි උදාහරණයක් ලෙස ඔක්සිජන් අණුව ගනිමු. ඔක්සිජන් පරමාණු දෙකේ (2s 2 2p 4) පිටත මට්ටම් වලින් ඉලෙක්ට්‍රෝන දොළහක් පහත පරිදි අණුක කාක්ෂික පුරවනු ඇත:

O 2.

ඉලෙක්ට්‍රොනික සූත්‍රයේ K සංකේතය යන්නෙන් අදහස් කරන්නේ K මට්ටමේ ඉලෙක්ට්‍රෝන (1s 2) අණුක කාක්ෂික සෑදීමට සහභාගී නොවන බවයි. ඔක්සිජන් අණුවේ අණුක රූප සටහන රූපයේ දැක්වේ. 6.14. හුන්ඩ්ගේ නියමයට අනුව, π2p x සහ π2p z කාක්ෂිකවල ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් යුගල නොකළ අතර ඔක්සිජන් අණුව පරචුම්භක වන අතර එය පර්යේෂණාත්මකව තහවුරු වේ. සංයුජතා බන්ධන ක්‍රමයේ රාමුව තුළ ඔක්සිජන් හි පරම චුම්භකත්වය පැහැදිලි කළ නොහැකි බව සලකන්න. O 2 අණුවේ බන්ධන අනුපිළිවෙල n=(8-4)/2=2 වේ.

සහල්. 6.14. O 2 හි අණුක රූප සටහන

2 වන කාලපරිච්ඡේදයේ මූලද්‍රව්‍යවල ද්වි පරමාණුක සමලිංගික අණු වල බන්ධන අනුපිළිවෙල B 2 හි 1 සිට N 2 හි 3 දක්වා වැඩි වන අතර පසුව F 2 හි 1 දක්වා අඩු වේ. Be 2 සහ Ne 2 අණු සෑදීම කළ නොහැක්කකි, මන්ද මෙම අණු වල බන්ධන අනුපිළිවෙල ශුන්‍ය වේ.

2 වන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්‍රව්‍යවල ඩයටොමික් විෂම න්‍යෂ්ටික අණු. විවිධ පරමාණුවල පරමාණුක කාක්ෂික අණුක කාක්ෂික සඳහා විවිධ දායකත්වයක් සපයයි, හෝ, සමානව, සමීකරණවල i සමඟ සංගුණක

ψ + = c 1 ψ A + c 2 ψ B;

ψ - = 3 ψ A සිට - 4 ψ B සිට

එකකට සමාන නොවේ. වඩා විද්‍යුත් සෘණ මූලද්‍රව්‍යයක පරමාණුක කාක්ෂිකය බන්ධන කාක්ෂිකයට වැඩි දායකත්වයක් සපයන අතර ප්‍රති බන්ධන කක්ෂය පැමිණෙන්නේ වඩා විද්‍යුත් ධන මූලද්‍රව්‍යයක AO මගිනි. B පරමාණුව A පරමාණුවට වඩා විද්‍යුත් සෘණ නම්, c 2 > c 1, සහ c 3 > c 4. බන්ධන MOs වඩා විද්‍යුත් ඍණාත්මක පරමාණුවක AO ට ශක්තියෙන් සමීප වන අතර ප්‍රතිබන්ධන MOs වඩා විද්‍යුත් ධන පරමාණුවක AO ට සමීප වේ.

අපි උදාහරණයක් ලෙස CO අණුව ගනිමු. කාබන් සහ ඔක්සිජන් පරමාණු වල ඉලෙක්ට්‍රෝන දහයක් පහත පරිදි MO හි පිහිටයි:

ඒ නිසා.

CO අණුවේ බන්ධන අනුපිළිවෙල n=(8-2)/2=3 වේ. CO අණුව පර චුම්භක වේ. අණුක රූප සටහන රූපයේ දැක්වේ. 6.15.

සහල්. 6.15. CO හි අණුක රූප සටහන

ලෝහ සම්බන්ධතාවය

වැඩ කරන වැඩසටහන.ලෝහ සම්බන්ධතාවය. ශක්ති කලාපය, සංයුජතා කලාපය, සන්නායක කලාපය, කලාප පරතරය. සන්නායක, අර්ධ සන්නායක, පරිවාරක.

ආවර්තිතා වගුවේ වැඩි කොටසක් සෑදෙන ලෝහ D.I. මෙන්ඩලීව්ට විශේෂාංග ගණනාවක් තිබේ:

1) ලෝහමය දීප්තිය, i.e. ආලෝකයට ඉහළ පරාවර්තනයක්;

2) ඉහළ තාප සහ විද්යුත් සන්නායකතාව;

3) ප්ලාස්ටික් බව සහ සුමට බව.

ලෝහවල මෙම ගුණාංග පැහැදිලි කරනු ලබන්නේ විශේෂ සහසංයුජ බන්ධන වර්ගයකිනි ලෝහ බන්ධනය.

අණුක කක්ෂීය ක්‍රමයේ ආස්ථානයෙන් ලෝහ ස්ඵටිකයක් යනු එක් දැවැන්ත අණුවකි. පරමාණුවක පරමාණුක කාක්ෂික අසල්වැසි පරමාණුවල පරමාණුක කාක්ෂික සමග අතිච්ඡාදනය වී බන්ධන සහ ප්‍රති බන්ධන MOs සාදයි. මේ

ඊළඟ අසල්වැසියන්ගේ පරමාණුක කාක්ෂික ආදිය සමඟ කක්ෂය අතිච්ඡාදනය වේ.

එහි ප්‍රතිඵලයක් වශයෙන්, ලෝහ ස්ඵටිකය සෑදෙන සියලුම පරමාණුවල පරමාණුක කාක්ෂික අතිච්ඡාදනය වන අතර, MOs විශාල සංඛ්‍යාවක් සෑදී, සම්පූර්ණ ස්ඵටිකය පුරා පැතිරෙයි (රූපය 6.16).

ලෝහවල ඉහළ සම්බන්ධීකරණ අංක ඇත, සාමාන්යයෙන් 8 හෝ 12, i.e. සෑම පරමාණුවක්ම අසල්වැසියන් 8 හෝ 12 කින් වට වී ඇත. උදාහරණයක් ලෙස, ලිතියම් සම්බන්ධීකරණ අංකය 8 වේ. එහි ප්‍රතිඵලයක් ලෙස, ලිතියම්හි 2s-පරමාණුක කාක්ෂිකය අසල්වැසි පරමාණු අටක 2s-පරමාණුක කාක්ෂික සමග අතිච්ඡාදනය වන අතර, ඒවා අනෙක් අතට, ඔවුන්ගේ අසල්වැසියන්ගේ පරමාණුක කාක්ෂික ආදිය සමඟ අතිච්ඡාදනය වේ. මවුල 1 ක් තුළ

tia 6.02 ක අතිච්ඡාදනයක් ඇත. 10 23 පරමාණුක කාක්ෂික එකම අණුක කාක්ෂික සංඛ්යාව පිහිටුවීමට. මෙම කාක්ෂිකවල ශක්තීන්ගේ වෙනස ඉතා කුඩා වන අතර එය 10 -22 eV (10 -21 kJ) අනුපිළිවෙලින් පවතී. අණුක කක්ෂ සාදයි බලශක්ති කලාපය. ඉලෙක්ට්රෝන සමඟ බලශක්ති කලාපය පිරවීම නීති රීති වලට අනුකූලව සිදු වේ

අවම ශක්තිය, හන්ඩ්ගේ පාලනය සහ පෝලිගේ බැහැර කිරීම. එහි ප්‍රතිඵලයක් ලෙස, s-ඉලෙක්ට්‍රෝන මගින් සාදනු ලබන ශක්ති කලාපයේ ඇති උපරිම ඉලෙක්ට්‍රෝන සංඛ්‍යාව 2N වන අතර, N යනු ස්ඵටිකයේ ඇති පරමාණු ගණනයි. ඒ අනුව, p-, d- සහ f-කාක්ෂික මගින් සාදන ලද කලාපවල 6N, 10N හෝ 14N ඉලෙක්ට්‍රෝන අඩංගු විය හැක.

සහල්. 6.16. බලශක්ති කලාපය ගොඩනැගීමේ යෝජනා ක්රමය

රසායනික බන්ධන සිදු කරන ඉලෙක්ට්‍රෝන වලින් පුරවා ඇති කලාපය ලෙස හැඳින්වේ සංයුජතා කලාපය. මෙම කලාපය ලෝහයේ ස්වභාවය, එහි ව්යුහය යනාදිය මත පදනම්ව විවිධ මට්ටම් වලින් පිරවිය හැක. සංයුජතා කලාපයට ඉහලින් නිදහස් කලාපයක් ලෙස හැඳින්වේ සන්නායක කලාපය. පරමාණුවල ස්වභාවය සහ ස්ඵටික දැලිස් වල ව්‍යුහය මත පදනම්ව, සංයුජතා කලාපය සහ සන්නායක කලාපය අතිච්ඡාදනය වීමට හෝ වෙන් කිරීමට හැකි ශක්ති පරතරයක් ලෙස හැඳින්වේ. තහනම් ප්රදේශය. සංයුජතා කලාපය සහ සන්නායක කලාපය අතිච්ඡාදනය වන්නේ නම්, එම ද්‍රව්‍ය ලෝහ ලෙස වර්ග කෙරේ. කලාප පරතරය ΔE=0.1÷3.0 eV නම්, ද්‍රව්‍ය අර්ධ සන්නායක ලෙසත්, ΔE>3 eV නම්, ඒවා පරිවාරක ලෙසත් වර්ග කෙරේ.

ලෝහවල සංයුජතා කලාපය සාමාන්‍යයෙන් ඉලෙක්ට්‍රෝන වලින් සම්පූර්ණයෙන්ම පුරවා නැත. එබැවින්, සන්නායක කලාපයට ඉලෙක්ට්රෝන මාරු කිරීම සඳහා ඉතා කුඩා ශක්තියක් අවශ්ය වන අතර, ලෝහවල ඉහළ විද්යුත් හා තාප සන්නායකතාව පැහැදිලි කරයි.

අන්තර් අණුක බන්ධනය

වැඩ කරන වැඩසටහන.අන්තර් අණුක බන්ධනය. වැන් ඩර් වෝල්ස් බලවේග: දිශානතිය, ප්‍රේරණය, විසුරුම. හයිඩ්‍රජන් බන්ධනය. ද්රව්යවල භෞතික රසායනික ගුණාංග කෙරෙහි බලපෑම්.

ඝන, ද්රව සහ වායුමය තත්වයන් තුළ විද්යුත් වශයෙන් උදාසීන පරමාණු සහ අණු අතර සෑම විටම ආකර්ෂණීය බලවේග පවතී. නිදසුනක් වශයෙන්, සැබෑ වායූන්ගේ පරමාදර්ශය, ප්‍රසාරණයේදී වායු උෂ්ණත්වය අඩුවීම, උච්ච වායු ඝනීභවනය වීම යනාදිය මගින් මෙය සාක්ෂි දරයි.

අන්තර් අණුක අන්තර්ක්‍රියා වර්ග දෙකක් තිබේ:

1) වැන් ඩර් වෝල්ස් හමුදා;

2) හයිඩ්රජන් බන්ධනය.

සමහර විට අන්තර් අණුක අන්තර්ක්‍රියා වලට දායක-ප්‍රතිග්‍රාහක සහ ලෝහමය බන්ධන ඇතුළත් වේ.

වැන් ඩර් වෝල්ස් හමුදා.වැන් ඩර් වෝල්ස් බලවේගවල ප්‍රධාන ගුණාංග වන්නේ අඩු ශක්තිය (~40 kJ/mol දක්වා) සහ අසංතෘප්ත වීමයි. වැන් ඩර් වෝල්ස් බලවේග වර්ග තුනක් ඇත: දිශානතිය, ප්‍රේරණය සහ විසරණය.

දිශානතිය (dipole-dipole) අන්තර්ක්‍රියාධ්රැවීය අණු අතර පමණක් සිදු වේ. අණු අතර ප්‍රමාණවත් තරම් කුඩා දුරකදී, ඩයිපෝලවල ප්‍රතිවිරුද්ධ ආරෝපිත කෙළවර ආකර්ෂණය වන අතර, ඒ හා සමානව ආරෝපිත අන්ත විකර්ෂණය කරයි (රූපය 6.17a) අණුවල ද්වි ධ්‍රැව අවස්ථාවන් විශාල වන තරමට දිශානති අන්තර්ක්‍රියා ශක්තිමත් වේ. උෂ්ණත්වය සහ අණු අතර දුර වැඩි වීමත් සමඟ දිශානුගත අන්තර්ක්‍රියා දුර්වල වේ.

ප්‍රේරක අන්තර්ක්‍රියාවිවිධ ධ්රැවීයතාවක අණු අතර සිදු කරන ලදී. වඩා ධ්රැවීය අණුවක විද්යුත් ක්ෂේත්රයේ බලපෑම යටතේ, ධ්රැවීය නොවන හෝ අඩු ධ්රැවීය අණුවක් ධ්රැවීකරණය වේ, i.e. එය තුළ ඩයිපෝලයක් දිස්වේ (ප්රේරණය) හෝ ඩයිපෝල් මොහොත වැඩි වේ (රූපය 6.17b). ප්‍රේරක අන්තර්ක්‍රියාවේ ශක්තිය තීරණය වන්නේ ධ්‍රැවීය අණුවේ ඩයිපෝල් මොහොතේ විශාලත්වය, අණු අතර දුර සහ ධ්රැවීකරණයධ්‍රැවීය නොවන අණු, i.e. බාහිර ක්ෂේත්රයේ බලපෑම යටතේ ඩයිපෝල් සෑදීමට එහි හැකියාව.

විසරණ අන්තර්ක්රියාවඩාත්ම විශ්වීය වේ, i.e. ඒවායේ ධ්රැවීයතාව නොසලකා ඕනෑම අණු අතර ක්රියා කරයි. පරමාණුවක න්‍යෂ්ටිය සහ ඉලෙක්ට්‍රෝන ආකෘතිය ක්ෂණික dipoles, අසල්වැසි අංශුවල ක්ෂණික ඩයිපෝල් ඇති කිරීම (රූපය 6.17c). විවිධ අණු වල ක්ෂණික ඩයිපෝලවල සමමුහුර්ත චලනය පද්ධතියේ ශක්තිය අඩුවීමට සහ අංශු ආකර්ෂණය වීමට හේතු වේ. අංශුවල ධ්‍රැවීකරණය වැඩි වීම සහ ඒවා අතර දුර අඩු වීමත් සමඟ විසරණ අන්තර්ක්‍රියා ශක්තිය වැඩි වන අතර උෂ්ණත්වය මත රඳා නොපවතී.

සහල්. 6.17. වැන්ඩර් වෝල්ස් අන්තර්ක්‍රියා: a - දිශානුගත; b - induction; c - විසරණය

වෑන් ඩර් වෝල්ස් අන්තර්ක්‍රියා වල ශක්තිය අන්තර්ක්‍රියා කරන අංශු මධ්‍යස්ථාන අතර දුරෙහි හයවන බලයට ප්‍රතිලෝමව සමානුපාතික වේ. අණු එකිනෙකට සමීප වූ විට, ඉලෙක්ට්‍රෝන කවච අතර විකර්ෂක බල ක්‍රියා කිරීමට පටන් ගනී, එමඟින් ආකර්ශනීය බලවේග සමතුලිත වේ.

සමහර ද්‍රව්‍ය සඳහා විවිධ වර්ගයේ වැන් ඩර් වෝල්ස් අන්තර්ක්‍රියා වල සාපේක්ෂ අගයන් වගුවේ දක්වා ඇත. 6.1

වගුව 6.1. වෑන් ඩර් වෝල්ස් අන්තර්ක්‍රියා ශක්තිය සඳහා තනි සංරචකවල දායකත්වය

මේසයෙන් 6.1 එය පහත දැක්වෙන්නේ ඩයිපෝල් මොහොතෙහි වැඩි වීමක් දිශානුගත හා ප්‍රේරක අන්තර්ක්‍රියා වැඩි කිරීමට හේතු වන අතර ධ්‍රැවීකරණයේ වැඩි වීමක් විසරණ අන්තර්ක්‍රියාවේ වැඩි වීමක් සමඟිනි.

හයිඩ්‍රජන් බන්ධනය F-H, O-H, N-H, i.e කාණ්ඩ අඩංගු සංයෝගවල අණු අතර සිදුවන විශේෂ අන්තර් අණුක අන්තර්ක්‍රියා වර්ගයකි. හයිඩ්‍රජන් පරමාණුවක් සහ ඉතා ඉහළ විද්‍යුත් සෘණතාවයක් ඇති මූලද්‍රව්‍යයක්.

E-H බන්ධනයේ ඉලෙක්ට්‍රෝන ඝනත්වය විද්‍යුත් සෘණ මූලද්‍රව්‍ය දෙසට මාරු වේ. හයිඩ්‍රජන් පරමාණුව එහි ඉලෙක්ට්‍රෝන කවචය නැති වී ප්‍රෝටෝනයක් බවට පත් වේ. එහි කුඩා ප්‍රමාණය සහ ඉලෙක්ට්‍රෝන කවච අතර විකර්ෂණය නොමැති වීම හේතුවෙන් ප්‍රෝටෝනයට අසල්වැසි අණුවක ප්‍රබල ලෙස විද්‍යුත් ඍණාත්මක පරමාණුවක ඉලෙක්ට්‍රෝන කවචය සමඟ විද්‍යුත් ස්ථිතික අන්තර්ක්‍රියා වලට ඇතුල් වීමට හැකි වේ. ඒ අතරම, හයිඩ්‍රජන් අසල්වැසි අණුවක විද්‍යුත් සෘණ පරමාණුවකින් සපයන ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලයක ප්‍රතිග්‍රාහකයක් ලෙස ක්‍රියා කරයි.

.

වෑන් ඩර් වෝල්ස් සහ විකර්ෂක බලවේග ද හයිඩ්‍රජන් බන්ධන සෑදීමට දායක වේ.

වැන් ඩර් වෝල්ස් බලවේග මෙන් නොව, හයිඩ්‍රජන් බන්ධනයට දිශානතිය සහ සන්තෘප්තියේ ගුණ ඇත.

හයිඩ්‍රජන් බන්ධන ශක්තිය 8 සිට 40 kJ/mol දක්වා අඩු වන අතර N-H ශ්‍රේණියේ වැඩි වේ.< O-H < F-H. Тем не менее наличие водородной связи оказывает сильное влияние на физико-химические свойства веществ. Так, молекула воды может участвовать в образовании четырех водородных связей. Это ведет к образованию прочных ассоциатов (Н 2 О) n , что объясняет высокую температуру плавления и кипения воды по сравнению с ее аналогом – H 2 S (t кип =-61,8 о С), высокую теплоёмкость (4,218 кДж/кг К при температуре 273К), высокую энтальпию испарения (2250 кДж/кг). Сероводород как соединение с более высокой молекулярной массой должен был бы иметь более высокую температуру кипения, чем вода. Отсутствие сильных водородных связей у H 2 S приводит к обратной зависимости.

හයිඩ්‍රජන් බන්ධනය හයිඩ්‍රජන් ෆ්ලෝරයිඩ් (HF) n ආශ්‍රිතයන් සෑදීම සහ කාබොක්සිලික් අම්ලවල ඩයිමර්කරණය පැහැදිලි කරයි:

බොහෝ රසායනික සංයෝගවල N-H සහ O-H රසායනික බන්ධන අඩංගු වන බැවින් හයිඩ්‍රජන් බන්ධන ඉතා සුලභ වේ. ජීව විද්‍යාත්මක වස්තූන් සඳහා හයිඩ්‍රජන් බන්ධන විශේෂයෙන් වැදගත් කාර්යභාරයක් ඉටු කරයි. මේ අනුව, DNA ද්විත්ව හෙලිස් අන්තර් අණුක හයිඩ්‍රජන් බන්ධන මගින් සම්බන්ධ වේ.

ස්වයං අධ්‍යයනය සඳහා ප්‍රශ්න

1. හයිඩ්‍රජන් අණුවක උදාහරණය භාවිතා කරමින් සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදීම සලකා බලන්න. අන්තර් න්‍යෂ්ටික දුරේ ශ්‍රිතයක් ලෙස හයිඩ්‍රජන් පරමාණු දෙකක පද්ධතියක විභව ශක්තියේ ප්‍රස්ථාරයක් පෙන්වන්න.

2. නිදහස් ෆ්ලෝරීන් පරමාණු දෙකක පද්ධතියකට සාපේක්ෂව F 2 අණුවේ වැඩි ස්ථාවරත්වය පැහැදිලි කරන්නේ කෙසේද?

3. 2 වන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්‍රව්‍යවල පරමාණු වල ඉලෙක්ට්‍රොනික ව්‍යුහයන් භූමියේ සහ උද්යෝගිමත් තත්වයන් ලබා දෙන්න.

4. ආගන් පරමාණුව රසායනික බන්ධන සෑදෙන්නේ නැත්තේ ඇයි?

5. ඔක්සිජන් පරමාණුව රසායනික බන්ධන 2 ක් සෑදෙන්නේ ඇයි, සහ සල්ෆර් පරමාණුව - 6?

6. පරමාණුක කාක්ෂික දෙමුහුන් කිරීම. දෙමුහුන්කරණයට හිතකර සාධක. අභ්‍යවකාශයේ දෙමුහුන් කක්ෂවල දිශානතිය. sp-, sp 2 -, sp 3 - සහ sp 3 d 2 - දෙමුහුන් කිරීම.

7. අණුවල ස්ටීරියෝ රසායනය මත බන්ධන නොවන (හුදකලා) ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලවල බලපෑම පිළිබඳ උදාහරණ දෙන්න.

8. PSEM හි මූලද්‍රව්‍යයේ පිහිටීම පරමාණුක කක්ෂවල දෙමුහුන්කරණයේ ස්ථායීතාවයට බලපාන්නේ කෙසේද? උදාහරණ දෙන්න.

9. හයිඩ්‍රෝනියම් අයන H 3 O + හි මධ්‍යම පරමාණුවේ කක්ෂවල දෙමුහුන් වර්ගය තීරණය කරන්න. මෙම අංශුවේ ජ්යාමිතික හැඩය අඳින්න.

10. සහසංයුජ බන්ධනයක් සෑදීම සඳහා දායක-ප්‍රතිග්‍රාහක යාන්ත්‍රණයේ ලක්ෂණ මොනවාද? ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලයක පරිත්‍යාගශීලි සහ ප්‍රතිග්‍රාහක භූමිකාව ඉටු කළ හැකි අංශු සඳහා උදාහරණ දෙන්න.

11. රසායනික බන්ධනයක ශක්තියට බලපාන සාධක මොනවාද?

12. බන්ධන දිග වැඩි කිරීම සඳහා පහත සංයෝග සකස් කරන්න: NaH, NaF, NaCl, NaBr.

13. පහත බන්ධන ඒවායේ ශක්තිය වැඩි කිරීම සඳහා සකස් කරන්න: a) O-O; O=O; ආ) O-O; S-S; ඇ)H-F; HCl; H-Br; ඈ) ලි-එච්; බී-එච්; බී-එච්; සී-එච්.

14. කුමන බන්ධන ශක්තිමත් ද: a) C-F හෝ C-Br; ආ) C=O හෝ C-O; ඇ) O=O හෝ S=S?

15. මධ්‍යම පරමාණුවේ බන්ධනය සංතෘප්ත වන්නේ පහත සඳහන් සංයෝගවලින් කුමන සංයෝගයකද: a) IF 3 ; IF 5; IF 7; b)Cl 2 O; ClO2; Cl 2 O 7 ?

16. සංයෝගවල ඇලුමිනියම් පරමාණුවේ සම්බන්ධීකරණ අංකය තීරණය කරන්න: a) Li; ආ) Na 3.

17. ධ්රැවීයතාව වැඩි කිරීම සඳහා පහත සඳහන් රසායනික බන්ධන සකස් කරන්න: Na-O; Na-F; නා-එන්.

18. HF, HCl, HBr, HI අණු අතුරින් දිගම ඩයිපෝල් දිග ඇති අණු මොනවාද?

19. HF, HCl, HBr, HI ශ්‍රේණියේ බන්ධනයේ ධ්‍රැවීයතාව වෙනස් වන්නේ කෙසේද?

20. පහත සඳහන් අණුවල ද්විධ්‍රැව මොහොතේ අගයට බලපාන සාධක මොනවාද: a) NH 3, b) PH 3, c) AsH 3? මෙම අණුවලින් විශාලතම ද්වි ධ්‍රැව අවස්ථාව තිබිය හැක්කේ කුමන අණුවටද?

21. පහත සඳහන් අණු වල සාක්ෂාත් කරගනු ලබන්නේ කුමන ආකාරයේ බන්ධනයක්ද: HCl, Cl 2, RbСl, ClF?

22. ධ්‍රැවීකරණ බලය අඩු කිරීම සඳහා පහත අයන සකසන්න: Na + ; Mg 2+; Al 3+ .

23. ධ්රැවීකරණය වැඩි කිරීම සඳහා පහත අයන සකස් කරන්න: F - ; Cl - ; Br - ;මම - .

24. ලවණ ජලීය ද්‍රාවණයක දී ජල අණුවේ O-H බන්ධනය විශාල වශයෙන් ධ්‍රැවීකරණය වේ: NaCl; MgCl2; AlCl3? ඇයි?

25. හැලජන් පරමාණුවේ පරමාණුක ක්‍රමාංකය වැඩි වීමත් සමඟ නිරීක්ෂණය කරන ලද හයිඩ්‍රොහලික් අම්ලවල ප්‍රබලතාවය වැඩි වීමට හේතුව කුමක්ද?

26. ලෝහ පරමාණුවල න්යෂ්ටියේ ආරෝපණය වැඩි වීමත් සමඟ නිරීක්ෂණය කරන ලද ක්ෂාර සහ ක්ෂාරීය පෘථිවි මූලද්රව්යවල හයිඩ්රොක්සයිඩ්වල ශක්තිය වැඩි වීමට හේතුව කුමක්ද?

27. සල්ෆියුරික් අම්ලය සල්ෆියුරික් අම්ලයට වඩා ශක්තිමත් වන්නේ ඇයි?

28. ඇසිටික් අම්ලය CH 3 COOH ට්‍රයිෆ්ලෝරෝඇසිටික් අම්ලය CF 3 COOH ට වඩා බෙහෙවින් දුර්වල වන්නේ ඇයි?

29. බියුටාඩීන් අණුව CH 2 CHCHCH 2 අඩංගු σ- සහ π-බන්ධන කීයක් දැයි තීරණය කරන්න?

පිළිතුර: 9 σ සහ 2 π බන්ධන.

30. වයිනයිල් ඇසිටිලීන් අණුව CHCCHCH 2 හි σ- සහ π-බන්ධන කීයක් අඩංගු වේද?

පිළිතුර: 7 σ සහ 3 π බන්ධන.

31. අණුක කාක්ෂික ක්රමයේ ප්රධාන මූලධර්ම ගෙනහැර දක්වන්න.

32. MO ක්‍රමය සහ BC ක්‍රමය අතර ඇති ප්‍රධාන වෙනස කුමක්ද?

33. ඉලෙක්ට්‍රොනික සූත්‍රයක් ලියන්න සහ නයිට්‍රජන් අණුවක අණුක රූප සටහනක් සපයන්න. බන්ධන අනුපිළිවෙල නිර්ණය කර අණුවේ චුම්බක ලක්ෂණ දක්වන්න.

34. ඉලෙක්ට්‍රොනික සූත්‍රයක් සාදා ෆ්ලෝරීන් අණුවේ අණුක රූප සටහනක් සපයන්න. බන්ධන අනුපිළිවෙල නිර්ණය කර අණුවේ චුම්බක ලක්ෂණ දක්වන්න.

35. ඉලෙක්ට්‍රොනික සූත්‍රයක් සාදා නයිට්‍රික් ඔක්සයිඩ් අණුවේ (II) අණුක රූප සටහනක් සපයන්න. බන්ධන අනුපිළිවෙල නිර්ණය කර අණුවේ චුම්බක ලක්ෂණ දක්වන්න.

36. ෆ්ලෝරීන්, ඔක්සිජන්, නයිට්‍රජන් ශ්‍රේණියේ බන්ධන ශක්තිය වැඩි වීම අණුක කාක්ෂික ක්‍රමයේ ආස්ථානයෙන් පැහැදිලි කරන්න.

37. F 2 සිට සහ දක්වා සංක්‍රමණය වීමේදී රසායනික බන්ධනයක ශක්තිය වෙනස් වන්නේ කෙසේද?

38. පහත සඳහන් කුමන අණු නොපවතියි: a) C 2, b) Li 2, c) Be 2, d) B 2?

39. ලෝහවල ලක්ෂණ මොනවාද?

40. ලෝහවල රසායනික බන්ධනවල ලක්ෂණ සහ එහි ලක්ෂණ විස්තර කරන්න.

41. ලෝහ, අර්ධ සන්නායක සහ පරිවාරකවල විද්යුත් සන්නායකතාවයේ වෙනස සඳහා හේතු මොනවාද?

42. උදාසීන පරමාණු සහ අණු අතර අන්තර්ක්‍රියා පවතින බව පෙන්නුම් කරන භෞතික සංසිද්ධි පිළිබඳ උදාහරණ දෙන්න.

43. වැන් ඩර් වෝල්ස් අන්තර්ක්‍රියා වල ඇතිවීමේ යාන්ත්‍රණය සහ ලක්ෂණ විස්තර කරන්න.

44. පහත සඳහන් ද්‍රව්‍ය සඳහා කුමන ආකාරයේ van der Waals අන්තර්ක්‍රියා සිදු විය හැකිද: හීලියම්, මීතේන්, නයිට්‍රජන්, හයිඩ්‍රජන් බ්‍රෝමයිඩ්?

45. පහත සඳහන් එක් එක් ද්‍රව්‍යවල ප්‍රමුඛ වන්නේ කුමන ආකාරයේ van der Waals බලවේගද: O 2, H 2 O, OF 2?

46. ​​හයිඩ්‍රජන් බන්ධන සෑදීමට දායක වන අන්තර්ක්‍රියා විස්තර කරන්න.

47. ප්‍රෝටෝනයකින් සහ ජල අණුවකින් H 3 O + අයන සෑදීමේදී සාක්ෂාත් කරගන්නේ කුමන ආකාරයේ බන්ධනයක්ද?

48. පහත සඳහන් කුමන සංයෝග සඳහා හයිඩ්‍රජන් බන්ධන තිබිය හැකිද: SiH 4, HCOOH, CH 3 CH(NH 2)COOH, H 2 O 2, HCl?

49. ඇමෝනියා NH 3 තාපාංකය ෆොස්ෆීන් PH 3 ට වඩා වැඩි වන්නේ ඇයි?

50. මොනොබැසික් හයිඩ්‍රොෆ්ලෝරික් අම්ලය අම්ල ලවණ සෑදිය හැක්කේ ඇයි, උදාහරණයක් ලෙස NaHF 2, නමුත් හයිඩ්‍රොක්ලෝරික් අම්ලය සමාන සංයෝග සෑදෙන්නේ නැත්තේ?

6.6 වත්මන් සහ අතරමැදි පාලනයන් සඳහා කාර්යයන්

1. "පරමාණුක කක්ෂීය අතිච්ඡාදනය" යන යෙදුම පැහැදිලි කරන්න.

2. He, Ne සහ අනෙකුත් උච්ච වායු අණු වලින් සමන්විත බව අපට පැවසිය හැකිද?

3. හයිඩ්‍රොෆ්ලෝරික් අම්ලය හයිඩ්‍රොෆ්ලෝරික් අම්ලයට වඩා ප්‍රබල වන්නේ ඇයි?

4. කිසියම් රසායනික බන්ධනයක් ඇති වීමට හේතුව කුමක්ද? මෙම ක්‍රියාවලිය සමඟ ඇති ශක්ති බලපෑම කුමක්ද?

5. HF, HCl, HBr, HI ශ්‍රේණියේ බන්ධන ශක්තිය වෙනස් වන්නේ කෙසේද? මෙම වෙනස්කම් සඳහා හේතු දක්වන්න.

6. කුමන බන්ධන ශක්තිමත් දැයි පුරෝකථනය කරන්න: a) C – F හෝ C – Br; b) C = O හෝ C - O; ඇ) O - O හෝ S - S.

7. ධ්‍රැවීයතාව වැඩි කිරීම සඳහා පහත බන්ධන සකස් කරන්න: Na – O, Na – F, Na – N.

8. ධ්රැවීයතාව වැඩි කිරීමේ අනුපිළිවෙලට ඇඟවුම් කර ඇති බන්ධන සකස් කරන්න: a) H - F, H - C, H - H; b) P - S, Si - Cl, Al - Cl.

9. අණුවක පරමාණුක න්‍යෂ්ටික මධ්‍යස්ථාන අතර ඇති දුර කුමක්ද සහ එය රසායනික බන්ධනවල ශක්තියට බලපාන්නේ කෙසේද?

10. පරමාණුවල ප්‍රමාණය ඒවා අතර ඇති බන්ධනයේ දිගට හා ශක්තියට බලපාන්නේ ඇයි සහ කෙසේද?

11. නිදහස් පරමාණු දෙකක (2H) පද්ධතියකට සාපේක්ෂව බන්ධිත පරමාණු දෙකක (උදාහරණයක් ලෙස, H 2) පද්ධතියක වැඩි ස්ථායීතාවය පැහැදිලි කරන්නේ කුමක් ද?

12. බොහෝ මූලද්‍රව්‍යවල පරමාණුවලට භූමි තත්ත්‍වයේ ඇති පරමාණුවල යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණනට වඩා බන්ධන ගණනාවක් සෑදීමට ඇති හැකියාව පැහැදිලි කරන්නේ කුමක් ද?

13. පරමාණුක කාක්ෂික දෙමුහුන් කිරීමට දායක වන සාධක දක්වන්න.

14. යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් සහිත කාබන් පරමාණුවකට හතරක සහසංයුජතාවයක් ප්‍රදර්ශනය කළ හැකි ආකාරය පැහැදිලි කරන්න?

15. CH 4, NH 3 අණු සහ අයන තුළ සහසංයුජ බන්ධන සෑදීමේ යාන්ත්‍රණය සසඳන්න.

16. BeCl 2 සහ BF 3 අණු වල පරමාණුක කාක්ෂිකවල අතිච්ඡාදනය පිළිබඳ රූප සටහනක් දෙන්න.

17. HF, HCl, HBr හෝ HI අණු අතුරින් දිගම ඩයිපෝල් දිග ඇති අණු මොනවාද?

18. ධ්‍රැවීයතාව වැඩි වන අනුපිළිවෙලට දක්වා ඇති බන්ධන සකස් කරන්න:

a) H - F, F - C, F - F;

b) C - N, B - O, Li - l;

ඇ) P - S, Si - Cl, Al - Cl

19. B – Cl, Na – Cl, Ca – Cl, Be – Cl බන්ධනයේ අයනිකතාවයේ උපාධිය වැඩි වන අනුපිළිවෙලට සකසන්න.

20. කුමන බන්ධන සඳහා ඩයිපෝලයේ දිග a) ශුන්‍යයට සමාන වේ; b) බන්ධනවල දිගට වඩා අඩුය; ඇ) බන්ධනවල දිගට සමානද?

21. H 2 O + H + = H 3 O + ප්‍රතික්‍රියාවේ පරිත්‍යාගශීලියා සහ ප්‍රතිග්‍රාහකයා දක්වන්න.

22. පහත සඳහන් අණුවලින් විශාලතම ද්විධ්‍රැව මොහොත තිබිය යුත්තේ: NH 3, PH 3, Ash 3, BH 3?

23. හයිඩ්‍රජන් බන්ධනයක් ලෙස හඳුන්වන බන්ධන මොනවාද? එය ද්රව්යවල භෞතික ගුණාංගවලට බලපාන්නේ කෙසේද?

24. MO ක්‍රමයේ ආස්ථානයෙන් අංශුව සලකා බලන්න. මෙම අංශුව පැවතිය හැකිද? මෙම අංශුවේ බන්ධන අනුපිළිවෙල සහ චුම්බක ගුණාංග මොනවාද?

25. MO ක්‍රමයේ ආස්ථානයෙන් අංශුව සලකා බලන්න. මෙම අංශුව පැවතිය හැකිද? මෙම අංශුවේ බන්ධන අනුපිළිවෙල සහ චුම්බක ගුණාංග මොනවාද?

26. MO ක්‍රමයේ ආස්ථානයෙන් අංශුව සලකා බලන්න. මෙම අංශුව පැවතිය හැකිද? මෙම අංශුවේ බන්ධන අනුපිළිවෙල සහ චුම්බක ගුණාංග මොනවාද?

27. MO ක්‍රමයේ ආස්ථානයෙන් අංශුව සලකා බලන්න. මෙම අංශුව පැවතිය හැකිද? මෙම අංශුවේ බන්ධන අනුපිළිවෙල සහ චුම්බක ගුණාංග මොනවාද?

28. MO ක්‍රමයේ ආස්ථානයෙන් අංශුව සලකා බලන්න. මෙම අංශුව පැවතිය හැකිද? මෙම අංශුවේ බන්ධන අනුපිළිවෙල සහ චුම්බක ගුණාංග මොනවාද?

29. MO ක්‍රමයේ ආස්ථානයෙන් අණුව සලකා බලන්න. මෙම අණුවේ බන්ධන අනුපිළිවෙල සහ චුම්බක ගුණාංග මොනවාද?

30. MO ක්‍රමයේ ආස්ථානයෙන් අණුව සලකා බලන්න. මෙම අණුවේ බන්ධන අනුපිළිවෙල සහ චුම්බක ගුණාංග මොනවාද?

ග්‍රන්ථ නාමාවලිය

1.Pirogov, A.I.සාමාන්ය රසායන විද්යාව: පෙළ පොත. දීමනාව /ඒ.අයි. Pirogov; අයිවන්. රජයේ බලශක්ති විශ්ව විද්යාලය - ඉවානෝවෝ, 2010. - තත්පර 220 යි.

2.Pirogov, A.I.,සාමාන්ය රසායන විද්යාව: අධ්යාපනික ක්රමය. වැඩසටහන්ගත අත්පොත/ඒ.අයි. Pirogov, A.V. අයනොව්; අයිවන්. රජයේ බලශක්ති විශ්ව විද්යාලය - ඉවානෝවෝ, 2012. - තත්පර 76 යි.

3.ප්ලාස්ටික් බෑගයවත්මන් සහ අතරමැදි පාලන සඳහා කාර්යයන්: ක්රමය. පළමු වසර සිසුන් සඳහා සංවර්ධනය / අයි.එම්. Arefiev [සහ වෙනත් අය]; විසින් සංස්කරණය කරන ලදී ඒ.අයි. Pirogov; අයිවන්. රජයේ බලශක්ති විශ්ව විද්යාලය - ඉවානෝවෝ, 2011. - 72 පි.

4.ක්‍රමානුකූලයිසාමාන්‍ය රසායන විද්‍යාවේ රසායනාගාර කටයුතු සිදු කිරීම සඳහා උපදෙස් / V.K. Abrosimov [සහ වෙනත් අය]; විසින් සංස්කරණය කරන ලදී VC. ඇබ්රොසිමෝවා; අයිවන්. රජයේ බලශක්ති විශ්ව විද්යාලය - ඉවානෝවෝ, 2000. - 44 පි.

5.කොරොවින්, එන්.වී.සාමාන්‍ය රසායන විද්‍යාව (උපාධිය)/ N.V. කොරොවින්. - 13 වන සංස්කරණය. - එම්.: ඇකඩමිය, 2011. - 496 පි.

6. කාර්යයන්සහ සාමාන්ය රසායන විද්යාවේ අභ්යාස: පෙළ පොත. දීමනාව / B.I. ඇඩම්සන් [et al.] ; විසින් සංස්කරණය කරන ලදී එන්.වී. කොරොවිනා. - 3 වන සංස්කරණය. - එම්.: ඉහළ. පාසල, 2006. - 255 පි.

7.කොරොවින්, එන්.වී.රසායන විද්යාවේ රසායනාගාර කටයුතු: පෙළ පොත. විශ්ව විද්‍යාල සඳහා අත්පොත/N. V. Korovin [ආදිය] – 4 වන සංස්කරණය – M.: Higher. පාසල, 2007 - 256 පි.

8.ග්ලින්කා, එන්.එල්.සාමාන්ය රසායන විද්යාව: පෙළ පොත. උපාධිය සඳහා / N.L. ග්ලින්කා; යටතේ. සංස්. වී.ඒ. පොප්කෝවා, ඒ.වී. බබ්කෝවා. - 19 වන සංස්කරණය, සංශෝධිත. සහ අතිරේක - එම්.: යුරේට්, 2014. - 900 පි. - (Series "Bachelor. Basic course").

9.ග්ලින්කා, එන්.එල්.සාමාන්ය රසායන විද්යාවේ කාර්යයන් සහ අභ්යාස: අධ්යාපනික හා ප්රායෝගික වැඩ. උපාධිය සඳහා අත්පොත / N.L. ග්ලින්කා; යටතේ. සංස්. V.A. Popkova, A.V. බබ්කෝවා. - 14 වන සංස්කරණය. - එම්.: යුරේට්, 2014. - 236 පි. - (Series "Bachelor. Basic course").

10.ග්ලින්කා, එන්.එල්.සාමාන්ය රසායන විද්යාව පිළිබඳ වැඩමුළුව: පෙළ පොත. ශාස්ත්‍රඥයින් සඳහා අත්පොත උපාධිය / එන්.එල්. ග්ලින්කා; යටතේ. සංස්. වී.ඒ. පොප්කෝවා, ඒ.වී. බබ්කෝවා, ඕ.වී. නෙස්ටෙරෝවා. - එම්.: යුරේට්, 2014. - 248 පි. - (Series "Bachelor. Academic course").

11.ස්ටෙපින්, බී.ඩී.රසායන විද්‍යාවේ භෞතික ප්‍රමාණ ඒකක පිළිබඳ ජාත්‍යන්තර ක්‍රමයේ යෙදීම / B.D. ඇතුල්වෙනවා. - එම්.: ඉහළ. පාසල, 1990. - 96 පි.

3.4 අණුක කක්ෂීය ක්රමය

අණුක කාක්ෂික (MO) ක්‍රමය වඩාත් දෘශ්‍යමාන වන්නේ එහි පරමාණුක කාක්ෂික (LCAO) රේඛීය සංයෝජනයේ චිත්‍රක ආකෘතියේ ය. MO LCAO ක්‍රමය පහත සඳහන් නීති මත පදනම් වේ.

1. පරමාණු රසායනික බන්ධනවල දුර ආසන්නයට පැමිණි විට, පරමාණුක කාක්ෂික වලින් අණුක කාක්ෂික (AO) සෑදී ඇත.

2. ප්රතිඵලයක් වශයෙන් අණුක කාක්ෂික සංඛ්යාව ආරම්භක පරමාණුක කාක්ෂික සංඛ්යාවට සමාන වේ.

3. ශක්ති අතිච්ඡාදනය ආසන්නයේ ඇති පරමාණුක කක්ෂ. පරමාණුක කාක්ෂික දෙකක අතිච්ඡාදනය වීමේ ප්රතිඵලයක් ලෙස, අණුක කාක්ෂික දෙකක් සෑදී ඇත. ඒවායින් එකක් මුල් පරමාණුක ඒවාට සාපේක්ෂව අඩු ශක්තියක් ඇති අතර එය හැඳින්වේ සම්බන්ධ කිරීම , සහ දෙවන අණුක කාක්ෂිකය මුල් පරමාණුක කාක්ෂික වලට වඩා වැඩි ශක්තියක් ඇති අතර එය හැඳින්වේ ලිහිල් කිරීම .

4. පරමාණුක කාක්ෂික අතිච්ඡාදනය වන විට, -බන්ධන (රසායනික බන්ධන අක්ෂය දිගේ අතිච්ඡාදනය වීම) සහ -බන්ධන (රසායනික බන්ධන අක්ෂයේ දෙපස අතිච්ඡාදනය වීම) යන දෙකම සෑදිය හැක.

5. රසායනික බන්ධනයක් සෑදීමට සහභාගී නොවන අණුක කාක්ෂිකයක් ලෙස හැඳින්වේ නොබැඳෙන . එහි ශක්තිය මුල් AO හි ශක්තියට සමාන වේ.

6. එක් අණුක කක්ෂයක (මෙන්ම පරමාණුක කක්ෂයක) ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකකට වඩා අඩංගු විය නොහැක.

7. ඉලෙක්ට්‍රෝන අඩුම ශක්තියෙන් (අවම ශක්ති මූලධර්මය) අණුක කක්ෂය අල්ලා ගනී.

8. පරිහානියට පත් (එකම ශක්තියක් සහිත) කාක්ෂික පිරවීම අනුක්‍රමිකව සිදු වේ, ඒ සෑම එකක් සඳහාම එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක්.

අපි MO LCAO ක්‍රමය භාවිතා කර හයිඩ්‍රජන් අණුවේ ව්‍යුහය විශ්ලේෂණය කරමු. සමාන්තර රූප සටහන් දෙකක් මත මුල් හයිඩ්‍රජන් පරමාණුවල පරමාණුක කාක්ෂිකවල ශක්ති මට්ටම් නිරූපණය කරමු (රූපය 3.5).

නොබැඳි පරමාණුවලට සාපේක්ෂව ශක්තියේ වාසියක් ඇති බව දැකිය හැකිය. ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකම ඒවායේ ශක්තිය පහත හෙලන අතර එය සංයුජතා බන්ධන ක්‍රමයේ සංයුජතා ඒකකයකට අනුරූප වේ (බන්ධනයක් ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලයක් මගින් සෑදේ).
LCAO MO ක්‍රමය මඟින් අයන සෑදීම සහ සංයුජතා බන්ධන ක්‍රමයේ දුෂ්කරතා ඇති කරන ආකාරය පැහැදිලිව පැහැදිලි කිරීමට හැකි වේ. H පරමාණුවේ එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ශක්ති ප්‍රතිලාභයක් සමඟ කැටායනයේ -බන්ධන අණුක කාක්ෂිකය වෙත ගමන් කරයි (රූපය 3.7).

ඇනායනයෙහි ඉලෙක්ට්‍රෝන තුනක් අණුක කාක්ෂික දෙකක තැබිය යුතුය (රූපය 3.8).

ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක්, බන්ධන කක්ෂයකට බැස, ශක්තියේ වාසියක් ලබා දෙන්නේ නම්, තුන්වන ඉලෙක්ට්‍රෝනයට එහි ශක්තිය වැඩි කිරීමට සිදුවේ. කෙසේ වෙතත්, ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකකින් ලබා ගන්නා ශක්තිය එකකින් අහිමි වන ශක්තියට වඩා වැඩිය. එවැනි අංශුවක් පැවතිය හැකිය.
වායුමය තත්වයේ ඇති ක්ෂාර ලෝහ ද්වි පරමාණුක අණු ආකාරයෙන් පවතින බව දන්නා කරුණකි. LCAO MO ක්‍රමය භාවිතා කර diatomic Li 2 අණුවක පැවැත්මේ හැකියාව තහවුරු කර ගැනීමට උත්සාහ කරමු. මුල් ලිතියම් පරමාණුවේ ශක්ති මට්ටම් දෙකක ඉලෙක්ට්‍රෝන අඩංගු වේ - පළමු සහ දෙවන (1 sසහ 2 s) (රූපය 3.9).

එක සමානව අතිච්ඡාදනය වීම 1 s-ලිතියම් පරමාණුවල කාක්ෂික අණුක කාක්ෂික දෙකක් (බන්ධන සහ ප්රතිබන්ධන) ලබා දෙනු ඇත, අවම ශක්තියේ මූලධර්මය අනුව, ඉලෙක්ට්රෝන හතරක් විසින් සම්පූර්ණයෙන්ම අල්ලා ගනු ලැබේ. ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් බන්ධන අණුක කාක්ෂිකයට සංක්‍රමණය වීමෙන් ලැබෙන ශක්තියේ ප්‍රතිඵලය වෙනත් ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් ප්‍රතිබන්ධන අණුක කාක්ෂිකයට සංක්‍රමණය වන විට එහි පාඩුව පියවා ගැනීමට නොහැකි වේ. ලිතියම් පරමාණු අතර රසායනික බන්ධනයක් ගොඩනැගීමට බාහිර (සංයුජතා) ඉලෙක්ට්‍රෝන ස්ථරයේ ඉලෙක්ට්‍රෝන පමණක් දායක වන්නේ එබැවිනි.
සංයුජතා 2 අතිච්ඡාදනය sලිතියම් පරමාණු වල කක්ෂය ද එකක් සෑදීමට හේතු වේ
-බන්ධන සහ එක් ප්රතිබන්ධන අණුක කාක්ෂික. බාහිර ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙක බන්ධන කක්ෂය අල්ලාගෙන, ශක්තියේ ශුද්ධ ලාභයක් සපයයි (බන්ධන සාධකය 1).
LCAO MO ක්‍රමය භාවිතා කරමින්, He 2 අණුවක් සෑදීමේ හැකියාව අපි සලකා බලමු (රූපය 3.10).

මෙම අවස්ථාවෙහිදී, ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් බන්ධන අණුක කක්ෂය අල්ලා ගනු ඇති අතර අනෙක් දෙක ප්‍රතිබන්ධන කක්ෂය අල්ලා ගනු ඇත. ඉලෙක්ට්‍රෝන සහිත කාක්ෂික දෙකක එවැනි ගහනයක් ශක්තියෙන් කිසිදු ලාභයක් ගෙන නොයනු ඇත. එබැවින් He 2 අණුව නොපවතී.
LCAO MO ක්‍රමය භාවිතයෙන්, ඔක්සිජන් අණුවේ පර චුම්භක ගුණාංග ප්‍රදර්ශනය කිරීම පහසුය. රූපය අවුල් නොකිරීමට, අපි අතිච්ඡාදනය 1 සලකා බලන්නේ නැත s- පළමු (අභ්‍යන්තර) ඉලෙක්ට්‍රෝන ස්ථරයේ ඔක්සිජන් පරමාණුවල කක්ෂ. අපි එය සැලකිල්ලට ගනිමු පි-දෙවන (පිටත) ඉලෙක්ට්‍රෝන ස්ථරයේ කක්ෂ දෙක ආකාර දෙකකින් අතිච්ඡාදනය විය හැක. ඔවුන්ගෙන් එක් අයෙකු -බන්ධනයක් සෑදීමට සමාන එකක් සමඟ අතිච්ඡාදනය වනු ඇත (රූපය 3.11).

තවත් දෙදෙනෙක් පි-AO අක්ෂය දෙපස අතිච්ඡාදනය වනු ඇත xබන්ධන දෙකක් සෑදීමත් සමඟ (රූපය 3.12).

සැලසුම් කරන ලද අණුක කාක්ෂිකවල ශක්තීන් පාරජම්බුල කලාපයේ ද්රව්යවල අවශෝෂණ වර්ණාවලියෙන් තීරණය කළ හැකිය. මේ අනුව, අතිච්ඡාදනය වීමේ ප්රතිඵලයක් ලෙස පිහිටුවන ලද ඔක්සිජන් අණුවේ අණුක කාක්ෂික අතර පි-AO, දෙකක් -බන්ධන පරිහානිය (එකම ශක්තියක් සහිත) කාක්ෂික -බන්ධන කාක්ෂිකයට වඩා අඩු ශක්තියක් ඇත, කෙසේ වෙතත්, *-ප්‍රතිබන්ධන කාක්ෂික මෙන්, ඒවාට *-ප්‍රතිබන්ධන කක්ෂයට සාපේක්ෂව අඩු ශක්තියක් ඇත (රූපය 3.13).

O 2 අණුවේ, සමාන්තර භ්‍රමණයක් සහිත ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් පරිහානියට පත් (එකම ශක්තියක් ඇති) *-ප්‍රතිබන්ධන අණුක කාක්ෂික දෙකකින් යුක්ත වේ. ඔක්සිජන් අණුවේ පරචුම්භක ගුණාංග තීරණය කරන යුගල නොකළ ඉලෙක්ට්‍රෝන තිබීම, ඔක්සිජන් ද්‍රව තත්වයකට සිසිල් කළහොත් එය කැපී පෙනේ.
ද්වි පරමාණුක අණු අතරින් ශක්තිමත්ම එකක් වන්නේ CO අණුවයි. MO LCAO ක්‍රමය මෙම කරුණ පහසුවෙන් පැහැදිලි කරයි (රූපය 3.14, p බලන්න. 18).

අතිච්ඡාදනය වීමේ ප්රතිඵලය පි O සහ C පරමාණු වල කක්ෂය යනු පරිහානිය දෙකක් සෑදීමයි
-බන්ධන සහ එක්-බන්ධන කක්ෂීය. මෙම අණුක කාක්ෂික ඉලෙක්ට්‍රෝන හයක් අල්ලා ගනු ඇත. එබැවින් බන්ධන ගුණය තුනකි.
LCAO MO ක්‍රමය diatomic අණු සඳහා පමණක් නොව, බහුපරමාණුක ඒවා සඳහාද භාවිතා කළ හැක. අපි උදාහරණයක් ලෙස, මෙම ක්රමයේ රාමුව තුළ, ඇමෝනියා අණුවේ ව්යුහය (රූපය 3.15) පරීක්ෂා කරමු.

හයිඩ්‍රජන් පරමාණු තුනක ඇත්තේ 1ක් පමණක් බැවින් s-කාක්ෂික, එවිට සාදනු ලබන මුළු අණුක කාක්ෂික සංඛ්‍යාව හයකට සමාන වේ (බන්ධන තුනක් සහ ප්‍රති බන්ධන තුනක්). නයිට්‍රජන් පරමාණුවේ ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් බන්ධන නොවන අණුක කක්ෂයක (හුදකලා ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලයක්) අවසන් වේ.

3.5 අණු වල ජ්යාමිතික හැඩතල

ඔවුන් අණු වල හැඩයන් ගැන කතා කරන විට, ඔවුන් මුලින්ම අදහස් කරන්නේ පරමාණුවල න්යෂ්ටිවල අවකාශයේ සාපේක්ෂ සැකැස්මයි. අණුව පරමාණු තුනකින් හෝ වැඩි ගණනකින් සමන්විත වන විට අණුවක හැඩය ගැන කතා කිරීම අර්ථවත් කරයි (න්යෂ්ටි දෙකක් සෑම විටම එකම සරල රේඛාවක පවතී). සංයුජතා (බාහිර) ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල විකර්ෂණය කිරීමේ න්‍යාය මත පදනම්ව අණු වල හැඩය තීරණය වේ. මෙම සිද්ධාන්තයට අනුව, අණුව සැමවිටම බාහිර ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල විකර්ෂණය අවම වන ආකාරයක් ගනී (අවම ශක්ති මූලධර්මය). මෙම අවස්ථාවේ දී, විකර්ෂණය පිළිබඳ න්යායේ පහත සඳහන් ප්රකාශයන් මතක තබා ගැනීම අවශ්ය වේ.

1. තනි ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල විශාලතම විකර්ෂණයට ලක් වේ.
2. බන්ධනය සෑදීමට සහභාගී වන තනි යුගල සහ යුගල අතර විකර්ෂණය තරමක් අඩු වේ.
3. බන්ධනයක් සෑදීමට සහභාගී වන ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල අතර අවම විකර්ෂණය. නමුත් රසායනික බන්ධන සෑදීමට සම්බන්ධ පරමාණුවල න්යෂ්ටි උපරිම කෝණයට වෙන් කිරීමට මෙය පවා ප්රමාණවත් නොවේ.

උදාහරණයක් ලෙස, දෙවන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්‍රව්‍යවල හයිඩ්‍රජන් සංයෝගවල ආකාර සලකා බලන්න: BeH 2, BH 3, CH 4, C 2 H 4, C 2 H 2, NH 3, H 2 O.
BeH 2 අණුවේ හැඩය තීරණය කිරීමෙන් ආරම්භ කරමු. අපි එහි ඉලෙක්ට්‍රොනික සූත්‍රය නිරූපණය කරමු:

එයින් පැහැදිලි වන්නේ අණුවේ තනි ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල නොමැති බවයි. ප්‍රතිඵලයක් ලෙස, පරමාණු සම්බන්ධ කරන ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල සඳහා, පරමාණු තුනම එකම සරල රේඛාවක ඇති උපරිම දුර දක්වා තල්ලු කළ හැකිය, එනම්. කෝණය HBeH 180° වේ.
BH 3 අණුව පරමාණු හතරකින් සමන්විත වේ. එහි ඉලෙක්ට්‍රොනික සූත්‍රයට අනුව, එහි තනි ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල නොමැත.

අණුව සියලු බන්ධන අතර දුර උපරිම වන අතර ඒවා අතර කෝණය 120 ° වන හැඩයක් ගනී. පරමාණු හතරම එකම තලයක පවතිනු ඇත - අණුව පැතලි ය:

මීතේන් අණුවක ඉලෙක්ට්‍රොනික සූත්‍රය පහත පරිදි වේ.

දී ඇති අණුවක සියලුම පරමාණු එකම තලයක තිබිය නොහැක. මෙම අවස්ථාවේදී, බන්ධන අතර කෝණය 90 ° වනු ඇත. පරමාණු වල වඩාත් ප්‍රශස්ත (ශක්ති දෘෂ්ටි කෝණයකින්) සැකැස්මක් ඇත - ටෙට්‍රාහෙඩ්‍රල්. මෙම නඩුවේ බන්ධන අතර කෝණය 109°28" වේ.
ඊතේන් ඉලෙක්ට්‍රොනික සූත්‍රය වන්නේ:

ස්වාභාවිකවම, රසායනික බන්ධන අතර ඇති සියලුම කෝණ 120 ° ක උපරිම අගයක් ගනී.
ඇසිටිලීන් අණුවක සියලුම පරමාණු එකම සරල රේඛාවක තිබිය යුතු බව පැහැදිලිය.

H:C:::C:H.

ඇමෝනියා අණු NH 3 සහ එහි සියලුම පූර්වගාමීන් අතර වෙනස වන්නේ නයිට්‍රජන් පරමාණුවේ තනි ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලයක් තිබීමයි.

දැනටමත් පෙන්වා දී ඇති පරිදි, බන්ධන සෑදීමට සම්බන්ධ ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල හුදකලා ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලයකින් වඩාත් දැඩි ලෙස විකර්ෂණය වේ. හුදකලා යුගලය ඇමෝනියා අණුවේ හයිඩ්‍රජන් පරමාණුවලට සාපේක්ෂව සමමිතිකව පිහිටා ඇත:

HNH කෝණය මීතේන් අණුවේ ඇති HCH කෝණයට වඩා කුඩාය (ප්‍රබල ඉලෙක්ට්‍රෝන විකර්ෂණය හේතුවෙන්).
ජල අණුවක දැනටමත් තනි යුගල දෙකක් ඇත:

මෙයට හේතුව අණුවේ කෝණික හැඩයයි:

හුදකලා ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලවල ප්‍රබල විකර්ෂණයේ ප්‍රතිඵලයක් ලෙස, HOH කෝණය ඇමෝනියා අණුවේ HNH කෝණයට වඩා කුඩා වේ.
ලබා දී ඇති උදාහරණ මගින් සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල විකර්ෂණය කිරීමේ න්‍යායේ ශක්‍යතා ඉතා පැහැදිලිව පෙන්නුම් කරයි. එය බොහෝ අකාබනික සහ කාබනික අණු වල හැඩයන් අනාවැකි කීම සාපේක්ෂ වශයෙන් පහසු කරයි.

3.6 අභ්යාස

1 . රසායනික ලෙස වර්ග කළ හැකි බන්ධන වර්ග මොනවාද?
2. රසායනික බන්ධන සලකා බැලීමට ඔබ දන්නා ප්‍රධාන ප්‍රවේශ දෙක කුමක්ද? ඔවුන්ගේ වෙනස කුමක්ද?
3. සංයුජතා සහ ඔක්සිකරණ තත්ත්වය නිර්වචනය කරන්න.
4. සරල සහසංයුජ, දායක-ප්‍රතිග්‍රාහක, ඩේටිව්, ලෝහ සහ අයනික බන්ධන අතර ඇති වෙනස්කම් මොනවාද?
5. අන්තර් අණුක බන්ධන වර්ගීකරණය කරන්නේ කෙසේද?
6. විද්යුත් සෘණතාව යනු කුමක්ද? විද්‍යුත් සෘණතාව ගණනය කරන්නේ කුමන දත්ත වලින්ද? රසායනික බන්ධනයක් සාදන පරමාණුවල විද්‍යුත් සෘණතා අපට විනිශ්චය කිරීමට ඉඩ දෙන්නේ කුමක් ද? D.I. මෙන්ඩලීව්ගේ ආවර්තිතා වගුවේ ඉහළ සිට පහළට සහ වමේ සිට දකුණට චලනය වන විට මූලද්‍රව්‍යවල පරමාණුවල විද්‍යුත් සෘණතාව වෙනස් වන්නේ කෙසේද?
7. LCAO MO ක්‍රමය භාවිතා කරන අණු වල ව්‍යුහය සලකා බැලීමේදී අනුගමනය කළ යුතු නීති මොනවාද?
8. සංයුජතා බන්ධන ක්‍රමය භාවිතා කරමින්, මූලද්‍රව්‍යවල හයිඩ්‍රජන් සංයෝගවල ව්‍යුහය පැහැදිලි කරන්න
2 වන කාල පරිච්ඡේදය.
9. Cl 2 , Br 2 , I 2 අණු ශ්‍රේණියේ විඝටන ශක්තිය අඩු වේ (පිළිවෙලින් 239 kJ/mol, 192 kJ/mol, 149 kJ/mol), නමුත් F 2 අණුවේ (151 kJ/mol) විඝටන ශක්තිය ) විඝටන ශක්තිය Cl 2 අණුවට වඩා සැලකිය යුතු ලෙස අඩු වන අතර, සාමාන්ය රටාවෙන් පිටතට වැටේ. ලබා දී ඇති කරුණු පැහැදිලි කරන්න.
10. ඇයි, සාමාන්‍ය තත්ව යටතේ, CO 2 වායුවක්, සහ SiO 2 ඝන, H 2 O ද්‍රවයක්,
සහ H 2 S යනු වායුවක්ද? ද්රව්ය එකතු කිරීමේ තත්වය පැහැදිලි කිරීමට උත්සාහ කරන්න.
11. LCAO MO ක්‍රමය භාවිතා කරමින්, B 2, C 2, N 2, F 2, LiH, CH 4 අණු වල රසායනික බන්ධන ඇතිවීම සහ ලක්ෂණ පැහැදිලි කරන්න.
12. සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගල විකර්ෂණය කිරීමේ න්‍යාය භාවිතා කරමින්, 2 වන කාල පරිච්ඡේදයේ මූලද්‍රව්‍යවල ඔක්සිජන් සංයෝගවල අණු වල හැඩයන් තීරණය කරන්න.