Մեթոդն օգտագործելիս մոլեկուլային օրբիտալներհամարվում է, ի տարբերություն վալենտային կապերի մեթոդի, որ յուրաքանչյուր էլեկտրոն գտնվում է բոլոր միջուկների դաշտում։ Այս դեպքում պարտադիր չէ, որ կապը ձևավորվի զույգ էլեկտրոնների կողմից: Օրինակ, H 2 + իոնը բաղկացած է երկու պրոտոնից և մեկ էլեկտրոնից: Երկու պրոտոնների միջև կան վանող ուժեր (նկ. 30), յուրաքանչյուր պրոտոնի և էլեկտրոնի միջև՝ ձգողական ուժեր։ Քիմիական մասնիկ ձևավորվում է միայն այն դեպքում, եթե պրոտոնների փոխադարձ վանումը փոխհատուցվում է էլեկտրոնի նկատմամբ նրանց ձգողությամբ։ Դա հնարավոր է, եթե էլեկտրոնը գտնվում է միջուկների միջև՝ կապող տարածքում (նկ. 31): Հակառակ դեպքում, վանող ուժերը չեն փոխհատուցվում ձգողական ուժերով. ասում են, որ էլեկտրոնը գտնվում է հակակապակցման կամ թուլացման շրջանում:

Երկկենտրոն մոլեկուլային օրբիտալներ

Մոլեկուլային ուղեծրային մեթոդը օգտագործում է մոլեկուլային ուղեծրի գաղափարը մոլեկուլում էլեկտրոնային խտության բաշխումը նկարագրելու համար (նման է ատոմի ուղեծրի ատոմի համար): Մոլեկուլային օրբիտալները էլեկտրոնի ալիքային ֆունկցիաներն են մոլեկուլում կամ այլ բազմատոմ քիմիական մասնիկում։ Յուրաքանչյուր մոլեկուլային ուղեծր (MO), ինչպես ատոմային ուղեծիրը (AO), կարող է զբաղեցնել մեկ կամ երկու էլեկտրոն: Էլեկտրոնի վիճակը կապող տարածքում նկարագրվում է կապող մոլեկուլային ուղեծրով, թուլացող շրջանում՝ թուլացող մոլեկուլային ուղեծրով։ Էլեկտրոնների բաշխումը մոլեկուլային օրբիտալներում հետևում է նույն կանոններին, ինչ էլեկտրոնների բաշխումը ատոմային ուղեծրերում մեկուսացված ատոմում։ Մոլեկուլային օրբիտալները ձևավորվում են ատոմային օրբիտալների որոշակի համակցություններով։ Նրանց թիվը, էներգիան և ձևը կարող են ստացվել մոլեկուլը կազմող ատոմների ուղեծրերի թվից, էներգիայից և ձևից։

Ընդհանուր դեպքում, երկատոմային մոլեկուլում մոլեկուլային օրբիտալներին համապատասխանող ալիքային ֆունկցիաները ներկայացված են որպես ատոմային օրբիտալների ալիքային ֆունկցիաների գումար և տարբերություն՝ բազմապատկված որոշ հաստատուն գործակիցներով, որոնք հաշվի են առնում յուրաքանչյուր ատոմի ատոմային ուղեծրերի հարաբերակցությունը ձևավորման մեջ։ մոլեկուլային օրբիտալներ (դրանք կախված են ատոմների էլեկտրաբացասականությունից).

φ(AB) = s 1 ψ(A) ± s 2 ψ(B)

Մեկ էլեկտրոնային ալիքային ֆունկցիայի հաշվարկման այս մեթոդը կոչվում է «մոլեկուլային օրբիտալներ ատոմային ուղեծրերի գծային համակցության մոտավորությամբ» (MO LCAO):

Այսպիսով, երբ H 2 + իոնը կամ H 2 ջրածնի մոլեկուլը ձևավորվում է երկուսից ս- Ջրածնի ատոմների ուղեծրերը կազմում են երկու մոլեկուլային ուղեծրեր: Դրանցից մեկը պարտադիր է (նշվում է σ st-ով), մյուսը՝ թուլացող (σ *):

Կապող ուղեծրերի էներգիաները ավելի ցածր են, քան դրանք ձևավորելու համար օգտագործվող ատոմային օրբիտալների էներգիաները: Էլեկտրոնները, որոնք բնակեցնում են կապող մոլեկուլային օրբիտալները, հիմնականում տեղակայված են կապակցված ատոմների միջև ընկած տարածության մեջ, այսինքն. այսպես կոչված պարտադիր տարածաշրջանում: Հակակցման օրբիտալների էներգիաները ավելի բարձր են, քան սկզբնական ատոմային ուղեծրերի էներգիաները։ Էլեկտրոններով թուլացող մոլեկուլային օրբիտալների պոպուլյացիան նպաստում է կապի թուլացմանը՝ դրա էներգիայի նվազումը և մոլեկուլում ատոմների միջև հեռավորության մեծացումը: Ջրածնի մոլեկուլի էլեկտրոնները, որոնք սովորական են դարձել երկու կապակցված ատոմների համար, զբաղեցնում են կապի ուղեծիրը։

Համադրություն Ռ-օրբիտալները հանգեցնում են երկու տեսակի մոլեկուլային օրբիտալների. Երկուսից Ռ- փոխազդող ատոմների ուղեծրեր, որոնք ուղղված են կապի գծի երկայնքով, կապող σ St - և թուլացող σ*-օրբիտալները ձևավորվում են: Համակցություններ Ռ-Կապի գծերին ուղղահայաց ուղեծրերը տալիս են երկու կապող π- և երկու թուլացող π*- ուղեծրեր: Մոլեկուլային օրբիտալները էլեկտրոններով համալրելիս օգտագործելով նույն կանոնները, ինչպես մեկուսացված ատոմներում ատոմային ուղեծրերը լրացնելիս, կարելի է որոշել երկատոմային մոլեկուլների էլեկտրոնային կառուցվածքը, օրինակ՝ O 2 և N 2 (նկ. 35):

Մոլեկուլային օրբիտալներում էլեկտրոնների բաշխումից կարելի է հաշվարկել կապի կարգը (ω): Կապող ուղեծրերում տեղակայված էլեկտրոնների քանակից հանեք հակակապակցման ուղեծրերում տեղակայված էլեկտրոնների թիվը և արդյունքը բաժանվում է 2-ի. n(հիմնված nկապեր):

ω = / 2 n

Էներգետիկ դիագրամից երևում է, որ H 2 մոլեկուլի համար ω = 1:

Մոլեկուլային ուղեծրային մեթոդը տալիս է նույն քիմիական կապի կարգի արժեքները, ինչ վալենտային կապի մեթոդը O 2 (կրկնակի կապ) և N 2 (եռակի կապ) մոլեկուլների համար: Միևնույն ժամանակ, այն թույլ է տալիս հղման կարգի ոչ ամբողջական արժեքներ: Սա նկատվում է, օրինակ, երբ մեկ էլեկտրոնի կողմից առաջանում է երկկենտրոն կապ (H 2 + իոնում): Այս դեպքում ω = 0,5: Պարտատոմսերի պատվերի մեծությունն ուղղակիորեն ազդում է դրա ուժի վրա: Որքան բարձր է կապի կարգը, այնքան մեծ է կապի էներգիան և այնքան կարճ է դրա երկարությունը.

Կապի կարգի, էներգիայի և երկարության փոփոխությունների օրինաչափությունները կարելի է հետևել թթվածնի մոլեկուլի և մոլեկուլային իոնների օրինակներով:

Երկու տարբեր ատոմների ուղեծրերի համադրությունը մոլեկուլի ձևավորման հետ հնարավոր է միայն այն դեպքում, եթե դրանց էներգիաները մոտ են, մինչդեռ էներգիայի դիագրամում ավելի բարձր էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմի ատոմային ուղեծրերը միշտ ավելի ցածր են:

Օրինակ՝ ջրածնի ֆտորի մոլեկուլի առաջացման ժամանակ համակցված 1 ս-Ջրածնի ատոմի AO և 1 ս-ԱՕ կամ 2 ս-Ֆտորի ատոմի AO, քանի որ դրանք մեծապես տարբերվում են էներգիայով: Ամենամոտ էներգիայով 1 ս-Ջրածնի ատոմի AO և 2 էջ-Ֆտորի ատոմի AO. Այս ուղեծրերի համակցությունը առաջացնում է երկու մոլեկուլային օրբիտալների տեսք՝ կապող σb և թուլացող σ*։

Մնացած 2 Ռ-Ֆտորի ատոմի ուղեծրերը չեն կարող համակցվել 1-ի հետ ս- Ջրածնի ատոմի AO, քանի որ դրանք ունեն տարբեր համաչափություն միջմիջուկային առանցքի նկատմամբ: Նրանք ձևավորում են չկապող π 0 -MO-ներ, որոնք ունեն նույն էներգիան, ինչ սկզբնական 2-ը Ռ- ֆտորի ատոմի ուղեծրեր.

LCAO-ին չմասնակցող ս-ֆտորի ատոմի ուղեծրերը կազմում են չկապող σ 0 -MO: Էլեկտրոններով չկապող օրբիտալների բնակեցումը չի նպաստում կամ կանխում մոլեկուլում կապի ձևավորումը: Հղման կարգը հաշվարկելիս նրանց ներդրումը հաշվի չի առնվում։

Բազմակենտրոն մոլեկուլային օրբիտալներ

Բազմակենտրոն մոլեկուլներում մոլեկուլային օրբիտալները բազմակենտրոն են, քանի որ դրանք կապերի ձևավորման մեջ ներգրավված բոլոր ատոմների ուղեծրերի գծային համակցությունն են։ Ընդհանուր դեպքում մոլեկուլային օրբիտալները տեղայնացված չեն, այսինքն՝ յուրաքանչյուր ուղեծրին համապատասխանող էլեկտրոնային խտությունը քիչ թե շատ հավասարաչափ բաշխված է մոլեկուլի ողջ ծավալով։ Այնուամենայնիվ, մաթեմատիկական փոխակերպումների միջոցով հնարավոր է ստանալ որոշակի ձևի տեղայնացված մոլեկուլային ուղեծրեր, որոնք համապատասխանում են առանձին երկու կամ երեք կենտրոնանոց կապերին կամ միայնակ էլեկտրոններին։

Երեք կենտրոնական կապի ամենապարզ օրինակը H 3 + մոլեկուլային իոնն է: Երեքից ս-Ջրածնի ատոմների ուղեծրերը, ձևավորվում են երեք մոլեկուլային ուղեծրեր՝ կապող, չկապող և թուլացող։ Էլեկտրոնների զույգը բնակեցնում է կապող ուղեծրը: Ստացված կապը երկու էլեկտրոնից բաղկացած երեք կենտրոնական կապ է. Պարտատոմսի պատվերը 0,5 է:

Չզույգված էլեկտրոններ պարունակող քիմիական մասնիկներն ունեն պարամագնիսական հատկություն (ի տարբերություն քիմիական մասնիկների դիամագնիսական հատկությունների, որոնցում բոլոր էլեկտրոնները զուգակցված են)։ Պարամագնիսները բոլոր այն նյութերն են, որոնք կազմված են կենտ թվով էլեկտրոններով քիմիական մասնիկներից, օրինակ՝ NO: Մոլեկուլային ուղեծրերի մեթոդը հնարավորություն է տալիս նույնականացնել պարամագնիսները քիմիական մասնիկներից բաղկացած նյութերի մեջ, որոնք ունեն զույգ թվով էլեկտրոններ, օրինակ՝ O 2, որի մոլեկուլում գտնվում են երկու չզույգված էլեկտրոններ երկու թուլացող π * ուղեծրերի վրա:

Արտաքին ուղեծրերում չզույգված էլեկտրոններով քիմիական տեսակները կոչվում են ազատ ռադիկալներ։ Նրանք պարամագնիսական են և բարձր ռեակտիվ: Անօրգանական ռադիկալներ՝ տեղայնացված չզույգված էլեկտրոններով, օրինակ . Հ, . NH 2-ը սովորաբար կարճատև է: Առաջանում են ֆոտոլիզի, ռադիոլիզի, պիրոլիզի, էլեկտրոլիզի ժամանակ։ Ցածր ջերմաստիճանները օգտագործվում են դրանք կայունացնելու համար: Կարճատև ռադիկալները միջանկյալ տեսակներ են բազմաթիվ ռեակցիաներում:

Նկ.1. Էլեկտրոնների խտության ուրվագծային դիագրամներ Հ 2 +

Դասախոսություն թիվ 4. Մոլեկուլային ուղեծրային մեթոդի հայեցակարգը. Երկուական հոմոմիջուկային մոլեկուլների մոլեկուլային ուղեծրերի էներգետիկ դիագրամներ։ σ - և π- մոլեկուլային օրբիտալներ: Դիա- և պարամագնիսական մոլեկուլներ. Իոնային կապ.

Միջմոլեկուլային փոխազդեցություններ. Ջրածնային կապ.

Վալենտային կապերի մեթոդը բավականին հստակ բացատրում է բազմաթիվ մոլեկուլների ձևավորումն ու կառուցվածքը, սակայն այն չի կարող բացատրել բազմաթիվ փաստեր, օրինակ՝ մոլեկուլային իոնների (H2 +, He2+) կամ ռադիկալների (CH3, NH2) առկայությունը, մոլեկուլների պարամագնիսականությունը։ զույգ թվով էլեկտրոններ (O2, NO), որոնք բացատրվում են մոլեկուլային ուղեծրային մեթոդի (MMO) շրջանակներում։

Մոլեկուլային ուղեծրային մեթոդ

Մուլիկենի և Հունդի կողմից մշակված մոլեկուլային ուղեծրային մեթոդը հիմնված է այն ենթադրության վրա, որ մոլեկուլի յուրաքանչյուր էլեկտրոն գտնվում է մոլեկուլը կազմող ատոմների բոլոր միջուկների և էլեկտրոնների դաշտում, և նրա վիճակը բնութագրվում է Ψ ալիքային ֆունկցիայով։ , որը կոչվում է մոլեկուլային օրբիտալ։ Յուրաքանչյուր MO համապատասխանում է ալիքային ֆունկցիայի, որը բնութագրում է մոլեկուլում որոշակի էներգիայի էլեկտրոնների ամենահավանական մնալու շրջանը։ Ատոմային s-, p-, d-, f- ուղեծրերը համապատասխանում են մոլեկուլային σ-, π-, δ-, … ուղեծրերին, որոնք լցված են Պաուլիի սկզբունքով, Հունդի կանոնով, նվազագույն էներգիայի սկզբունքով:

առավելապես պարզ ձևովմոլեկուլային ուղեծրի (MO) ձևավորումն է

ատոմային ուղեծրերի գծային համակցություն (AO) (LCAO-MO մեթոդ):

Եթե ​​դաշտում երկու ատոմային միջուկներ A-ն և B-ն ունեն մեկ էլեկտրոն, այնուհետև այն կարող է լինել կամ մեկ միջուկում կամ մյուսում, և դրա վիճակը կարելի է նկարագրել երկու մոլեկուլային օրբիտալներով Ψ և Ψ *, որոնք ձևավորվում են ատոմային ուղեծրերի գծային համադրությամբ.

Ψ = Ψ A + Ψ B և Ψ * = Ψ A - Ψ B

Մոլեկուլային ուղեծրը կոչվում է կապող Ψ, եթե այն համապատասխանում է միջուկների միջև ընկած հատվածում էլեկտրոնի խտության ավելացմանը և դրանով իսկ դրանց ձգողականության ավելացմանը, և թուլացող Ψ*, եթե էլեկտրոնի խտությունը նվազում է միջուկների միջև և մեծանում միջուկների հետևում։ , որը համարժեք է միջուկների վանման ավելացմանը։ Կապող MO-ի էներգիան ցածր է սկզբնական AO-ի էներգիայից, թուլացող MO-ի էներգիան ավելի բարձր է, քան սկզբնական ատոմային ուղեծրի էներգիան։

Նկ. 1-ում ներկայացված են Ψ կապի էլեկտրոնային խտության ուրվագծային դիագրամները

ա) և թուլացնելով Ψ * (բ) մոլեկուլային օրբիտալները H2 + մասնիկում:

Ինչպես MVS-ում, այնպես էլ կապի գծի նկատմամբ մոլեկուլային ուղեծրերի համաչափությունը հանգեցնում է σ - MO-ի առաջացմանը, կապող գծին ուղղահայաց ուղղությամբ, - π - MO:

Երբ d-օրբիտալները համընկնում են, δ-

Նկ. Նկար 2-ը ցույց է տալիս σ - կապող և σ - թուլացող MO-ների առաջացումը տարբեր ատոմային ուղեծրերի համադրությամբ; 3 համապատասխանաբար π -MO և π* - MO:

s-օրբիտալների համընկնումը հանգեցնում է երկու մոլեկուլային ուղեծրերի առաջացմանը՝ σs-կապում և σ*s-թուլացում:

p-օրբիտալների համընկնումը հանգեցնում է տարբեր համաչափության վեց մոլեկուլային օրբիտալների առաջացմանը։ Փոխազդող ատոմների երկու p-օրբիտալներից, որոնք ուղղված են հաղորդակցության գծի երկայնքով, օրինակ, X առանցքը, ձևավորվում են կապող σ p z - և թուլացող σ * p z - ուղեծրեր, Z և Y առանցքների երկայնքով - πр z - և πp y: - պարտադիր եւ π * р z - եւ π* p y - թուլացնող MO:

Էլեկտրոններով MO-ների պոպուլյացիան տեղի է ունենում Պաուլիի սկզբունքի, նվազագույն էներգիայի սկզբունքի և Հունդի կանոնի համաձայն։

Բրինձ. 2. σ - կապող և σ - թուլացող մոլեկուլային օրբիտալների առաջացում

Շնորհիվ այն բանի, որ նույն տիպի ուղեծրերի համար ուղեծրերի համընկնող շրջանի չափը նվազում է σ > π > δ շարքում, ապա էներգիայի մակարդակների պառակտումը AO-ից MO առաջացման ժամանակ նվազում է նույն կարգով (նկ. 4), ինչը հանգեցնում է մոլեկուլներում σр− և π-MO լցման կարգի փոփոխության։

չզույգված էլեկտրոններնույն պտույտներով, օրինակ՝ B, C, N և դրանց էլեկտրոնային գործընկերները, ՄՕ-ի լրացման հաջորդականությունը հետևյալն է.

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

Բրինձ. 3. π - կապող և π - թուլացող մոլեկուլային օրբիտալների ձևավորում

Բրինձ. 4. Էներգիայի մակարդակների պառակտման աստիճանի նվազում σ > π > δ շարքում

Երկրորդ և հաջորդ ժամանակաշրջանների միամիջուկային երկատոմային մոլեկուլների համար, որոնցում լրացվում են p - ատոմների ենթամակարդակները զուգակցված էլեկտրոններհակազուգահեռ պտույտներով, օրինակ (O - Ne) և դրանց էլեկտրոնային նմանակները, MO-ի լրացման հաջորդականությունը որոշ չափով փոխվում է.

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

Մոլեկուլի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան կարող է ներկայացվել որպես էներգիայի դիագրամ կամ էլեկտրոնային բանաձև:

Նկ. 5-ը ցույց է տալիս մոլեկուլային օրբիտալների էներգիայի դիագրամը ջրածնի H2 մոլեկուլի համար, էլեկտրոնային բանաձեւորը գրված է հետևյալ կերպ՝ [σ(1s)]2 կամ (σ 1s )2:

Բրինձ. 5. H 2 մոլեկուլի էներգետիկ դիագրամ

Կապող մոլեկուլային ուղեծրի σ 1s լրացումը հանգեցնում է միջուկների միջև էլեկտրոնային խտության ավելացմանը և որոշում H2 մոլեկուլի գոյությունը։

MO մեթոդը հիմնավորում է H2 + մոլեկուլային ջրածնի իոնի առկայության հնարավորությունը և He2 մոլեկուլի գոյության անհնարինությունը, քանի որ վերջին դեպքում σ 1s-ի կապող և թուլացող օրբիտալները երկու էլեկտրոններով լցնելը չի ​​հանգեցնում. մեկուսացված ատոմների էներգիայի փոփոխություն՝ [(σ 1s )2 (σ * 1s )2 ] (նկ. 6): Հետևաբար, He2 մոլեկուլը գոյություն չունի։

Բրինձ. 6. He2 մոլեկուլի գոյության անհնարինությունը հաստատող էներգետիկ դիագրամ

Նկ. Նկար 7-ը ցույց է տալիս մոլեկուլային ուղեծրերի էներգիայի դիագրամը, որը ձևավորվել է երկրորդ էներգիայի մակարդակի s- և p- ուղեծրերի համընկնումից A2 տիպի երկատոմային միամիջուկային մոլեկուլների համար:

Սլաքները ցույց են տալիս ատոմների կողմից ձևավորված մոլեկուլների MO-ի զբաղեցման կարգի փոփոխությունը, որում 2p ենթամակարդակը լցված է չզույգված էլեկտրոններով (B2, C2, N2), որոնց համար կապող π st (2py ) և π st ( 2pz ) գտնվում են σst-ից (2px) ներքևում, և զուգակցված էլեկտրոնները (O2, F2, Ne2), որոնց համար կապող π st (2py) և π st (2pz) գտնվում են σst (2px) վերևում:

Բրինձ. Նկ. 7. MO էներգիայի դիագրամ 2-րդ շրջանի համամիջուկային մոլեկուլների համար (սլաքները ցույց են տալիս σ- և π-MO կապերի լրացման կարգի փոփոխությունը)

MMO-ում օգտագործվում է հասկացությունը՝ կապի կարգ, որը սահմանվում է որպես կապող MO-ում էլեկտրոնների քանակի և թուլացող MO-ում էլեկտրոնների քանակի տարբերություն՝ բաժանված կապը ձևավորող ատոմների թվի վրա:

					N − N*
	Դիատոմային մոլեկուլների համար կապի n կարգը հետևյալն է՝ n =						Որտեղ N թիվն է
	էլեկտրոնները կապված MO-ների վրա, N*-ը թուլացող MO-ների վրա էլեկտրոնների թիվն է:
	H2 մոլեկուլի համար կապի կարգը համապատասխանաբար հետևյալն է.					2− 0		1, He2-ի համար
		2− 2		Ինչը հաստատում է դիատոմի գոյության անհնարինությունը

մոլեկուլները. Հայտնի է, որ իներտ գազերը գոյություն ունեն միատոմային մոլեկուլների տեսքով։ Էլեկտրոններով մոլեկուլային օրբիտալները համալրելու նույն կանոնների օգտագործումը, ինչպես

մեկուսացված ատոմներում ատոմային ուղեծրերը լրացնելիս (Պաուլիի սկզբունք, նվազագույն էներգիայի սկզբունք և Հունդի կանոն)), կարելի է որոշել երկատոմային մոլեկուլների էլեկտրոնային կառուցվածքը, օրինակ՝ N2 և O2։

Եկեք գրենք ատոմների էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիաները հիմնական վիճակում.

			կամ .
			կամ .
N2 և O2 մոլեկուլների էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիաները կարելի է գրել հետևյալ կերպ
		N + N → N2

O2: O+O → O2

Նկ. 8-ը ցույց է տալիս թթվածնի մոլեկուլի առաջացման էներգետիկ դիագրամը:

Նկ.8. Թթվածնի մոլեկուլի էներգիայի դիագրամ

O2 մոլեկուլում զուգահեռ սպիններով երկու էլեկտրոններ հայտնվեցին երկուսի վրա

այլասերված (նույն էներգիայով) * -թուլացող մոլեկուլային օրբիտալներ. Հասանելիություն չզույգված էլեկտրոններորոշում է թթվածնի մոլեկուլի պարամագնիսական հատկությունները, որոնք հատկապես նկատելի են դառնում, եթե թթվածինը սառչում է հեղուկ վիճակում։

Պարամագնիսների մոլեկուլներն ունեն իրենց մագնիսական պահը լիցքերի ներքին շարժման շնորհիվ։ Արտաքինի բացակայության դեպքում մագնիսական դաշտըմոլեկուլների մագնիսական պահերը պատահականորեն կողմնորոշված ​​են, ուստի դրանց պատճառով առաջացող մագնիսական դաշտը զրո է: Նյութի ընդհանուր մագնիսական մոմենտը նույնպես հավասար է զրոյի։

Եթե ​​նյութը տեղադրված է արտաքին մագնիսական դաշտում, ապա դրա ազդեցության տակ մոլեկուլների մագնիսական պահերը ձեռք են բերում գերակշռող կողմնորոշում մեկ ուղղությամբ, և նյութը մագնիսանում է. նրա ընդհանուր մագնիսական պահը տարբերվում է զրոյից:

Դիամագնիսների մոլեկուլները չունեն իրենց սեփական մագնիսական մոմենտները և թույլ են մագնիսացվում, երբ մտնում են մագնիսական դաշտ:

Պարամագնիսները բոլոր նյութերն են, որոնք կազմված են կենտ թվով էլեկտրոններով քիմիական մասնիկներից, օրինակ՝ NO մոլեկուլը, մոլեկուլային իոնները N2 +, N2 - և այլն։

Շատ նյութեր, որոնց մոլեկուլները պարունակում են զույգ թվով էլեկտրոններ, ունեն դիամագնիսական հատկություններ(N2, CO):

ՄՄՕ-ի հիման վրա տրված է զույգ թվով էլեկտրոններ պարունակող թթվածնի և բորի մոլեկուլների պարամագնիսական հատկությունների բացատրությունը։ O2 մոլեկուլն ունի երկու չզույգված էլեկտրոն *-թուլացող մոլեկուլային օրբիտալներում, իսկ B2 մոլեկուլն ունի երկու չզույգված էլեկտրոն *-կապող մոլեկուլային օրբիտալներում (տես Աղյուսակ 1):

Քիմիական մասնիկները, որոնք ունեն չզույգված էլեկտրոններ իրենց արտաքին ուղեծրերում, կոչվում են ազատ ռադիկալներ։ Նրանք պարամագնիսական են և բարձր ռեակտիվ: Անօրգանական ռադիկալները տեղայնացված չզույգված էլեկտրոններով, օրինակ (.H), (.NH2), սովորաբար կարճատև են։ Դրանք ձևավորվում են ֆոտոլիզի ժամանակ,

ռադիոլիզ, պիրոլիզ, էլեկտրոլիզ: Ցածր ջերմաստիճանները օգտագործվում են դրանք կայունացնելու համար: Կարճատև ռադիկալները միջանկյալ մասնիկներ են բազմաթիվ ռեակցիաներում, հատկապես շղթայական և կատալիտիկ ռեակցիաներում:

Կապի կարգը N2 մոլեկուլում, որն ունի վեց էլեկտրոնի ավելցուկ

Քիմիական կապի կարգի հասկացությունը MO մեթոդով համընկնում է BC մեթոդի կապերի բազմակիության հասկացության հետ (O2-ը կրկնակի կապ է, N2-ը՝ եռակի կապ): Պարտատոմսերի կարգի մեծությունն ազդում է կապի ամրության վրա: Որքան բարձր է կապի կարգը, այնքան մեծ է կապի էներգիան և այնքան կարճ է կապի երկարությունը:

Աղյուսակում. 1-ը ցույց է տալիս առաջին և երկրորդ շրջանների համամիջուկային մոլեկուլների էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիաները և կապի բնութագրերը: Ինչպես երևում է աղյուսակից, B2 - C2 - N2 շարքերում կապի կարգի աճով էներգիան մեծանում է, իսկ կապի երկարությունը՝ նվազում:

Աղյուսակ 1. Առաջին և երկրորդ շրջանների մոլեկուլների էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիաները և որոշ հատկություններ

							Մագնիսական
	Մոլեկուլ	Էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիա			անջատում,
							հատկությունները
		[(σ1s )2 ]					դիամագնիսական
		[(σ1s)2 (σ*1ս)2]			Մոլեկուլ գոյություն չունի
							դիամագնիսական
					Մոլեկուլ գոյություն չունի
							պարամագնիսական
							դիամագնիսական
						դիամագնիսական

MO մեթոդը թույլ է տալիս կապի կարգի ոչ ամբողջական արժեքներ: Դա տեղի է ունենում մոլեկուլային իոններում, օրինակ, H2+ մոլեկուլային իոնում, որի համար n = 0,5:

Կապի կարգի, էներգիայի և երկարության փոփոխությունների օրինաչափությունները կարելի է հետևել թթվածնի մոլեկուլի և մոլեկուլային իոնների օրինակներով:

Թթվածնի մոլեկուլի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան և կապի կարգը տրված են Աղյուսակում: 1. Մոլեկուլային թթվածնի իոնների էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիաները և կապի կարգը

հետևյալը.
O2 - -			n = 1,5:
O2 + , O2 , O2 մասնիկների շարքում կապի կարգի նվազումը - որոշում է նվազումը
կապի ամրությունը և գտնում է փորձարարական հաստատում.
O2+:	n \u003d 2.5, E sv \u003d 629 կՋ / մոլ,				d sv = 112 pm;
	n \u003d 2.0, E sv \u003d 494 կՋ / մոլ,				d sv = 121 pm;
O2 - :	n \u003d 1.5, E sv \u003d 397 կՋ / մոլ,				d sv \u003d 126 pm.

Բոլոր մասնիկներն ունեն չզույգված էլեկտրոններ և ցուցադրում են պարամագնիսական հատկություններ: Այն մոլեկուլները, որոնք ունեն նույն թվով վալենտային էլեկտրոններ, կոչվում են

իզոէլեկտրոնայինմասնիկներ. Դրանք ներառում են CO և N2 մոլեկուլները, որոնք ունեն ընդհանուր 14 էլեկտրոն; մոլեկուլային իոն N2 + և CN մոլեկուլ, որն ունի 13 էլեկտրոն։ IMO-ն նույն լցման կարգը վերագրում է իզոէլեկտրոնային մասնիկներին

մոլեկուլային օրբիտալների էլեկտրոններ, նույն կապի կարգը, ինչը հնարավորություն է տալիս բացատրել մոլեկուլների ֆիզիկական հատկությունների մոտիկությունը։

Երբ ձևավորվում է AB տիպի հետերոնուկլեար մոլեկուլ, երկու տարբեր ատոմների ուղեծրերի համակցությունը, ինչը հանգեցնում է մոլեկուլի ձևավորմանը, հնարավոր է միայն այն դեպքում, եթե էլեկտրոնի էներգիաները մոտ են, մինչդեռ էներգիայի մեջ ավելի բարձր էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմի ուղեծրերը: գծապատկերները միշտ գտնվում են ավելի ցածր:

Նկ. Նկար 9-ը ցույց է տալիս CO մոլեկուլի առաջացման էներգիայի սխեման:

Թթվածնի ատոմի չորս 2p էլեկտրոն և ածխածնի ատոմի երկու 2p էլեկտրոն անցնում են կապող π - և σ - MO: Միացնող ատոմների 2p էլեկտրոնների էներգիան նույնը չէ. թթվածնի ատոմն ունի ավելի բարձր միջուկային լիցք և էլեկտրաբացասականություն՝ համեմատած ածխածնի ատոմի հետ, հետևաբար թթվածնի ատոմի 2p էլեկտրոնները ավելի ուժեղ են ձգվում միջուկով և դրանց դիրքով։ էներգիայի դիագրամը համապատասխանում է ավելի ցածր էներգիայի՝ համեմատած ածխածնի ատոմի 2p ուղեծրերի հետ։ Կապի ձևավորման մեջ ներգրավված բոլոր վեց էլեկտրոնները տեղակայված են երեք կապող MO-ների վրա, հետևաբար, կապի բազմապատկությունը երեք է, ինչը բացատրում է ազատ ազոտի և ածխածնի երկօքսիդի (II) հատկությունների զգալի նմանությունը (Աղյուսակ 2):

Բրինձ. 9. CO-ի մոլեկուլի առաջացման էներգետիկ սխեման

Աղյուսակ 2. Որոշ ֆիզիկական հատկություններ CO և N2 մոլեկուլներ

Մոլեկուլ	Տ պլ, Կ	Թ բեյլը, Կ	E St, կՋ/մոլ	d sv , pm

Քիմիական կապի ոչ վալենտ տեսակները

Իոնային կապ.

Երբ փոխազդող ատոմների էլեկտրաբացասականության տարբերությունը երկու միավորից ավելի է, վալենտային էլեկտրոնների տեղաշարժն այնքան մեծ է, որ կարելի է խոսել դրանց անցման մասին մի ատոմից մյուսը լիցքավորված մասնիկների՝ կատիոնների և անիոնների ձևավորմամբ: Այս մասնիկները փոխազդում են միմյանց հետ էլեկտրաստատիկական օրենքների համաձայն։ Ստացված կապը կոչվում է իոնային: Իոնային կապերով միացությունները զգալիորեն

ավելի քիչ տարածված, քան կովալենտային կապով միացությունները, որոնք բնորոշ են այնտեղ գոյություն ունեցող նյութերին նորմալ պայմաններբյուրեղային վիճակում և հալված կամ լուծարված վիճակում ունենալով իոնային հաղորդունակություն։ Իոնային միացությունները հիմնականում ներառում են բնորոշ աղեր՝ հալոգենիդներ ալկալիական մետաղներունենալով իոնային բյուրեղյա վանդակ: Իոնային մոլեկուլները գոյություն ունեն միայն բարձր ջերմաստիճաններում իոնային միացությունների գոլորշիներում:

Իոնային կապը, ի տարբերություն կովալենտային կապի, ուղղորդված չէ, քանի որ իոնները կազմում են գնդաձև սիմետրիկ ուժային դաշտեր, հագեցվածություն չունի, քանի որ հակառակ նշանի իոնների փոխազդեցությունը տեղի է ունենում տարբեր ուղղություններով, ապա տեղայնացված է, քանի որ կապող հատվածում էլեկտրոնային խտության ավելացում չի նկատվում։

Իոնային կապի էլեկտրաստատիկ մոդել դրա առաջացումը համարում է հակառակ լիցքավորված իոնների փոխազդեցություն, որոնցից յուրաքանչյուրը բնութագրվում է

AB մոլեկուլի առաջացման էներգիան կարող է սահմանվել որպես մի քանի էներգիաների հանրահաշվական գումար՝ Az+ և Bz- իոնների ձգողական էներգիա, իոնների վանման էներգիա, B ատոմի էլեկտրոնների մերձեցման էներգիա և A ատոմի իոնացման էներգիա։

իոններ մոլեկուլում, n - հաշվի է առնում վանման էներգիայի մասնաբաժինը, որը սովորաբար կազմում է ձգողականության էներգիայի 10%-ը, E B - B ատոմի էլեկտրոնների մերձեցման էներգիան, I A - A ատոմի իոնացման էներգիան։

Գազային KCl մոլեկուլի համար E AB էներգիան հաշվարկվել է առանց բևեռացումը հաշվի առնելու

իոններ՝ d \u003d 2,67 10-10 eV, E Cl \u003d 3,61 eV, I K \u003d 4,34 eV և կապող էներգիան E կապ \u003d -E AB \u003d 4,06 eV ~ 391 կՋ է:

KCl մոլեկուլի փորձնականորեն որոշված ​​իոնացման էներգիան 422 կՋ/մոլ է։

Գազերում, հեղուկներում և բյուրեղներում յուրաքանչյուր իոն ձգտում է իրեն շրջապատել ամենամեծ թիվըհակառակ լիցք ունեցող իոններ.

Տիեզերքում իոնների գտնվելու վայրը որոշվում է նրանց շառավիղների հարաբերակցությամբ։ Եթե ​​կատիոնի շառավիղի և անիոնի շառավիղի հարաբերակցությունը ներսում է

r + /r - = 0,41-0,73, այնուհետև հակառակ լիցք ունեցող վեց իոններ համակարգվում են կենտրոնական ատոմի շուրջ՝ կատիոն կամ անիոն։ Այս կոորդինացումը կոչվում է ութանիստ, իսկ բյուրեղային ցանցի տեսակը նշանակվում է որպես NaCl տեսակ:

Եթե ​​կատիոնի շառավիղի և անիոնի շառավիղի հարաբերակցությունը ներսում է

r + /r - = 0,73-1,37, այնուհետև կենտրոնական ատոմի շուրջը համակարգվում են հակադիր լիցք ունեցող ութ իոններ՝ կատիոն կամ անիոն: Նման կոորդինացումը կոչվում է խորանարդ, իսկ բյուրեղային ցանցի տեսակը նշանակվում է որպես CsCl տեսակ:

Երբ իոնները մոտենում են միմյանց, դրանց գնդաձև էլեկտրոնային թաղանթները դեֆորմացվում են, ինչը հանգեցնում է էլեկտրական լիցքի տեղաշարժի և մասնիկի մեջ առաջացած էլեկտրական մոմենտի առաջացմանը։ Այս երեւույթը կոչվում է իոնների բևեռացում. Իոնների բևեռացումը երկկողմանի գործընթաց է, որը միավորում է իոնների բևեռացման և բևեռացնող ազդեցությունկախված իոնի էլեկտրոնային կառուցվածքից, լիցքից և չափից: Բևեռացումը նվազագույն է իներտ գազի կոնֆիգուրացիա ունեցող իոնների համար (ns 2 np 6), որոնք միևնույն ժամանակ ունեն ամենամեծ բևեռացման ազդեցությունը: d - տարրերի իոնների զգալի բևեռացումը բացատրվում է մեծ թվով վալենտային էլեկտրոնների առկայությամբ, որի արդյունքում ավելանում է կապի կովալենտային բաղադրիչը։

Բևեռացման էֆեկտը բացատրում է նյութերի հատկությունների բազմաթիվ տարբերություններ, օրինակ՝ ջրի մեջ արծաթի քլորիդի վատ լուծելիությունը՝ համեմատած ալկալիների քլորիդների հետ։

մետաղներ, հալման ջերմաստիճանների տարբերություններ, օրինակ՝ T pl, AgCl = 4550 C, T pl, NaCl = 8010 C. Իոնների էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիաներ՝ Ag + - 4d 10 5s 0; Na+ - 3s 0:

4d 10 էլեկտրոնների առկայության պատճառով Ag+ իոնի պակաս սիմետրիկ էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան առաջացնում է նրա ավելի ուժեղ բևեռացում, ինչը հանգեցնում է արտաքին տեսքի.

կապի ուղղորդված կովալենտ բաղադրիչը NaCl-ի համեմատ, որում կապի իոնականության աստիճանն ավելի բարձր է։

Մետաղական միացում.

Մետաղների ամենակարեւոր հատկությունը բարձր է էլեկտրական հաղորդունակություն, որը նվազում է ջերմաստիճանի բարձրացման հետ: Մետաղների ատոմները տարբերվում են այլ տարրերի ատոմներից նրանով, որ նրանք համեմատաբար թույլ են պահպանում իրենց արտաքին էլեկտրոնները։ Հետևաբար, մետաղի բյուրեղային ցանցում այս էլեկտրոնները թողնում են իրենց ատոմները՝ դրանք վերածելով դրական լիցքավորված իոնների։ «Ընդհանուր» էլեկտրոնները շարժվում են կատիոնների միջև տարածության մեջ և պահում դրանք միասին։ Մետաղների միջատոմային հեռավորությունները ավելի մեծ են, քան կովալենտային կապով նրանց միացություններում։ Նման կապ գոյություն ունի ոչ միայն մետաղական բյուրեղներում, այլև դրանց հալվածքներում և ամորֆ վիճակում։ Այն կոչվում է

մետաղական, որոշում է մետաղների էլեկտրոնային հաղորդունակությունը։

Մետաղում էլեկտրոնները շարժվում են պատահականորեն՝ անցնելով մի ատոմից մյուսը՝ առաջացնելով էլեկտրոնային գազ։ Դրական լիցքավորված մետաղի իոնները միայն փոքր-ինչ տատանվում են բյուրեղային ցանցում իրենց դիրքի շուրջ, երբ մետաղը տաքացվում է, կատիոնների թրթռումները մեծանում են և մետաղի էլեկտրական դիմադրությունը մեծանում: Որոշ ատոմների հետ չկապված ազատ էլեկտրոնների առկայության պատճառով մետաղները լավ են վարվում էլեկտրաէներգիաև տաք:

Մետաղների այնպիսի ֆիզիկական հատկություններ, ինչպիսիք են բարձր ջերմային և էլեկտրական հաղորդունակությունը, ճկունությունը և ճկունությունը, մետաղական փայլը, կարելի է բացատրել էլեկտրոնային գազի հայեցակարգի հիման վրա: Մետաղական կապը բավականին ամուր է, քանի որ մետաղների մեծ մասն ունի բարձր հալման կետ:

Ավելի խիստ մեկնաբանություն մետաղական կապթող տանք մոլեկուլային ուղեծրային մեթոդ. Հիշեցնենք, որ երբ երկու ատոմային օրբիտալներ փոխազդում են, ձևավորվում են երկու մոլեկուլային օրբիտալներ՝ կապող և հակակապակցված ուղեծրեր: Կա էներգիայի մակարդակի բաժանում երկու մասի: Եթե ​​չորս մետաղի ատոմները փոխազդում են միաժամանակ, ապա ձևավորվում են չորս մոլեկուլային ուղեծրեր: Բյուրեղում պարունակվող N մասնիկների միաժամանակյա փոխազդեցությամբ ձևավորվում են N մոլեկուլային ուղեծրեր, և N-ի արժեքը կարող է հասնել թվի համեմատելի հսկայական արժեքների:

Ավոգադրո (6 1023 ). Միևնույն ենթամակարդակի ատոմային օրբիտալներով ձևավորված մոլեկուլային ուղեծրերը այնքան մոտ են, որ գործնականում միաձուլվում են՝ ձևավորելով որոշակի.

էներգետիկ գոտի (նկ. 10):

Բրինձ. 10. Բյուրեղի մեջ էներգիայի ժապավենի առաջացում

Դիտարկենք էներգիայի շերտերի ձևավորումը մետաղական նատրիումի օրինակով,

Մենք արդեն գիտենք, որ ատոմներում էլեկտրոնները գտնվում են թույլատրելի էներգետիկ վիճակներում՝ ատոմային օրբիտալներ (AO): Նմանապես, մոլեկուլներում էլեկտրոնները գոյություն ունեն թույլատրված էներգիայի վիճակներում մոլեկուլային օրբիտալներ (MO).

մոլեկուլային ուղեծրշատ ավելի բարդ, քան ատոմային ուղեծիրը: Ահա մի քանի կանոններ, որոնք կառաջնորդեն մեզ AO-ից MO կառուցելիս.

• Ատոմային ուղեծրերի մի շարքից ՄՕ-ներ կազմելիս ստացվում է նույնքան ՄՕ, որքան այս բազմության մեջ կան ԱՕ-ներ։
• Մի քանի AO-ներից ստացված MO-ների միջին էներգիան մոտավորապես հավասար է (բայց կարող է լինել ավելի կամ փոքր, քան) վերցված ԱՕ-ների միջին էներգիային:
• MO-ները ենթարկվում են Պաուլիի բացառման սկզբունքին. յուրաքանչյուր MO չի կարող ունենալ ավելի քան երկու էլեկտրոն, որոնք պետք է ունենան հակառակ սպիններ:
• ԱՕ-ները, որոնք ունեն համեմատելի էներգիա, միավորվում են ամենաարդյունավետը:
• Արդյունավետությունը, որով միավորվում են երկու ատոմային ուղեծրերը, համաչափ է դրանց համընկնմանը միմյանց հետ։
• Երբ MO ձևավորվում է երկու ոչ համարժեք AO-ների համընկնմամբ, կապող MO-ն ավելի մեծ ներդրում է պարունակում ամենացածր էներգիա ունեցող AO-ից, մինչդեռ հակակապակցման ուղեծրը պարունակում է ավելի մեծ էներգիա ունեցող AO-ի ներդրումը:

Ներկայացնում ենք հայեցակարգը կապի կարգը. Դիատոմային մոլեկուլներում կապի կարգը ցույց է տալիս, թե որքանով է կապող էլեկտրոնային զույգերի թիվը գերազանցում հակակապակցված էլեկտրոնային զույգերի թիվը.

Այժմ եկեք նայենք մի օրինակ, թե ինչպես կարող են կիրառվել այս կանոնները:

Առաջին շրջանի տարրերի մոլեկուլային ուղեծրային դիագրամներ

Սկսենք նրանից ջրածնի մոլեկուլի ձևավորումերկու ջրածնի ատոմներից:

Փոխազդեցության արդյունքում 1-ի ուղեծրերՋրածնի ատոմներից յուրաքանչյուրը կազմում է երկու մոլեկուլային ուղեծրեր։ Փոխազդեցության ժամանակ, երբ էլեկտրոնային խտությունը կենտրոնանում է միջուկների միջև ընկած տարածության մեջ, ա կապող սիգմա - ուղեծրային(σ). Այս համակցությունը ավելի ցածր էներգիա ունի, քան սկզբնական ատոմները: Փոխազդեցության դեպքում, երբ էլեկտրոնի խտությունը կենտրոնացած է միջմիջուկային շրջանի արտաքին մասում, ա. antibonding sigma - orbital(ս*). Այս համադրությունն ունի ավելին բարձր էներգիաքան սկզբնական ատոմները։

Ջրածնի և հելիումի մոլեկուլների MO դիագրամներ

Էլեկտրոնները, ըստ Պաուլիի սկզբունքը, զբաղեցնում են նախ ամենացածր էներգիայի σ-օրբիտալ ունեցող ուղեծիրը։

Հիմա հաշվի առեք He 2 մոլեկուլի ձևավորում, երբ հելիումի երկու ատոմ մոտենում են միմյանց։ Այս դեպքում տեղի է ունենում նաև 1s-օրբիտալների փոխազդեցություն և σ*-օրբիտալների ձևավորում, մինչդեռ երկու էլեկտրոններ զբաղեցնում են կապող ուղեծիրը, իսկ մյուս երկու էլեկտրոնները՝ թուլացող ուղեծրը։ Σ * -օրբիտալն ապակայունացված է նույն չափով, ինչքան կայունանում է σ - ուղեծրը, այնպես որ σ * -ուղեծրը զբաղեցնող երկու էլեկտրոն ապակայունացնում են He 2 մոլեկուլը։ Իսկապես, փորձնականորեն ապացուցված է, որ He 2 մոլեկուլը շատ անկայուն է։

Հաջորդը, հաշվի առեք Li 2 մոլեկուլի ձևավորում, հաշվի առնելով, որ 1s և 2s ուղեծրերը էներգիայով չափից դուրս շատ են տարբերվում և հետևաբար նրանց միջև ուժեղ փոխազդեցություն չկա։ Ստորև ներկայացված է Li 2 մոլեկուլի էներգիայի մակարդակի դիագրամը, որտեղ 1s-կապող և 1s-հակակապող ուղեծրերի էլեկտրոնները էապես չեն նպաստում կապին: Հետեւաբար, Li 2 մոլեկուլում քիմիական կապի առաջացումը պատասխանատու է 2s էլեկտրոններ. Այս գործողությունը տարածվում է այլ մոլեկուլների ձևավորման վրա, որոնցում լցված ատոմային ենթափեղկերը (s, p, d) չեն նպաստում. քիմիական կապ. Այսպիսով, միայն վալենտային էլեկտրոններ .

Արդյունքում, համար ալկալիական մետաղներ, մոլեկուլային ուղեծրային դիագրամը կունենա մեր կողմից դիտարկված Li 2 մոլեկուլի դիագրամի նման ձև։

Լիթիումի մոլեկուլի MO դիագրամ

Հաղորդակցման կարգը n Li 2 մոլեկուլում 1 է

Երկրորդ շրջանի տարրերի մոլեկուլային ուղեծրային դիագրամներ

Եկեք դիտարկենք, թե ինչպես են փոխազդում երկրորդ շրջանի երկու նույնական ատոմները՝ ունենալով s- և p- ուղեծրերի մի շարք: Պետք է ակնկալել, որ 2s ուղեծրերը կմիանան միայն միմյանց հետ, իսկ 2p ուղեծրերը՝ միայն 2p ուղեծրերով։ Որովհետեւ 2p ուղեծրերը կարող են փոխազդել միմյանց հետ երկու տարբեր ձևերով, նրանք կազմում են σ և π մոլեկուլային ուղեծրեր։ Օգտագործելով ստորև ներկայացված ամփոփ գծապատկերը, կարող եք սահմանել Երկրորդ շրջանի երկատոմային մոլեկուլների էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիաներ որոնք տրված են աղյուսակում:

Այսպիսով, մոլեկուլի ձևավորումը, օրինակ. ֆտոր F 2ատոմների նշագրման մեջ մոլեկուլային ուղեծրի տեսությունկարելի է գրել այսպես.

2F =F 2 [(σ 1s) 2 (σ * 1s) 2 (σ 2s) 2 (σ * 2 վրկ) 2 (σ 2px) 2 (π 2py) 2 (π 2pz) 2 (π * 2py) 2 ( π * 2pz) 2]:

Որովհետեւ Քանի որ 1s ամպերի համընկնումը աննշան է, այդ ուղեծրերում էլեկտրոնների մասնակցությունը կարող է անտեսվել։ Այնուհետև ֆտորի մոլեկուլի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան կլինի.

F2,

որտեղ K-ն K-շերտի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան է:

Տարրերի երկատոմային մոլեկուլների MO դիագրամներ 2 պարբերաշրջան

Բևեռային երկատոմային մոլեկուլների մոլեկուլային ուղեծրեր

ՄՕ վարդապետությունթույլ է տալիս բացատրել և կրթել երկատոմային հետերոնուկլեար մոլեկուլներ. Եթե ​​մոլեկուլի ատոմները շատ չեն տարբերվում միմյանցից (օրինակ՝ NO, CO, CN), ապա վերը նշված դիագրամը կարող եք օգտագործել 2-րդ շրջանի տարրերի համար։

Մոլեկուլը կազմող ատոմների զգալի տարբերություններով դիագրամը փոխվում է։ Հաշվի առեք HF մոլեկուլ, որոնցում ատոմները մեծապես տարբերվում են էլեկտրաբացասականությամբ։

Ջրածնի ատոմի 1s ուղեծրի էներգիան ավելի մեծ է, քան ֆտորի ամենաբարձր վալենտային ուղեծրի էներգիան՝ 2p-օրբիտալը։ Ջրածնի ատոմի 1s ուղեծրի և ֆտորի 2p ուղեծրի փոխազդեցությունը հանգեցնում է ձևավորման. կապող և հակակապակցված ուղեծրեր, ինչպես ցույց է տրված նկարում։ Զույգ էլեկտրոններ, որոնք տեղակայված են HF մոլեկուլի միացման ուղեծրում, ձևավորվում են բևեռային կովալենտային կապ.

Կապող ուղեծրի համար HF մոլեկուլները ֆտորի ատոմի 2p ուղեծրը ավելի շատ է խաղում կարևոր դերքան ջրածնի ատոմի 1վ ուղեծրը։

Հակաբոնդային ուղեծրի համար HF մոլեկուլները հակառակը. ջրածնի ատոմի 1s ուղեծրն ավելի կարևոր դեր է խաղում, քան ֆտորի ատոմի 2p ուղեծիրը։

Կատեգորիաներ,

Ժամանակագրական առումով MO մեթոդը հայտնվեց ավելի ուշ, քան VS մեթոդը, քանի որ կովալենտային կապերի տեսության մեջ կային հարցեր, որոնք հնարավոր չէ բացատրել VS մեթոդով: Եկեք մատնանշենք դրանցից մի քանիսը.

Ինչպես հայտնի է, VS մեթոդի հիմնական դիրքորոշումն այն է, որ ատոմների միջև կապն իրականացվում է էլեկտրոնային զույգերի (կապող երկէլեկտրոնային ամպերի) շնորհիվ։ Բայց միշտ չէ, որ այդպես է։ Որոշ դեպքերում առանձին էլեկտրոններ մասնակցում են քիմիական կապի ձևավորմանը: Այսպիսով, մոլեկուլային իոն H 2 + մեկ էլեկտրոնային կապում: VS մեթոդը չի կարող բացատրել մեկ էլեկտրոնային կապի առաջացումը, այն հակասում է նրա հիմնական դիրքորոշմանը։

VS մեթոդը նույնպես չի բացատրում չզույգված էլեկտրոնների դերը մոլեկուլում։ Չզույգված էլեկտրոններով մոլեկուլներ պարամագնիսական, այսինքն՝ դրանք ներքաշվում են մագնիսական դաշտի մեջ, քանի որ չզույգված էլեկտրոնը մշտական ​​մագնիսական մոմենտ է ստեղծում։ Եթե ​​մոլեկուլներում չկան չզույգված էլեկտրոններ, ապա նրանք դիամագնիսականդուրս են մղվում մագնիսական դաշտից։ Թթվածնի մոլեկուլը պարամագնիսական է, ունի երկու էլեկտրոն՝ զուգահեռ սպիններով, ինչը հակասում է VS մեթոդին։ Հարկ է նաև նշել, որ VS մեթոդը չի կարող բացատրել մի շարք հատկություններ բարդ միացություններ- դրանց գույնը և այլն:

Այս փաստերը բացատրելու համար առաջարկվել է մոլեկուլային ուղեծրային մեթոդը (MMO):

4.5.1. mmo-ի հիմնական դրույթները, mo.

1. Մոլեկուլում բոլոր էլեկտրոնները ընդհանուր են: Մոլեկուլն ինքնին մեկ ամբողջություն է՝ միջուկների և էլեկտրոնների հավաքածու։

2. Մոլեկուլում յուրաքանչյուր էլեկտրոն համապատասխանում է մոլեկուլային ուղեծրին, ինչպես ատոմի յուրաքանչյուր էլեկտրոն համապատասխանում է ատոմային ուղեծրին։ Եվ ուղեծրերի նշանակումները նման են.

ԱՕ ս, պ, դ, զ

MO σ, π, δ, φ

3. Որպես առաջին մոտարկում՝ մոլեկուլային ուղեծիրը ատոմային օրբիտալների գծային համակցությունն է (գումարում և հանում): Հետևաբար, նրանք խոսում են MO LCAO մեթոդի մասին (մոլեկուլային օրբիտալը ատոմային օրբիտալների գծային համակցություն է), որում սկսած. ՆՁևավորվում է ԱՕ Ն MO (սա մեթոդի հիմնական դրույթն է):

Բրինձ. 12. Էներգիա

խալերի առաջացման սխեմա

սառչում է ջրածնի H2

Քիմիական կապերի դիտարկումը MO մեթոդով բաղկացած է էլեկտրոնների բաշխումից մոլեկուլում նրա ուղեծրերի երկայնքով: Վերջիններս լրացվում են էներգիայի աճման կարգով և հաշվի առնելով Պաուլիի սկզբունքը։ Այս մեթոդը ենթադրում է միջուկների միջև էլեկտրոնային խտության աճ կովալենտային կապի ձևավորման ժամանակ։

Օգտագործելով 1-3 դրույթները, մենք բացատրում ենք H 2 մոլեկուլի առաջացումը MO մեթոդի տեսանկյունից: Ջրածնի ատոմների բավարար կոնվերգենցիայի դեպքում նրանց էլեկտրոնային ուղեծրերը համընկնում են: Համաձայն 3-րդ կետի՝ երկու միանման ls-օրբիտալներից առաջանում են երկու մոլեկուլային ուղեծրեր՝ մեկը ատոմային օրբիտալների ավելացումից, մյուսը՝ դրանց հանումից (նկ. 12)։ Առաջին E 1-ի էներգիան< E 2 , а энергия второй E 2 < E 3 .

Այն մոլեկուլային ուղեծրը, որի էներգիան փոքր է մեկուսացված ատոմի ատոմային ուղեծրի էներգիայից, կոչվում է. պարտավորեցնող(նշվում է խորհրդանիշով sv), և դրա վրա տեղակայված էլեկտրոնները - կապող էլեկտրոններ.

Այն մոլեկուլային ուղեծրը, որի էներգիան ավելի մեծ է, քան ատոմային ուղեծիրը, կոչվում է հակահամաճարակայինկամ թուլացում(նշվում է խորհրդանիշով razr), և դրա վրա տեղակայված էլեկտրոնները. թուլացող էլեկտրոններ.

Եթե ​​միացնող ջրածնի ատոմների էլեկտրոնային սպինները հակազուգահեռ են, ապա նրանք կզբաղեցնեն կապող ՄՕ-ն, առաջանում է քիմիական կապ (նկ. 12), որն ուղեկցվում է E 1 էներգիայի արտազատմամբ (435 կՋ/մոլ)։ Եթե ​​ջրածնի ատոմների էլեկտրոնային սպինները զուգահեռ են, ապա Պաուլիի սկզբունքի համաձայն դրանք չեն կարող տեղադրվել միևնույն մոլեկուլային ուղեծրի վրա. դրանցից մեկը կտեղադրվի կապի, իսկ մյուսը թուլացող ուղեծրի վրա, ինչը նշանակում է. քիմիական կապչի կարող ձևավորվել.

Ըստ MO մեթոդի, մոլեկուլների ձևավորումը հնարավոր է, եթե կապող ուղեծրերում էլեկտրոնների քանակը լինի. ավելի շատ համարէլեկտրոնները թուլացող ուղեծրերում: Եթե ​​կապող և թուլացող ուղեծրերում էլեկտրոնների թիվը նույնն է, ապա այդպիսի մոլեկուլներ չեն կարող առաջանալ։ Այսպիսով, տեսությունը թույլ չի տալիս He 2 մոլեկուլի գոյությունը, քանի որ դրանում երկու էլեկտրոններ կլինեն կապող ուղեծրում, իսկ երկուսը՝ թուլացող ուղեծրում։ Միշտ թուլացող էլեկտրոնը ժխտում է կապող էլեկտրոնի ազդեցությունը:

MO մեթոդի նշումում ատոմներից ջրածնի մոլեկուլի առաջացման ռեակցիան գրված է հետևյալ կերպ.

2H = H 2 [(σ CB 1s) 2],

դրանք. սիմվոլներն օգտագործվում են ատոմային և մոլեկուլային ուղեծրերում էլեկտրոնների տեղաբաշխումն արտահայտելու համար։ Այս դեպքում յուրաքանչյուր MO-ի խորհրդանիշը փակվում է փակագծերում, իսկ աջ կողմում գտնվող փակագծերի վերևում նշված է այս ուղեծրի էլեկտրոնների թիվը:

Վալենտային կապերի քանակը որոշվում է բանաձևով.

որտեղ՝ B-ը կապերի քանակն է.

N CB N RAS - համապատասխանաբար, մոլեկուլում կապող և թուլացող էլեկտրոնների քանակը:

Ջրածնի մոլեկուլում B \u003d (2-0): 2 \u003d 1, ջրածինը միավալենտ է: H 2 մոլեկուլը դիամագնիսական է (էլեկտրոնները զուգակցված են):

Այժմ H 2 + մոլեկուլային իոնում մեկ էլեկտրոնային կապը հեշտությամբ բացատրվում է (նկ. 13): Այս իոնի միակ էլեկտրոնը զբաղեցնում է էներգետիկ առումով ամենաբարենպաստ ուղեծիրը 1-ին Սբ. Գործընթացի հավասարումը.

H + H + = H 2 + [(σ St 1s) 1], ∆H = - 259,4 կՋ

Բրինձ. 13. Էներգետիկ սխեման 14. Էներգետիկ սխեման

երկհելիումի իոնի He 2-ի մոլեկուլային ձևավորման ձևավորում

ջրածնի իոն H 2

H 2 + իոնում կապերի թիվը ½ է (կապ մեկ էլեկտրոնի միջոցով): H 2 + իոնը պարամագնիսական է (ունի մեկ չզույգված էլեկտրոն):

Հնարավոր է մոլեկուլային երկհելիումի He 2 + իոնի առկայությունը (նկ. 14): Դրա ձևավորման հավասարումը

Նա + Նա + = Նա 2 + [(σ CB 1s) 2 (σ res 1s) 1], ∆H = - 292,8 կՋ

Այս իոնը հայտնաբերվել է փորձնականորեն։ Դրանում գտնվող հղումների քանակը

Բրինձ. 15 . Երկրորդ շրջանի տարրերի երկատոմային միամիջուկային մոլեկուլների առաջացման էներգետիկ սխեման

(2-1): 2 = 1/2: Իոնը պարամագնիսական է (ունի չզույգված էլեկտրոն)։

4.5.2. 2-րդ շրջանի տարրերի հիմնական երկատոմային միամիջուկային մոլեկուլները.Երկու միանման ԱՕ-ներից ՄՕ կառուցման դիտարկված սկզբունքը պահպանվել է Դ.Ի.-ի 2-րդ շրջանի տարրերի համամիջուկային մոլեկուլների կառուցման մեջ։ Մենդելեևը. Դրանք ձևավորվում են 2s- և 2p x -, 2p y փոխազդեցության արդյունքում։ - և 2p z-օրբիտալներ։

1s օրբիտալների ներքին էլեկտրոնների մասնակցությունը կարող է անտեսվել (դրանք հաշվի չեն առնվում հետագա էներգետիկ սխեմաներում)։ Մի ատոմի 2s ուղեծրը փոխազդում է միայն մեկ այլ ատոմի 2s ուղեծրի հետ (պետք է լինի փոխազդող ուղեծրերի էներգիաների մոտիկություն)՝ առաջացնելով MO σ 2 s լույս և σ 2 s ռես։ Երբ երկու ատոմների 2p ուղեծրերը համընկնում են (փոխազդում), առաջանում են MO-ներ.

(

Բրինձ. 16. Li 2 մոլեկուլի առաջացման էներգետիկ սխեման

Նկ.15): Նրանք. 6 սկզբնական 2p ուղեծրերից ձևավորվում են վեց MO-եր՝ երեք կապող և երեք հակակապող: MO ձևավորվել է ս- իսկ p x -ատոմային ուղեծրերը նշվում են տառով , իսկ r y -ից և r z - - տառով . թզի օգնությամբ։ 15 հեշտ է ներկայացնել այս մոլեկուլների էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիաները MO մեթոդի նշումով:

Օրինակ 1 Լիթիումի մոլեկուլ Li 2. Դրա ձևավորման սխեման ներկայացված է Նկ.16-ում: Այն ունի երկու կապող էլեկտրոն, մոլեկուլը դիամագնիսական է (էլեկտրոնները զուգակցված են)։ Հավասարումների և բանաձևի գրելը կարելի է պարզեցնել՝ ներքին մակարդակը նշելով K.

2Li = Li2

Հղումների քանակը 1 է։

Օրինակ 2 Բերիլիում Be 2 մոլեկուլ. Մոլեկուլի ութ էլեկտրոնները տեղադրվում են MO-ի վրա հետևյալ կերպ.

Եղիր 2

Ինչպես երևում է, մոլեկուլում կապերի թիվը զրոյական է. երկու թուլացող էլեկտրոնները ոչնչացնում են երկու կապող էլեկտրոնների գործողությունը։ Նման մոլեկուլ գոյություն ունենալ չի կարող, և այն դեռևս չի հայտնաբերվել։ Պետք է նշել, որ երկատոմային մոլեկուլները անհնար են IIA խմբի բոլոր տարրերի, պալադիումի և իներտ տարրերի համար, քանի որ դրանց ատոմներն ունեն փակ էլեկտրոնային կառուցվածք:

Օրինակ 3 Ազոտի մոլեկուլ N 2 (նկ. 17): 14 էլեկտրոնի բաշխումը MO-ով գրված է հետևյալ կերպ.

N 2 [(σ CB 1s) 2 (σ cut 1s) 2 (σ CB 2s) 2 (σ cut 2s) 2 (π CB 2p y) 2 (π CB 2p z) 2 (σ CB 2p x) 2 ]

կամ կրճատ՝

N 2 [CC (σ s CB) 2 (σ s resp) 2 (π y CB) 2 (π z CB) 2 (σ x CB) 2]

1 -1 +1 +1 +1=3

Բրինձ. 17. N 2 մոլեկուլի առաջացման էներգետիկ սխեման

Բանաձևի տակ նշվում է մոլեկուլում կապերի քանակը՝ հիմնվելով այն հաշվարկի վրա, որ մեկ MO-ի վրա տեղակայված երկու էլեկտրոնները կազմում են վալենտային կապ. գումարած նշանը նշանակում է կապող օրբիտալներ, մինուս նշանը նշանակում է հակակապակցման ուղեծրեր: Մոլեկուլում կապերի թիվը 3 է։ Չկան զուգավորված էլեկտրոններ՝ մոլեկուլը դիամագնիսական է։

Օրինակ 4 O 2 մոլեկուլ (նկ. 18): Էլեկտրոնները տեղադրվում են MO-ի երկայնքով հետևյալ հաջորդականությամբ.

O 2 [CC(σs CB)2(σs res)2(π y CB)2(π z CB)2(σ x CB)2(π y res)1(π z res)1]

1 -1 +1 +1 +1 - 1 / 2 - 1 / 2 =2

Բրինձ. 18. O 2 մոլեկուլի առաջացման էներգետիկ սխեման

Մոլեկուլում կա երկու վալենտային կապ: Վերջին երկու էլեկտրոնները տեղադրվեցին տարբեր π-թուլացող ուղեծրերում՝ համաձայն Հունդի կանոնի։ Երկու չզույգված էլեկտրոններ որոշում են թթվածնի մոլեկուլի պարամագնիսականությունը։

4.5.3. 2-րդ շրջանի տարրերի երկատոմային հետերոնուկլեար մոլեկուլներ. 2-րդ շրջանի տարրերի ատոմներից բաղկացած հետերոնուկլեար երկատոմային մոլեկուլների ՄՕ-ների առաջացման էներգետիկ սխեման ներկայացված է Նկ. 19. Այն նման է համամիջուկային մոլեկուլների MO-ի առաջացման սխեմային.

Հիմնական տարբերությունն այն է, որ տարբեր տարրերի ատոմների նույնանուն ուղեծրերի էներգիայի արժեքները միմյանց հավասար չեն, քանի որ ատոմների միջուկների լիցքերը տարբեր են: Որպես օրինակ՝ դիտարկենք CO և NO մոլեկուլների վալենտային էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան:

Բրինձ. 19 . Երկրորդ շրջանի տարրերի երկու ատոմային հետերոմիջուկային մոլեկուլների ձևավորման էներգետիկ սխեման

Օրինակ 5 . CO մոլեկուլ. Ածխածնի ատոմի արտաքին էլեկտրոնային թաղանթն ունի 2s 2 2p 2 կոնֆիգուրացիա, իսկ թթվածինը 2s 2 2p 4: Ուստի CO մոլեկուլի MO-ն լրացնելուն մասնակցում է 4+6=10 էլեկտրոն։ Դրանցից երկուսը տեղադրված են σ 2 s ուղեծրի վրա, երկուսը σ 2 s ուղեծրի վրա, չորսը՝ π y CB և π z CB ուղեծրերի վրա, իսկ իններորդն ու տասներորդը՝ σ x լույսի վրա։ Այսպիսով, CO մոլեկուլի էլեկտրոնային վալենտական ​​կոնֆիգուրացիան կարող է արտահայտվել բանաձևով.

CO[CC(σ s CB)2 (σ s resp)2(π y CB)2(π z CB)2 (σ x CB)2]

1 -1 +1 +1 +1=3

Ինչպես նախատեսում է VS տեսությունը, CO մոլեկուլում կա երեք վալենտային կապ (համեմատեք N 2-ի հետ)։ Մոլեկուլը դիամագնիսական է՝ բոլոր էլեկտրոնները զուգակցված են:

Օրինակ 6 ՈՉ մոլեկուլ։ Ազոտի օքսիդի MO մոլեկուլները (II) պետք է տեղավորեն 11 էլեկտրոն՝ հինգ ազոտ՝ 2s 2 2p 3 և վեց թթվածին՝ 2s 2 2p 4: Դրանցից տասը տեղադրվում են այնպես, ինչպես ածխածնի երկօքսիդի (II) մոլեկուլի էլեկտրոնները (օրինակ 5), իսկ տասնմեկերորդը կտեղադրվի թուլացող ուղեծրերից մեկի վրա՝ π y res կամ π Z res (այս ուղեծրերը էներգետիկ են. միմյանց համարժեք): Հետո

NО[КК(σ s CB)2(σ s res)2(π y CB)2(π z CB)2(σ x CB)2(π y res)1]

1 -1 +1 +1 +1 - 1 / 2 =2 1 / 2

Սա նշանակում է, որ NO մոլեկուլն ունի երկուսուկես վալենտային կապ, կապի էներգիան մեծ է՝ 677,8 կՋ/մոլ։ Այն պարամագնիսական է, քանի որ պարունակում է մեկ չզույգված էլեկտրոն։

Բերված օրինակները ցույց են տալիս MO մեթոդի հնարավորությունները մոլեկուլների կառուցվածքն ու հատկությունները բացատրելու համար:

Օրինակ 7 Ի՞նչ վալենտություն կարող է դրսևորվել չզույգված էլեկտրոնների (սպինվալենտության) պատճառով ֆոսֆորը նորմալ և գրգռված վիճակում:

Լուծում.Էլեկտրոնների բաշխումը ֆոսֆորի արտաքին էներգիայի մակարդակում 3s 2 3p 3 (հաշվի առնելով Հունդի կանոնը.
) քվանտային բջիջների համար ունի հետևյալ ձևը.

3s 3px 3py 3pz

Ֆոսֆորի ատոմներն ունեն ազատ d-օրբիտալներ, ուստի մեկ 3s-էլեկտրոնի անցումը 3d վիճակի հնարավոր է.

3s 3px 3py 3pz 3dxy

Այսպիսով, ֆոսֆորի վալենտությունը (սպինվալենտությունը) նորմալ վիճակում երեք է, իսկ գրգռված վիճակում՝ հինգ։

Օրինակ 8 . Ի՞նչ է վալենտային ուղեծրի հիբրիդացումը: Ի՞նչ կառուցվածք ունեն AB n տիպի մոլեկուլները, եթե դրանցում կապն առաջացել է շնորհիվ sp-, sp 2 -, sp 3 - A ատոմի ուղեծրերի հիբրիդացում.

Լուծում.Վալենտային կապերի (VS) տեսությունը ենթադրում է մասնակցություն կովալենտային կապերի ձևավորմանը ոչ միայն մաքուր AO-ների, այլ նաև խառը, այսպես կոչված, հիբրիդային, AO-ների։ Հիբրիդացման ընթացքում ուղեծրերի (էլեկտրոնային ամպեր) սկզբնական ձևն ու էներգիան փոխադարձաբար փոխվում են և ձևավորվում են նոր նույնական ձևի և նույն էներգիայով ուղեծրեր (ամպեր)։ Հիբրիդային ուղեծրերի քանակը (ք)հավասար է բնօրինակների քանակին։ Պատասխանը տե՛ս աղյուսակում: 13.

Խնդիր 241.
Նկարագրե՛ք CO և CN մոլեկուլների էլեկտրոնային կառուցվածքը BC և MO մեթոդների տեսանկյունից: Մոլեկուլներից ո՞րն է բնութագրվում կապերի ավելի մեծ բազմակարծությամբ:
Լուծում:
ա) CO և CN մոլեկուլների էլեկտրոնային կառուցվածքը VS մեթոդի տեսանկյունից.
Ածխածնի ատոմի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան 1s 2 2s 2 2p 2, թթվածնի ատոմի 1s 2 2s 2 2p 4, ազոտի ատոմի 1s 2 2s 2 2p 3: Նրանց վալենտային ուղեծրերի էլեկտրոնային կառուցվածքը չգրգռված վիճակում կարող է ներկայացվել հետևյալ գրաֆիկական դիագրամներով.
ա) ածխածնի ատոմ.

բ) ազոտի ատոմ.

Երբ հուզված է, ածխածնի ատոմը անցնում է 1s 2 2s 1 2p 3 վիճակի, և նրա վալենտային ուղեծրերի էլեկտրոնային կառուցվածքը համապատասխանում է սխեմային.

Չգրգռված ածխածնի ատոմի երկու չզույգված էլեկտրոնները կարող են մասնակցել երկու կովալենտային կապերի ձևավորմանը սովորական մեխանիզմով թթվածնի ատոմի հետ, որն ունի երկու չզույգված էլեկտրոն՝ CO մոլեկուլ ձևավորելու համար: Երբ CN մոլեկուլ է ձևավորվում, երկու կովալենտային կապերըստ սովորական մեխանիզմի՝ ածխածնի ատոմի երկու չզույգված էլեկտրոնների և ազոտի ատոմի երկու չզույգված էլեկտրոնների պատճառով։ Էլեկտրոնային սխեմաներ CO և CN.

բ) CO և CN մոլեկուլների էլեկտրոնային կառուցվածքը MO մեթոդի տեսանկյունից.

Մոլեկուլների առաջացման էներգետիկ սխեմաներ ա) CO և բ) CN.

Վերը նշված սխեմաներից հետևում է, որ CO-ի մոլեկուլում կապի բազմապատկությունը 3 է [(6 - 0)/2 = 3], իսկ NO մոլեկուլում՝ 2,5[(5 - 0)/2 = 2,5]։ Հետևաբար, CO մոլեկուլը NO մոլեկուլի նկատմամբ բնութագրվում է ավելի մեծ կայունությամբ, որքան մեծ է կապի բազմապատկությունը, այնքան ավելի կարճ է կապը։ CN մոլեկուլը կապող ուղեծրում ունի մեկ չզույգված էլեկտրոն, հետևաբար այն պարամագնիսական է: CO մոլեկուլը չունի զուգակցված էլեկտրոններ կապող և թուլացող ուղեծրերում, ինչը նշանակում է, որ այն դիամագնիսական.

Առաջադրանք 242.
Դիտարկենք MO մեթոդի տեսակետից B 2 , F 2 , BF մոլեկուլների առաջացման հնարավորությունը։ Այս մոլեկուլներից ո՞րն է առավել կայուն:
Լուծում:
Մոլեկուլների առաջացման էներգետիկ սխեմաներ ա) B 2, բ) F 2, գ) BF.

Կազմված B 2 , F 2 , BF էներգիայի սխեմաներից հետևում է, որ կապող և թուլացող էլեկտրոնների թվի տարբերությունը համապատասխանաբար 2, 2 և 6 է, ինչը համապատասխանում է համապատասխանաբար 1, 1 և 3 կապի բազմապատկությանը։ , BF մոլեկուլը բնութագրվում է ատոմների միջև ավելի մեծ կապի բազմակիությամբ, այն պետք է լինի ավելի ուժեղ, քան B 2 և F 2-ը: