Suyun kimyasal olarak bağlanması - Chemical bonding of water

H 2 O'nun bağ açısını ve bağ uzunluğunu gösteren Lewis Yapısı

Su ( H
2 O ) C 2v moleküler simetriye ve merkezi oksijen atomu ile hidrojen atomları arasında 104.5 ° 'lik bağ açısına sahip basit bir üç atomlu bükülmüş moleküldür . En basit üç atomlu moleküllerden biri olmasına rağmen , kimyasal bağlanma şeması yine de karmaşıktır, çünkü bağ açısı , iyonlaşma enerjisi ve elektronik durum enerjisi gibi birçok bağlanma özelliği tek bir birleşik bağlanma modeli ile açıklanamaz. Bunun yerine, basit Lewis ve VSEPR yapısı, değerlik bağ teorisi , moleküler yörünge teorisi , izovalent hibridizasyon ve Bent kuralı , H için kapsamlı bir bağlanma modeli sağlamak için aşağıda tartışılmıştır.
2 O , kendine özgü bağlanma düzenlemeleri ile ortaya çıkan çeşitli elektronik ve fiziksel özellikleri ve özellikleri açıklamak ve rasyonalize etmek.

H 2 O'nun sp3 hibridizasyonu
H 2 O'nun fotoelektronik spektrumu

Lewis yapısı ve değerlik bağ teorisi

Lewis yapısı arasında H
2 O , bağları , merkezi oksijen atomu ile iki yalnız elektron çiftine sahip oksijenli iki çevresel hidrojen atomu arasındaki iki sigma bağı olarak tanımlar . Değerlik bağ teorisi, H
2 O , 2s atomik orbitalinin ve oksijenin üç 2p orbitalinin, daha sonra hidrojen orbitalleri ile üst üste binerek bağlanmaya katılan dört yeni hibridize orbital oluşturmak için hibridize edildiği sp3 hibritlenir . Bu nedenle, sp3 hibridizasyonunun tahmin edilen şekli ve bağlanma açısı tetrahedral ve 109.5 ° 'dir. Bu, 104.45 ° 'lik gerçek bağ açısı ile açık bir uyum içindedir. Tahmin edilen bağ açısı ile ölçülen bağ açısı arasındaki fark, geleneksel olarak, iki sp3 hibridize orbitali işgal eden iki yalnız çiftin elektron itmesi ile açıklanır. Değerlik bağ teorisi, H'nin geometrisini ve bağ açısını tahmin etmek için uygunken
2 O , elektronik durumların tahmini, deneysel olarak ölçülen gerçeklikle uyuşmuyor. Değerlik bağ modelinde, iki sigma bağı özdeş enerjiye sahiptir ve ikisi de aynı bağlanan ve bağlanmayan yörüngelerde bulunduğundan, bu nedenle fotoelektronik spektrumdaki iki enerji seviyesine karşılık geldiğinden, iki yalnız çift de aynı enerjiye sahiptir. Diğer bir deyişle, su iki özdeş OH bağından ve oksijen atomu üzerindeki iki özdeş sp3 yalnız çiftinden oluşmuşsa, bu durumda fotoelektron spektrumu (PES) iki (dejenere) tepe noktasına ve enerjiye sahip olacaktır. iki OH bağı ve diğeri iki sp 3 tek çift için. Bununla birlikte, H'nin fotoelektronik spektrumu
2 O , 12.6eV, 14.7eV, 18.5eV ve 32.2eV'deki iki bağ ve iki bağlayıcı olmayan seçim çiftinin iyonlaşma enerjilerine karşılık gelen dört farklı enerji seviyesini ortaya koymaktadır. Bu, ne iki OH bağının ne de iki sp3 yalnız çiftinin enerjide dejenere olmadığını gösterir.

H'nin moleküler orbital tedavisi
2 Ö

H'nin Basit Moleküler Orbital (MO) diyagramı
2 Ö

Basit MO of H 2 O

Valens bağ teoride atomik orbital içinde elektronları lokalize aksine, molekül orbital bir yaklaşım bile elektronları dikkate delokalize bütün molekül boyunca. Basit bir MO şeması arasında H
2 O , sağda gösterilir. Basit simetri işlemlerinin ardından, hidrojen atomunun 1s orbitalleri a1 ve b1 olarak önceden karıştırılır. Aynı simetriye ve benzer enerji seviyelerine sahip orbitaller daha sonra bağlanan, bağlanmayan ve antibonding özelliklerine sahip yeni bir moleküler orbitaller kümesi oluşturmak için karıştırılabilir. H'nin basit MO diyagramında
2 O , oksijenin 2s yörüngesi, önceden karıştırılmış hidrojen orbitalleri ile karıştırılarak yeni bir bağ (2a1) ve antibonding orbitali (4a1) oluşturur. Benzer şekilde, 2p orbital (b1) ve diğer önceden karıştırılmış hidrojen 1s orbitalleri (bl), bağlanma orbital 1b1 ve antibonding orbital 2b1 yapmak için karıştırılır. Kalan iki 2p orbitali karıştırılmamış. Bu basit MO diyagramı, PES'den deneysel olarak belirlendiği gibi dört farklı enerji seviyesi sağlamazken, iki bağlanma orbitali yine de belirgin bir şekilde farklıdır, bu nedenle bağ elektron enerji seviyelerinde farklılaşma sağlar.  

H'nin Hibridize Moleküler Orbital (MO) diyagramı
2 Ö

İki bağlanmayan orbital arasındaki elektron enerjisi farklılıklarını daha da ayırt etmek için, orbital karıştırma , oksijen üzerindeki 2p (3 a 1 ) orbital ile antibonding 4 a 1 orbital arasında aynı simetriye sahip oldukları ve enerjiye yakın oldukları için daha da gerçekleştirilebilir. seviyesi. Bu iki orbitalin karıştırılması, kırmızı kutu içinde sağda gösterildiği gibi iki yeni orbital seti sağlar. Bu iki orbitalin önemli ölçüde karıştırılması, hem enerji değişimlerine hem de moleküler orbitalin şeklinde değişikliklere neden olur. Şimdi daha önce basit MO diyagramında bulunmayan önemli sp hibridizasyon karakterizasyonu var. Sonuç olarak, iki bağlayıcı olmayan yörünge şimdi farklı enerjilerdedir ve PES ile tutarlı dört farklı enerji seviyesini sağlar. Seçenek olarak ise, 3 karıştırma bir 1 4 yörünge bağlayıcı olmayan bir 1 yörünge antibağ, bir de 3 karıştırıp bir 1 ile 2 yörünge bağlayıcı olmayan bir 1 benzer bir MO diyagramı üretmek için yörünge bağ H
2 Ç . Bu alternatif H
2 O MO diyagramı, bağ geometrisinin doğrusaldan bükülmüş şekle ayarlanmasıyla Walsh diyagramı işlemi gerçekleştirilerek de türetilebilir . Buna ek olarak, bu MO diyagramları oksijen 2s ve 2p orbitalleri (sp kabul birinci hibridize ile aşağıdan yukarıya doğru oluşturulabilir 2 aynı simetri ve daha sonra karıştırma orbitalleri hibridizasyon). Basit moleküller için, resimsel olarak MO diyagramlarını oluşturmak, nokta grubu teorisi hakkında kapsamlı bilgi sahibi olmadan ve indirgenebilir ve indirgenemez temsiller kullanılarak elde edilebilir .

Hibridize MO of H 2 O

Son moleküler yörüngedeki atomik orbitallerin boyutunun orijinal atomik orbitallerin boyutundan farklı olduğuna dikkat edin, bunun nedeni oksijen ve hidrojen orbitallerinin başlangıçtaki atomik orbital enerjileri farklı olduğundan farklı karışım oranlarından kaynaklanmaktadır. Başka bir deyişle, iki orbital karıştığında, orbitallerin karıştığı miktar orbitallerin enerjisindeki ilk farkla ters orantılıdır. Bu nedenle, başlangıçta enerji karışımına yakın olan (yani etkileşime giren) orbitaller, başlangıçta enerji açısından çok uzak olan orbitallerden daha fazla etkileşim halindedir. Farklı enerjiye sahip iki orbital karıştığında (yani etkileşime girdiğinde), düşük enerji kombinasyonu daha çok başlangıçtaki düşük enerjili orbitali andırır; daha yüksek enerji kombinasyonu, başlangıçtaki yüksek enerjili yörüngeye daha çok benzer. İki orbital etkileşime girdiğinde ve bunlar aynı başlangıç ​​enerjisine sahip olduklarında, ortaya çıkan iki kombinasyon orbitali iki başlangıç ​​orbitalinden eşit olarak türetilir. (İkinci dereceden tedirginlik teorisi ). Ek olarak, değerlik bağı teorisi H'yi öngörürken
2 O , sp 3 hibritlenmiştir, MO teorisinin öngörüsü daha karmaşıktır. 2p z yörüngesi, hidrojen atomları ile etkileşimde hiç yer almadığından ve hidridize olmayan bir yalın çift ( n O (π) ) haline geldiğinden , H
2 O sp 2 hibridize edildi. Bu, s ve p karakterinin iki OH bağı ve O yalın çift ( n O (σ) ) arasında eşit olarak dağıldığı idealize varsayımı altında doğru olacaktır . Bununla birlikte, bu tahmin (120 ° bağ açıları) H'nin bağ açısı ile tutarsızdır.
2 O 104.5 ° olmak. H'nin gerçek hibridizasyonu
2 O , eş değerlikli hibridizasyon kavramı veya Bent kuralı ile açıklanabilir. Kısacası, s karakteri yalnız çift yörüngelerinde birikir çünkü s karakteri p karakterine göre enerji azalır ve yalnız çift elektronlar paylaşılmamış elektron yoğunluğu ile yakından tutulur. Buna karşılık, bağ çiftleri daha uzakta lokalize edilir ve elektron yoğunluğu başka bir atomla paylaşılır, bu nedenle ek s karakteri enerjiyi o kadar etkili bir şekilde düşürmez. Bu nedenle, bağ orbitallerine nispeten daha fazla p karakteri dağıtılır.

Walsh Diyagramı H 2 O tedavisi

İzovalent hibridizasyon ve Bent kuralı

İzovalent hibridizasyon, basit sp, sp2 ve sp3 hibridizasyon şemaları üretmeyen gelişmiş veya ikinci dereceden atomik orbital karıştırmayı ifade eder. Tek çiftli moleküller için, bağ orbitalleri eş değerlikli melezlerdir çünkü optimal bağlanmayı sağlamak için s ve p orbitallerinin farklı fraksiyonları karıştırılır. İzovalent hibridizasyon, genelleştirilmiş basit sp, sp2 ve sp3 hibridizasyonu ile tutarsız olan bu moleküllerin bağ açılarını açıklamak için kullanılır. Yalnız çiftler içeren moleküller için, bu moleküllerin gerçek hibridizasyonu, elektronegatifliği ile ilgili olan merkezi atomun s ve p karakterlerinin miktarına bağlıdır . " Bent'in kuralına göre , ikame elektronegatiflikleri arttıkça, daha büyük p karakterine sahip orbitaller bu gruplara yönlendirilecektir. Yukarıdaki tartışmaya göre, bu, bağ açısını azaltacaktır. Suyun bağ açısını tahmin ederken, Bent'in kuralı, hibrit yörüngelerin Daha fazla s karakteri çok elektropozitif yalnız çiftlere yönlendirilmeli, bu arada daha fazla p karakterine sahip orbitaller hidrojenlere doğru yönlendirilmelidir. Bu orbitallerdeki bu artan p karakteri, aralarındaki bağ açısını dörtyüzlü 109.5 ° 'den daha aza indirir. "

Moleküler yörünge teorisi ve değerlik bağ teorisi

Moleküler Orbital Teorisi ve Değerlik Bağ Teorisi, 1900'lerin başından ortalarına kadar tartışma konusu olmuştur. Hangi modelin moleküllerin gerçek bağlanma şemasını daha doğru bir şekilde tasvir ettiği konusunda devam eden hararetli tartışmalara rağmen, bilim adamları artık MO ve VB teorilerini tamamlayıcı ve takım arkadaşları olarak görüyorlar. Modern yüksek hızlı bilgisayarların ve gelişmiş moleküler modelleme programlarının geliştirilmesiyle, hem MO hem de VB teorileri, genellikle farklı amaçlar için olsa da, günümüzde yaygın olarak kullanılmaktadır. Genel olarak, MO teorisi, sistemin temel durum enerjisini, bağlanan ve bağlanmayan orbitallerin farklı elektronik durum enerjilerini ve manyetik ve iyonizasyon özelliklerini doğrudan doğru bir şekilde tahmin edebilir. Öte yandan, VB teorisi geleneksel olarak bağ açısını ve mekanizma çizimini tahmin etmek için kullanışlıdır. Modern değerlik bağı teorisi , süreç daha karmaşık olsa da, MO teorisi ile elde edilen aynı elektronik bilgiyi sağlayabilir. Ek olarak, modern VB teorisi, MO teorisinin kolayca elde edemediği uyarılmış durum enerjilerini de tahmin edebilir. Gerçek şu ki, her iki teori de kimyasal bağın anlaşılmasında eşit derecede önemlidir; iki teori de tamamen kapsamlı olmasa da ikisi birlikte kimyasal bağlar için derinlemesine bir model sağlar. Roald Hoffmann'ın sözleriyle : "Birlikte ele alındığında, MO ve VB teorileri bir cephanelik değil, bir alet çantası oluşturur ... Bir takım araçlarla donatılmış ve diğeriyle donatılmamış bir yolculukta ısrar etmek, birini dezavantajlı konuma getirir. İki teoriden herhangi birini bir kenara atmak, kimyanın entelektüel mirasının altını oyuyor. "

Kısacası, Heisenberg Belirsizlik İlkesinin bir tezahürü olan değerlik bağı teorisi ve MO teorisi özünde . Elektronları yerel yörüngelerde (VB teorisi) tedavi ederken, şekli, geometrisi ve konumu oldukça doğru bir şekilde tahmin edilebilir ve ölçülebilir, ancak enerjisini ve momentumunu doğru bir şekilde tahmin edemezsiniz. Yer değiştirmiş yörüngelerde (MO teorisi) elektronları tedavi ederken, kişi enerjisi ve momentumu üzerinde daha fazla ölçüm elde eder, ancak konumunda doğruluğu kaybeder. Başka bir deyişle, MO ve VB teorisi, ölçmek istediğine bağlı olarak uygun şekilde kullanılmalıdır.

Ayrıca bakınız

Referanslar

Dış bağlantılar