MO usuliga ko'ra, CO molekulasining elektron tuzilishi N2 molekulasining tuzilishiga o'xshaydi:

YO'Q yoki

NO molekulasidagi bog'lanish ko'pligi (8-3): 2 = 2,5.

NO - ionidagi molekulyar orbitallarning konfiguratsiyasi:

YO'Q -

YO'Q +.

9.3.MO usuliga asoslanib, quyidagi zarralardan qaysi biri mavjud emasligini aniqlang:
U 2; U 2+; 2 bo'l; 2+ bo'ling.

9.4.B 2 molekulasi uchun molekulyar orbitallarda elektronlarni taqsimlang. Ulanishning ko'pligini aniqlang.

9.5.N 2 molekulasi uchun molekulyar orbitallarda elektronlarni taqsimlang. Ulanishning ko'pligini aniqlang. N 2;
N 2 -.
N 2 dagi bog‘lanish ko‘paytmasi (8–2): 2=3;
N 2 dagi bog'lanishning ko'pligi (8-3): 2 = 2,5.
Neytral N 2 molekulasidan N 2 ioniga o'tish paytida bog'lanish energiyasining pasayishi -
bog'lanish ko'pligining pasayishi bilan bog'liq.

9.9. CN ioni uchun molekulyar orbitallarda elektronlarni taqsimlang

9.10.MO usulidan foydalanib, bog'lanish uzunligi va bog'lanish energiyasi ketma-ketlikda qanday o'zgarishini aniqlang CN + , CN, CN - .

Usulning paydo bo'lishining dastlabki shartlari

Xronologik jihatdan molekulyar orbitallar usuli valentlik bog'lanish usulidan kechroq paydo bo'ldi, chunki kovalent bog'lanishlar nazariyasida valentlik bog'lanishlar usuli bilan tushuntirib bo'lmaydigan savollar saqlanib qoldi. Keling, ulardan ba'zilarini ko'rib chiqaylik.

Valentlik bog'lanish usulining asosiy pozitsiyasi shundaki, atomlar orasidagi bog'lanish elektron juftlar (ikki elektronli bulutlarni ulash) orqali amalga oshiriladi. Lekin har doim ham shunday emas. Ba'zi hollarda kimyoviy bog'lanishning shakllanishida alohida elektronlar ishtirok etadi. Demak, molekulyar ionda H 2+ bitta elektronli aloqa. Valentlik bog'lanish usuli bir elektronli bog'lanishning hosil bo'lishini tushuntirib bera olmaydi, uning asosiy pozitsiyasiga zid keladi.

Valentlik bog'lanish usuli ham molekuladagi juftlanmagan elektronlarning rolini tushuntirmaydi. Bog'lanmagan elektronlarga ega bo'lgan molekulalar paramagnit, ya'ni. Ular magnit maydonga tortiladi, chunki juftlashtirilmagan elektron doimiy magnit momentni hosil qiladi. Agar molekulalarda juftlashtirilmagan elektronlar bo'lmasa, ular diamagnetikdir - ular magnit maydondan tashqariga suriladi. Kislorod molekulasi paramagnit bo'lib, u parallel spinli yo'nalishli ikkita elektronga ega, bu valentlik bog'lanish usuliga ziddir. Shuni ham ta'kidlash kerakki, valentlik bog'lanish usuli kompleks birikmalarning bir qator xossalarini - ularning rangi va boshqalarni tushuntirib bera olmadi.

Ushbu faktlarni tushuntirish uchun molekulyar orbital usul taklif qilindi.

Usulning asosiy tamoyillari

Molekulyar orbital usuliga ko'ra, molekulalardagi elektronlar molekulyar orbitallarda taqsimlanadi, ular atom orbitallari kabi ma'lum energiya (energiya darajasi) va shakli bilan tavsiflanadi. Atom orbitallaridan farqli o'laroq, molekulyar orbitallar bir atomni emas, balki butun molekulani, ya'ni. ikki yoki ko'p markazli. Agar valentlik bog’lanish usulida molekulalarning atomlari ma’lum individuallikni saqlasa, molekulyar orbitallar usulida molekula yagona sistema sifatida qaraladi.

Molekulyar orbital usulida eng koʻp qoʻllaniladigan usul atom orbitallarining chiziqli birikmasidir. Bunday holda, bir nechta qoidalarga rioya qilinadi:

Shredinger tenglamasi molekulyar tizim uchun bir vaqtning o'zida barcha elektronlar uchun kinetik energiya atamasi va potentsial energiya atamasidan iborat bo'lishi kerak. Ammo bunday ko'p sonli o'zgaruvchilar (barcha elektronlarning indekslari va koordinatalari) bilan bitta tenglamani echish mumkin emas, shuning uchun kontseptsiya kiritildi. bir elektronli yaqinlashish.

Bir elektronli yaqinlashish har bir elektronni yadrolar maydonida va molekulaning qolgan elektronlarining o'rtacha maydonida harakatlanayotgan deb hisoblash mumkinligini taxmin qiladi. Bu shuni anglatadiki, hamma i Molekuladagi th elektron o'z funktsiyasi bilan tavsiflanadi psi va o'ziga xos energiyaga ega E i. Shunga ko'ra, molekuladagi har bir elektron uchun o'zining Shredinger tenglamasini yaratish mumkin. Keyin uchun n elektronlarni hal qilish kerak n tenglamalar. Bu kompyuterlar yordamida matritsali hisoblash usullari yordamida amalga oshiriladi.

Ko'p markazli va ko'p elektronli tizim uchun Shredinger tenglamasini echishda bir elektronli to'lqin funktsiyalari - molekulyar orbitallar, ularning energiyalari va butun molekulyar tizimning elektron energiyasi shaklida echimlar olinadi.

Atom orbitallarining chiziqli birikmasi

Bir elektronli yaqinlashishda molekulyar orbital usuli har bir elektronni o'z orbitali bilan tavsiflaydi. Atomning atom orbitallari bo'lganidek, molekula ham molekulyar orbitallarga ega. Farqi shundaki, molekulyar orbitallar ko'p markazli.

Molekulyar orbitalda joylashgan elektronni ko'rib chiqing psi neytral molekula, u qaysidir atomning yadrosiga yaqin bo'lgan vaqtda m. Kosmosning bu hududida potentsial maydon asosan atom yadrosi tomonidan yaratilgan m va yaqin elektronlar. Molekula umuman neytral bo'lganligi sababli, ko'rib chiqilayotgan elektron va boshqa yadro o'rtasidagi tortishish n taxminan ko'rib chiqilayotgan elektron va yadro yaqinidagi elektronlar orasidagi itarilish bilan kompensatsiya qilinadi n. Bu shuni anglatadiki, yadro yaqinida elektronning harakati boshqa atomlar yo'qligida bo'lgani kabi taxminan bir xil bo'ladi. Shuning uchun orbital yaqinlashuvda molekulyar orbital psi yadro yaqinida m bu atomning atom orbitallaridan biriga o'xshash bo'lishi kerak. Atom orbitallari faqat yadrolari yaqinida muhim qiymatlarga ega bo'lganligi sababli, biz molekulyar orbitalni taxminan ifodalashimiz mumkin. psi sifatida atom orbitallarining chiziqli birikmasi alohida atomlar.

Hisobga olgan holda vodorod atomlarining ikkita yadrosidan iborat eng oddiy molekulyar tizim uchun 1s-atomdagi elektronning harakatini tavsiflovchi atom orbitallari N, molekulyar orbital quyidagicha ifodalanadi:

Miqdorlar c 1i Va c 2i- yechish orqali topiladigan sonli koeffitsientlar Shredinger tenglamalari. Ular har bir atom orbitalining ma'lum bir molekulyar orbitalga qo'shgan hissasini ko'rsatadi. Umuman olganda, koeffitsientlar -1 dan +1 gacha bo'lgan qiymatlarni oladi. Agar ma'lum bir molekulyar orbital ifodasida koeffitsientlardan biri ustun bo'lsa, bu ma'lum molekulyar orbitalda bo'lgan elektron asosan shu yadro yaqinida joylashganligi va asosan koeffitsienti kattaroq bo'lgan atom orbitali bilan tavsiflanganligi bilan mos keladi. . Agar atom orbitali oldidagi koeffitsient nolga yaqin bo'lsa, bu ma'lum atom orbital tomonidan tasvirlangan mintaqada elektronning mavjudligi ehtimoldan yiroq ekanligini anglatadi. Jismoniy ma'nosida ushbu koeffitsientlarning kvadratlari ma'lum bir atom orbitali tomonidan tasvirlangan fazo va energiya hududida elektronni topish ehtimolini aniqlaydi.

LCAO usulida barqaror molekulyar orbital hosil bo'lishi uchun atom orbitallarining energiyalari bir-biriga yaqin bo'lishi kerak. Bundan tashqari, ularning simmetriyasi unchalik farq qilmasligi kerak. Ushbu ikki talab bajarilganda, koeffitsientlar o'z qiymatlari bo'yicha yaqin bo'lishi kerak va bu, o'z navbatida, elektron bulutlarning maksimal darajada bir-biriga yopishishini ta'minlaydi. Atom orbitallari qo'shilganda molekulyar orbital hosil bo'ladi, uning energiyasi atom orbitallarining energiyalariga nisbatan kamayadi. Ushbu molekulyar orbital deyiladi ulash. Bog'lanish orbitaliga mos keladigan to'lqin funksiyasi bir xil ishorali to'lqin funksiyalarini qo'shish orqali olinadi. Bunday holda, elektron zichligi yadrolar orasida to'planadi va to'lqin funktsiyasi ijobiy qiymatni oladi. Atom orbitallarini ayirish orqali molekulyar orbitalning energiyasi ortadi. Bu orbital deyiladi bo'shashish. Bu holda elektron zichligi yadrolarning orqasida joylashgan va ular orasida nolga teng. Ikki hosil boʻlgan elektron bulutdagi toʻlqin funksiyasi qarama-qarshi belgilarga ega boʻlib, bu bogʻlanish va antibogʻlovchi orbitallarning hosil boʻlish diagrammasidan yaqqol koʻrinadi.

Agar atomlardan birining atom orbitali energiya yoki simmetriyadagi katta farq tufayli boshqa atomning atom orbitali bilan o'zaro ta'sir qila olmasa, u molekulaning molekulyar orbitallarining energiya diagrammasiga unga mos keladigan energiya bilan kiradi. atom. Ushbu turdagi orbital deyiladi majburiy emas.

Orbitallarning tasnifi

Orbitallarning tasnifi σ yoki π ularning elektron bulutlarining simmetriyasiga ko'ra hosil bo'ladi. σ -orbital elektron bulutining shunday simmetriyasiga egaki, uning yadrolarni tutashtiruvchi o'qi atrofida 180° ga aylanishi shakli asl nusxadan farq qilib bo'lmaydigan orbitalga olib keladi. To'lqin funksiyasining belgisi o'zgarmaydi. Qachon π -orbital, 180° ga aylantirilganda to'lqin funksiyasining belgisi teskari tomonga o'zgaradi. Bundan kelib chiqadi s-atomlarning elektronlari bir-biri bilan o'zaro ta'sirlashganda faqat hosil bo'lishi mumkin σ -orbitallar va uchta (olti) p-atom orbitallari - bitta σ- va ikkita π -orbitallar va σ -orbital o'zaro ta'sir paytida paydo bo'ladi p x atom orbitallari va π -orbital - o'zaro ta'sirda p y Va p z. Molekulyar π -orbitallar yadrolararo o'qga nisbatan 90° ga aylanadi.

Bog'lovchi va antibog'lovchi orbitallarni bir-biridan, shuningdek ularning kelib chiqishini farqlash uchun quyidagi belgi qabul qilinadi. Bog'lovchi orbital qisqartma bilan belgilanadi "st", mos ravishda orbitalni bildiruvchi yunoncha harfdan keyin o'ng tepada joylashgan va antibog'lanish - mos ravishda "razr". Yana bir belgi qabul qilindi: antibog'lovchi orbitallar yulduzcha bilan, bog'lovchilar esa yulduzchasiz belgilanadi. Molekulyar orbitalni belgilagandan so'ng, molekulyar kelib chiqishi uchun qarzdor bo'lgan atom orbitalining belgisi yoziladi, masalan: π razr 2 p y. Bu molekulyar orbital degan ma'noni anglatadi π -tur, bo`shashuvchi, o`zaro ta`sir natijasida hosil bo`lgan 2 p y- atom orbitallari.

Atom orbitalining energiya shkalasidagi holati atomning ionlanish energiyasining qiymati bilan belgilanadi, bu orbital tomonidan tasvirlangan elektronni cheksiz katta masofaga olib tashlashga mos keladi. Bu ionlanish energiyasi deyiladi orbital ionlanish energiyasi. Shunday qilib, kislorod atomi uchun elektron chiqarilganda ionlanish turlari mumkin 2p- yoki bilan 2s-elektron pastki qavat.

Molekulyar orbitalning energiya diagrammalarida joylashishi ham molekulalarning elektron tuzilishining kvant kimyoviy hisob-kitoblari asosida aniqlanadi. Murakkab molekulalar uchun energiya diagrammalarida molekulyar orbitallarning energiya darajalari soni katta, ammo aniq kimyoviy muammolar uchun barcha molekulyar orbitallarning emas, balki faqat tashqi ta'sirlarga eng "sezgir"larning energiyalari va tarkibini bilish muhimdir. Bu orbitallar molekulyar orbitallar bo'lib, ularda eng yuqori energiyali elektronlar mavjud. Ushbu elektronlar boshqa molekulalarning elektronlari bilan osongina o'zaro ta'sir qilishi mumkin, ma'lum bir molekulyar orbitaldan chiqariladi va molekula ionlangan holatga o'tadi yoki ba'zi aloqalarning yo'q qilinishi yoki boshqa aloqalarning shakllanishi tufayli o'zgartiriladi. Bu molekulyar orbital eng yuqori egallagan molekulyar orbitaldir. Molekulyar orbitallar sonini (barcha atom orbitallarining umumiy soniga teng) va elektronlar sonini bilgan holda, HOMO ning seriya raqamini va shunga mos ravishda hisoblash ma'lumotlaridan, uning energiyasi va tarkibini aniqlash qiyin emas. Shuningdek, kimyoviy muammolarni o'rganish uchun eng muhimi eng past erkin molekulyar orbitaldir, ya'ni. energiya shkalasi bo'yicha HOMO qatorida, ammo bo'sh molekulyar orbital. HOMO va LUMO ga energiya bilan qo'shni bo'lgan boshqa orbitallar ham muhimdir.

Molekulalardagi molekulyar orbitallar, xuddi atomlardagi atom orbitallari kabi, faqat nisbiy energiya bilan emas, balki elektron bulutining ma'lum umumiy shakli bilan ham xarakterlanadi. Atomlardagi kabi s-, R-, d-, ... orbitallar, faqat ikkita markaz (ikki markazli molekulyar orbital) o'rtasidagi bog'lanishni ta'minlovchi eng oddiy molekulyar orbital bo'lishi mumkin. σ -, π -, δ -, ... qandaydir. Molekulyar orbitallar molekula yadrolaridan oʻtuvchi tekislikka nisbatan atomlar yadrolarini bogʻlovchi chiziqqa nisbatan qanday simmetriyaga ega boʻlishiga qarab turlarga boʻlinadi va hokazo.Bu molekulyar orbitalning elektron bulutining taqsimlanishiga olib keladi. kosmosda turli yo'llar bilan.

Usulning jismoniy ma'nosi

Boshqa har qanday tizim uchun, shu jumladan k atom orbitallari, LCAO usulining yaqinlashuvida molekulyar orbital umumiy shaklda quyidagicha yoziladi:

Ushbu yondashuvning jismoniy ma'nosini tushunish uchun to'lqin funktsiyasini eslaylik Ψ elektronning holatini tavsiflovchi to'lqin jarayonining amplitudasiga to'g'ri keladi. Ma'lumki, masalan, tovush yoki elektromagnit to'lqinlar o'zaro ta'sirlashganda, ularning amplitudalari qo'shiladi. Ko'rinib turibdiki, molekulyar orbitalning tarkibiy atom orbitallariga parchalanishining yuqoridagi tenglamasi molekulyar "elektron to'lqin" ning amplitudalari (ya'ni, molekulyar to'lqin funksiyasi) ham qo'shilishi bilan hosil bo'ladi degan taxminga ekvivalentdir. o'zaro ta'sir qiluvchi atom "elektron to'lqinlari" ning amplitudalari (ya'ni, atom to'lqin funktsiyalarining qo'shilishi). Biroq, bu holda, qo'shni atomlarning yadrolari va elektronlarining kuch maydonlari ta'siri ostida, har bir atom elektronining to'lqin funktsiyasi, bu elektronning izolyatsiya qilingan atomdagi dastlabki to'lqin funktsiyasi bilan solishtirganda o'zgaradi. LCAO usulida bu o'zgarishlar koeffitsientlarni kiritish orqali hisobga olinadi c im, bu erda indeks i muayyan molekulyar orbitalni va indeksni belgilaydi cm- o'ziga xos atom orbitali. Shunday qilib, molekulyar to'lqin funktsiyasini topishda asl amplitudalar emas, balki o'zgartirilgan amplitudalar qo'shiladi - c im ·ps m.

Keling, molekulyar to'lqin funktsiyasi qanday ko'rinishini bilib olaylik r 1, to'lqin funktsiyalarining o'zaro ta'siri natijasida hosil bo'lgan ps 1 Va ps 2 - 1s-ikki bir xil atomlarning orbitallari. Buning uchun yig'indini topamiz c 11 ·ps 1 + c 12 ps 2. Bunday holda, ko'rib chiqilayotgan ikkala atom ham bir xil, shuning uchun koeffitsientlar 11 dan Va 12 dan hajmiga teng ( 11 dan = 12 dan = c 1) va muammo miqdorni aniqlashga to'g'ri keladi c 1 (ps 1 + ps 2). Doimiy koeffitsientdan beri c 1 kerakli molekulyar to'lqin funksiyasi shakliga ta'sir qilmaydi, faqat uning mutlaq qiymatlarini o'zgartiradi, biz yig'indini topish bilan cheklanamiz. (ps 1 + ps 2). Buning uchun biz o'zaro ta'sir qiluvchi atomlarning yadrolarini bir-biridan shu masofada joylashtiramiz (r), ular molekulada joylashgan bo'lib, to'lqin funktsiyalarini tasvirlaydi 1s-bu atomlarning orbitallari (rasm A).

Molekulyar to'lqin funktsiyasini topish r 1, qiymatlarni qo'shing ps 1 Va ps 2: Natijada egri chiziq bo'ladi (rasm). b). Ko'rinib turibdiki, yadrolar orasidagi bo'shliqda molekulyar to'lqin funktsiyasining qiymatlari r 1 asl atom to'lqin funktsiyalarining qiymatlaridan kattaroq. Ammo to'lqin funksiyasining kvadrati kosmosning tegishli hududida elektronni topish ehtimolini, ya'ni elektron bulutining zichligini tavsiflaydi. Bu o'sishni anglatadi r 1 ga qaraganda ps 1 Va ps 2 molekulyar orbital hosil bo'lishi bilan yadrolararo bo'shliqda elektron bulutining zichligi oshadi degan ma'noni anglatadi. Natijada kimyoviy bog'lanish hosil bo'ladi. Shuning uchun ko'rib chiqilayotgan turdagi molekulyar orbital deyiladi ulash.

Bunday holda, ortib borayotgan elektron zichligi hududi bog'lanish o'qi yaqinida joylashganki, natijada hosil bo'lgan molekulyar orbital tegishli bo'ladi. σ -turi. Shunga ko'ra, ikkita atomning o'zaro ta'siridan kelib chiqadigan bog'lovchi molekulyar orbital 1s-orbitallar, belgilangan s 1s St.

Bog'lanish molekulyar orbitalda joylashgan elektronlar deyiladi bog'lovchi elektronlar.

Boshqa molekulyar orbitalni ko'rib chiqing r 2. Tizimning simmetriyasidan kelib chiqqan holda, molekulyar orbital uchun ifodada atom orbitallari oldidagi koeffitsientlar deb faraz qilish kerak. r 2 = c 21 ·ps 1 + c 22 ps 2 modul bo'yicha teng bo'lishi kerak. Ammo keyin ular bir-biridan belgi bilan farq qilishi kerak: 21 dan = - 22 dan = c 2.

Bu shuni anglatadiki, ikkala to'lqin funksiyasining hissa belgilari bir xil bo'lgan holatlar bundan mustasno, hissa belgilarining belgilari ham mumkin. 1s-atom orbitallari har xil. Bunday holda (rasm (A)) hissa 1s-bir atomning atom orbitali musbat, ikkinchisi manfiy. Ushbu to'lqin funktsiyalari qo'shilganda, rasmda ko'rsatilgan egri chiziq olinadi. (b). Bunday o'zaro ta'sir davomida hosil bo'lgan molekulyar orbital yadrolararo bo'shliqdagi to'lqin funktsiyasining mutlaq qiymatining uning dastlabki atomlardagi qiymatiga nisbatan kamayishi bilan tavsiflanadi: hatto bog'lanish o'qida tugun nuqtasi paydo bo'ladi, bunda to'lqin funksiyasi va, demak, uning kvadrati nolga aylanadi. Bu shuni anglatadiki, ko'rib chiqilayotgan holatda atomlar orasidagi bo'shliqda elektron bulutining zichligi ham kamayadi. Natijada, har bir atom yadrosining kosmosning yadrolararo mintaqasiga yo'nalishi bo'yicha tortishishi qarama-qarshi yo'nalishga qaraganda zaifroq bo'ladi, ya'ni. yadrolarning o'zaro itarishiga olib keladigan kuchlar paydo bo'ladi. Bu erda, shuning uchun hech qanday kimyoviy bog'lanish sodir bo'lmaydi; bu holda hosil bo'lgan molekulyar orbital deyiladi bo'shashish s 1s *, va undagi elektronlar antibog'lovchi elektronlar.

Elektronlarni atomdan o'tkazish 1s-orbitallarni bog'lovchi molekulyar orbitalga aylantirib, kimyoviy bog'lanish hosil bo'lishiga olib keladi, energiya ajralib chiqishi bilan birga keladi. Aksincha, elektronlarni atomdan o'tkazish 1s-orbitallar har bir antibog'li molekulyar orbital energiya sarfini talab qiladi. Shuning uchun orbitaldagi elektronlarning energiyasi s 1s St pastda va orbitalda s 1s * yadroviydan yuqori 1s-orbitallar. O'tish davrida taxminan taxmin qilish mumkin 1s-elektron bog'lovchi molekulyar orbitalga uni antibog'lovchi molekulyar orbitalga o'tkazish uchun qancha energiya sarflash zarur bo'lsa, shuncha energiya chiqariladi.

Aloqa tartibi

Molekulyar orbital usulda miqdor - aloqa tartibi. Bog'lanish tartibi, bog'lanish ko'pligidan farqli o'laroq, butun son bo'lmagan qiymatlarni qabul qilishi mumkin. Ikki atomli molekulalardagi bog‘lanish tartibi odatda uning hosil bo‘lishida ishtirok etuvchi bog‘lovchi elektronlar soniga qarab belgilanadi: bitta bog‘ga ikkita bog‘lovchi elektron to‘g‘ri keladi, to‘rt bog‘lovchi elektron qo‘sh bog‘lanishga to‘g‘ri keladi va hokazo.Bu holda antibog‘lanish elektronlari bog'lovchi elektronlarning mos keladigan sonining ta'siri. Shunday qilib, agar molekulada 6 ta bog'lovchi va 2 ta antibog'lovchi elektron bo'lsa, u holda bog'lovchi elektronlar sonining antibog'lanish elektronlari sonidan ortishi to'rtta bo'lib, bu qo'sh bog'ning hosil bo'lishiga to'g'ri keladi. Shuning uchun molekulyar orbital usul pozitsiyasidan ikkita bog'lovchi elektrondan hosil bo'lgan vodorod molekulasidagi kimyoviy bog'lanishni oddiy bog'lanish deb hisoblash kerak.

Birinchi davr elementlari uchun valentlik orbitali 1s-orbital. Bu ikkita atom orbitallari ikkita hosil qiladi σ -molekulyar orbitallar - bog'lanish va antibog'lanish. Keling, molekulyar ionning elektron tuzilishini ko'rib chiqaylik H2+. Unda bitta elektron mavjud bo'lib, u energiya jihatidan qulayroq joyni egallaydi s- bog'lovchi orbital. Bog'larning ko'pligini hisoblash qoidasiga ko'ra, u 0,5 ga teng bo'ladi va ion bitta juftlashtirilmagan elektronga ega bo'lgani uchun, H2+ paramagnit xususiyatlarga ega bo'ladi. Ushbu ionning elektron tuzilishi atomning elektron tuzilishiga o'xshash tarzda quyidagicha yoziladi: s 1s St. Ikkinchi elektronning paydo bo'lishi s-orbitalning bog'lanishi vodorod molekulasini tavsiflovchi energiya diagrammasiga, bog'lanish ko'pligining birlikka va diamagnit xossalarga oshishiga olib keladi. Bog'lanish ko'pligining ortishi molekulaning dissotsilanish energiyasining oshishiga olib keladi. H 2 va vodorod ioni uchun shunga o'xshash qiymatga nisbatan qisqaroq yadrolararo masofa.

Ikki atomli molekula 2 emas mavjud bo'lmaydi, chunki ikkita geliy atomida mavjud bo'lgan to'rtta elektron bog'lanish va antibog'lanish orbitallarida joylashadi, bu esa bog'lanishning nolga teng ko'payishiga olib keladi. Lekin ayni paytda ion He2+ barqaror bo'ladi va undagi bog'lanish ko'pligi 0,5 ga teng bo'ladi. Xuddi vodorod ioni kabi, bu ion ham paramagnit xususiyatlarga ega bo'ladi.

Ikkinchi davr elementlarida yana to'rtta atom orbitallari mavjud: 2s, 2r x, 2r y, 2r z, molekulyar orbitallarning shakllanishida ishtirok etadi. Energiyadagi farq 2s- Va 2p-orbitallar katta va ular molekulyar orbitallarni hosil qilish uchun bir-biri bilan o'zaro ta'sir qilmaydi. Birinchi elementdan oxirgi elementga o'tishda energiyadagi bu farq kuchayadi. Ushbu holat bilan bog'liq holda, ikkinchi davr elementlarining ikki atomli gomonuklear molekulalarining elektron tuzilishi ularni joylashtirish tartibida farq qiluvchi ikkita energiya diagrammasi bilan tavsiflanadi. s St 2p x Va p St 2p y,z. Nisbiy energiya yaqinligi bilan 2s- Va 2p-davr boshida kuzatilgan orbitallar, shu jumladan azot atomi, ustida joylashgan elektronlar s res 2s Va s St 2p x-orbitallar, bir-birini qaytaradi. Shunung uchun p St 2p y- Va p St 2p z-orbitallar energetik jihatdan qulayroq bo'lib chiqadi s St 2p x-orbital. Rasmda ikkala diagramma ham ko'rsatilgan. Ishtirok etganidan beri 1s-kimyoviy bog'lanish hosil bo'lishida elektronlar ahamiyatsiz bo'lib, ikkinchi davr elementlari tomonidan hosil bo'lgan molekulalar tuzilishini elektron tavsiflashda ularni e'tiborsiz qoldirish mumkin.

Tizimning ikkinchi davri litiy va berilliy tomonidan ochiladi, bunda tashqi energiya darajasi faqat s-elektronlar. Ushbu elementlar uchun molekulyar orbitallar diagrammasi vodorod va geliy molekulalari va ionlarining energiya diagrammalaridan farq qilmaydi, yagona farq shundaki, ikkinchisi uchun u quyidagilardan tuzilgan. 1s-elektronlar va Li 2 Va Ve 2-dan 2s-elektronlar. 1s-litiy va berilliy elektronlarini bog'lanmagan deb hisoblash mumkin, ya'ni. alohida atomlarga tegishli. Bu erda bir xil naqshlar bog'lanish tartibi, dissotsiatsiya energiyasi va magnit xossalarning o'zgarishida kuzatiladi. Va u Li2+ ustida joylashgan bitta juftlanmagan elektron mavjud s St 2s-orbitallar - ion paramagnitdir. Ushbu orbitalda ikkinchi elektronning paydo bo'lishi molekulaning dissotsilanish energiyasining oshishiga olib keladi. Li 2 va 0,5 dan 1 gacha bo'lgan bog'lanish ko'pligi ortishi. Magnit xususiyatlar diamagnit xususiyatga ega bo'ladi. Uchinchi s-elektron ustida joylashgan bo'ladi s o'lchami-orbitallar, bu bog'lanish ko'pligini 0,5 ga kamaytirishga yordam beradi va natijada dissotsilanish energiyasini kamaytiradi. Paramagnit ion bunday elektron tuzilishga ega 2+ bo'ling. Molekula Ve 2, shu qatorda; shu bilan birga 2 emas, aloqaning nol tartibi tufayli mavjud bo'lishi mumkin emas. Ushbu molekulalar uchun bog'lovchi elektronlar soni antibog'lanish elektronlari soniga teng.

Rasmdan ko`rinib turibdiki, bog`lovchi orbitallar to`lgan sari molekulalarning dissotsilanish energiyasi ortadi va antibog`lanish orbitallarida elektronlar paydo bo`lishi bilan u kamayadi. Seriya beqaror molekula bilan tugaydi Yo'q 2. Shuningdek, rasmdan ko'rinib turibdiki, elektronning antibog'lanish orbitalidan olib tashlanishi bog'lanish ko'pligining oshishiga va natijada dissotsilanish energiyasining oshishiga va yadrolararo masofaning qisqarishiga olib keladi. Bog'lanish elektronini olib tashlash bilan birga molekulaning ionlanishi mutlaqo teskari effekt beradi.

Molekulyar orbital (MO) usuli adabiyotda atom orbitallarining chiziqli birikmasi (LCAO) usuli sifatida qisqartirilgan. Molekula o'zining individualligini saqlaydigan atomlar to'plami sifatida emas, balki bir butun sifatida ko'rib chiqiladi. Har bir elektron bir butun sifatida butun molekulaga tegishli bo'lib, uning barcha yadrolari va boshqa elektronlar maydonida harakat qiladi.

Molekuladagi elektronning holati bir elektronli to'lqin funktsiyasi bilan tavsiflanadi i (i anglatadi i th elektron). Bu funktsiya molekulyar orbital (MO) deb ataladi va ma'lum bir kvant sonlari to'plami bilan tavsiflanadi. U bitta elektronli molekulyar tizim uchun Shredinger tenglamasini yechish orqali topiladi. Bir markazli atom orbitalidan (AO) farqli o'laroq, molekulyar orbital har doim ko'p markazli bo'ladi, chunki molekuladagi yadrolar soni kamida ikkitadir. Atomdagi elektronga kelsak, to'lqin funksiyasi modulining kvadrati | i | 2 elektronni topish ehtimoli zichligini yoki elektron bulutining zichligini aniqlaydi. Har bir molekulyar orbital i ma'lum bir energiya qiymati bilan tavsiflanadi E i. Uni berilgan orbitalning ionlanish potentsialini bilish orqali aniqlash mumkin. Molekulaning elektron konfiguratsiyasi (uning pastki qo'zg'atmagan holati) elektronlar egallagan MOlar to'plami bilan belgilanadi. Molekulyar orbitallarni elektronlar bilan to'ldirish ikkita asosiy tamoyilga asoslanadi. Molekuladagi elektron eng kam energiyaga ega bo'lgan erkin orbitalni egallaydi va bir MO antiparallel spinli ikkitadan ortiq elektronni o'z ichiga olmaydi (Pauli printsipi). Agar molekulada 2 bo'lsa n elektronlar, keyin uning elektron konfiguratsiyasini tavsiflash uchun talab qilinadi n molekulyar orbitallar. To'g'ri, amalda ko'pincha valent elektronlar, ya'ni kimyoviy bog'lanishga kiradigan elektronlar tushunchasidan foydalangan holda kamroq miqdordagi MOlar ko'rib chiqiladi.

Molekulaning bir elektroni egallangan MO dan yuqori bo'sh MO ga o'tganda, molekula umuman asosiy holatdan (P) qo'zg'alilgan holatga o'tadi ( * ). Molekula uchun ma'lum energiya qiymatlariga mos keladigan ruxsat etilgan holatlarning ma'lum bir to'plami mavjud. Yorug'likning yutilishi va emissiyasi bilan bu holatlar orasidagi o'tishlar molekulaning elektron spektrini keltirib chiqaradi.

Molekulaning energiya spektrini topish uchun Shredinger tenglamasini yechish kerak.

Ĥ = E , (5.15)

molekulyar to'lqin funktsiyasi ma'lum bo'lsa. Biroq, (5.35) tenglamani yechishdagi qiyinchilik shundaki, u ko'pincha bizga noma'lum. Shuning uchun kvant mexanikasining asosiy vazifalaridan biri molekulyar to'lqin funksiyasini topishdir. Molekulyar orbitalni yozishning eng keng tarqalgan usuli bu molekulani tashkil etuvchi atomlar uchun olingan atom orbitallarining ma'lum bir to'plamidan foydalanishdir. Agar molekulyar orbital sifatida belgilangan bo'lsa i, va atomik - ph orqali k, keyin MO uchun umumiy munosabat shaklga ega

ya'ni MO - atom orbitallarining chiziqli birikmasi ph k o'z imkoniyatlari bilan C ik. Mustaqil yechimlar soni i ph soniga teng k asl asosda. Atom to'lqin funktsiyalari sonini kamaytirish uchun faqat kimyoviy bog'lanishga hissa qo'shadigan AOlar tanlanadi. MO ning simmetriya xususiyatlarini koeffitsientlarning belgilari va raqamli qiymatlari orqali aniqlash mumkin. C ik(LCAO koeffitsientlari) va atom orbitallarining simmetriya xossalari. Molekulyar orbitallarni elektronlar bilan to'ldirish atom orbitallariga o'xshashlik bilan amalga oshiriladi. Molekulalar uchun eng aniq hisob-kitoblar o'z-o'zidan izchil maydon (SCF) usuli bilan amalga oshiriladi. SSP usuli bilan hisoblangan molekulyar orbitallar haqiqiy orbitallarga eng yaqin va Xartri-Fok orbitallari deb ataladi.

5.3.3 Molekulyar orbital usulni qo'llash
H 2 + ionidagi kimyoviy bog'lanishni tavsiflash

Eng oddiy ikki atomli molekula vodorod molekulasi H2 bo'lib, kimyoviy bog'lanish ikki elektron (1-toifa) tomonidan hosil bo'ladi. s), vodorod atomlariga tegishli. Agar bitta elektronni olib tashlasak, biz H 2 + yanada sodda tizimni olamiz - kimyoviy bog'lanish bitta elektron tomonidan amalga oshiriladigan molekulyar vodorod ioni. Yadrolararo masofaga ega bu barqaror zarracha r e(H 2 +) = 0,106 nm dissotsilanish energiyasi D 0 (H 2 +) = 2,65 eV. Kvant mexanikasi nuqtai nazaridan bu muammo ko'p markazli bo'lib, bitta elektron yadrolar atrofida aylanadi (5.10-rasm).

Bunday tizim uchun Shredinger tenglamasi (5.15) ko'rinishda yoziladi, bu erda vodorod atomining to'lqin funksiyalaridan tashkil topgan H 2 + molekulyar ionining to'lqin funktsiyasi.

= c 1 j 1 + s 2 j 2 , (5.17)

Bu erda j 1 va j 2 atom to'lqin funktsiyalari (1 s vodorodning atom orbitallari); Bilan 1 va Bilan 2 - aniqlanishi kerak bo'lgan koeffitsientlar; Ĥ shaklga ega bo'lgan Gamilton operatori

Oxirgi uchta atama yadro va elektron-yadro o'zaro ta'sirining potentsial energiyasining qiymatini beradi, R 12 - yadrolar orasidagi masofa, r 1 va r 2 - elektrondan tegishli yadrolargacha bo'lgan masofalar.

Shakldan quyidagicha. 5.10, bitta elektron statsionar deb taxmin qilingan ikkita yadro atrofida harakat qiladi. Bu masalani aniq kvant mexanikasida yechish mumkin emas, shuning uchun uning taxminiy yechimini MO usuli yordamida ko'rib chiqamiz. Bu usulning eng xarakterli xususiyatlari bilan tanishish imkonini beradi. Parametrlarning taxminiy qiymatlariga qaramay, kimyoviy bog'lanishning paydo bo'lishining fizik tasviri sifat jihatidan ochiladi. Bilan 1 va Bilan 2 to'lqin funksiyasini yozishda. Eng oddiy ion H 2 + uchun usulning asosiy nazariyasi murakkabroq molekulalardagi kimyoviy bog'lanishlarning tabiatini tushunish uchun boshlang'ich nuqta bo'lib xizmat qiladi.

Koeffitsientlarni topish muammosi Bilan 1 va Bilan 2 va H 2 + sistemasining energiyalari variatsion usul yordamida echiladi. Usulning mohiyati quyidagicha. (5.15) tenglamaning ikkala tomonini kompleks konjugat to‘lqin funksiyasi r bilan ko‘paytiramiz. * va o'zgaruvchilardagi o'zgarishlarning butun diapazoni bo'ylab integratsiya. Natijada biz quyidagi ifodani olamiz:

Qayerda d t - elementar hajm (kartezian koordinata tizimida dτ = dx dy dz).

Agar to'lqin funktsiyasi ma'lum bo'lsa (biz uni koeffitsientlar bilan beramiz Bilan 1 va Bilan 2) va Gamiltonian Ĥ , keyin biz tizimning energiyasini hisoblashimiz mumkin E. barqaror muvozanat holatida ( r e(H 2 +) = 0,106 nm), H 2 + tizimining energiyasi minimal bo'lishi kerak.

(5.17) funktsiya qiymatini energiya (5.19) ifodasiga almashtirib, hosil bo'lamiz

Tegishli o'zgarishlarni amalga oshirib, biz olamiz

(5.21) ni yozishni soddalashtirish uchun biz integrallar uchun quyidagi yozuvni kiritamiz:

Qoplama integrallarning xossalaridan shunday xulosa kelib chiqadi S 12 = S 21. Gamilton operatorining kommutatsion xususiyatlarini hisobga olgan holda shuni ko'rsatish mumkin N 21 = N 12 .

(5.22) integral qiymatlarini (5.21) ga almashtirib, biz hosil bo'lamiz

Agar koeffitsientlarning qiymatlari ma'lum bo'lsa, energiya qiymatini (5.23) ga muvofiq hisoblash mumkin Bilan 1 va Bilan 2. Biroq, bizning muammomiz sharoitida ular ma'lum emas. Ularni topish uchun variatsion usul qo'llaniladi, unga ko'ra r (5.17) funktsiyasi minimal energiyaga mos kelishi kerak. E. Minimal holat E funktsiyalar sifatida Bilan 1 va Bilan 2 qisman hosilalari nolga teng bo'ladi: va

Avval ning qisman hosilasini topamiz E tomonidan 1 dan va uni nolga tenglashtiring.

Transformatsiyadan keyin biz olamiz

(5.23) va (5.25) ni solishtirib, yozishimiz mumkin

O‘zgaruvchilar bo‘yicha guruhlangan Bilan 1 va Bilan 2, biz (5.26) quyidagicha qayta yozamiz:

Energiya qiymatini (5.24) bilan farqlash Bilan 2, xuddi shunday, biz ham olamiz

(5.27) va (5.28) ifodalar ikkita noma’lumli chiziqli tenglamalar tizimini ifodalaydi. Bilan 1 va Bilan 2. Bu sistemani yechish mumkin bo'lishi uchun noma'lumlar koeffitsientlaridan tashkil topgan determinant nolga teng bo'lishi kerak, ya'ni.

MO ikkita atom funksiyasidan hosil bo‘lganligi uchun biz ikkinchi tartibli determinantni oldik, agar biz uchta atom to‘lqin funksiyasini birlashtirsak, uchinchi tartibli determinantni olamiz va hokazo.Indekslardagi raqamlar qator raqamiga (birinchi) to‘g‘ri keladi. va ustun raqami (ikkinchi). Ushbu muvofiqlikni chiziqli birikma bo'lgan funktsiyalarga umumlashtirish mumkin n atom orbitallari. Keyin determinantni olamiz n-buyurtma turi

Qayerda i Va j bor n qiymatlar.

Integrallarni qo'yish orqali aniqlovchini soddalashtirish mumkin S 11 = S 22 = 1 atom to'lqin funktsiyalari normallashtirilgan bo'lsa. Integral S 12 bilan belgilang S. Bizning holatda N 11 = N 22, chunki ph 1 va ph 2 atom to'lqin funktsiyalari bir xil. Integrallarni belgilaylik N 11 = N 22 = α , A N 12 dan b. Shunda determinant (5.29) ko'rinishga ega bo'ladi

Ushbu determinantni kengaytirib, biz olamiz

uchun (5.33) tenglama yechilgan E, biz ikkita energiya qiymatini olamiz

Shunday qilib, Shredinger tenglamasini koeffitsientlargacha ma'lum to'lqin funksiyasi bilan yechishda Bilan 1 va Bilan 2 energiyaning ikkita xos qiymatini olamiz. Keling, koeffitsientlarning qiymatlarini aniqlaymiz Bilan 1 va 2, aniqrog'i ularning munosabatlari, chunki ikkita (5.27) va (5.28) tenglamalardan uchta noma'lumni olish mumkin emas - E, s 1 va Bilan 2. Ma'nosini bilish E s(5.33) dan munosabatni topish mumkin Bilan 1 /Bilan 2 dan (5,28)

Qiymatlarni almashtirish E s(5.34) dan oxirgi tenglamaga erishamiz

qayerda Bilan 1 =Bilan 2 = s bilan.

Xuddi shunday, (5.28) o'rniga o'zgartirish E ma'nosi E sifatida, biz ikkinchi mumkin bo'lgan munosabatni olamiz:

Bilan 1 /Bilan 2 = -1 yoki Bilan 1 = – s 2 = c kabi. (5,38)

(5.37) va (5.38) ni (5.17) ga almashtirish H 2+ uchun Shredinger tenglamasining ikkita yechimiga, ikkita molekulyar orbitalga olib keladi:

Koeffitsientlarning son qiymatini aniqlash Bilan s va Bilan Biz molekulyar funktsiyani normallashtirish shartidan foydalanamiz:

Uning qiymatini (5.39) s ga almashtirsak, quyidagi ifoda hosil bo‘ladi:

O'ng tarafdagi birinchi va ikkinchi shartlar birga teng, chunki ph 1 va ph 2 normallashtirilgan. Keyin

Koeffitsient xuddi shunday topiladi bilan:

Agar ustma-ust tushsa S birlik bilan solishtirganda e'tibordan chetda qolsa (garchi H 2 + ioni va H 2 molekulasi uchun uni birlik bilan solishtirish mumkin bo'lsa-da, ammo umumiylik uchun u e'tibordan chetda qolsa ham), bizda quyidagilar bo'ladi:

(5.39) va (5.40) dan ikkita energiya qiymatiga mos keladigan ikkita molekulyar to'lqin funksiyasini olamiz. E s Va E kabi,

Ikkala MO ham variatsion usulda olingan Shredinger tenglamasining taxminiy yechimlaridir. Ulardan biri kamroq energiyaga ega (P s) asosiyga, ikkinchisiga (r kabi) – eng yaqin yuqori holatga.

Olingan to'lqin funktsiyalaridan (5.46) va (5.47) energiyalarga mos keladigan molekulyar ion H 2 + elektron zichligi taqsimotini aniqlash mumkin. E s Va E kabi.

Ko'rinib turibdiki, simmetrik funktsiya atom to'lqin funktsiyalarining bir-biriga mos keladigan mintaqasida (yadrolararo bo'shliqda) elektron zaryad zichligi oshishiga olib keladi. A Va IN) ph 1 2 va ph 2 2 funktsiyalari bilan tavsiflangan zaryad zichligi bilan solishtirganda. Antisimmetrik to'lqin funktsiyasi zaryad zichligining pasayishiga olib keladi. Shaklda. 5.11 buni grafik tarzda ko'rsatadi. Nuqtali chiziqlar bir-biridan cheksiz katta masofa bilan ajratilgan alohida atomlarning zaryad zichligini, qattiq chiziq esa molekulyar vodorod ionidagi elektron zichligi yadrolararo o'q bo'ylab taqsimlanishini ifodalaydi. Ko'rinib turibdiki, simmetrik to'lqin funktsiyasi (5.46) yadrolar o'rtasida to'plangan zaryad taqsimotini qo'llab-quvvatlaydi. Bunday MO majburiy deb ataladi. Aksincha, assimetrik MO (5.47) yadrolararo bo'shliqda zaryad zichligi va uning alohida atom yadrolari yaqinidagi konsentratsiyasining pasayishiga olib keladi.

Ushbu turdagi MO antibinding yoki antibonding deb ataladi. Binobarin, faqat simmetrik funktsiya barqaror molekulaning (H 2 +) hosil bo'lishini aniqlaydi. Yadrolar orasidagi masofaga qarab potentsial energiya egri chizig'ida ( R AB) (5.11-rasmga qarang) bu masofalarning ba'zilarida minimal bo'ladi. Biz ikkita potentsial egri chiziqni olamiz: biri bog'lovchi orbital uchun, ikkinchisi esa antibog'lovchi orbital uchun (5.12-rasm).

B energiya qiymatlari E s(5.34) va E kabi(5.35) a, b va bir xil integrallarni o'z ichiga oladi S, ammo o'ng tomonlardagi belgilarning farqi tufayli energiya qiymatlari bir xil emas.

Keling, integrallarni batafsil tahlil qilaylik. Gamilton operatorini (5.34) birinchi integralga almashtiramiz. Keyin biz olamiz:

Yadro yaqinidagi elektronga ega vodorod atomi uchun Gamilton operatori ekanligini hisobga olsak, integralni soddalashtirish mumkin. A. Bu energiya qiymatini beradi E vodorod atomida 0. Molekulyar vodorod ioni uchun Gamilton operatori quyidagicha yozilishi mumkin:

Qayerda E 0 - vodorod atomining asosiy holatining energiyasi.

(5.50) integralning qiymati quyidagicha qayta yoziladi:

Miqdorlar E 0 va R AB konstantalardir va integral belgisidan chiqarilishi mumkin:

To'lqin funksiyasi ph 1 normallashtirilganligi sababli, ya'ni, keyin

Qayerda I Kulon integrali deb ataladigan integralni bildiradi

Buni hisoblash juda oson emas, lekin shunga qaramay, u tizimning umumiy energiyasiga sezilarli hissa qo'shadi.

Shunday qilib, integral N 11 = N 22 = α , (5.54) dan ko'rinib turibdiki, uch qismdan iborat bo'lib, zarrachalarning klassik kulon o'zaro ta'sirini uzatadi. U asosiy holatdagi vodorod atomidagi elektronning energiyasini o'z ichiga oladi ( E 0), yadrolarning kulon repulsiyasi ( e 2 /R AB) va energiya I Ikkinchi protonning kulon o'zaro ta'siri ( IN) birinchi protonni o'rab turgan elektron buluti bilan ( A). Yadrolararo muvozanat tartibidagi masofalarda bu integral manfiy bo'ladi va yadrolarning itarilishi kichik bo'lgan katta masofalarda u atom orbitalidagi elektronning energiyasiga deyarli teng, shuning uchun nolga yaqinlikda. , vodorod atomidagi elektronning energiyasiga teng deb qabul qilinadi ( E 0). Faqat muvozanat qiymatidan sezilarli darajada kichikroq masofalarda u musbat bo'ladi va cheksiz ortadi.

Integral N 12 = N 21 = b almashinuv yoki rezonans deb ataladi. b integral bilan ifodalangan energiya klassik fizikada o'xshashi yo'q. Bu elektronning yadrodan o'tish ehtimoli tufayli yuzaga keladigan tizim energiyasining qo'shimcha pasayishini tavsiflaydi. A yadroga IN, xuddi ph 1 va ph 2 holatlarini almashtirganday. Bu integral cheksizlikda nolga teng, boshqa barcha masofalarda esa manfiy (juda qisqa masofalardan tashqari, yadrolararo masofadan kichikroq). Uning hissasi kimyoviy bog'lanish energiyasini aniqlaydi (bu integral qanchalik katta bo'lsa, bog'lanish shunchalik kuchli bo'ladi). (5.53) ga o'xshab, bu integralni quyidagicha yozish mumkin:

Integral belgisidan tashqari doimiy shartlarni olib, biz olamiz

atom orbitallarining ustma-ust integrali (belgilangan S 12 = S 21 = S), molekulyar orbital hosil qiluvchi, o'lchamsiz kattalik va at birlikka teng R AB = Yadrolararo masofa ortishi bilan 0 nolga tushadi. Muvozanatga yaqin yoki teng atomlar orasidagi masofada almashinuv integrali N 12 mutlaq qiymatda kattaroq bo'lsa, ustma-ust integrali shunchalik katta bo'ladi.

Haqiqatan ham, agar yozuvni kiritadigan bo'lsak, tenglikni (5.57) quyidagicha qayta yozish mumkin S 12 va K

Qayerda K tipdagi integralni bildiradi

almashinuv integrali deb ataladi.

(5.57) dagi oxirgi integral umumiy almashinish integraliga asosiy manfiy qo'shimchani beradi N 12 .

Agar biz barcha olingan integrallarning qiymatlarini simmetrik va assimetrik holatlarning energiya tenglamalariga (5.34) va (5.35) almashtirsak, biz hosil bo'lamiz.

Antisimmetrik holat uchun quyidagi qiymatni olamiz

Integral hisoblar I Va K ancha murakkab, ammo ularning vodorod atomlarining yadrolari orasidagi masofaga bog'liqligini baholash mumkin. Ushbu bog'liqlikning natijalari shakldagi potentsial energiya egri chiziqlari bilan tasvirlangan. 5.12.

Shakldan ko'rinib turibdiki. 5.12, simmetrik energiya holati minimal potentsial energiyaga olib keladi, shuning uchun barqaror H 2 + zarracha hosil bo'ladi. Antisimmetrik holat beqaror energiya holatiga mos keladi. bu holda elektron antisimmetrik orbitalda bo'ladi va H 2 + molekulyar ioni hosil bo'lmaydi. Demak, E s asosiy holatga mos keladi va E kabi- molekulyar ion H 2 + ning birinchi qo'zg'aluvchan holati.

Taxminan shunday deb hisoblasak S 12 = 0 va belgini saqlang N 11 va N 12 dan a va b gacha, keyin molekuladagi elektronning to'lqin funktsiyalari va uning energiyasi uchun ifodalar oddiy shaklni oladi:

Integraldan boshlab β demak, salbiy E 1 < E 2 .

Shunday qilib, MO usuli shuni ko'rsatadiki, ikkita atom molekulaga birlashganda ikkita elektron holat mumkin: - ikkita molekulyar orbital 1 va 2, ulardan biri past energiyaga ega. E 1, ikkinchisi yuqori energiyaga ega E 2. MO ikkita yoki bitta elektronni o'z ichiga olishi mumkinligi sababli, MO usuli nafaqat elektron juftlarining, balki alohida elektronlarning ham kimyoviy bog'lanishga qo'shgan hissasini baholashga imkon beradi.

H 2 + ioni uchun LCAO MO usuli qiymatlarni beradi E 0 = 1,77 eV va r 0 = 0,13 nm va eksperimental ma'lumotlarga ko'ra E 0 = 2,79 eV va r 0 = 0,106 nm, ya'ni hisoblash tajriba ma'lumotlari bilan sifat jihatidan mos keladi.

Agar atomlardan molekula hosil bo'lganda, elektron pastki orbitalni egallasa, u holda tizimning umumiy energiyasi kamayadi - kimyoviy bog'lanish hosil bo'ladi.

Shuning uchun to'lqin funktsiyasi 1 (mos keladi s) bog'lovchi orbital deyiladi. Elektronning yuqori orbitalga o'tishi 2 (to'g'ri keladi kabi) tizimning energiyasini oshiradi. Bunday holda, hech qanday aloqa hosil bo'lmaydi, tizim kamroq barqaror bo'ladi. Ushbu turdagi orbital antibonding orbital deb ataladi. Elektronlarning bog'lanish va antibog'lanish ta'siri 1 va 2 to'lqin funksiyalarining turi bilan belgilanadi.

Vodorod molekulasi H2da ikkita elektron pastki bog'lovchi orbitalga joylashtiriladi, bu esa bog'lanish kuchining oshishiga va bog'lovchi orbital energiyasining pasayishiga olib keladi. H2 vodorod molekulasi uchun MO usuli yordamida hisob-kitoblar natijalari qiymatga olib keladi E 0 = 2,68 eV va r 0 = 0,085 nm va tajriba qiymatlarni beradi E 0 = 4,7866 eV va r 0 = 0,074 nm. Natijalar kattalik tartibida mos keladi, garchi eng past holatning energiyasi eksperimental ravishda olingan qiymatdan deyarli ikki marta farq qilsa. Molekulyar orbitallar og'irroq atomlardan tashkil topgan boshqa diatomik molekulalar uchun xuddi shunday tarzda hosil bo'ladi.

5.4. Kimyoviy bog'lanish turlari
diatomik molekulalarda.
σ -va p-kommunikatsiyalar

Molekulalarda eng keng tarqalgan bog'lanish turlari tashqi (valentlik) elektronlarning elektron bulutlarining bir-birining ustiga chiqishi natijasida hosil bo'lgan s- va p-bog'lardir. Eng og'ir elementlarning atomlarini o'z ichiga olgan murakkab birikmalarga xos bo'lgan boshqa turdagi kimyoviy bog'lanishlar mavjud.

Shaklda. 5.13 va 5.14 bir-biriga o'xshash s- uchun odatiy variantlarni ko'rsatadi, R- Va d- kimyoviy bog'lanishlar hosil bo'lishida elektron bulutlar. Ularning bir-biriga yopishishi shunday sodir bo'ladiki, ma'lum bir bog'lanish uzunligi uchun qoplama maydoni eng katta bo'lib, kimyoviy bog'lanishning mumkin bo'lgan maksimal kuchiga to'g'ri keladi.

Molekuladagi s-bog' deganda tashqi birikmalarning bir-birining ustiga chiqishi natijasida hosil bo'ladigan bog'lanish tushuniladi. s- yoki p-elektronlar. bu qoplama bilan atomlar orasidagi bo'shliqdagi elektron buluti atom yadrolari orqali o'tadigan o'qga nisbatan silindrsimon simmetriyaga ega (5.13-rasmga qarang) Bulutning silindrsimon elektron zichligi bilan qoplanish maydoni bog'lanish o'qida yotadi. To'lqin funktsiyasi yadrolararo bo'shliqdagi elektron zichligi qiymati bilan aniqlanadi (5.13-rasmga qarang). Maksimal elektron zichligi s-bog'lovchi MO orbital, minimal esa s*-antibog'lovchi orbital bilan tavsiflanadi. MO larni bog lashda yadrolar orasidagi elektron zichligi eng katta bo lib, yadrolarning itarilishi kamayadi. Molekulaning energiyasi AO energiyasidan kam, molekula barqaror, bir-biriga yopishgan integral S> 0. Antibog`lanish (yoki antibog`lanish) MOlarda yadrolar orasidagi elektron zichligi nolga teng, yadrolarning itarilishi kuchayadi, MO energiyasi AO energiyasidan katta bo`ladi. Molekulaning holati beqaror, bir-birining ustiga chiqadigan integral S< 0.

MO ni tashkil etuvchi har bir juft AO ikkita molekulyar orbitalni (bog'lanish va antibog'lanish) beradi, bu ikki energiya darajasi va shunga mos ravishda potentsial egri ko'rinishida aks etadi (5.12-rasmga qarang). Oddiy holatda bog'lovchi orbitallar elektronlar bilan to'ldiriladi.

Bog'lovchi va antibog'lovchi orbitallardan tashqari, bog'lanmaydigan orbitallar ham mavjud. Odatda bu kimyoviy bog'lanish hosil qilmaydigan atomning AO. Bu holda bir-birining ustiga chiqish integrali nolga teng. Agar AO turli xil simmetriya turlariga tegishli bo'lsa nima bo'ladi.

Molekulada s-bog'lar bilan bir qatorda p-bog'lar ham mavjud bo'lishi mumkin, ular atom p-orbitallari yoki bir-birining ustiga chiqishi natijasida hosil bo'ladi. d- Va R-orbitallar (5.14-rasm).

p bog'lanishning elektron buluti eksenel simmetriyaga ega emas. U molekula o'qi orqali o'tadigan tekislikka nisbatan simmetrikdir. Bu tekislikda elektron bulutining zichligi nolga aylanadi. Shaklda. 5.15-rasmda p bog ning hosil bo lishi va uchun elektron zichligi ko rsatilgan
p muqaddas orbitallar. p bog'lanish s bog'dan kuchsizroq bo'lib, sath diagrammasida p bog'ning energiyasi s bog'ning energiyasidan yuqoriroq tasvirlangan. Molekulaning elektron konfiguratsiyasi va turli qobiqlarni elektronlar bilan to'ldirish xuddi atomlarga o'xshash tarzda amalga oshiriladi. Elektronlar Pauli printsipini hisobga olgan holda (pastki MO dan boshlanib, yuqoriroq bilan tugaydigan) har bir energiya darajasida qarama-qarshi spinlar bilan (degeneratsiyaga e'tibor bermasdan) ketma-ket joylashtiriladi.

Keling, eng oddiy ikki atomli molekulalardagi kimyoviy bog'lanishlarni, ularning energiya darajalarini va elektronlar bilan to'ldirishni ko'rib chiqaylik.

Ma'lumki, H 2 + molekulasining ionida kimyoviy bog'lanish bitta 1 tomonidan amalga oshiriladi. s-elektron va u bog'lovchi orbitalda joylashgan s. Bu shuni anglatadiki, 1 dan s-atomik orbital bog'lovchi molekulyar s-orbital hosil qiladi. vodorod molekulasi H 2 uchun allaqachon ikkita 1 mavjud s elektronlar o'xshash orbital hosil qiladi - (s) 2. Ikki bog'lovchi elektron bitta kimyoviy bog'lanishga to'g'ri keladi deb taxmin qilishimiz mumkin. Keling, He 2 molekulasining elektron tuzilishini ko'rib chiqaylik. Geliy atomida ikkita valentlik mavjud (1 s-elektron) elektron, shuning uchun molekulani ko'rib chiqishda biz molekulyar orbitallarga to'rtta valentlik elektronni joylashtirishimiz kerak. Pauli printsipiga ko'ra, ulardan ikkitasi bog'lovchi s s orbitalda, qolgan ikkitasi esa antibog'lanish s * orbitalida joylashadi. Ushbu molekulaning elektron tuzilishini quyidagicha yozish mumkin:

2 [(s s) 2 (s s *) 2 ] emas.

Bitta antibog'lovchi elektron bog'lovchi elektronning ta'sirini yo'q qilganligi sababli, bunday molekula mavjud emas. U ikkita bog'lovchi va ikkita antibog'lovchi elektronga ega. Kimyoviy bog'lanish tartibi nolga teng. Ammo He 2+ ioni allaqachon mavjud. buning uchun elektron tuzilma quyidagi shaklga ega bo'ladi:

2 emas + [(s s) 2 (s s *) 1 ].

Bitta antibog'lovchi elektron ikkita bog'lovchi elektronni kompensatsiya qilmaydi.

Davriy sistemaning ikkinchi davri elementlari atomlaridan molekulalar hosil bo'lishini ko'rib chiqamiz. Ushbu molekulalar uchun biz to'ldirilgan qatlamning elektronlari kimyoviy bog'lanishda ishtirok etmaydi deb taxmin qilamiz. Li 2 molekulasida ikkita bog'lovchi (2 s) elektron – Li 2 (s s) 2 . Be 2 molekulasi elektron konfiguratsiyaga ega bo'lishi kerak

2 [(s s) 2 (s s *) 2 ] boʻlsin,

unda to'rtta elektron molekulyar orbitallarda joylashgan (ikkitasi 2 s-har bir atomdan elektron). Bog'lanish va antibog'lanish elektronlari soni bir xil, shuning uchun Be 2 molekulasi mavjud emas (bu erda He 2 molekulasi bilan to'liq o'xshashlik mavjud).

B 2 molekulasida oltita elektron molekulyar orbitallarga joylashtirilishi kerak (to'rtta 2 s-elektron va ikkita 2 R-elektron). Elektron konfiguratsiya quyidagicha yoziladi:

B 2 [(s s) 2 (s s *) 2 (p x) (π y)].

B 2 molekulasidagi ikkita elektron bitta p nuqtada joylashgan x- va p y-bir xil energiyaga ega orbitallar. Xund qoidasiga ko'ra, ular parallel spinga ega (bir xil spinli ikkita elektron bir orbitalda joylasha olmaydi). Haqiqatan ham, tajriba bu molekulada ikkita juftlashtirilmagan elektron mavjudligini ko'rsatadi.

C 2 uglerod molekulasida sakkizta valentlik elektron (ikki 2 s-elektron va ikkita 2 R bir va boshqa atomning elektroni). Elektron tuzilma quyidagicha ko'rinadi:

S 2 [(s s) 2 (s s *) 2 (p x) 2 (p y) 2 ].

C 2 molekulasida ikkita antibog'lovchi elektron va olti bog'lovchi elektron mavjud. Bog'lanish elektronlarining ortiqcha miqdori to'rtta, shuning uchun bu molekuladagi bog'lanish ikki barobar. N 2 azot molekulasidagi bog'lanish elektronlar 2 tomonidan amalga oshiriladi s 2 va 2 R 3. Keling, faqat uchta juftliksiz ulanishda ishtirok etishni ko'rib chiqaylik p-elektronlar. 2 s-elektronlar to'ldirilgan qobiqni tashkil qiladi va ularning bog'lanish hosil bo'lishidagi ishtiroki nolga yaqin. Uchta bulutlar p x,p y,p z elektronlar uchta o'zaro perpendikulyar yo'nalishda tarqaladi. Shuning uchun, o'q bo'ylab elektron zichligi konsentratsiyasi tufayli azot molekulasida faqat s-bog' bo'lishi mumkin. z(5.16-rasm), ya'ni lar juftlik tufayli hosil bo'ladi p z-elektronlar. N 2 molekulasidagi qolgan ikkita kimyoviy bog'lanish faqat p-bog'lar bo'ladi (bir-biriga yopishganligi sababli). p x–p x, p y–p y elektronlar. rasmda. 5.16, b bu qoplama alohida ko'rsatilgan.

Shunday qilib, azot molekulasidagi uchta umumiy elektron jufti bitta s-bog' va ikkita p-bog' hosil qiladi. Bu holda ular uch tomonlama kimyoviy bog'lanish haqida gapirishadi. Ikki atomni bir-biriga uchta elektron juftdan ortiq bog'lab bo'lmaydi. N2 molekulasining elektron konfiguratsiyasi quyidagicha:

N 2 [(s s) 2 (s x*) 2 (p x ,y) 4 (s z) 2 ].

Eng yuqori egallagan orbital s hisoblanadi z-ikkitasining ustma-ust tushishi natijasida hosil bo'lgan orbital R-orbitallar, ularning loblari bog'lanish o'qi bo'ylab yo'naltirilgan (o'q z). Bu energiya o'zgarishlarining naqshiga bog'liq 2 s- va 2 R-elementning atom raqami ortib borayotgan elektronlar.

O2 kislorod molekulasida o'n ikkita valentlik elektron molekulyar orbitallar o'rtasida taqsimlanishi kerak, ulardan ikkitasi N2 molekulasi bilan taqqoslaganda, antibog'lanish orbitallarini egallashi kerak. Umumiy elektron tuzilma quyidagicha yoziladi:

O 2 [(s s) 2 (s s *) 2 (s z) 2 (p) x) 2 , (p y) 2 (p x*) 1 (p y *) 1 ].

B 2 molekulasidagi kabi, parallel spinli ikkita elektron ikki xil p orbitalni egallaydi. Bu eksperimental ma'lumotlarga mos keladigan kislorod molekulasining paramagnit xususiyatlarini aniqlaydi. To'rt bog'lovchi elektronning ortiqcha bo'lishi molekulada ikkita bog'lanish tartibini ta'minlaydi.

Kislorod yonidagi F2 molekulasida qo'shimcha ravishda 2 ta valentlik orbitallarini joylashtirish kerak. R-elektron, shuning uchun ftor molekulasi quyidagi elektron tuzilishga ega bo'ladi:

F 2 [(s s) 2 (s s *) 2 (s z) 2 (p x) 2 (p y) 2 (p x*) 2 (p y *) 2 ].

Ikki bog'lovchi elektronning ortiqcha bo'lishi F 2 molekulasidagi bitta kimyoviy bog'lanishni tavsiflaydi.

Ne 2 molekulasining yo'qligini ko'rsatish oson, chunki undagi bog'lovchi elektronlar soni antibog'lanish elektronlari soniga teng.

Keling, CO molekulasi misolida o'xshash bo'lmagan atomlardan tashkil topgan alohida diatomik molekulalarning elektron tuzilishini ko'rib chiqaylik. CO molekulasida molekulyar orbitallarda o'nta valentlik elektron mavjud. Uning elektron tuzilishi N 2 ning elektron tuzilishiga o'xshaydi, unda o'nta valent elektron ham bir xil molekulyar orbitallarda joylashgan. Bu molekulalarning kimyoviy va fizik xususiyatlarining o'xshashligini tushuntiradi. Shaklda. 5.17-rasmda CO molekulasidagi MO ning energiya darajalari diagrammasi keltirilgan.

Diagrammada energiya darajasi 2 ko'rsatilgan s-uglerod va kislorod elektronlari sezilarli darajada farqlanadi, shuning uchun ularning chiziqli birikmasi soddalashtirilgan birikmalardan kelib chiqadigandek, berilgan molekuladagi haqiqiy MO ga mos kela olmaydi. 2 s-kislorod elektronlari molekulada atomdagi kabi energiya darajasida qolib, bog'lanmagan molekulyar orbital (s H) hosil qiladi. 2 s– Tegishli simmetriya bilan chiziqli birikmada AO uglerod 2 R- AO kislorod (2 p z) s bog’lanish va s * antibog’lovchi molekulyar orbitallarni hosil qiladi. Chiziqli kombinatsiya bilan 2 p x va 2 p y– AO uglerod va kislorod molekulyar orbitallarni hosil qiladi p x(bog'lanish) va p x* (oqish) va p ga o'xshash y va b y*. 2p z– uglerod AO, qaysi biri o'tadi s-reaktsiya natijasida elektron bog'lanmagan ikkinchi bo'ladi
p H orbital. Qo'shimchalardan biri R-kislorod elektronlari. Shunday qilib, CO molekulasidagi o'nta valentlik elektron uchta bog'lovchi va ikkita bog'lanmagan MO ni egallaydi. CO molekulasining tashqi elektronlarining elektron konfiguratsiyasi quyidagicha ko'rinadi:

(s N) 2 (s) 2 (p x,y) 4 (p H)].

NO molekulasida o'n bitta elektron orbitallarga joylashtirilishi kerak, bu elektron qobig'ining tuzilishiga olib keladi:

YO'Q [(s s) 2 (s s*) 2 (p x) 2 (p y) 2 (s z) 2 (p x *)].

Ko'rinib turibdiki, ortiqcha bog'lovchi elektronlar soni beshta. Kimyoviy bog'lanish tartibi nuqtai nazaridan uni xarakterlash uchun 2,5 ga teng kasr sonini kiritish kerak. Agar ushbu molekuladan bitta elektron olib tashlansa, siz kuchliroq atomlararo bog'lanishga ega bo'lgan NO + ioniga ega bo'lasiz, chunki bu erda bog'lovchi elektronlar soni oltitaga teng bo'ladi (p antibog'li bitta elektron chiqariladi). x* -orbitallar).

Agar ikkita atom faqat bitta umumiy elektron jufti bilan bog'lana olsa, u holda bunday atomlar o'rtasida doimo s bog'lanish hosil bo'ladi. Ikki atom ikki yoki uchta elektron juft bo'lganda p bog'lanish paydo bo'ladi. Oddiy misol - azot molekulasi. Undagi kimyoviy bog'lanish uchta juftlashtirilmaganligi sababli amalga oshiriladi p x, p y, Va p z-elektronlar. Ularning orbitallarining burchak loblari uchta o'zaro perpendikulyar yo'nalishda cho'ziladi. Agar aloqa liniyasi sifatida o'qni olsak z, keyin bir-biriga yopishib oling p z-atom orbitallari bitta s ni beradi z- ulanish. Boshqa orbitallar p x Va p y faqat p obligatsiyalarini beradi. Shunday qilib, uch juft bog’lovchi elektronlar bitta s bog’ va ikkita p bog’ hosil qiladi. Demak, atomlar orasidagi barcha yagona kimyoviy bog'lanishlar s bog'lardir. Har qanday ko'p bog'lanishda bitta s bog' mavjud, qolganlari esa p bog'lanishdir.

5.5. Elektron davlatlar taksonomiyasi
ikki atomli molekulada

Ikki atomli molekulalardagi elektron holatlar sistematikasi uchun, xuddi atomlardagi kabi, elektronlarning orbital va spin harakatini tavsiflovchi ma'lum kvant raqamlari kiritilgan. Har ikkala molekula va atomlarda elektr va magnit maydonlarning mavjudligi orbital va spin burchak momentining vektor qo'shilishiga olib keladi. Biroq, ikki atomli molekulada valentlik elektronlar atomga xos bo'lgan sferik simmetrik elektr maydonida emas, balki ikki atomli yoki chiziqli ko'p atomli molekulalarga xos bo'lgan eksenel simmetrik maydonda harakat qiladi. Barcha diatomik molekulalar ikki turdagi simmetriyaga tegishli: D ∞h yoki BILAN∞u. Birinchi turga bir xil atomlardan tashkil topgan molekulalar, ikkinchisiga o'xshash bo'lmagan atomlar kiradi. Cheksiz tartib o'qi kimyoviy bog' bo'ylab yo'naltirilgan. elektr maydoni ham xuddi shu yo'nalishda harakat qiladi, bu umumiy orbital momentumga kuchli ta'sir qiladi, bu esa uning maydon o'qi atrofida o'tishiga olib keladi. Buning natijasida umumiy orbital impuls kvantlanishini to'xtatadi va faqat uning proyeksiyasining kvantlanishi saqlanib qoladi. L z molekulyar o'qga:

L z = m L· ħ,(5.65)

Qayerda m L– kvant sonini qabul qiluvchi qiymatlar m L= 0, ±1, ±2, va hokazo. Bunday holda, elektron holatning energiyasi faqat mutlaq qiymatga bog'liq. m L, bu vizual nuqtai nazardan, molekula o'qi atrofida elektronning ikkala aylanishi (o'ng va chap) bir xil energiya qiymatiga olib kelishiga mos keladi. Umumiy orbital impulsning molekula o'qiga proyeksiyasining mutlaq qiymatini tavsiflovchi ma'lum l miqdorini kiritamiz. Keyin l ning qiymatlari bir birlik bilan farq qiluvchi musbat sonlar bo'ladi = ê m Lê = 0, 1,2,...

Ikki atomli molekulaning elektron holatlarini tasniflash uchun l raqamlari orbital kvant soni bilan bir xil rol o'ynaydi. l atomlarning elektron holatlarini tasniflash. Atomlar uchun umumiy umumiy kvant soni odatda bilan belgilanadi, bu erda yig'ish atomning barcha elektronlari bo'ylab amalga oshiriladi. Agar L= 0, keyin bunday elektron holatlar harf bilan belgilanadi s; Agar L= 1, keyin elektron holatlar harf bilan belgilanadi R., ya'ni.

Xronologik jihatdan, MO usuli miloddan avvalgi usuldan kechroq paydo bo'ldi, chunki kovalent bog'lanishlar nazariyasida BC usuli bilan izohlab bo'lmaydigan savollar qoldi. Keling, ulardan ba'zilariga to'xtalib o'tamiz.

Ma'lumki, BC usulining asosiy pozitsiyasi atomlar orasidagi bog'lanish elektron juftlar (ikki elektronli bulutlarni ulash) orqali amalga oshiriladi. Lekin har doim ham shunday emas. Ba'zi hollarda kimyoviy bog'lanishning shakllanishida alohida elektronlar ishtirok etadi. Demak, H 2+ molekulyar ionida bir elektronli bog` mavjud. BC usuli bir elektronli bog'lanish hosil bo'lishini tushuntira olmaydi, uning asosiy pozitsiyasiga zid keladi.

BC usuli ham molekuladagi juftlanmagan elektronlarning rolini tushuntirmaydi. Juftlanmagan elektronlarga ega bo'lgan molekulalar paramagnit, ya'ni ular magnit maydonga tortiladi, chunki juftlashtirilmagan elektron doimiy magnit momentni hosil qiladi. Agar molekulalarda juftlashtirilmagan elektronlar bo'lmasa, ular diamagnetik- magnit maydondan tashqariga suriladi. Kislorod molekulasi paramagnit bo'lib, u parallel spinli yo'nalishga ega ikkita elektronga ega, bu BC usuliga ziddir. Shuni ham ta'kidlash kerakki, BC usuli kompleks birikmalarning bir qator xossalarini - ularning rangini va boshqalarni tushuntirib bera olmadi.

Ushbu faktlarni tushuntirish uchun molekulyar orbital usul (MOM) taklif qilindi.

4.5.1. MMO ning asosiy qoidalari, mo.

1. Molekulada barcha elektronlar taqsimlanadi. Molekulaning o'zi bir butun, yadro va elektronlar yig'indisidir.

2. Molekulada har bir elektron molekulyar orbitalga mos keladi, xuddi atomdagi har bir elektron atom orbitaliga mos keladi. Va orbital belgilar o'xshash:

AO s, p, d, f

MO s, p, d, ph

3. Birinchi taxminga ko'ra, molekulyar orbital atom orbitallarining chiziqli birikmasi (qo'shish va ayirish). Shuning uchun ular MO LCAO usuli (molekulyar orbital atom orbitallarining chiziqli birikmasi) haqida gapirishadi. N OAJ tashkil etilgan N MO (bu usulning asosiy nuqtasi).

Guruch. 12. Energiya

molekulyar shakllanish sxemasi

vodorod sovutgichlari H 2