Льюисын цэгийн бүтцийг (мөн Льюисын бүтэц эсвэл Льюисын диаграм гэж нэрлэдэг) дүрсэлсэн мэт санагдаж магадгүй юм. сорилттой даалгавар, ялангуяа химийн чиглэлээр дөнгөж суралцаж буй хүмүүст. Гэсэн хэдий ч эдгээр бүтэц нь бонд болон валентийн электронуудын тохиргоог ойлгоход тусалдаг өөр өөр атомуудба молекулууд. Диаграммын нарийн төвөгтэй байдал нь хоёр атомт ковалент молекул, илүү төвөгтэй ковалент молекул эсвэл ионы холбоо бүхий молекулын хувьд Льюис цэгийн бүтцийг зурж байгаа эсэхээс хамаарна.

Алхам

Хоёр атомт ковалент молекулууд

Элемент бүрийн тэмдэглэгээг бич.Хоёр атомын тэмдгийг зэрэгцүүлэн бич. Ингэснээр та ковалент холбоогоор холбогдсон атомуудыг төсөөлөх болно. Тэмдэгтүүдийн хооронд электрон болон холбоог илэрхийлэх хангалттай зай үлдээгээрэй.

• Ковалентын холбоонд электронууд хоёр атомын хооронд хуваагддаг. Ихэвчлэн хоёр металл бус элементийн хооронд ковалент холбоо үүсдэг.

1. Хоёр атомын хоорондын холболтын үржвэрийг тодорхойл.Атомыг нэг, хоёр, гурвалсан холбоогоор холбож болно. Энэ нь ихэвчлэн октет дүрэм буюу атом бүрийн валентийн бүрхүүлээ 8 электроноор (мөн устөрөгчийн хувьд хоёр электрон) дүүргэх "тэнд"-ээр тодорхойлогддог. Атом тус бүр хэдэн электронтой болохыг олохын тулд молекул дахь валентийн электронуудын тоог тодорхойлж, дараа нь 2-оор үржүүлж (бонд бүр 2 электрон агуулдаг) дан электронуудын тоог нэмнэ.

   • Жишээлбэл, O2 (хүчилтөрөгчийн хий) нь 6 валентын электронтой. 6-г 2-оор үржүүлээд 12 гарна.
   • Октет дүрэм хангагдсан эсэхийг тодорхойлохын тулд атом бүрийн эргэн тойрон дахь валентийн электронуудыг цэгээр төлөөлүүлнэ. O 2-ийн хувьд нэг хүчилтөрөгчийн атом нь 8 электронтой (ингэснээр октет дүрэм хангагдсан), хоёр дахь нь зөвхөн 6 (өөрөөр хэлбэл октет дүрэм хангагдаагүй). Энэ нь хоёр хүчилтөрөгчийн атомын хооронд нэгээс олон холбоо шаардлагатай гэсэн үг юм. Иймд атомуудын хооронд давхар холбоо үүсэхэд октетийн дүрмийг хоёр атомын хувьд баримтлахын тулд хоёр электрон шаардлагатай.

2. Холболтуудыг зур.Бонд бүрийг хоёр атомын хоорондох шугамаар илэрхийлдэг. Нэг бондын хувьд та хоёр атомыг шугамаар холбоно. Давхар эсвэл гурвалсан бондын хувьд хоёр, гурван шугамыг зурах ёстой.

   • Жишээлбэл, N 2 ( азотын хий) хоёр атом гурвалсан холбоогоор холбогддог. Ийнхүү Льюисын диаграм дээр энэ молекулыг 2 N атомыг холбосон 3 зэрэгцээ шугамаар дүрсэлсэн болно.

3. Холбоогүй электронуудыг тэмдэглэ.Нэг эсвэл хоёр атомын зарим электронууд холбоогүй байж болно. Энэ тохиолдолд тэдгээрийг харгалзах атомуудын эргэн тойронд цэгээр тэмдэглэнэ. Дүрмээр бол атомууд 8-аас ихгүй байна чөлөөт электронууд. Үр дүнг шалгана уу: цэг бүрийг 1 электрон, мөр бүрийг 2 электрон гэж тоол.

   • Жишээлбэл, O 2 ( хүчилтөрөгчийн хий) атомууд хоёроор холбогддог зэрэгцээ шугамууд, мөн атом бүрийн ойролцоо чөлөөт электронуудыг төлөөлөх хоёр хос цэг байдаг.

4. Дүрслэх цахим бүтэцтөв атом.Холбоогүй хос электрон бүрийн хувьд төв атомын эргэн тойронд 2 жижиг цэг байрлуул. Бонд бүрийг атомаас сунгасан шугамаар зур. Давхар ба гурвалсан бондыг хоёр, гурван шугамаар тус тус үзүүл. Ингэснээр та бусад атомууд төвтэй хэрхэн холбогдож байгааг харуулах болно.

   Үлдсэн атомуудыг нэмнэ.Атом бүр төвтэй холбогдоно. Төв атомаас зурсан зураасныхаа төгсгөлд атом бүрийн тэмдэглэгээг бич. Энэ нь электронууд төв атом болон эдгээр атомуудын хооронд тархсан болохыг харуулах болно.

5. Үлдсэн электронуудыг тэмдэглэ.Бонд бүрийг хоёр электрон, давхар эсвэл гурвалсан холбоог дөрөв эсвэл зургаан электрон гэж тооц. Дараа нь атом бүрийн эргэн тойронд электрон хосуудыг нэмснээр октет дүрмийг баримтална. Бүх зүйл зөв эсэхийг шалгана уу: цэг бүр нэг электронтой, шугам нь хоёр электронтой тохирч байна. Нийт 8 байх ёстой.

   • Мэдээжийн хэрэг, үл хамаарах зүйл нь октетийн дүрмээс давсан атомууд, түүнчлэн зөвхөн 0 эсвэл 2 валентын электронтой байж болох устөрөгчийн атомууд юм.
   • Устөрөгчийн молекул үүсэхэд хоёр устөрөгчийн атом нь ковалент холбоогоор холбогддог тул молекул нь чөлөөт электронгүй болно.

Ковалентын холбоо нь зарчим дээр суурилдаг электрон хуваалцах, валентын энергийн түвшинг дүүргэх хүсэл.

1. Устөрөгч - H2

Устөрөгч нь байгальд ихэвчлэн хэлбэрээр байдаггүй бие даасан атом, мөн төлөөлдөг хоёр атомт молекул- N 2.

Устөрөгч нь нэг валентын электронтой бөгөөд эхний энергийн түвшинг дүүргэхийн тулд өөр нэг электрон шаардлагатай (устөрөгчийн атомын электрон томъёо = 1s 1; атомын электрон бүтцийг үзнэ үү). Устөрөгчийн атом нь өөр устөрөгчийн атомаас дутуу электроныг "зээлдэж" чаддаг. Гэхдээ энэ тохиолдолд цорын ганц электроноо өгсөн устөрөгчийн атом улам тогтворгүй болно. Тиймээс энэ сонголт боломжгүй юм.

Зөвхөн боломжит сонголт H2 нэгдлүүд нь зөвхөн байж болно хуваалцахэлектронууд. Хоёр электрон нь устөрөгчийн атомын аль алинд нь "хамааралтай" юм шиг санагддаг. Устөрөгчийн атомуудын хооронд химийн холбоо үүсэх нь атомууд бие биедээ ойртох үед үүсдэг электрон тойрог замын давхцлын үр дүн юм. Энэ төрлийн харилцаа холбоог нэрлэдэг ковалент холбоо.

Электрон цэгийн томъёо: Х + · Х → H:H

Бүтцийн томъёоЛьюис: Х + · Х → Х—Х

Молекул дахь устөрөгчийн атом бүр гелий атомын бүтцийг бүрдүүлдэг (Цахим валентын онолыг үзнэ үү).

Устөрөгчийн молекулд хүчтэй химийн холбоо үүсэх нь атомуудын s-орбиталууд давхцсаны улмаас үүсдэг бөгөөд үүний үр дүнд устөрөгчийн атомын цөмүүдийн хооронд электрон нягтрал нэмэгдэж, устөрөгчийн электронууд үүсдэг. молекул нь нэгэн зэрэг хоёр цөмийн хооронд таталцлыг мэдэрдэг.

Атомын электрон бүтцийн онолын дагуу атом химийн элементүүдмолекулуудад тэд хамгийн ойрын инертийн хийн тогтвортой электрон тохиргоог олж авахыг хичээдэг. Жишээлбэл, фторын атомууд молекул болж нэгдэх үед неон бүтэц үүснэ.

Байгальд устөрөгчөөс гадна өөр 6 элемент байдаг ( энгийн бодисууд), хоёр атомт молекултай: O 2, N 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2.

Металл ба металл бус хоёрын хооронд ионы холбоо (IC) үүсдэг.

Ковалент холбоо(KS) нь хоёр металл бус металлын хооронд үүсдэг.

Эдгээр холболтууд нь өөр өөр шинж чанартай байдаг:

• тасалгааны температурт IC-ийн холболт нь ихэвчлэн байдаг хатуу бодис; CS-тэй нэгдлүүд нь хатуу, шингэн, хийн төлөвт байж болно;
• хайлах цэг ионы нэгдлүүдихэвчлэн ковалентаас хамаагүй өндөр;
• IS - электролит (дамж цахилгаан гүйдэл); CS - электролит бус.

Энэ хооронд ковалент холбоо үүсч болно гэдгийг хэлэх хэрэгтэй өөр өөр атомууд. Жишээлбэл, устөрөгчийн хайлуур жоншны (HF) молекулын тойрог замд байрлах нэг устөрөгчийн атом нь p тойрог замд байрладаг хосгүй фторын атомтай давхцдаг тул HF молекул дахь устөрөгчийн атом нь He ба электрон тохиргоог хүлээн авдаг. фторын атом нь Ne тохиргоог хүлээн авдаг.

Харьцаж буй устөрөгч ба фторын атомууд өөр өөр цахилгаан сөрөг цэнэгтэй тул үүссэн хос электрон хос нь илүү электрон сөрөг фторын атом руу шилжиж, үүсдэг. ковалент туйлын холболт (энгийн бодисын молекулуудад ковалент холбоо нь туйлшралгүй байдаг).

Хоёр атомын хос электрон хосолсоны улмаас ковалент холбоо үүсэх талаар дээр дурдсан. Ковалентын холбоо үүсэх өөр нэг механизм байдаг бөгөөд үүнийг гэж нэрлэдэг зохицуулалтэсвэл хандивлагч-хүлээн авагч.

At донор-хүлээн авагч механизмКовалентын холбоо үүсэхэд атомуудын аль нэгээр (донор) нийлүүлсэн электрон хосын (ганц хос электрон) улмаас химийн холбоо үүсдэг бол нөгөө атом (хүлээн авагч) нь энэ электрон хосын чөлөөт тойрог замыг хангадаг.

2. Олон холболт

Дээр бид нэг электроныг ашигладаг ковалент бондын талаар ярилцав. Хэд хэдэн нийтлэг молекулууд байдаг электрон хосууд, олон тооны холбоо үүсгэдэг.

Хүчилтөрөгч (O2) нь VIA бүлэгт багтдаг бөгөөд 6 валентын электронтой. Гадаад энергийн түвшинг дуусгахын тулд 2 электрон хүлээн авах шаардлагатай. Хүчилтөрөгчийн атом нь өөрийн хоёр электроныг өөр хүчилтөрөгчийн атомын хоёр электронтой хуваалцаж, үүсгэдэг давхар бонд.

Азот (N 2) нь VA бүлэгт багтдаг бөгөөд 5 валентийн электронтой. Гадна энергийн түвшинг дуусгахын тулд 3 электрон хүлээн авах шаардлагатай. Азотын атом нь гурван электроныг өөр азотын атомын гурван электронтой хуваалцаж, гурвалсан холбоо үүсгэдэг.

Ийм гурвалсан холбоо нь нэг холбооноос хамаагүй хүчтэй байдаг тул азот нь маш хүчтэй молекултай тул азотын идэвхжил бага байдаг. химийн урвал.

Бид харсан:

• металл ба металл бус хооронд үүссэн ионы холбоо;
• металл бусуудын хооронд үүссэн ковалент холбоо.

Металл ба металлын хооронд холбоо үүсч болох уу? Харамсалтай нь, металлтай металл зөвхөн үүсдэг хайлш- нэг металлын нөгөө дэх уусмал.

Льюисийн томьёо дахь хос электронууд нь бүтцийн томьёоны нэг зураастай ижил байна.

Давхар, гурвалсан бондтой нийтлэг нэр - олон тоохарилцаа холбоо. Азотын молекул байдаг гэж ярьдаг харилцааны дараалал, гуравтай тэнцүү. Хүчилтөрөгчийн молекул дахь холболтын дараалал хоёр байна. Устөрөгч ба хлорын молекулуудын холболтын дараалал ижил байна. Устөрөгч ба хлор хоёр дахин олон тооны холбоо байхаа больсон, гэхдээ энгийн холбоо юм.

Харилцааны дараалал нь нийгэмшсэн хоёр хосын хооронд хуваагдсан хосуудын тоо юм холбогдсон атомууд. Гурваас дээш холболтын захиалга гарахгүй.

Хүснэгт 3-1. Төрөл бүрийн нэгдлүүд дэх азотын атомуудын хоорондох холбооны урт ба хүч.

** Төрөл бүрийн нэгдлүүд дэх азотын атомуудын хоорондох холбооны урт ба хүч чадлын талаарх мэдээллийг авч үзье. Хүснэгт 3-1-д бондын уртыг тусгай нэгжээр өгсөн - angstroms (1A = 10 -8 см). Бондын харьцангуй бат бөх чанарыг янз бүрийн нэгдлүүдийн азотын атомуудын хоорондын холбоог таслахад шаардагдах эрчим хүчээр үнэлж болно. Энэ энергийг зориулдаг ижил тооийм нэгдлүүдийн молекулууд. Бондын олон талт байдал өндөр байх тусам богино, бат бөх байдаг.

Бондын дараалал өндөр байх тусам атомууд бие биетэйгээ илүү нягт холбогдож, холбоо нь өөрөө богиносдог.

Даалгаврууд.

3.1. 6 C, 1 H атомын бүтэц, октет дүрэмд үндэслэн 1 нүүрстөрөгчийн атом агуулсан эдгээр хоёр элементийн нэгдлийн Льюисийн томьёог үүсгэ. Үүний бүтцийн томъёог зур.

3.2. Натри, хүчилтөрөгч, фтор, магни, хөнгөн цагаан, ионуудын тэмдэглэгээг (цэнэгийн хэмжээ, тэмдгийг зааж) бичнэ үү. электрон бүрхүүлүүдаль нь тэдгээртэй адилхан сайхан хийнеон.

3.3. бичих электрон томъёо 13 Al ба 17 Cl атомын гадаад электрон түвшин. Хөнгөн цагааны нэг атом, хлорын гурван атом нь эдгээр элементүүдийн атомууд нь инертийн хийн бүрэн бүрхүүлийг олж авах нэгдлийг өгдөг. Эдгээр идэвхгүй хий гэж юу вэ? Хөнгөн цагаан ба хлорын хоорондох нэгдлийн Льюисийн томъёог бич. Үүний бүтцийн томъёог зур.

3.4.Нэг 20 Са атом, хоёр 9 F атом агуулсан нэгдлийн хувьд Льюисийн томьёо үүсгэ. Энэ нэгдэлд хэд хэдэн холболтын (хуваалцсан) болон холбоогүй (дан) электрон хос байдаг вэ? Түүний бүтцийн томъёо юу вэ?

3.5. -аас ирж байна цахим бүтэцатом ба октет дүрмийн дагуу дараах бүрэлдэхүүн хэсгүүдээс бүрдэх нэгдлүүдийн хувьд Льюисийн томъёог үүсгэнэ: a) хоёр 6 С атом ба дөрвөн 1 H атом; б) хоёр 6 С атом ба хоёр 1 Н атомаас эдгээр хоёр нэгдлүүдийн нүүрстөрөгчийн атомын олон тооны холбоо юу вэ? Тэдний бүтцийн томъёог зур (тэдгээрийн эхнийх нь этилен, хоёр дахь нь ацетилен).

3.6. Бүтцийн томъёог ашиглан бүх дан электрон хосуудыг харуулсан Льюисын томьёог үүсгэ.

Лекц №4

Химийн холбоо. Электрон нягтын дахин хуваарилалтын механизм.

Лекцийн тойм

1. Ерөнхий заалтууд. Октет дүрэм. Льюисийн томъёо.

2. Цахим эффектүүд органик хими

2.1. Индуктив нөлөө

2.2. Холимог эффект

2.3. Резонанс

3. Орчин үеийн онолхимийн холбоо

3.1. Валентийн хэлхээний арга (VMS)

1. Ерөнхий заалтууд. Октет дүрэм. Льюисийн томъёо.

Бүтцийн томъёо - зөвхөн тэмдэг молекулын бүтэц. Орчин үеийн систембүтцийн томъёолол нь 19-р зууны хоёрдугаар хагаст ихэвчлэн бий болсон. Элементийн шинжилгээ, төрөл бүрийн нэгдлүүдийн хамаарал ба системчилсэн судалгааянз бүрийн реактив" функциональ бүлгүүд"химичүүдэд молекулын бүтцийн талаар олон найдвартай мэдээллийг олж авах боломжийг олгосон. Молекулуудын хувьд органик нэгдлүүдАль атомууд хоорондоо шууд холбогдож байгааг тодорхойлох боломжтой болсон. Атомуудыг холбосон шугамыг тэдгээрийн шууд холболтыг, өөрөөр хэлбэл холбоог дүрслэхийн тулд ашигласан. Гэсэн хэдий ч атомуудыг хооронд нь холбодог хүчний мөн чанарын талаар юу ч мэдэгдээгүй.

Бүтцийн онолын цаашдын хөгжил нь химийн электрон ойлголтууд, ялангуяа химийн бондын мөн чанарыг тайлбарлах явдал байв. Америкийн нэрт химич Ж.Льюис элементүүдийн электрон бүтэц, тэдгээрийн байрлалын хооронд холбоо байдаг гэж үзсэн. үечилсэн хүснэгт, тэдгээрийн ионуудын цэнэг ба органик молекул дахь элементүүдээс үүссэн бондын тоо. Льюисийн хэлснээр атомыг "цөм" болон гаднах электронуудаар төлөөлж болно; цөм нь цөм ба дотоод электронуудаас бүрдэх ба химийн бүх өөрчлөлтөд өөрчлөгдөөгүй хэвээр байна. Химийн өөрчлөлтЛьюисийн хэлснээр тэд зөвхөн нөлөөлдөг гадаад электронууд(тэдгээрийг ихэвчлэн валент гэж нэрлэдэг). Химийн холбоо нь хоёр атом хос электрон (ковалентын холбоо) хуваалцсаны үр дүнд үүсдэг. Льюисийн бүтцэд элементийн тэмдэг нь нурууг илэрхийлдэг энэ элементийн. Валентийн электронуудыг цэгээр тэмдэглэв. Найман электрон (валент)-ын хослолыг маш тогтвортой гэж үздэг. Тиймээс Льюисийн томъёонд бүх элементүүд (устөрөгчөөс бусад) найман валентын электронтой байх ёстой.

нүүрстөрөгчийн устөрөгч

C нь цөм, өөрөөр хэлбэл, нүүрстөрөгчийн атомын цөм ба эхний квант түвшинд 2 электрон, нүүрстөрөгчийн эргэн тойрон дахь гадаад электрон бүрхүүлд 8 электроныг тусад нь харуулсан (өөрөөр хэлбэл, хоёр дахь үндсэн квант түвшинд). Энэ нь үнэт хийн неон электрон бүтцийг өөртөө шингээсэн бөгөөд нэлээд тогтвортой болж хувирдаг.

Устөрөгчийг гаднах бүрхүүлд нь харгалзах хоёр электронтой харуулав цахим тохиргоогелий

Зарим атомууд нэгээс олон хос электроноор холбогдож болох боловч атом бүрийн эргэн тойронд байгаа электронуудын нийт тоо найман байх ёстой.

Тэдгээрийн дотор атомуудын хоорондох электрон хос холбоог шугамаар дүрсэлсэн байдаг. Үлдсэн валентийн электронууд буюу дан хос электронууд эсвэл холбоогүй электронууд нь цэг хэлбэрээр харагдаж байна.

Тэдгээрийг янз бүрийн аргаар үүсгэж болно:

1. Бонд үүсгэхийн тулд атом бүр нэг электрон өгдөг.

2. Бонд үүсгэхийн тулд нэг радикал нь электрон хос, нөгөө нь чөлөөт орбитал өгдөг. Үүнийг донор хүлээн авагчийн харилцан үйлчлэл гэж нэрлэдэг.

Хэрэв холбоо нь нэг элементийн атомуудаар үүсгэгдсэн бол холбоо нь гомолитик бол электрон хос нь хоёр атомд хамаарна. Электрон нягтрал нь тэгш хуваарилагдсан - холбоог туйлшралгүй гэж нэрлэдэг.

Хэрэв хоёрын хооронд холболт үүссэн бол өөр өөр элементүүд, тэгвэл энэ нь гетеролитик холбоо юм. Электрон хос илүү электрон сөрөг атом руу шилждэг. Электрон сөрөг элементийн атом хэсэгчлэн сөрөг цэнэг авдаг. Мөн бага электрон сөрөг тоосонцор эерэг болж хувирдаг. Ийм ковалент холбоог туйл гэж нэрлэдэг.

N+ нь чөлөөт тойрог замгүй тул N ба O хооронд давхар холбоо үүсэх боломжгүй. Ийм химийн холбоог хагас туйлт гэж нэрлэдэг.

Полинг элементүүдийн цахилгаан сөрөг байдлын масштабыг санал болгосон. Элементүүдийн харьцангуй цахилгаан сөрөг чанарыг тэнд өгөв. Энэ хуваарийг ашиглан та өөр өөр нэгдлүүдийн туйлшралыг харуулж чадна.

2. Органик химийн электрон нөлөө

Химийн шинж чанар органик бодис өөр өөр эгнээангиуд нь эдгээр бодисын молекул дахь электрон нягтын тархалтын шинж чанараар тодорхойлогддог бөгөөд энэ нь эргээд молекулуудын бүтэц, функциональ бүлгүүд байгаа эсэхээр тодорхойлогддог. Функциональ бүлгүүдийн бүтэц, тэдгээрийг бүрдүүлдэг атомын шинж чанар нь электрон эффект гэж нэрлэгддэг зүйлд тусгагдсан байдаг. Цахим нөлөөлөлд: индуктив нөлөө, талбайн эффект (нөлөөллийг цахилгаан статик аргаар орон зайд дамжуулах), коньюгацийн эффект, тойрог замын түлхэлтийн нөлөө орно. Бид индуктив нөлөө болон холболтын эффектийг авч үзэх болно.

2.1 Индуктив нөлөө

Ковалентын бондын шинж чанаруудын дунд туйлшралын шинж чанарыг тэмдэглэсэн бөгөөд энэ нь илүү электрон сөрөг атом руу холбоо үүсгэдэг хос электронуудын шилжилтээр илэрхийлэгддэг. Ковалентын бондын туйлшралын хэмжүүр нь диполь момент юм. Диполь моментхолболт нь хөршийн холболтод нөлөөлдөг. Энэ холбоо нь эргээд хөрш зэргэлдээх холбоо гэх мэт нөлөөлдөг. Үүний үр дүнд атомуудын электрон сөрөг утгын зөрүүгээс болж химийн бондын электрон үүлнүүд σ бондын шугамын дагуу шилжинэ. Энэ шилжилтийн үзэгдлийг индуктив эффект гэж нэрлэдэг.

Индуктив нөлөө нь атомуудын электрон сөрөг утгын зөрүүгээс үүссэн бондын шугамын дагуух σ бондын электрон нягтын шилжилт юм.

Энэ нь электрон сөрөг атом эсвэл бүлгийн атомын нөлөөн дор нэг (σ) бондын дараалсан туйлшралын улмаас үүсдэг. Индуктив нөлөө нь электростатик шинж чанартай байдаг. Энэ нь холбооны шугамаар дамждаг бөгөөд бутархай харагдахад хүргэдэг цахилгаан цэнэгатомууд дээр. Цэнэгүүдийг δ+ ба δ- тэмдгээр тэмдэглэнэ. Электрон нягтын шилжилтийн зэрэг нь харгалзах атомуудын цахилгаан сөрөг байдлын ялгаанаас хамаарна. Индуктив эффектийн тэмдгийг стандарт болгон авсан атом эсвэл бүлэг атомуудтай харьцуулан тодорхойлно. IN чанарын үнэлгээЭнэ нь ихэвчлэн устөрөгчийн атомтай харьцуулахад тодорхойлогддог. Тоон шинжилгээнд CH3- бүлгийг стандарт болгон авсан. Индуктив нөлөөг σ холбоосын дагуух сумаар илэрхийлнэ. Сум нь электрон нягтын шилжилтийн чиглэлийг заана.

Индуктив нөлөө нь сулралтай σ-бондын гинжин хэлхээгээр дамждаг. α-нүүрстөрөгчийн атом нь индуктив нөлөөнд хамгийн мэдрэмтгий байдаг.

Электроныг татдаг орлуулагч нь сөрөг индуктив нөлөөгөөр тодорхойлогддог. Тэдгээрийг электрон татах орлуулагч гэж нэрлэдэг. Сөрөг индуктив нөлөөтэй (-I-үр нөлөө) электрон татах орлуулагчдын жишээ. нь:

F-; Cl-; Br-; - Өө; - OR; - COOH; - CHO; - COOR; -CN; - NO2; - NH2; CH2=CH-; C6H5-; СНºС-

Эдгээр функциональ бүлгүүдэд метилийн радикал дахь нүүрстөрөгчийн атомын цахилгаан сөрөг чанараас өндөр цахилгаан сөрөг утгатай атомууд орно.

Электроныг өөрөөсөө түлхэж буй орлуулагчид эерэг индуктив нөлөө үзүүлдэг (+I-үр нөлөө). Ийм орлуулагчдыг электрон хандивлагч гэж нэрлэдэг. Эерэг индуктив нөлөө нь метилийн бүлэгтэй харьцуулахад тодорхойлогддог. Металлын атомууд, түүнчлэн салаалсан алкил бүлгүүд нь эерэг индуктив нөлөөтэй байдаг.

sp2-гибридизаци ба sp-эрлийзжих төлөвт нүүрстөрөгчийн атом агуулсан орлуулагчид нь sp3-гибридизацийн төлөвт байгаа нүүрстөрөгчийн атомтай харьцуулахад цахилгаан хүлээн авагч бөгөөд үүний дагуу сөрөг индуктив нөлөө үзүүлдэг.

Интеграл сөрөг цэнэгтэй атомууд эерэг индуктив нөлөө үзүүлдэг.

Бүхэл тооны эерэг цэнэгтэй атомууд сөрөг индуктив нөлөөтэй байдаг.

2.2 Хослох нөлөө

Молекул дахь электрон нягтын тархалтад атомын шинж чанарын нөлөөлөл нь индуктив нөлөөгөөр σ-бондын систем болон π-бондын системээр хоёуланд нь боломжтой байдаг. π-электронуудын шилжих чадвар нь хувьсах үржвэрийн систем байдаг нэгдлүүдэд ялангуяа тод илэрдэг. энгийн холболтууд, өөрөөр хэлбэл коньюгат системд:

Ийм нэгдлүүд нь зөвхөн sp2 эрлийзжих төлөвт байгаа атомуудаас үүсдэг. Ийм системийг өөрөө коньюгат гэж нэрлэдэг. Физик үндэслэлконьюгаци гэдэг нь хөрш давхар бондын p-орбиталуудын харилцан үйлчлэл (давхцал) юм.

Коньюгат систем нь тасралтгүй π холбоо бөгөөд зөвхөн электрон нягтрал нь төвлөрдөг. илүү их хэмжээгээрдавхар бонд дээр, бага хэмжээгээр нэг бонд дээр. Өөрөөр хэлбэл, коньюгат системийн хувьд σ-цөмтэй адил холбоосын гинжин хэлхээнд тасархай байдаггүй. Үүний дагуу, хэрэв атом нь sp2 эрлийзжих төлөвт байгаа нүүрстөрөгчийн атомын цахилгаан сөрөг чанараас ялгаатай коньюгат системд гарч ирвэл функциональ бүлэг нь донор эсвэл хүлээн авагч эсэхээс хамаарч электрон нягтралын өөрчлөлт орно. бүхэл бүтэн коньюгацийн гинжин хэлхээний дагуу явагдана. Коньюгацийн гинжин хэлхээний дагуу электрон нягтын шилжилтийн нөлөөг мезомер эффект гэж нэрлэдэг ("M" үсгээр тэмдэглэсэн). Орлуулагчаас электрон нягтын шилжилтийн чиглэлээс хамааран эерэг мезомер эффект (+M) ба сөрөг мезомер эффект (-M) нь ялгагдана. Графикийн хувьд мезомер эффектийг муруй сумаар зааж өгсөн байдаг. Гэхдээ коньюгаци гэдэг нь тойрог замуудын давхцах гэсэн үг юм хөрш зэргэлдээ холболтууд, мөн мезомеризм гэдэг нь холболтын гинжин хэлхээний дагуу нөлөөллийг шилжүүлэхийг хэлнэ.

Бүтцийн томъёоны дагуу муруй сумны хослол нь коньюгацийн гинжин хэлхээнд электрон нягтын дахин хуваарилалтыг илэрхийлдэг. Энэхүү дахин хуваарилалтыг нутагшуулахгүй байх "т рхэц" гэж нэрлэдэг. Заримдаа делокализацийг бүтцийн томъёоны дагуу тасархай шугамаар графикаар дүрсэлсэн байдаг.

Делокализаци бий их нөлөө үзүүлсэнконьюгат молекулуудын шинж чанаруудын талаар. Делокализацийн түвшин өндөр байх тусам коньюгат системийн термодинамик тогтвортой байдал өндөр байна. Делокализацийн онцгой тохиолдол бол суперконьюгаци бөгөөд энэ нь алкилийг тогтворжуулахад хувь нэмэр оруулдаг чөлөөт радикалуудба карбокатууд.

Коньюгацийн нөлөө нь олон бондоор холбогдсон атомуудын шинж чанараас үл хамааран олон тооны холбоо (давхар, гурвалсан) нэгдлүүд, түүнчлэн дан электрон хостой гетероатомуудыг багтаасан функциональ бүлгүүдийн шинж чанар юм.

2.3 Резонанс.

Коньюгат систем дэх делокализацийг дүрслэх тохиромжтой арга бол резонансын бүтцийг ашиглан дүрслэх явдал юм.

Резонансын бүтцийг бичихдээ дараах дүрмийг баримтлах хэрэгтэй.

1. Атом ба молекулууд байрлалаа өөрчилдөггүй; олон бондын NEP ба π-электронуудын байрлал өөрчлөгдөнө.

2. Өгөгдсөн нэгдэлд хуваарилагдсан резонансын бүтэц бүр нь π бонд ба LEP зэрэг π электронуудын ижил нийлбэртэй байх ёстой.

3. Резонансын бүтцийн хооронд “↔” резонансын сумыг байрлуул.

4. Резонансын бүтцэд шулуун ба муруй сум ашиглан электрон эффектийг тодорхойлох нь заншилгүй байдаг.

5. Молекул, ион эсвэл радикалын резонансын бүтцийн багцыг дөрвөлжин хаалтанд бичнэ.

Жишээ нь:

Молекул ба бөөмсийн резонансын тогтворжилтыг үнэлэх, түүнчлэн янз бүрийн резонансын бүтцийн харьцангуй энергийг харьцуулахдаа дараахь дүрмийг баримтлах шаардлагатай.

1. Бодит молекулын энерги нь резонансын бүтцийн аль ч энергиээс бага;

2. Өгөгдсөн молекул эсвэл бөөмийн хувьд илүү олон резонансын бүтцийг бичиж болно, төдий чинээ тогтвортой байна;

3. Бусад тэгш нөхцөлИлүү тогтвортой нь хамгийн цахилгаан сөрөг атом дээр сөрөг цэнэгтэй, хамгийн цахилгаан эерэг атом дээр эерэг цэнэгтэй резонансын бүтэц юм.

4. Бүх атом нь октет электронтой резонансын бүтэц илүү тогтвортой байдаг.

5. Резонансын бүтэц нь эквивалент ба үүний дагуу ижил энергитэй хэсгүүд нь хамгийн их тогтвортой байдалтай байдаг.

3. Химийн холболтын орчин үеийн онол

Гэсэн хэдий ч Льюисийн электрон бүтцийн томъёоноос бид энэ электрон хос химийн холбоог хэрхэн гүйцэтгэдэгийг огт олж харахгүй байна. Амжилтын апп-д баярлалаа квант механикХимийн асуудлыг шийдвэрлэхдээ химийн холбоог тайлбарлах хоёр онолыг боловсруулсан: валентийн схемийн арга (MVS) ба арга. молекулын тойрог замууд(MO арга). Гаднах нь тэдэнд маш их байдаг нийтлэг шинж чанарууд: 1. Хоёр арга нь атомын орбиталууд химийн холбоо үүсэхэд оролцдогт суурилдаг: s – орбитал (гол квант түвшин бүрт гурав, бөмбөрцөг тэгш хэм), p – орбитал (үндсэн квант түвшинд гурав, зангилаа ба дамббелл хэлбэртэй), d – орбитал (гол квант түвшинд тав, зангилаа ба нарийн төвөгтэй хэлбэр). 2. Аль аль арга нь локалчлагдсан (хоёр электрон зөвхөн хоёр элементийн цөмд үйлчилдэг) ба делокализаци (хоёр электрон нь гурав ба түүнээс дээш элементийн цөмд үйлчилдэг) химийн холбоог хоёуланг нь тодорхойлдог. 3. Долгионы функцийн тэгшитгэлийн гадаад ижил төстэй байдал.

Одоо эдгээр аргууд тус бүрийн талаар дэлгэрэнгүй

3.1 Валентын хэлхээний арга (VMS)

MBC-ийн мэдээлснээр холбоо үүсгэгч атомуудын орбитал бүрт нэг электрон байдаг. Доор бид бүгдийг авч үзье боломжит байршуулалтатомын тойрог замд хоёр электрон (бонд тус бүрд хоёр Льюисын электрон үйлчилдэг гэдгийг санаарай). Үүний үр дүнд молекулын каноник хэлбэр гэж нэрлэгддэг өөр өөр электрон тохиргоо бий болдог. Дараа нь тооцооллыг хамгийн бага энергийг олж авах хүртэл эдгээр бүх хэлбэрийг (цахим тохиргоо) холих замаар гүйцэтгэнэ. Тэр. молекулын цахим тохиргоо эсвэл каноник хэлбэр, хамгийн бага энергитэй тохирч байгаа нь хэд хэдэн анхны электрон зохицуулалтын холимог (эрлийз) юм (молекулын резонансын электрон тохиргоо). Үүнийг резонансын эрлийз гэж нэрлэдэг.

Жишээ болгон C-H бонд үүсэхийг авч үзье.

Цахим тохиргоо 1 Цахим тохиргоо 2

2 C - H

Цахим тохиргоо 3 Цахим тохиргоо 4

өөрөөр хэлбэл ≡ H+δ – C-δ

Илүү чухал электрон тохиргоонууд нь 1 ба 2 бөгөөд тэдгээр нь эрлийз электрон тохиргоонд гол хувь нэмэр оруулагчид юм. 3 ба 4-р тохиргоо нь электронууд нь H цөм эсвэл С цөмд (илүү их цэнэгийн ялгарал) төвлөрдөг тул тийм ч чухал биш юм.

Нарны онолын нэг өөрчлөлт бол резонансын онол юм. Энэ нь нэгээс олон Льюисийн бүтцийг бичиж болох молекулуудад хамаарах ба делокализацилагдсан холбоог (хоёр электрон хоёроос илүү цөмд үйлчилдэг) дүрслэхэд маш хэрэгтэй. Органик химийн хувьд энэ онол нь ашигтай байдаг тохиромжтой аргаэлектрон делокализацийн тодорхойлолт, ялангуяа урвалын завсрын бүтээгдэхүүнд.

Резонансын онолын үндсэн заалтууд: 1. Хэрэв молекул эсвэл түүний фрагментийн хувьд зөвхөн электроны тархалтаар ялгаатай Льюисын альтернатив бүтцийг бичиж болох юм бол бодит молекулыг ямар нэг Льюисын бүтцээр хангалттай төлөөлөх боломжгүй, харин шинж чанаруудтай. эдгээр бүх бүтэц. Өөрөөр хэлбэл, хэрэв бид нэгдэлд зориулж хоёр ба түүнээс дээш Льюисын бүтцийг зурж чадвал электронуудын бодит тархалт нь тэдгээрийн аль нэгэнд нь тохирохгүй, харин тэдгээрийн хоорондох завсрын зүйл юм. Бодит молекулыг зурж болох боловч бие даан байдаггүй бүтцийн эрлийз хэлбэрээр төлөөлдөг. Таамаглалтай бүтцийг бас резонант гэж нэрлэдэг.

2. Бодит молекулд хамгийн ойр байдаг бүтэц нь байдаг дараах шинж чанарууд: хамгийн их тооковалент холбоо; ялгаатай төлбөрийг хамгийн бага салгах; байрлуулах сөрөг цэнэгхамгийн электрон сөрөг атом дээр эсвэл хамгийн цахилгаан эерэг атом дээр эерэг цэнэг.

Хэд хэдэн жишээг харцгаая.

Акролейн бол ханаагүй альдегид юм.

Феноксидын анион:

σ - фенолыг нитржүүлэх явцад үүссэн цогцолбор:

Одоогийн байдлаар резонансын эрлийз бүтцийг дараах байдлаар дүрсэлсэн байна.

, , https://pandia.ru/text/78/163/images/image036_8.gif" width="144" height="53 src=">.gif" width="45"> - задарсан π - электронууд,

+, - эсвэл тэмдэг тавина. авч үзэж буй системийн хэмжээнд цэнэг буюу хосгүй электроны делокализаци байгааг илтгэнэ.

π – электронууд нь π – системийн туршид орон зайгүй, мөн эерэг цэнэгголчлон нүүрстөрөгчийн төгсгөлийн атомуудад нутагшдаг. Аллил катион нь хавтгай геометрийг ашигладаг, учир нь энэ тохиолдолд гурван p орбиталын давхцал хамгийн бага байдаг.

Лекц №5

Химийн холбоо. Электрон нягтын дахин хуваарилалтын механизм (төгсгөл)

Лекцийн тойм:

3.2 Молекулын тойрог замын (МО) арга

ML арга нь давхцлын улмаас холболт үүсдэг гэсэн таамаглал дээр суурилдаг атомын орбиталууд. Хэрэв n тооны атомын орбитал давхцаж байвал тэдгээрийн оронд гарч ирнэ тэнцүү тоо(n) молекул орбитал гэж нэрлэгддэг шинэ тойрог замууд. Тэдгээр нь атомын орбиталуудаас ялгаатай нь электрон үүл нь нэг атомын цөмийг хүрээлэхээ больсон, харин хоёр ба түүнээс дээш атомын цөмийг (хоёр электрон хоёр ба түүнээс дээш цөмд үйлчилдэг) хүрээлдэг. Орон нутгийн холбоонд давхардсан атомын орбиталуудын тоо хоёр (тус бүр нь нэг электрон агуулдаг) тул хоёр MO үүсдэг. Бондын орбитал гэж нэрлэгддэг тэдгээрийн нэг нь анхны атомын орбиталуудаас бага энергитэй, нөгөө нь эсрэг бондын орбитал гэж нэрлэгддэг илүү их энергитэй байдаг. өндөр энерги. Доод энергийн тойрог замууд эхлээд дүүрдэг. Аливаа MO нь хоёр электрон агуулж болно. Газрын эсрэг холболтын төлөвт тойрог зам дүүрээгүй хэвээр байна. Жишээлбэл, ижил, өөр өөр энергийн түвшинтэй АО-уудын харилцан үйлчлэлийн явцад MO үүсэхийг харуулав.

https://pandia.ru/text/78/163/images/image041_8.gif" width="590 height=47" height="47"> σs-s σ*s-s

π ба π* холболтууд

Хэрэв атомын орбиталууд атомын холболтын шугамын хоёр талд давхцаж байвал (хажуу тийшээ давхцаж) π холбоо үүснэ.

эсвэл https://pandia.ru/text/78/163/images/image046_6.gif" width="539 height=84" height="84">

MO аргыг ашиглан математик тооцоолол хийдэг гэдгийг дээр дурдсан долгионы функцдавхардсан атомын орбиталуудын шугаман хослолоор төлөөлдөг. Энэ аргыг атомын орбиталуудын шугаман хослол (LCAO) гэж нэрлэдэг.

Шредингерийн тэгшитгэлд ψ-г орлуулж, үүнийг шийдэхийн тулд орбиталуудын энергийн утгыг (E), атомын орбиталуудын жингийн фракц эсвэл утгыг олж авна. хувийн векторууд(c), квадрат нь тойрог замын электрон нягтыг тодорхойлдог. (C) утгуудад үндэслэн дараах үйлдлийг гүйцэтгэнэ чухал шинж чанаруудатомын цэнэг q, бондын дараалал P, чөлөөт валент F. Эдгээр хэмжигдэхүүнүүд хэрхэн явагддаг, тэдгээрийг хэрхэн ашигладаг талаар бид дараа нь ханаагүй нэгдлүүдийг авч үзэх үед илүү дэлгэрэнгүй танилцах болно. LCAO аргад ашигласан атомын орбиталууд нь цэвэр атомын орбиталь (өмнө авч үзсэн тохиолдлуудын адил) эсвэл эрлийз атомын орбиталь байж болно гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. Ингээд дахиад хоёртой нь танилцацгаая чухал ойлголтуудХимийн хувьд: электрон хосын түлхэлт ба эрлийзжилтийн тухай ойлголт. Эдгээр ойлголтууд нь молекулын геометртэй шууд холбоотой бөгөөд энэ нь эргээд түүнд байгаа холбоогоор тодорхойлогддог.

Ерөнхий санаа нь атомын валентын бүрхүүл дэх хос электронууд бие биенээ няцаах ба атомууд нь энэ түлхэлтийг багасгахын тулд зохион байгуулагдсан байдаг. Валентын бүрхүүлийн электрон хосуудын хоорондох түлхэлтийг сулруулах нь эдгээр электрон хосуудыг бие биенээсээ аль болох холдуулах замаар хийгддэг. Жишээлбэл, хэрэв молекул дахь атом нь валентын бүрхүүлд хоёр хос электронтой бол тэдгээрийн түлхэлт нь хосуудын хоорондох 180 градусын өнцөгт хамгийн бага байна.

DIV_ADBLOCK25">

электронууд дараах дарааллаар буурдаг: np/np>>np/sp>

Энд, np - ганц хос электрон

sp - хос электронуудын холбоо

Одоо нүүрстөрөгч ба азотын валентийн бүрхүүлийн электрон тохиргоог эргүүлье.

2s22p2 эсвэл өдөөгдсөн нүүрстөрөгчийн хувьд 2s12p3

Нүүрстөрөгч ба азотын аль алиных нь тэгш бус анхны орбиталууд нь устөрөгч (CH4, NH3) гэх мэт өөр атомын тойрог замтай давхцах үед тэгш бус химийн холбоо үүсгэх ёстой. Түүнчлэн, p-орбиталуудын үүсгэсэн бондын өнцгийн өнцөг нь 90 градус байх ёстой. Гэсэн хэдий ч ялгааг бонд (эрчим хүч, урт) болон бондын өнцгийн шинж чанараар тодорхойлж болох бөгөөд энэ нь дараах үр дүнг өгсөн: бат бөх ба уртын хувьд бүх C - H эсвэл N - N бондууд ижил, бондын өнцөг 90 градусаас ялгаатай: HCH - 109 ° 28', HNH - 107 °.

Түүгээр ч зогсохгүй валентын бүрхүүлд хоёр электрон хостой атомын холбоосын өнцөг нь ойролцоогоор 180 градус, гурван хостой бол 120 градус, өөрөөр хэлбэл электрон хосын түлхэлтийн тухай ойлголтоор таамагласан утгатай ойролцоо байна. Дээрх баримтуудыг тайлбарлахын тулд өөр нэг үзэл баримтлалыг санал болгосон - эрлийзжүүлэх үзэл баримтлал. Энэхүү үзэл баримтлалын дагуу химийн холбоо нь "цэвэр" биш харин эрлийз орбитал гэж нэрлэгддэг "холимог" электронуудаас бүрддэг. Сүүлийнх нь атомын орбиталуудын холилтын үр дүн юм.

Эрлийзжих явцад орбиталуудын анхны хэлбэр, энерги харилцан өөрчлөгдөж, шинэ, гэхдээ аль хэдийн орбиталууд үүсдэг. ижил хэлбэрмөн ижил энерги. Нүүрстөрөгчийн хувьд:

Эрлийз sp3 орбитал нь цөмийн нэг тал руу нөгөө талаас илүү сунасан байдаг. Тиймээс эрлийз тойрог замын электронуудын оролцоотойгоор үүссэн химийн холбоо нь бие даасан s - ба p - орбиталуудын электронуудаас бүрдэхээс илүү хүчтэй байх ёстой. Нүүрстөрөгчийн дөрвөн sp3 эрлийз тойрог зам нь нүүрстөрөгчийн цөм нь тетраэдрийн төвд байх үед тетраэдрийн орой руу чиглэнэ. HSN өнцөг нь 109°28' байна. Бүх CH холбоо нь ≈ 102 ккал/моль хүч чадалтай.

Ханаагүй нүүрстөрөгчийн нэгдлүүд нь давхар эсвэл гурвалсан холболттой байдаг. Нүүрстөрөгчийн атомууд

Гурав ба хоёр лиганд нь ханаагүй бондтой байдаг. Эхний тохиолдолд олдсон холбоосын өнцөг нь ≈ 120 °, хоёр дахь нь 180 ° байна. Энэ байдлыг тайлбарлахын тулд атомын орбиталуудын sp2 - ба sp - эрлийзжүүлэлтийн тухай ойлголтыг ашигладаг. (тригональ ба шугаман эрлийз).

sp2 орбитал нь хэлбэрийн хувьд sp3 тойрог замтай маш төстэй боловч хэмжээ нь арай өөр юм. Нэг эсвэл хоёр p - электронууд эрлийзжихээс ангид хэвээр байна. Хоёр нүүрстөрөгчийн атомын p-орбиталууд хажуу тийшээ давхцаж байгаа тул π-бонд үүсдэг. Тэр. давхар холбоог σ - ба π - бондын хослол гэж үзэж болно, гурвалсан холбоог σ - ба хоёр π - бондын хослол гэж үзэж болно.

Химийн холбоо нь зөвхөн атомын орбиталуудыг давхцуулахаас гадна молекул орбиталыг атомын тойрог замд давхцуулах замаар үүсдэг. Ийм холбоо нь шилжилтийн металлын нэгдлүүд (Pt, Rh, Co гэх мэт) ханаагүй нэгдлүүд, жишээлбэл, этилен эсвэл нүүрстөрөгчийн дутуу ислийн харилцан үйлчлэлээр үүсдэг.

Гэсэн хэдий ч эрлийзжүүлэх тухай ойлголтыг бусад олон хүмүүсийн нэгэн адил туршилтаар олж авсан бодит молекулын шинж чанарыг тайлбарлахын тулд хүн зохион бүтээсэн гэдгийг санах хэрэгтэй: валентийн орбиталь ба бондын өнцгийн чиглэл, бондын эквивалент байдал, жишээлбэл, CH бонд. CH4. Энэ үнэхээр үнэн үү? Органик молекулуудыг судлах NMR ба IR спектроскопи гэх мэт аргуудыг ашигласнаар метаны найман валентын электроныг ялгах боломжгүй байв. Гэхдээ фотоэлектрон спектроскопи (PS) ба электрон дамжуулалтын спектроскопи (ETS) гарч ирэхэд МО-ийн энергийг шууд хэмжих боломжтой болсон үед метаны валентын бүрхүүлд хоёр элемент байсаар байгааг батлах боломжтой болсон. янз бүрийн төрөлЭрчим хүчний хувьд ялгаатай MOs. Нэгдүгээрт, фотоэлектрон спектроскопийн мөн чанарын талаар хэдэн үг хэлье: фотоэлектрон спектроскопи, фотоэлектроныг ялгаруулах үед ялгарах электронуудын энергийн спектрийг хэмжихэд үндэслэн бодисын бүтцийг судлах арга. Молекул эсвэл чөлөөт атомыг вакуумд хэт ягаан туяагаар цацруулж, энерги нь хэмжигддэг электрон ялгардаг. Гаргасан электроны энерги ба ашигласан цацрагийн энергийн ялгаа нь тухайн электроны иончлох потенциал юм. Ихэнх молекулуудын хувьд энэ нь нэлээд өндөр (200 ккал/моль) байдаг. Өөр өөр энергийн хэд хэдэн электрон агуулсан молекул нь ашигласан цацрагийн энергиэс бага энергитэй ямар ч электроныг алдаж болно (молекул бүр зөвхөн нэг электроноо алддаг). Фотоэлектрон спектр нь тодорхой энергийн тойрог замд тохирсон хэд хэдэн зурвасаас бүрддэг. Спектрийн өргөн зурвасууд нь ихэвчлэн хүчтэй холбогдсон электронуудтай, нарийн зурвасууд нь сул холбогдсон эсвэл холбоогүй электронуудтай (жишээлбэл, LEP) тохирдог. Метаны фотоэлектрон спектрийн улмаас хоёр хамтлаг байдаг валентын электронууд, 12.7 ба 23.0 эВ-д, 291 эВ-ийн дотоод электрон зурвасаас гадна.

Электрон спектрээс судалж буй бодис дахь электронуудын холболтын энерги, тэдгээрийн энергийн түвшинг тодорхойлох боломжтой. Фотоэлектрон спектроскопи нь монохромат рентген эсвэл хэт ягаан туяахэдэн арван мянгаас хэдэн арван эВ хүртэлх фотоны энергитэй. Фотоэлектронуудын спектрийг электрон спектрометр ашиглан судалдаг өндөр нарийвчлалтай(рентген туяаны бүсэд эВ-ийн аравны нэг хүртэл, хэт ягаан туяаны бүсэд эВ-ийн 100 хүртэл нарийвчлалтай болсон). Арга F. s. хийн, шингэн болон хатуу төлөвүүдатом ба молекулын гадаад ба дотоод электрон бүрхүүл, электронуудын энергийн түвшинг судлах боломжийг танд олгоно. хатуу бие(ялангуяа дамжуулалтын зурвас дахь электронуудын тархалт). Молекулуудын хувьд тэдгээрийг бүрдүүлдэг атомын дотоод бүрхүүл дэх электронуудын холболтын энерги нь химийн бондын төрлөөс (химийн шилжилт) хамаардаг.

Эдгээр утгууд нь эхний, хоёр дахь, дараа нь гурав дахь электроныг дараалан гаргахад шаардагдах энерги биш харин өөр өөр энергийн гурван орбитал дахь электронуудын холболтын энергийг илэрхийлдэг гэдгийг онцлон тэмдэглэх нь зүйтэй. Эрчим хүч нь тойрог замын тоо эсвэл электроны тоотой ямар ч холбоогүй юм.

Тэр. CH4-ийн энгийн жишээ нь олон атомт нэгдлүүдийн химийн холбоог нутагшуулсан холбоо (хоёр электрон нь хоёр атомын хоёр цөмд үйлчилдэг) гэж тайлбарлах нь бүрэн зөв биш гэдгийг харуулж байгаа боловч ийм хялбарчлах нь химичдэд органик бодисын бүтэц, урвалын талаар их зүйлийг ойлгоход тусалдаг. молекулууд. Бодит байдал дээр полиатомт (хоёроос дээш атом) молекулуудад бондууд задарсан, өөрөөр хэлбэл хоёр электрон гурав ба түүнээс дээш атомд үйлчилдэг. MO арга нь делокализацилагдсан бондын тойрог замыг тооцоолох боломжийг олгодог. Жишээлбэл, CH4-ийн хувьд нүүрстөрөгчийн 2s орбиталыг устөрөгчийн атомын дөрвөн 1s орбиталтай нэгтгэснээр нэг холболтын орбитал гарна. Энэ тойрог зам нь бүхэл бүтэн молекулыг хамардаг бөгөөд ямар ч зангилаагүй. Нүүрстөрөгчийн 2p орбитал, устөрөгчийн дөрвөн 1s орбиталаас үүссэн МО тус бүр нь нүүрстөрөгч дээр байрладаг. Эдгээр гурван хослол нь тэнцүү боловч зангилаагүй MO-ээс өндөр энерги юм. Нүүрстөрөгч ба устөрөгчийн орбиталууд нь ижил төстэй хослолуудаас дөрвөн эсрэг холбоо (эсрэг холбоо) орбиталуудыг олж авдаг. өөр өөр шинж тэмдэгдавхцах хэсэгт. Одоогийн байдлаар орон зайгүй холболтын MO-ийн зургийн зургууд өргөн хэрэглэгдэж байна. Тэдгээр нь нэлээд төвөгтэй, ялангуяа σ–MO зургууд юм. π – MO-г маш амархан зурж болно. Ханаагүй нэгдлүүдийн урвалыг голчлон π - MO-ийн шинж чанараар тодорхойлдог тул ирээдүйд бид π - MO-ийн зургийг ихэвчлэн ашиглах болно.

Доорх нь CH4-ийн молекул орбиталуудын энергийн диаграммууд бөгөөд химийн холбоо нь нутагшсан эсвэл локализацилагдсан гэж тооцогддог.

MO-ийн график дүрслэл:

DIV_ADBLOCK30">

Суллах (анти-холбоо) MO (RMO) нь химийн холбоог гүйцэтгэдэггүй. Энэ нь ихэвчлэн эзэнгүй байдаг (өөрөөр хэлбэл, молекулын үндсэн төлөвт үргэлж эзгүй байдаг). Эрчим хүчийг шингээх үед (хэт ягаан туяаны цацраг). RMO нь OZMO болж болно. RMO-ийн энерги нь түүний үүссэн атомын орбиталуудын энергиээс өндөр байдаг.

Маш их үнэ цэнэхимийн урвалын явцад хамгийн их эзлэгдсэн, хамгийн бага чөлөөт MO байдаг. HOMO бол хамгийн их энергитэй эзлэгдсэн MO-уудын нэг юм. LUMO бол хамгийн бага энергитэй чөлөөт (хөлөөгүй) нэг юм. Химийн урвалын үед электронууд LUMO-ээс LUMO руу шилждэг. Түүнээс гадна эдгээр тойрог замууд хоорондоо холбоотой байж болно өөр өөр хэсгүүд (молекул хоорондын харилцан үйлчлэл) эсвэл нэг бөөм (молекулын харилцан үйлчлэл).

Иончлолын потенциал гэдэг нь молекулаас электроныг зайлуулахад шаардагдах энерги юм: Коопманы теоремын дагуу иончлолын потенциалын утга нь эсрэг тэмдгээр авсан харгалзах эзлэгдсэн MO-ийн энергийн утгатай тэнцүү байна.