Αρχική Σελίδα > ΚΒΑΝΤΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ Η δομτων Χημικών Ουσιών: 3ο Από τα ατομικά τροχιακά στα μοριακά τροχιακά. Μέθοδος δεσμού σθένους (VS) δεσμοί σ και π. Υβριδισμός ατομικών κα μοριακών τροχιακών.

ΚΒΑΝΤΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ Η δομτων Χημικών Ουσιών: 3ο Από τα ατομικά τροχιακά στα μοριακά τροχιακά. Μέθοδος δεσμού σθένους (VS) δεσμοί σ και π. Υβριδισμός ατομικών κα μοριακών τροχιακών.

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

Το 1954, η Επιτροπή Νόμπελ απένειμε στον Pauling το Βραβείο Χημείας «για τη μελέτη της φύσης των χημικών δεσμών και την εφαρμογή της στην εξήγηση της δομής πολύπλοκων μορίων». Ωστόσο, ο ίδιος ο Pauling δεν ήταν ικανοποιημένος με την εισαγωγή σ π περιγραφών για συστήματα διπλής και τριπλής σύζευξης και συζυγούς

ΕΙΣΑΓΩΓΗ ΣΤΟΝ ΜΟΡΙΑΚΟ ΔΕΣΜΟ

Όταν ηλεκτρόνια σχετίζονται με δύο ή περισσότερους πυρήνες αυτό ισοδυναμεί με σχηματισμό δεσμου.

Οι πρώτες θεωρίες που περιέγραψαν και ερμήνευσαν τον χημικό δεσμό ήταν από τον Lewis to 1916 που δειτύπωσε την θεωρία δεσμού σθένους στις ομοιοπολικές ενώσεις.

Αργότερα, σύμφωνα με την θεωρία των τροχιακών αναπτύχθηκαν επίσης κβαντομηχανικές θεωρίες που περιγράφουν το θέμα αυτό και που δημιουργούν μαθηματικές προσεγγίσεις βασισμένες στην κυματική εξίσωση με αποτελέσματα που συμφωνούν με τα πειραματικά δεδομένα΄

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 θεωρίες βασισμένες στις κυματικές εξισώσεις που αναπτύχθηκαν είναι

η θεωρία του δεσμού σθένους (Valence bond theory VB) στην οποία λαμβάνονται υπ' όψη μόνο οι ζευγαρωμένες αλληλεπιδράσεις των ατόμων ατόμων

η θεωρία των Μοριακών τροχιακών( Molecular Orbital Theory M.O.) συνδιάζονται όλα τα ατομικά τροχιακά του μορίου και προκύπτει μια μοριακή τροχιακή συνάρτηση φ που είναι ένας γραμμικός συνδυασμός των ατομικών συνδυασμών όλων των ατόμων που εμπλέκονται στον σχηματισμό μορίου

ΤΑ ΜΟΡΙΑΚΑ ΤΡΟΧΙΑΚΑ

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

Συνδυασμοί ατομικών τροχιακών οδηγούν στα μοριακά τροχιακά.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 ατομικών τροχιακών. ο οποίος διαφοροποιείται ανάλογα με την προσεγγιστική μέθοδο που χρησιμοποιείται

Οι συναρτήσεις που περιγράφουν τα μοριακά τροχιακά είναι πολυπλοκότερες και τα τροχιακά δεν έχουν το σχήμα που πρότειναν το 1913 παρ ότι οι ιδέες τους τότε ήταν αρχικά σωστές

Στα μοριακά τροχιακά ισχύουν οι κανόνες που ισχύουν και στα ατομικά όπως ο κανόνας του Hund και η απαγορευτική αρχή του Pauli

ΑΠΟ ΤΙΣ ΣΥΝΑΡΤΗΣΕΙΣ ΑΤΟΜΙΚΩΝ ΤΡΟΧΙΑΚΩΝ ΠΡΟΚΥΠΤΟΥΝ ΟΙ ΣΥΝΑΡΤΗΣΕΙΣ ΜΟΡΙΑΚΩΝ ΤΡΟΧΙΑΚΩΝ

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 των χώρων μεταξύ των πυρήνων και είναι ίσο με την ενέργεια δέσμευσης που υπάρχει για επικάλυψη τ

c_a, c_b συντελεστές ψ_a και ψ_b ατομικές κυματοσυναρτήσεις

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.

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 και Slater 1930 και περιελάμβανε όλα τα μόρια από μικρά έως αρωματικούς υδρογονάνθρακες και σύμπλοκα.

Η προσεγγιστική μέθοδος του δεσμού σθένους χρησιμοποιεί την αρχή της κβαντικής υπέρθεσης

Αυτή η αρχή υποστηρίζειότι εάν ένα σύστημα μπορεί να βρίσκεται σε πολλές πιθανές καταστάσεις τότε η πλήρης κατάστασή του μπορεί να αναπαρασταθεί ως γραμμικός συνδυασμός των καταστάσεων αυτών. Αυτή η ιδέα αποτελεί βάση πολλών κβαντικών φαινομένων κυρίως στην κατανόηση της συμπεριφοράς σωματιδίων

Εάν για παράδειγμα πρόκειται για ένα σύστημα βρίσκεται σε δύο κβαντικές καταστάσεις που περιγράφονται με τις συναρτήσεις ψ1 και ψ2 τότε η πλήρης κατάσταση του συστήματος είναι η |ψ⟩ = γ1|ψ1⟩ + γ2|ψ2⟩

Από την εξίωση του Schrodinger η κβαντομηχανική στην περίπτωση του μορίου του υδρογόνου ως εξής:

Α. ΤΑ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΤΩΝ ΔΥΟ ΑΤΟΜΩΝ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ ΕΙΝΑΙ ΑΠΟΜΑΚΡΥΣΜΕΝΑ

Λόγω του ότι η συνρτηση του μορίου είναι αδύνατο να επιλυθεί παίρνουμε τις κυματοσυναρτήσεις των ηλεκτρονίων που βρίσκονται σε μεμονωμένα άτομα υδρογόνου στα άτομα 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 φ²_a(1)dV₁ και φ²_b(2)dV₂;Αποδεικνύεται ότι είναι μηδαμινή η πιθανότητα να βρεθεί το ηλεκτρόνιο του α στο dV_b . H συνάρτηση που προκύπτει λέγεται συνάρτηση μοριακού κύματος μηδενικής προσέγγισης και είναι η

φ 1 = φa(1)φb(2)

Β. ΤΑ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑ ΤΩΝ ΔΥΟ ΑΤΟΜΩΝ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ ΠΡΟΣΕΓΓΙΖΟΥΝ

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= E_o + [(C+J/(1+S₁₂) < Εο

(2) E₁= E_o + [(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 =S_ab 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.

Από τις δύο τιμές για την Ενέργεια έχουμε

Μια 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 γινόμενο 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+ και συνολικό σπιν 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

Συνδυασμοί ατομικών τροχιακών στα μοριακά τροχιακά

Συνήθως η σταθεροποίηση στον σχηματισμό μοριακών τροχιακών είναι τόσο μεγαλύτερη όσο μικρότερη είναι η διαφορά στις ενέργειες των ατομικών Метод молекулярных орбиталей - Строение атома. Химическая связь τροχιακών όταν συνδυάζονται Глава 2. Строение молекул | BookOnLime

Έτσι τα ατομικά τροχιακά δύο ατόμων μπορούν να συνδυαστούν με δύο διαφορετικούς τρόπους για να παράγουν δύο μοριακά τροχιακά -το ένα μεταξύ των πυρήνων, με την μεγαλύτερη πυκνότητα ηλεκτρονίων που είναι το μοριακό τροχιακό σύνδεσης και το δεύτερο το τροχιακό χαλάρωσης, έξω από την διαπυρηνική περιοχή, χωρίς καθόλου πυκνότητα ηλεκτρονίων στο επίπεδο που περνά στη μέση μεταξύ των πυρήνων.

Το φαινόμενο Ζίμαν (Zeeman effect) το οποίο, σε ένα μαγνητικό πεδίο, χωρίζει τα ενεργειακά επίπεδα ενός κβαντικού συστήματος δηλαδή γίνεται αφαίρεση εκφυλισμού

ΔΕΣΜΙΚΑ , ΑΝΤΙΔΕΣΜΙΚΑ ΚΑΙ ΜΗ ΔΕΣΜΙΚΑ ΜΟΡΙΑΚΑ ΤΡΟΧΙΑΚΑ

Καμπύλες ίσων πυκνοτήτων ηλεκτρονίων: α—τροχιακό δεσμού. β—χαλάρωση τροχιακού

Τροχιακό σύνδεσης και τροχιακό χαλάρωσης κυλινδρικής συμμετρίας δύο ατομικών τροχιακών σφαιρικών (s)

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 (αντίθετα η θεωρία MKLA τοποθετεί ηλεκτρόνια και στα μη δεσμικά τροχιακά)

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

ΚΑΤΑΝΟΜΗ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΩΝ ΣΤΗ ΣΤΟΙΒΑΔΑ ΣΘΕΝΟΥΣ-ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ-

ΙΟΝΤΙΣΜΟΣ ΚΑΙ ΟΜΟΙΠΟΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ

Τα μοριακά τροχιακά σύνδεσης ενεργειακά, βρίσκονται χαηλότερα από αυτά της χαλάρωσης΄
κι αυτό μπορούμε να διαπιστώσουμε ευκολότερα σε διατομικά μόρια.
Αν το το ανώτατο επίπεδο κατειλημμένης ενέργειας σε ένα μόριο είναι ένα δεσμευτικό μοριακό τροχιακό, το μόριο έχει μεγαλύτερη ενέργεια ιονισμού από αυτή ενός ελεύθερου ατόμου και ιονίζεται δύσκολα. Αντίθετα αν στο ανώτατο επίπεδο κατειλημμένης ενέργειας υπάρχει χαλαρωτικό μοριακό τροχιακό, η ενέργεια ιοντισμού του μορίου είναι μικρότερη από αυτή του ελεύθερου ατόμου κι έτσι ιονίζεται ευκολότερα,
Παράδειγμα στην πρώτη περίπτωση είναι το μόριο του αζώτου στο οποίο η ανώτερη ενέργεια κατέχεται από δύο δεσμικά τροχιακά έχει ενέργεια ιοντισμού 15,8eV ενώ το άτομο του αζώτου έχει 14,53eV.
Το μόριο του οξυγόνου στο οποίο η ανώτερη ενέργεια κατέχεται από δύο μη πλήρη χαλαρωτικά τροχιακά έχει ενέργεια ιοντισμού 12,08eV ενώ το άτομο του αζώτου έχει μεγαλύτερη ενέργεια 13,62eV.
Με την αύξηση του ΑΑ των στοιχείων ο αριθμός των στρωμάτων ηλεκτρονίων αυξάνεται και η ενέργεια ιοντισμού μειώνεται. Το άτομο χλωρίου που έχει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο (όπως το Φθόριο και το Υδρογόνο) έχει πολύ χαμηλότερη ενέργεια ιονισμού.

ΜΟΡΙΑΚΑ ΤΡΟΧΙΑΚΑ ΚΑΙ ΤΡΟΧΙΑΚΗ ΜΑΓΝΗΤΙΚΗ ΡΟΠΗ

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

(ερμηνεία για την αρση του εκφυλισμού σε τροχιακά)

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

ΚΑΤΑΝΟΜΗ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΩΝ ΣΤΗ ΣΤΟΙΒΑΔΑ ΣΘΕΝΟΥΣ -

ΤΡΟΧΙΑΚΗ ΜΑΓΝΗΤΙΚΗ ΡΟΠΗ - ΜΟΝΗΡΗ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑ- ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ

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,

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 σ ή αντισυμμετρικά σ σε 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 ΣΥΜΜΕΤΕΧΟΥΝ ΥΒΡΙΔΟΠΟΙΗΜΕΝΑ ΑΤΟΜΙΚΑ ΤΡΟΧΙΑΚΑ

αλληλοκάλυψη ατομικών τροχιακών και υβριδοποιημένων ατομικών τροχιακών

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))

Στο αιθέιο C₂H4 έχουμε

3 υβριδικά τροχιακά sp²στον άνθρακα που κάνουν συνολικά 3σ δεσμούς: 1 σ μοριακούς δεσμούς με τα 1 άτομο υδρογόνου (που έχουν από ένα ατομικό τροχιακό) και 2σ δεσμό μεταξύ των υβδιδοποιημένων τροχιακών των 2 ατόμων άνθρακα

ακόμα που σχηματίζουν 1 π μοριακό τροχιακό του διπλού δεσμού στον άξονα z

Στο αιθίνιο C₂H₂ έχουμε

2 υβριδικά τροχιακά spστον 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 σχηματίζονται 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

Επικαλύψεις ακόμα και μεταξύ υβριδικού τροχιακοού- υβριδικού τροχιακού

Υβριδικά τροχιακά μπορεί ακόμη να αλληλοκαλυφθούν μεταξύ τους