Η ΧΗΜΕΙΑ ΠΕΡΙΓΡΑΦΕΙ ΤΗΝ ΥΛΗ ΜΕΣΑ ΑΠΟ ΤΗΝ ΣΥΓΧΡΟΝΗ ΦΥΣΙΚΗ: 4ο μέρος Από τα ατομικά τροχιακά στα μοριακά τροχιακά. Μέθοδος δεσμού σθένους (VS) δεσμοί σ και π. Υβριδισμός ατομικών κα μοριακών τροχιακών. Συζευγμένα συστήματα διασποράς ηλεκτρονίων.

Η ΧΗΜΕΙΑ ΠΕΡΙΓΡΑΦΕΙ ΤΗΝ ΥΛΗ ΜΕΣΑ ΑΠΟ ΤΗΝ ΣΥΓΧΡΟΝΗ ΦΥΣΙΚΗ: 4ο μέρος Από τα ατομικά τροχιακά στα μοριακά τροχιακά. Μέθοδος δεσμού σθένους (VS) δεσμοί σ και π. Υβριδισμός ατομικών κα μοριακών τροχιακών. Συζευγμένα συστήματα διασποράς ηλεκτρονίων.

Δήμητρα Σπανού, χημικός, μόνιμη καθηγήτρια 1ου Γυμνασίου Δάφνης (έως 30-06-2025)

υπό κατασκευη σε επεξεργασία

 

 

ΕΙΣΑΓΩΓΗ

 

ΤΑ ΜΟΡΙΑΚΑ ΤΡΟΧΙΑΚΑ 
Συνδυασμοί ατομικών τροχιακών  οδηγούν στα  μοριακά τροχιακά

ΑΠΟ ΤΙΣ ΣΥΝΑΡΤΗΣΕΙΣ  ΑΤΟΜΙΚΩΝ ΤΡΟΧΙΑΚΩΝ  ΣΕ ΣΥΝΑΡΤΗΣΕΙΣ  ΜΟΡΙΑΚΩΝ ΤΡΟΧΙΑΚΩΝ

Οι όροι ατομικό τροχιακό και μοριακό τροχιακό εισήχθησαν από τον Robert S Mulliken to 1932

Όταν δύο ή περισσότερα άτομα συνδυάζονται χημικά για να σχηματίσουν μόριο, τα ατομικά τροχιακά συνδυάζονται επίσης ώστε να σχηματίσουν μοριακά τροχιακά και οι θέσεις των ηλεκτρονίων στα άτομα επίσης.

Αν θεωρήσουμε τα ατομικά  τροχιακά σαν μαθηματικές συναρτήσεις, τα μοριακά τροχιακά είναι επίσης μαθηματικές συναρτήσεις που προκύπτουν, με τον συνδυασμό των συναρτήσεων  που περιγράφουν ατομικά τροχιακά. 

O  δεσμός θεωρείται εντοπισμένος και το ζεύγος ηλεκτρονίων βρίσκεται στο πεδίο των πυρήνων και δεσμεύει μόνο δύο άτομα

Ο σ ομοιοπολικός δεσμός για παράδειγμα, είναι δεσμός εντοπισμένος 

ΣΥΝΑΡΤΗΣΕΙΣ ΠΟΥ ΠΕΡΙΓΡΑΦΟΥΝ ΤΗΝ ΜΑΘΗΜΑΤΙΚΗ ΣΥΜΠΕΡΙΦΟΡΑ ΤΩΝ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΩΝ ΣΤΑ ΜΟΡΙΑΚΑ ΤΡΟΧΙΑΚΑ

Οι αλληλεπιδράσεις που έχουν σημασία είναι αυτές που τα ατομικά τροχιακά που συμμετέχουν στα μοριακά είναι κοντά σε ενέργεια, έχουν την ίδια συμμετρία, σε σχέση με τη γραμμή επικοινωνίας και είναι ικανές να επικαλύπτωνται σε σημαντικό βαθμό. Για τους λόγους αυτούς η μέθοδος των μοριακών τροχιακών λαμβάνει υπ όψη μόνο γραμμικούς συνδυασμούς.

Οι γραμμικοί συνδυασμοί ατομικών τροχιακών ή τα αθροίσματα ή οι διαφορές τους παρέχουν λύσεις στις εξισώσεις  Hartee- Fock που αντιστοιχούν στην προσέγγιση ανεξάρτητων σωματιδίων της μοριακής εξίσωσης  Schrondinger, 

 Για απλά διατομικά μόρια οι εξισώσεις διατυπώνονται μαθηματικά :

   Συνήθως  κέρδος ενέργειας υων χώρων μεταξύ των πυρήνων και είναι ίσο με την ενέργεια δέσμευσηςπάρχει για επικάλυψη τ    

ca, cb    συντελεστές ψa και ψb  ατομικές κυματοσυναρτήσεις

 
Δεδομένου ότι μια ακριβής λύση της εξίσωσης Schrodinger για τα πολύπλοκα μόρια είναι αδύνατη έχουν προκύψει διάφορες προσεγγιστικές μέθοδοι για τον υπολογισμό της κυματοσυνάρτησης και κατά συνέπεια της κατανομής της πυκνότητας ηλεκτρονίων στο μόριο
Οι δύο προσεγγιστικές θεωρίες που είναι ευρέως χρησιμοποιούμενες είναι: 
1. Η μέθοδος του δεσμού σθένους VC (Pauling) και 2. η μέθοδος των μοριακών τροχιακών MO- LKAO

 

 

  ΜΕΘΟΔΟΣ ΔΕΣΜΟΥ ΣΘΕΝΟΥΣ BC (Heider, London, Slater, Pauling)

 

Είναι η πρώτη κβαντομηχανική θεωρία δεσμού δύο ηλεκτρονίων που προτάθηκε   από Geitler και London  και ολοκληρώθηκε  από τον Pauling 1930 και περιελάμβανε όλα τα μόρια από μικρά έως αρωματικούς υδρογονάνθρακες και σύμπλοκα. Από την εξίωση του Schrodinger η κβαντομηχανική στην περίπτωση του μορίου του υδρογόνου ως εξής:

                 

 ΟΙ αγκύλες είναι η κινητική ενέργεια του μορίου,  η παρένθεση η δυναμική ενέργεια  της αλληλεπίδρασης των ηλεκτρονίων μεταξύ τους  και με τους πυρήνες. 

Λόγω του ότι η συνρτηση του μορίου είναι αδύνατο να επιλυθεί παίρνουμε τις κυματοσυναρτήσεις των ηλεκτρονίων που βρίσκονται σε μεμονωμένα άτομα υδρογόνου στα άτομαa και a και b όταν  είναι μακρυά - απομονωμένα-και βρίσκονται αντίστοιχα σε όγκο dVa , dVb, Aν φα και φb οι κυματικές συναρτήσεις τους. Οι πιθανότητες να βρίσκονται τα ηλεκτρόνια σε όγκο dV είναι αντίστοιχα φ2a(1)dV1 και φ2b(2)dV2  ;Αποδεικνύεται ότιείναι μηδαμινή η πιθανότητα να βρεθεί το  ηλεκτρόνιο του α στο dVb . H συνάρτηση που προκύπτει λέγεται συνάρτηση μοριακού κύματος μηδενικής προσέγγισης και είναι η

 φ 1 = φa(1)φb(2)

Όταν όμως  τα ηλεκτρόνια πλησιάζουν δηλαδή σχηματίζεται το μόριο υδρογόνου από τα άτομα υδρογόνου, τα ηλεκτρόνια μετατοπίζονται , γίνονται δυσδιάκριτα και μπορούν να περάσουν στον άλλο πυρήνα Μέ την κατάσταση 1 με την κυματοσυνάρτηση  φ1 = φa(1)φb(2), προκύπτει και η κατάσταση 2 με την κυματοσυνάρτηση φ2 = φa(2)φb(1). που σημαίνουν ότι το ηλεκτρόνιο του ατόμου a μπορεί να βρεθεί και στην επίρεια του πυρήνα b και αντίστροφα. Γραμμικός συνδυασμός των κυματοσυναρτήσεων της κατάστασης 1 και της κατάστασης 2  που είναι μια πιο ακριβής λύση της εξ'ισωσης Schrodinger είναι η 

 φ = γ1φ1 ± γ2φ2 = γ1φα(1)φβ(2) ± γ2φβ(1)φα(2).

Από τη λύση αυτής μπορούμε να έχουμε την ενέργεια του μορίου. Στην πραγματικότητα παίρνουμε δύο τιμές για την Ενέργεια του μορίου του υδρογόνου :     

(1)  E1= Eo + [(C+J/(1+S12) < Εο

(2)   E1= Eo + [(C-J/(1+S12) <Εο   άρα Ε1<Εο +C

Εο η ενέργεια του απομονωμένου ατόμου υδρογόνου, C το ολοκλήρωμα Coulomb,  J το ολοκλήρωμα ανταλλαγής, S12 =Sab το ολοκλήρωμα συντονισμού

Οι υπολογισμοί δείχνουν ότι τα C και J είναι αρνητικά  και το J σε απόλυτη τιμή μεγαλύτερο από τα C. Αυτό δίνει ότι η ενέργεια στο μόριο του Υδρογόνου είναι μικρότερη από το άθροισμα των ενεργειών των δύο μεμονωμένων ατόμων Ε1< 2Εο. 

Η σταθερή κατάσταση αντιστοιχεί στη συμμετρική κυματοσυνάρτηση   φ+ = c[φa(1)φb(2) + φb(1)φa(2)] με ενέργεια g1 και η αντισυμμετρική  φ- = c[φa(1)φb(2) - φb(1)φa(2)] με ενέργεια g2 .

H συμμετρική κυματοσυνάρτηση  δεν αλλάζει πρόσημο κατά την μετάθεση των ηλεκτρονίων

Κάθε χημικός δεσμός πρέπει να αντιστοιχεί σε μια κυματοσυνάρτηση με τη μορφή του γινομένου δύο κυματοσυναρτήσεων:χωρική φ(1,2) και σπιν σ(1,2), για την οποία το συνολικό σπιν των ηλεκτρονίων στο μόριο  Για την ελαχίστη ενέργεια σε ένα μόριο υδρογόνου παίρνουμε το γιν  όμενο της σταθερής κυματοσυνάρτησης συντεταγμένων και της αντισυμμετρικής συνάρτησης σπιν η συμμετρική συνάρτηση- ελάχιστης ενέργειας - σταθερή κατάσταση είναι:  χ(1,2) = φ+ .σ-  και συνολικό σπιν S=0 

 η αντισυμμετρική είναι  χ*(1,2) = φ- .σ+   S=1

 

Eξάρτηση της ενέργειας ενός μορίου υδρογόνου από την απόσταση μεταξύ των πυρήνων

 

 

ΚΑΤΑΣΚΕΥΗ ΜΟΡΙΑΚΩΝ ΤΡΟΧΙΑΚΩΝ

Η κατασκευή των μοριακών τροχιακών από ατομικά βασίζεται στην αρχή της υπέρθεσης που είναι ο συνδυασμος ατομικών τροχιακών για την δημιουργία μοριακών. Όταν τα άτομα ενώνονται, τα ατομικά τροχιακά επικαλύπτονται και αυτό δημιουργεί νέα μοριακά που ονομάζονται τροχιακά δεσμών ή δεσμικά τροχιακά

Τα μοριακά τροχιακά επιτρέπονται εάν οι συμμετρίες μεταξύ των ατομικών τροχιακών είναι συμβατές μεταξύ τους, δηλαδή εάν υπάρχει αλληλοεπικάλυψη των ατομικών τροχιακών γιατί αυτό δείχνει πόσο αλληλοεπιδρούν τα ατομικά τροχιακά μεταξύ τους κυρίως εκείνα που είναι παραπλήσια ενεργειακά 

ΔΕΣΜΙΚΑ , ΑΝΤΙΔΕΣΜΙΚΑ ΚΑΙ ΜΗ ΔΕΣΜΙΚΑ ΜΟΡΙΑΚΑ ΤΡΟΧΙΑΚΑ 

 

 Από η ατομικά τροχιακά που υπάρχουν αρχικά προκύπτουν η μοριακά τροχιακά. Από αυτά όμως δεν είναι όλα το ίδιο ευνοϊκα. 

Ανάλογα με τοην ισχύ του δεσμού , υπάρχουν τριών ειδών μοριακά τροχιακά: 

 

Δεσμού ή σύνδεσης  (SMO) σε αυτά μπορούν να  φιλοξενηθούν από 1 έως 2 ηλεκτρόνια  και μπορούν να δημιουργουν τον μοριακό δεσμο,

Δεσμού  χαλάρωσης που  η ενέργεια είναι χαμηλότερη των ατομικού τροχιακών. Η δεωρία δεσμού δθένους δεν θεωρεί ότι αυτά μπορούν να φιλοξενήσουν ηλεκτρόνια

Μη δεσμευτικά ή αδιάφορα (NMO) Η ενέργεια του μοριακόυ είναι ίση με του ατομικού τοχιακού.δεν συμμετέχουν σε μοριακό δεσμο. 

 

 

ΥΒΡΙΔΙΚΑ ΤΡΟΧΙΑΚΑ

υβριδικά τροχιακά του ίδιου ατόμου, είναι τροχιακά που προκύπτουν από την μίξη ατομικών τροχιακών του ατόμου αυτού που έχουν ίδια ενέργεια  και  που αυτό οδηγεί στην δημιουργία νέων ισότιμων τροχιακών που ονομάζονται υβριδικά τροχιακά και είναι ίσα σε αριθμό με τα ατομικά που συγχωνεύονται, όμως η συνολική ενέργεια των υβριδικών  τροχιαών είναι χαμηλότερη  από το άθροισμα των ενεργειών των ατομικών .

ΥΒΡΙΔΙΚΑ ΤΡΟΧΙΑΚΑ ΑΤΟΜΟΥ

Είναι ο εκ νέου συνδυασμός και αναδιάταξη των τροχιακών της θεμελιώδους ηλεκτρονιακής δομής ενός ατόμου με πρόσθεση ή αφαίρεση ατομικών τροχιακών με αποτέλεσμα την δημιουργία νέων τροχιακών που γινεται    με την πρόσθεση ή αφαίρεση ατομικών τροχιακών στο ίδιο άτομο.

 Αυτά, είναι πλέον ισότιμα (Υβριδικά τροχιακά) ενεργειακά και στην γεωμετρία του χώρου . Στην στοιβάδα σθένους  μεγιστου αριθμού ηλεκτρονίων 8 έχουμε δύο υποστοιβάδες την s με ένα τροχικό και την p με τρία τροχιακά px, py, pz.

 Το αποτέλεσμα είναι η δημιουργία νέων τροχιακών   (s, px, py, pz) , που είναι πλέον ισότιμα  ενεργειακά και στην γεωμετρία του χώρου               

ΑΞΙΩΜΑ. Υβριδικά ατομικά τροχιακά χρησιμοποιούνται μόνο όταν το άτομο προκειται να σχηματίσει χημικούς δεσμούς

των τροχιακών της θεμελιώδους ηλεκτρονιακής δομής ενός ατόμου

Στο σχήμα, ο συνδυασμός ενός s και ενός p τροχιακού

εικόνα

εικόνα

 Yβριδοποιηση με συμετοχή ενός  s ατομικό τροχιακό και ενός από τα τρία  p ατομικό τροχιακό  για 2 sp υβριδικά ατομικά  τροχιακά   ισότιμα και μεταξύ τους γωνια 180ο. 


Yβριδοποιηση με συμετοχή ενός  s ατομικό τροχιακό και δύο από τα τρία  p ατομικό τροχιακό  για 3 sp2 υβριδικά ατομικά τροχιακά   ισότιμα  και μεταξύ τους γωνια στο επίπεδο  120ο.  

Yβριδοποιηση με συμετοχή ενός  s ατομικό τροχιακό και τα τρία  p ατομικό για

 4 sp3 υβριδικά ατομικά τροχιακά ισότιμα και μεταξύ τους γωνία στον χώρο 109ο και 28΄

 

Υβριδοποίηση στν Άνθρακα

 Μπορεί να γίνει 1 υβριδοποιηση με συμετοχή  s ατομικό τροχιακό και ενός από την p ατομικό τροχιακό  για το sp μοριακό τροχιακο με δύο ισότιμα ηλεκτρόνια και μεταξύ τους γωνια 180ο.

1 Yβριδοποιηση με συμετοχή ενός  s ατομικό τροχιακό και ενός από τα τρία  p ατομικό τροχιακό  για 2 sp υβριδικά ατομικά  τροχιακά   ισότιμα  και μεταξύ τους γωνια 180ο.

2 Yβρυδοποιηση με συμετοχή ενός  s ατομικό τροχιακό και δύο από τα τρία  p ατομικό 

τροχιακό  για 3 sp2 υβριδικά ατομικά τροχιακά   ισότιμα  και μεταξύ τους γωνια στο επίπεδο  120ο.

 

 

εικόνα3 Yβριδοποιηση με συμετοχή ενός  s ατομικό τροχιακό και τα τρία  p ατομικό τροχιακό  για 4 sp3 υβριδικά ατομικά τροχιακά   ισότιμα  και μεταξύ τους γωνια στο χώρο  109ο. και 28΄

 

 

Διαφάνεια 1

 

Υβριδισμός στο άτομο του Βορίου

Παράδειγμα στο Βόριο του σχήματος σε ενώσεις του τροχιακά του υβρυδοποιούνται όταν το ένα ή τα δύο ηλεκτρόνια της 2ης s υποστοιβάδας, εξισώνονται σε ηλεκτρόνια της 2ης p υποστοιβάδας

 

 

Υβριδοποίηση στο Άζωτο

Στο Άζωτο η θεμελιώδης κατάσταση είν 

 

αι

 1s2, 2s2, 2p3.

Η ΕΝΝΟΙΑ ΤΟΥ ΥΒΡΙΔΙΣΜΟΥ ΣΤΑ ΜΟΡΙΑΚΑ ΤΡΟΧΙΑΚΑ

προτάθηκε από τον Αμερικανό Χημικό Linus Pauling για να εξηγήσει τα τροχιακά σθένους πολύπλοκων

μορίων στα οποία, αν και η ενέργεια αυτών στο κεντρικό άτομο  υπολογίζονταν  αρχικά διαφορετική, σχημάτιζαν δεσμούς ισοδύναμους  (σε σύνδεση με ίδιους προσδέτες) 

ΜΟΡΙΑΚΑ ΤΡΟΧΙΑΚΑ ΚΑΙ ΤΡΟΧΙΑΚΗ ΜΑΓΝΗΤΙΚΗ ΡΟΠΗ

ΜΕΤΑΒΟΛΕΣ ΣΤΟ ΟΜΟΙΟΓΕΝΕΣ ΜΑΓΝΗΤΙΚΟΥ ΠΕΔΙΟΥ ΕΝΟΣ ΑΤΟΜΟΥ ΜΕ ΤΗΝ ΠΡΟΣΣΕΓΓΙΣΗ ΑΛΛΟΥ ΑΤΟΜΟΥ

Όπως είπαμε, η μαγνητική ροπή του ατόμου δημιουργεί ένα ομογενές πεδίο διπόλου

Στο πεδίο αυτό το κέντρο μάζας του ατόμου δεν μετατοπίζεται, ένα άτομο μπορεί μόνο να περιστραφεί ή να ταλαντευτεί γύρω από αυτό, αλλά δεν αποκλίνει η μαγνητική ροπή.

Εάν όμως έρθει κοντά ένα άλλο τέτοιο πεδίο ενός άλλου ατόμου, τα πεδία επιρεάζουν το ένα το άλλο και παύει να ισχύει η ομοιογένεια

Λόγω της διαφοράς στην ισχύ του νέου πεδίου θα υπάρχει διαφορετική επίδραση στον έναν από τους πόλους 

  • Εάν υπάρχουν μονήρη ηλεκτρόνια στην στοιβάδα σθένους ενός ατόμου (και τροχιακή μαγνητική ροπή διάφορη από το μηδέν)  και υπάρχει πλησίον άλλο άτομο με μικρή διαφορά στην ενέργεια ιοντισμού και την ηλεκτροσυγγένεια τότε γίνεται
  •   συμπλήρωση  των μονήρων τροχιακών  με σύζευξη των τροχιακών των δύο ατόμων σε μοριακό τροχιακό,   ανήκει και στα δύο προσκείμενα άτομα.   συμπληρωμένο και με   μηδενική η τροχιακή στροφορμή 

 Αυτό σχετίζονται με  τους βαθμούς ελευθερίας σωματιδίων και τις ελκτικές ή απωστικές δυνάμεις μεταξύ τους και  υπολογίζονται από τις θεωρίες της προσέγγισης ( Born-Oppenheimer) που χρησιμοποιούν μαθηματικές μεθόδους της κβαντομηχανικής και γίνονται διαφορετικοί υπολογισμοί αρχικά για την προσέγγιση πυρήνων και μετά για την προσέγγιση ηλεκτρονίων λόγω διαφοράς τάξης μεγάθους.

Στους υπολογισμούς λαμβάνεται υπ' όψη η σχέση το μήκος του δεσμού (απόσταση ισορροπίας πυρήνων) και η ενέργεια του μορίου (ενέργεια διάστασης του μορίου)  Συμπέρασμα:

Τα άτομα μπορεί να συνδιαστούν σε μόρια με ανάμιξη των ατομικών τροχιακών και στην συνέχεια την δημιουργία μοριακών τροχιακών, 

 

 

 

Στην αμμωνία   έχουμε υβριδοποίηση των 2s2, 2p3.

Αυτό αποδεικνύεται από την γεωμετρία χώρου του μορίου, και από τις γωνίες των τριών  ομοιοπολικών δεσμών του αζώτου με τα 3 υδρογόνα όπου τα 3 ημισυμπληρωμένα sp3 ατομικά τροχιακά δημιουργούν μοριακά τροχιακά με τα 3 s1 ατομικά τροχιακά των τριών ατόμων Υδρογόνου

 

 


ΗΜΙΠΟΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ

Στο μόριο της αμμωνίας έχχουμε τον εξωτερικό φλοιό συμπληρωμένο με 8 ηλεκτρόνια. Τα 6 συμμετέχουν σε 3 ομοιοπολικούς δεσμούς Ν-Η και ένα ζεύγος μόνο του. Εάν βρεθεί κοντά κατιόν υδρογόνου με μηδέν ηλεκτρόνια στον φλοιό, τότε η αμμωνία συνεισφέρει  το μονό ζεύγος   των ηλεκτρονίων του αζώτου το οποίο πλέον ανήκει από κοινοινού και στο άζωτο και στο υδρογόνο οπότε σχηματίζεται ημιπολικός δεσμόα στο ιόν αμμωνίου 

 

 

Η ΔΙΕΥΘΥΝΣΗ ΤΩΝ ΜΟΡΙΑΚΩΝ ΤΡΟΧΙΑΚΩΝ

Από την  σύνδεση των ατομικών ή υβριδοποιημένων ατομικών τροχιακών από τη γεωμετρία της επικάλυψης  προκύπτουν οι σ και π ομοιοπολικοί δεσμοί

ΠΡΟΣΑΝΑΤΟΛΙΣΜΟΣ ΤΩΝ ΤΡΟΧΙΑΚΩΝ ΩΣ ΠΡΟΣ ΤΟΝ ΑΞΟΝΑ ΤΟΥ ΔΕΣΜΟΥ

ο σ ομοιπολικός δεσμός

 

Είναι η αλληλοεπικάλυψη των ατομικών τροχιακών ή υβριδικών ατομικών τροχιακών  μεταξύ δύο ατόμων ( ομοιπολικός δεσμός) που γίνεται κατά μήκος του άξονα που συνδέει τους πυρήνες των δύο ατόμων.Τα μοριακά τροχιακά που ονομάζονται σίγμα (σ) προκύπτουν με επικάλυψη ατομικών τροχιακών κατά τον άξονα που συνδέει τα κέντρα των δύο πυρήνων των ατόμων που δημιουργούν χημικό δεσμο. Μπορει να είναι από δύο υποστοιβάδες s, ή από μια  s και μια dx υποστοιβάδα , από μια pz  και άλλη pz κ.ο.κ. Ο δεσμός σ έχει σφαιρική συμμετρία και είναι ο ισχυρότερος όλων των ομοιοπολικών

ΣΥΜΜΕΤΡΙΚΑ ΚΑΙ ΑΝΤΙΣΥΜΜΕΤΡΙΚΑ ΔΕΣΜΙΚΑ ΤΡΟΧΙΑΚΑ 

Τα μοριακά δεσμικά τροχιακά μπορεί να είναι συμμετρικά ή αντισυμμετρικά σσε σχέση με το επίπεδο του μορίου.

ο π ομοιπολικός δεσμός

 

 

 

Τα μοριακά τροχιακά που ονομάζονται π είναι  αυτά που η αλληλοεπικάλυψη των ατομικών τροχιακών για την δημιουργία του μοριακού, γίνεται σε κατεύθυνση κάθετη στον άξονα που συνδέει τα κέντρα των δύο πυρήνων των ατόμων που δημιουργούν χημικό δεσμο. Μπορει να είναι από δύο υποστοιβάδες η μια  s και μια dψ υποστοιβάδα  ή  η μια  dψ με μια άλλη  dψ υποστοιβάδα από το δεύτερο 'ατομο κ.ο.κ.

σ ΚΑΙ π ΜΟΡΙΑΚΟΙ ΔΕΣΜΟΙ ΠΟΥ ΣΥΜΜΕΤΕΧΟΥΝ ΥΒΡΙΔΟΠΟΙΗΜΕΝΑ ΑΤΟΜΙΚΑ ΤΡΟΧΙΑΚΑ

 

Ενίοτε, αντί των συνήθων μοριακών τροχιακών που προκύπτουν με αλληλοκάλυψη ατομικών τροχιακών  και υβριδοποιημένων ατομικών τροχιακών  που έχουμε στα μεθάνιο 

 4 ισοδύναμα υβριδικά τροχιακά sp3 στον άνθρακα που κάνουν 4 σ μοριακούς δεσμούς με τα 4 άτομα υδρογόνου που έχουν από ένα ατομικό τροχιακό   (  (s-sp3 επικάλυψη))

ακόμα  και μεταξύ υβριδικού- υβριδικού

Υβριδικά τροχιακά μπορεί ακόμη να αλληλοκαλυφθούν  μεταξύ τους

 Στο αιθίνιο C2H2 έχουμε

 

 

 

  2  υβριδικά τροχιακά sp2 στον άνθρακα που κάνουν συνολικά 2σ δεσμούς: 1 σ μοριακούς δεσμούς με τα 1 άτομο υδρογόνου (που έχουν από ένα ατομικό τροχιακό)  και 1σ δεσμό  μεταξύ των υβδιδοποιημένων τροχιακών των 2 ατόμων άνθρακα

 

ακόμα  που σχηματίζουν 2 π ισότιμα  μοριακά τροχιακά του τριπλού δεσμού στον άξονα z και ένα στον y

Επιπλέον για τους δεσμούς σ και π έχουμε:

Απλοί δεσμοί μεταξύ των ατόμων του μορίου είναι δεσμοί σ. 

 Εάν έχουμε διπλό δεσμό ή τριπλό δεσμό, ο σ δεσμός προηγείται και ο επόμενο δεσμός είναι π. Στο οξυγόνο με συντακτικό τύπο Ο=Ο έχουμε έναν σ και έναν π δεσμό.

Εάν έχουμε τριπλό δεσμό, ο σ δεσμός προηγείται μετά έρχονται οι δύο π με τα δύο κάθετα δεσμικά επίπεδά τους που περιέχουν τον δεσμικό άξονα

Η ενέργεια του δεσμού είναι η ενέργεια που απαιτείται για να σπάσει ο δεσμός. Η ενέργεια των δεσμών κυμαίνεται από 125-1050 kj/mol

 Οι δεσμοί π είναι συνήθως ασθενέσθεροι των δεσμών σ ( η ενέργεια ένός δεσμού π σε μια σύνδεση διπλού δεσμού άνθρακα με άνθρακα, είναι σχεδόν διπλάσια από την ενέργεια του δεσμού σ)

Όμως ο συνδυασμός ενός σ και ενός π δεσμού είναι ο ισχυρότερος από όλους.

 και η επικάλυψη των δύο ατομικών τροχιακών του π δεσμού είναι σημαντικά μικρότερη από τον σ δεσμό. Στο αιθάνιο CH3-CH3 ο δεσμός μεταξύ των ανθράκων είναι σ και έχει ενέργεια 348kj/mol. 

 

Η απόσταση των πυρήνων μειώνεται όταν αυξηθούν οι δεσμοί μεταξύ τους. Στο αιθάνιο (CH3-CH3) η απόσταση C-C είναι 154pm στο αιθένιο(CH2-=H2) η απόσταση C=C είναι 134pm, στο αιθίνιο(CH=-CH) η απόσταση αυτή είναι 120pm

 

 

 

ΠΗΓΕΣ

 

 

Δεσμός π - Βικιπαίδεια

Θεωρητικές έννοιες στην οργανική χημεία


 

Χημικοί δεσμοί Τύποι χημικών δεσμών και τα χαρακτηριστικά τους

Σύζευξη. Συζευγμένα Συστήματα Ανοικτού Κυκλώματος

индуктивный эффект -I в гликопротеинах

Θεωρητικές έννοιες στην οργανική χημεία

 - Читайте подробнее на FB.ru: https://fb.ru/article/547240/2023-induktivnyiy-i-mezomernyiy-effektyi-opisanie-i-primeryi

 

 

Ενέργεια μοριακών τροχιακών

Αποκεντρωμένες συνδέσεις π. Σύζευξη

Φρίντριχ Χουντ - Βικιπαίδεια

Κεφάλαιο 2. Δομή Μορίων | Βιβλίο Lime

 

 

Τροχιακός εκφυλισμένος - Εγχειρίδιο Χημικού 21