رفتن به مطلب

پست های پیشنهاد شده

اوربیتال اتمی

 

 

 

 

از نظر لغوی ، اوربیتال به معنای خانه الکترون میباشد و ناحیهای است که احتمال یافتن الکترون در آن زیاد است. معادله شرودینگر پایه

مکانیک موجی است. این معادله بر حسب یک تابع موجی (ψ) برای الکترون نوشته میشود. از حل معادله شرودینگر اتم هیدروژن یک سلسله جواب به عنوان تابع موج بدست میآید. تابع موج ناحیهای در اطراف هسته را نشان میدهد که در آن ناحیه ، احتمال یافتن الکترون وجود دارد. تابع موجی یک الکترون ، آنچه را که اوربیتال نامیده میشود، توصیف میکند.

 

مقدمه

 

اوربیتال محدودهای از فضای اطراف هسته میباشد که احتمال یافتن الکترون در آن وجود دارد. این احتمال در نزدیکی هسته بیشترین مقدار را دارد. ولی برای تمام نقاطی از فضا که فاصله معینی از هسته دارند، احتمال معینی وجود دارد. هر اوربیتال میتواند حداکثر دو الکترون را در خود جای دهد. دو الکترونی که در یک اوربیتال جای میگیرند، دارای اسپین مخالف هستند.

 

هر الکترون را میتوان با چهار عدد کوانتومی مشخص کرد که به منزله شناسنامه الکترون هستند و فاصله نسبی الکترون از هسته (n) ، لایه فرعی و شکل اوربیتال (L) ، جهت گیری اوربیتال در فضا (s) را بیان میکنند. بر اساس اصل طرد پاولی در یک اتم هیچ دو الکترونی را نمیتوان یافت که تمام چهار عدد کوانتومی آنها یکسان باشد.

 

 

تاریخچه

 

در مورد ساختمان اتم و نحوه قرار گرفتن الکترونها و پروتونها در آن بررسیهای زیادی توسط دانشمندان انجام شده و نظریههای مختلفی ارائه شده است. تامسون اتم را به شکل کرهای یکنواخت از بارهای مثبت تا شعاع 17d137b969853e6d27718fd10c04db66.png تصور میکرد که بارهای منفی در محیط خارجی کره پراکندهاند. رادرفورد در سال 1911 با استفاده از ذرات آلفا دلایل قانع کنندهای مبنی بر وجود هسته اتم ارائه داد. او اتم را بصورت کره ای تصور میکرد که هسته در وسط آن قرار دارد و الکترونها به فواصل نسبی بینهایت زیاد در خارج از هسته قرار دارند. نیلز بوهر در سال 1913 نظریه ساختمان الکترونی اتم را پیشنهاد کرد.

 

این نظریه بر اساس مدل اتمی رادرفورد ، نظریه کوانتومی پلانک و دادههای تجربی حاصل از مطالعه طیفهای اتمی قرار داشت، و بیان میکرد که الکترون اتم هیدروژن فقط میتواند در مدارهای کروی معین (مدارها یا ترازهای انرژی) که بطور متحدالمرکز دور هسته قرار دارند، وجود داشته باشد. این مدارها تابع محدودیت کوانتومی است. شرودینگر در سال 1926 با طرح معادلهای که در آن محدودیت کوانتومی انرژی الکترون و تصور الکترون بصورت موج ساکن ، با هم تلفیق شده بود، تابع موجی الکترون (ψ) را معرفی کرد که مختصات مکان الکترون در فضایی که الکترون در آن یافت میشود و انرژی الکترون از لحاظ ریاضی را به هم مربوط کرد.

 

اگر الکترون را بصورت ذرهای در حال حرکت به دور هسته در نظر بگیریم، ψ2 متناسب با احتمال یافتن الکترون در جزو معینی از فضاست و احتمال یافتن الکترون در ناحیهای که ابر الکترونی غلیظتر باشد بیشتر است.

 

 

 

 

 

orbitals.jpg

 

 

 

تفسیر مکانیکی اوربیتال

 

شدت هر موج با مجذور دامنه آن متناسب است. تابع موجی (ψ) ، تابع دامنه است. مجذور دامنه یا مجذور تابع موجی برای یک حجم کوچک در هر موقعیتی از فضا با چگالی بار الکترونیهسته گسترده شده است. این ابر در برخی نواحی غلیظتر از برخی نواحی دیگر است.

 

احتمال یافتن الکترون در هر ناحیه معین متناسب با چگالی ابر الکترونی در آن ناحیه است. این احتمال در ناحیهای که ابر الکترونی غلیظتر باشد، بیشتر خواهد بود. این تفسیر کوششی برای توصیف مسیر الکترون به عمل نمیآورد، بلکه فقط پیشبینی میکند که احتمال یافتن الکترون در کجا بیشتر است.

 

از نظر مکانیک کوانتومی هیچ محدودیتی برای وجود الکترون در فضا اطراف هسته وجود ندارد. پس بینهایت اوربیتال وجود دارد.

در آن حجم متناسب است. میتوان تصور کرد که بار الکترونی به سبب حرکت سریع الکترون بصورت ابر باردار در فضای دور اعداد کوانتومی

 

مکانیک موجی که نظریه شرودینگر اساس آن میباشد با استفاده از چهار عدد کوانتومی وضعیت الکترون را توصیف میکند. این اعداد عبارتند از :

 

عدد کوانتومی اصلی

 

این عدد نشاندهنده ترازهای انرژی است که الکترونها در آن ترازها به دور هسته گردش میکنند و عدد صحیحی میباشد. این عدد میتواند کلیه مقادیر اعداد صحیح مثبت به استثنای صفر را قبول کند.

 

عدد کوانتومی اندازه حرکت زاویهای مداری

 

آرنولد زمر فیلد در سال 1916 پیشنهاد کرد که هر مدار بوهر (n) با شرط n>1 از لایههایی فرعی با اختلاف انرژی کم تشکیل شدهاست. به هر لایه فرعی یک عدد کوانتومی (L) نسبت داده میشود. این عدد نشان دهنده شکل هندسی توزیع تابع احتمال پیدا کردن الکترون در فضای اطراف هسته میباشد وکلیه مقادیر L=0,1,2, … , n-1 را اختیار کند.

 

عدد کوانتومی مغناطیسی مداری

 

تعداد اوربیتالهای یک تراز فرعی را میتوان از این عدد استنتاج کرد که در اثر میدان مغناطیسی هر تراز L به این ترازها شکافته میشود. بعنوان مثال میدان مغناطیسی بر اوربیتال کروی S که با عدد L=0 مشخص میشود، تاثیری ندارد چون S تقارن کروی دارد و در تمام جهتها بطور یکسان تحت تاثیر خطوط نیرو قرار میگیرد. این عدد که با m نشان داده می شود، مقادیر ممکن این عدد عبارتند از :

 

 

m=+L,…,0,…,-L

 

 

 

عدد کوانتومی مغناطیسی اسپینی

 

این عدد مشخص کننده حرکت تقدیمی الکترون است و با Ms نشان داده میشود و میتواند مقادیر 2/1+ , 2/1- را اختیار کند.

 

ابر الکترونی و مکان الکترون

 

در مورد یک الکترون در حالت n=1 هیدروژن ، ابر باردار بالاترین چگالی را در نزدیکی هسته دارد و بتدریج که فاصله از هسته افزایش مییابد، رقیقتر میشود. احتمال یافتن الکترون در حجم کوچکی از فضا ، در نزدیکی هسته ، بیشترین مقدار را دارد و با افزایش فاصله از هسته به سمت صفر میل میکند.

 

لایههای کروی بسیار نازکی را که یکی پس از دیگری بطور متحدالمرکز به دور هسته قرار دارند، تصور کنید. احتمال یافتن الکترون در واحد حجم فضای نزدیک به هسته بیشترین مقدار خود را دارد. ولی در عوض یک لایه نزدیک به هسته ، در مقایسه با لایههای دورتر ، تعداد کمتری واحد حجم را در بر میگیرد. احتمال شعاعی هر دو این عوامل را با هم به حساب میآورد.

 

نمودار سطح مرزی

 

احتمال یافتن الکترون در تمام نقاطی که از هسته به فاصله a0 برابر مقداری است که از طریق نظریه بور برای شعاع لایه n=1 تعیین شده است. در نظریه بوهر ،a0 فاصلهای است که همواره الکترون لایه n=1 از هسته دارا است. در مکانیک موجی a0 فاصلهای از هسته است که الکترون در آن حضور بیشتری دارد.

 

از آنجا که اصولا در هر فاصله معین از هسته ، الکترون امکان حضور دارد، ترسیم ناحیهای با مرز مشخص که احتمال 100 درصد وجود الکترون را در بر بگیرد، ناممکن است. اما میتوان سطح مرزی را ترسیم کرد که بتواند نقاط با احتمال یکسان را به هم بپیوندد و در برگیرنده حجمی باشد که در آن ، احتمال یافتن الکترون زیاد و مثلا در حدود 90 درصد است. چنین شکلی که نمودار سطح مرزی نامیده میشود، برای الکترون اتم هیدروژن در حالت n=1 بصورت کروی میباشد.

 

انواع اوربیتال

 

اوربیتال S

 

اوربیتالهای S دارای تقارن کروی میباشد، تراز n=1 حداکثر دارای دو الکترون است. بنابراین تراز فرعی 1S و 2S و 3S و... هم تقارن کروی دارند، با این تفاوت که اندازه آنها بزرگتر از اوربیتال 1S میباشد.

 

اوربیتال p

 

اوربیتال p از سه اوربیتال فرعی تشکیل شده است. هر اوربیتال p به شکل دو کره تغییر شکل یافته است که میتوان آنها را در امتداد یکی از محورهای سه گانه مختصات (z,y,x) تصور کرد از این رو اوربیتالهای p را با PxPyPz مشخص میکنند که در سه جهت مختلف قرار گرفتهاند. اوربیتالهای p از لحاظ انرژی برابرند و در غیاب میدان مغناطیسی نمیتوان تفاوتی بین الکترونهایی که این اوربیتالها را اشغال کردهاند قایل شد. ولی در بررسیهای طیفی که تحت تاثیر یک میدان مغناطیسی قرار میگیرند، هر اوربیتال p به سه خط شکافته میشوند.

 

 

 

 

d_orbitale.jpg

 

اوربیتال d

 

اوربیتالهای d از 5 اوربیتال فرعی تشکیل شدهاند که جهت گیریهای متفاوتی در فضا دارند ولی از لحاظ انرژی باهم همارز هستند. این اوربیتالها عبارتند از:

7402658cf29cb22974f3cb26961d7032.png

 

df8769c50129eb25beb2dc1ea520eef6.png

 

62e01b27487c27b704cafe0a3a0e925e.png

 

55d49ab2489059835df39c9d76563ca7.png

 

463658867be7e0169fc1acb0ace609be.png

 

اعداد کوانتومی برای ترازهای n=1 , 2 , 3

 

 

درجه انحطاط یا چندگانگیتعداد اوربیتالmmsLنام اوربیتالn 210±1/20S1 840±1/20S2 841±1/21- ، 0 ، 1+P2 1890±1/20S3 1891±1/21- ، 0 ، 1+p3 1892±1/22 ، 1 ، 0 ، 1- ، 2-d3

 

درجه انحطاط

 

تعداد الکترونهایی که مقدار انرژی برابر داشته باشند، درجه انحطاط یا چندگانگی نامیده میشوند. حداکثر تعداد الکترونهای هر تراز از فرمول a83796d2acdbe4f09f7fab8cd96e027e.png بدست میآیند.

 

 

منبع :: دانشنامه ی رشد

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال

[h=2]اوربیتال مولکولی[/h]

هنگام ایجاد یک پیوند بین دو اتم اوربیتالهای اتمی آنها با یکدیگر همپوشانی کرده و اوربیتالهای مولکولی را پدید میآورند. در این اوربیتالها ، الکترونهاهسته قرار دارند و بر حسب قاعده آفبا در این اوربیتالها چیده میشوند. در یک محیط مولکولی تحت تاثیر دو

 

cuII_ahomo-small.jpg

 

 

نگاه اجمالی

 

اوربیتالهای مولکولی را با توجه به این که از همپوشانی کدام اوربیتال اتمی پدید آمده باشند، باحروف یونانی σ (سیگما) و π (پی) نمایش میدهند. موقع تشکیل یک پیوند دو اوربیتال مولکولی حاصل میشود که با توجه به سطح انرژی نسبت به اوربیتالهای اتمی به اوربیتالهای مولکولی پیوندی و ضد پیوندی شهرت دارند. به همان اندازه که اوربیتال مولکولی پیوندی ، مولکول را پایدار میکند، اوربیتال مولکولی ضد پیوندی باعث ناپایداری پیوندی میشود.

 

با توجه به نارساییهای نظریه پیوند ظرفیت ،
هوندا
در سال 1928 و
مولیکن
در سال 1931 نظریه دیگری بر اساس مدل موج اتم در مورد چگونگی تشکیل پیوند کووالانسی ارائه دادند که نظریه
اوربیتال مولکولی
نام گرفته است و به کمک آن بسیاری از خواص مغناطیسی ، ترازهای انرژی ، خواص طیفی و ... را به روشنی میتوان توجیه کرد. در این نظریه برعکس نظریه پیوند (که فقط دخالت لایه ظرفیت اتمها را در تشکیل پیوند در نظر میگیرد) بر اساس این نظریه ، تمام اوربیتالهای اتم میتواند در تشکیل اوربیتالهای مولکولی شرکت داشته باشد و این اوربیتالها بین چندین اتم و حتی در سراسر مولکول گسترده یا غیر مستقرند.

 

برای مولکول نیز مانند اتم ، ترازهای انرژی در نظر گرفته میشود که الکترونهای مولکول آنها را مطابق اصل آفبا ، اصل طرد پائولی و قاعده هوند (همانند ترازهای انرژی در اتمها) اشغال میکنند. علاوه بر اوربیتالهای پیوندی و غیر پیوندی ، اوربیتالهای ضد پیوندی نیز در تشکیل پیوند و توجیه پایداری و یا ناپایداری مولکول در نظر گرفته میشود و به تعداد اوربیتالهای اتمی شرکت کننده ، اوربیتالهای مولکول تشکیل میشود.

شرایط همپوشانی اوربیتالها

 

برای اینکه اوربیتالهای اتمی بتوانند در حد تشکیل پیوند یکدیگر همپوشانی کنند باید دو شرط زیر درباره آنها برقرار باشد:

شرط انرژی

 

فقط اوربیتالهایی میتوانند با یکدیگر همپوشانی کنند که دریک سطح انرژی قرار داشته و یا سطوح انرژی آنها به اندازه کافی به یکدیگر نزدیک باشد. مثلا اوربیتال 3p یک اتم کلر میتواند فقط با اوربیتال 3p اتم دیگر کلر همپوشانی کند. اوربیتال S اتم H نمیتواند با اوربیتال 1S یا 2S و … اتم کلر همپوشانی کند، زیرا در سطح انرژی بالاتری نسبت به آنها قرار دارد.

شرط تقارن

 

فقط اوربیتالهایی میتوانند با یکدیگر همپوشانی کنند که نسبت به محور اصلی مولکول تقارن یکسانی داشته باشند. از اینرو ، مثلا اوربیتال S که تقارن کروی دارد، در تشکیل مولکولهای خطی میتواند با اوربیتال 2P که نسبت به محور اصلی مولکولی (محور Z) تقارن کامل دارد همپوشانی داشته باشد.

 

 

butadienemo.jpg

 

 

انواع اوربیتالهای مولکولی

 

اوربیتال مولکولی پیوندی

 

اوربیتال مولکولی که در آن چگالی در ناحیه بین هستهها زیاد است. انرژی دو الکترون که در اوربیتال مولکولی پیوندی قرار میگیرند کمتر از هنگامی است که در اوربیتالهای اتمی بوجود آورنده آن قرار گرفته باشند.

اوربیتال مولکولی ضد پیوندی

 

اوربیتال مولکولی که در آن چگالی الکترونی در ناحیه بین هستهها کم است. انرژی دو الکترون که در اوربیتال مولکولی ضد پیوندی قرار میگیرند بیشتر از هنگامی است که در اوربیتالهای اتمی بوجود آورنده آن قرار گرفته باشند.

اوربیتال مولکولی غیر پیوندی

 

هر گاه دو اتم نتوانند به طریقی بهم نزدیک شوند که امکان همپوشانی اوربیتالهای آنها بوجود آید، همپوشانی اوربیتالها صورت نمیگیرد و در نتیجه ، اوربیتالهای اتمی به صورت غیر پیوندی در مولکول باقی خواهند ماند. اوربیتالهای مولکولی را نیز با حروف یونانی δ (سیگما) ، π (پی) و ... نشانه گذاری میکنند.

 

 

اوربیتالهای مولکولی سیگما:
اگر تشکیل یک مولکول دو اتمی را از طریق نزدیک شدن اتمها در امتداد یکی از محورها مثلا x به صورت خطی در نظر بگیریم، دو اوربیتال اتمی (مثلا 1S) به یکدیگر نزدیک میشوند و در نتیجه همپوشانی ، دو اوربیتال مولکولی پیوندی سیگما و ضد پیوندی سیگما را به وجود میآورند. تمام اوربیتالهای سیگما ، نسبت به محور بین دو هسته کاملا متقارنند و چرخش مولکول به دور این محور ، تغییر قابل مشاهدهای در شکل اوربیتال بوجود نمیآورد.

 

نمودار تراز انرژی تشکیل اوربیتالهای مولکولی 1S δ و *1S δ از اوربیتالهای اتمی 1S دو اتم به شکل زیر میباشد:

 

 

اوربیتال مولکولی پیوندی نشان دهنده کاهش انرژی سیستم و اوربیتال مولکولی ضد پیوندی نشان دهنده افزایش انرژی سیستم است. هر اوربیتال مولکولی میتواند دو الکترون با اسپین مخالف را در خود جای دهد. در مولکول هیدروژن ، دو الکترون (با اسپینهای جفت شده) اوربیتال 1S δ را که اوربیتالی در دسترس با حداقل انرژی است اشغال میکنند. اوربیتال δ*1S اشغال نشده است. تعداد پیوند (مرتبه پیوند) ، در هر مولکول عبارت است از نصف تفاضل الکترونهای ضد پیوندی از الکترونهای پیوندی.

 

 

(تعداد الکترونهای ضد پیوندی - تعداد الکترونهای پیوندی) 2/1 = مرتبه پیوند

 

 

 

برای H2 داریم:

 

1=2/(0-2) = مرتبه پیوند

 

 

 

در مورد ترکیب دو اتم هلیوم ، باید مجموع چهار الکترون در دو اوربیتال مولکولی جای داده شوند. با جای دادن دو الکترون در اوربیتال δ 1S دو الکترون دیگر ناگزیر δ* 1s را اشغال میکنند. از این رو مرتبه پیوند مولکول فرضی He2 عبارتست از:

 

0=(2-2)2/1=مرتبه پیوند

 

لذا هلیوم به صورت مولکولی He2 نمیتواند وجود داشته باشد. اثر جدا کننده الکترونهای ضد پیوندی ، اثر اتصال دهنده الکترونهای پیوندی را خنثی میکند. شواهدی در دست است که نشان میدهد یونهای مولکولی
476f4a4d4d7d477636f80c64e3d07de7.png
و
730062025a463ce3ec829f8a8e5b70a6.png
میتوانند در شرایط ویژهای وجود داشته باشند. ترکیب دو اوربیتال 2S ، اوربیتالهای مولکولی 2S δ و *2S δ را بوجود میآورند که با اوربیتالهای δ و *δ ناشی از ترکیب دو اوربیتال 1S مشابهند.

 

اما اوربیتالهای مولکولی حاصل از ترکیب اوربیتالهای اتمی 2P کمی پیچیدهترند. سه اوربیتال 2P هر اتم ، در محورهای مختصات دکارتی z ، y ، x قرار دارند. اگر تشکیل یک مولکول دو اتمی از طریق نزدیک شدن سر به سر دو اوربیتال اتمی (Py و Pz یا Px) صورت گیرد، در نتیجه همپوشانی ، دو اوربیتال مولکولی 2P δ و *2P δ را بوجود میآورند.

اوربیتالهای مولکولی پی (π)

 

اگر در تشکیل یک مولکول دو اتمی ، دو اوربیتال اتمی (مثلا
94920e53e9edffb83f51df389475c9c2.png
) از پهلو بهم نزدیک شوند، دو اوربیتال مولکولی ، یکی اوربیتال مولکولی پیوندی پی (π) و دیگری اوربیتال مولکولی ضد پیوندی پی ستاره (*π) را بوجود میآورند. اوربیتالهای π نسبت به محور بین دو هسته ، تقارن استوانهای ندارند. نزدیک شدن دو اوربیتال P از پهلو ، به تشکیل اوربیتال π میانجامد که متشکل از دو ناحیه تراکم بار الکترونی است. این تراکم بار الکترونی در ناحیه بالا و پایین محور بین دو هسته قرار دارند.

 

در هر حال اثر نهایی اوربیتال π ، بهم نگهداشتن مولکول است. اوربیتال *π ، در ناحیه بین دو هسته ، چگالی الکترونی کمی دارد. اثر نهایی مولکول *π جدا کردن دو اتم از یکدیگر است.

سطح انرژی اوربیتالهای مولکولی

 

انرژی یک اوربیتال مولکولی به انرژی اوربیتالهای اتمی تشکیل دهنده آن و همچنین به میزان و نوع همپوشانیx بیشتر از میزان همپوشانی 2Py یا 2Pz میباشد.

 

در مولکولهایی که اوربیتالهای مولکولی σ از همپوشانی بین یک اوربیتال Px و s حاصل میشود (تاثیر متقابل s-p) ، این همپوشانی اضافی پیوند σ s به ازای تضعیف پیوند σ p ، تقویت میشود و همچنین تاثیر متقابل s-p باعث کاهش انرژی اوربیتال σ*s و افزایش انرژی σ* p میشود. بنابراین سطح انرژی σ 2p برای مولکولهای جور هسته متشکل از عناصر گروه دوم (به جز
465dbcb9ce16ed8a4f98011b55de9b8f.png
و
8b4eb3dcf29b15b90d9a3e55a7a24b27.png
) پایین تر از سطح انرژی π 2p میباشد. البته تاثیر متقابل s-p به میزان نزدیکتر انرژی اوربیتالهای p , s بستگی دارد. اگر تفاوت انرژی این دو اوربیتال خیلی زیاد باشد (مثل
465dbcb9ce16ed8a4f98011b55de9b8f.png
و
8b4eb3dcf29b15b90d9a3e55a7a24b27.png
) این تاثیر اضافی مساله بوجود نمیآورد.

 

 

 

اوربیتالهای اتمی که در تشکیل آن صورت میگیرد، بستگی دارد. به این ترتیب ، انرژی هر دو اوربیتال مولکولی σ 2s و σ* 2s پایین تر از انرژی هر اوربیتال مولکولی است که اوربیتالهای اتمی 2p حاصل میشود. انرژی اوربیتالهای σ 2p و σ* 2p پایین تر از انرژی هر یک از دو اوربیتال π 2p میباشد. زیرا میزان همپوشانی اوربیتالهای 2P

 

 

 

 

منبع :: دانشنامه رشد

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال

[h=2]اوربیتال[/h]

طبق تعریف ، تمام اوربیتالهایی که در یک مولکول در تشکیل پیوند و نهایتا تشکیل مولکول شرکت میکنند، دارای انرژی یکسانی میباشند. به این علت که اوربیتالهای اتمهای متفاوت باهم همپوشانی میکنند و مخلوط میشوند و به اصطلاح هیبرید گردیده و باعث ایجاد "اوربیتالهای هیبریدی" میشوند.

 

 

 

orbital.jpg

 

 

دید کلی

 

طبق قانون ، عناصر با تشکیل پیوند با یکدیگر با رسیدن به آرایش هشت تایی گاز نجیب بعد از خود به پایداری میرسند. اما ترکیباتی مهم وجود دارند که این قانون را مکررا نقض میکنند. در این ترکیبات اتمهایی وجود دارند که تعداد الکترونهای لایه ظرفیت آنها بیشتر یا کمتر از هشت الکترون است.

 

برای توجیه ارتباط بین آرایش الکترونی حالت اصلی یک اتم و خواص ساختمانی مشاهده شده ترکیبی که این اتم تشکیل میدهد، دانشمندان مفهوم هیبرید شدن را مطرح کردهاند. هیبرید شدن یک مفهوم نظری است که نواقص ساختمان لوئیس یعنی فقدان ارتباط بین ساختمان لوئیس و ساختار هندسی مولکول را برطرف میکند.

 

بررسی اوربیتالهای مولکول متان با استفاده از نظریه VSEPR

 

به استثنای مواردی بسیار معدود ، پیش بینیهایی که بر اساس نظریه دافعه جفت الکترونی به عمل آمده است، صحیح بوده و با واقعیت انطباق دارند. مثلا نظریه مزبور پیش بینی میکند که مولکول متان CH4 ، چهار وجهی است، زیرا اتم مرکزی C در پوسته والانس خود چهار جفت الکترون پیوندی دارد.

 

شواهد تجربی بسیار ، درستی این پیش بینی را تائید کرده است. در مولکول متان چهار پیوند C-H از لحاظ طول پیوند و استحکام یکسانند و تمام زوایای پیوندی H-C-H زوایای چهار وجهی '28 ،˚109 است.

 

توجیه تشکیل پیوند چهار وجهی متان

 

طبق نظریه پیوند والانس ، هر پیوند کووالانسی ، متشکل از یک جفت الکترون (با اسپینهای مخالف) است که هر دو اتم در آن شرکت دارند. میتوان تصور کرد پیوند کووالانسی وقتی بوجود میآید که یک اوربیتال (حاوی یک الکترون جفت نشده) از یک اتم با اوربیتالی (حاوی یک الکترون جفت نشده) از اتم دیگر همپوشانی میکند. اگر قرار باشد در این چهار چوب فکر کنیم، چگونه میتوانیم تشکیل پیوند چهار وجهی متان توجه کنیم؟

 

آرایش الکترونی حالت پایه کربن
69f163e40896c7cb0d15536ba83fbbcd.png
است که نشاندهنده تنها دو الکترون جفت نشده است. شاید این نوع آرایش ، این تصور غلط را ایجاد کند که اتم C ، با اتمهای H تنها دو پیوند کووالانسی بوجود میآورد، ولی اگر یکی از الکترونهای 2s به اوربیتال خالی 2p ، ارتقا داده شود، اتم برانگیخته کربن (
4c8cf6d80913f215cbe8f3a4e0802e85.png
) چهار الکترون جفت نشده لازم برای تشکیل چهار پیوند C-H را تامین خواهد کرد. چگونه میتوان بر پایه این حالت برانگیخته اتم کربن تشکیل پیوند را در CH4 توجیه کرد؟

 

فرض میکنیم هر اوربیتال پیوندی مولکول ، نتیجه همپوشانی یک اوربیتال اتمی C و یک اوربیتال 1s اتم H است. چون چهار اوربیتال پیوندی چهار وجهی متان هم ارزند، پس چهار اوربیتال اتمی کربن که آنها را بوجود آوردهاند، نیز باید دقیقا یکسان باشند و محورشان در امتدادی باشد که با یکدیگر زوایای '28،˚109 تشکیل دهد، اما اوربیتال 2s و اوربیتالهای 2p اتم کربن نه یکسان هستند و نه در امتداد گفته شده ، جهت گیری کردهاند. بنابراین نمیتوانیم نحوه تشکیل پیوند را به این صورت ساده تجسم کنیم.

 

 

فرآیند هیبریداسیون

 

در مولکولهایی مانند BeCL2 که اتم مرکزی در حالت اصلی ، اوربیتال نیمه پر (الکترون فرد) برای ایجاد پیوند با اتم دیگر در اختیار ندارد، برای تشکیل پیوند باید ابتدا به صورت برانگیخته در آید. به عنوان مثال در حالت برانگیخته اتم Be یکی از الکترونهای اوربیتال 2s به تراز بالاتر یعنی 2p انتقال مییابد. بنابراین دو الکترون جفت نشدهای برای تشکیل دو پیوند در اختیار Be قرار میگیرد. طبق بررسیهای طیف سنجی هر دو پیوند
4b5d4a71daa18db58bed89749836a34b.png
از نظر طول ، استحکام و انرژی ، همارز میباشند.

 

بنابراین بریلیم در حالت برانگیخته با کلر پیوند برقرار نکرده است، زیرا در این حالت یکی از پیوندها بین اوربیتال 2p کلر با اوربیتال 2s بریلیم و دیگری بین اوربیتال 2p اتم دیگر و اوربیتال 2p بریلیم ایجاد میشود و در این صورت پیوندها با هم ، همارز نخواهند بود. ساختمان این مولکول را میتوان با این فرض توضیح داد که یک اوربیتال 2s و یک اوربیتال 2p اتم بریلیم با یکدیگر در آمیخته و به صورت دو اوربیتال هیبریدی درمیآیند که با یکدیگر هم ارز هستند.

 

سپس اوربیتال 2p هر اتم کلر با هر کدام از این اوربیتالهای هیبریدی همپوشانی کرده و مولکول
کلرید بریلیم

ایجاد میکنند.

 

 

انواع اوربیتال هیبریدی

 

اوربیتال هیبریدی sp

 

یک مجموعه اوربیتالهای هیبریدی sp (ناشی از یک اوربیتال s و یک اوربیتال p اتم مرکزی) را میتوان برای توصیف نحوه تشکیل پیوند مولکولهای خطی که اتم مرکزیشان دو جفت الکترون پیوندی دارد (مثل HgCL2 یا BeCL2) بکار برد. تعداد اوربیتالهای هیبریدی در هر مورد برابر تعداد اوربیتالهای اتمی است که در ترکیب ریاضی برای بدست آوردن آن بکار گرفته شده است.

 

اوربیتال هیبریدی
797051f2f1721d96e35b626a04219352.png

 

درگیر شدن تمام اوربیتالهای پوسته والانس اتم مرکزی یک مولکول ، در تشکیل اوربیتالهای هیبریدی ضرورت ندارد. تنها آن تعداد از اوربیتالهای مزبور برای تشکیل اوربیتالهای هیبریدی مورد استفاده قرار میگیرد که تعداد پیوند لازم و نیز شکل هندسی مولکول را تامین کند. برای مثال توابع موجی سه اوربیتال هیبرید SP2 را میتوان از ترکیب ریاضی توابع موجی یک اوربیتال s و دو اوربیتال p بدست آورد. یکی از سه اوربیتال p ، در این عمل شرکت نمیکند.

 

محورهای سه اوربیتال هیبریدی SP2 در یک صفحه قرار دارند و به گونهای به سه گوشه جهت گرفتهاند که زوایای بین آنها ˚120 باشد. این مجموعه برای توصیف حالت پیوندی مولکولهای مثلثی مسطح که اتم مرکزی آنها سه جفت الکترون غیر پیوندی دارد (مانند BF3) بکار برده میشود.

 

اوربیتال هیبریدی
67e9ac24d7b6b93bf028d08f1d95ea89.png

 

هیبریداسیون SP3 یک نوع مهم و متداول میباشد. این اوربیتالها از هیبرید شدن یک اوربیتال s و 3 اوربیتال p تشکیل میشوند. هر 4 اوربیتال هیبریدی همارز بوده هر کدام ¼ خاصیت s و ¾ خصلت p دارند. اوربیتالهای هیبریدی SP3 به سوی گوشههای یک چهار وجهی منتظم جهت گیری میکنند. شکل مولکول حاصل از اتم مرکزی دارای اوربیتال SP3 ، چهاروجهی بوده و تمام زوایا برابر با ´28 و ˚109 است.

 

 

 

 

  • اوربیتال هیبریدی SP3 با یک جفت الکترون غیر پیوندی:
    در مولکولهایی مانند NH3 میتوان تصور کرد که اتم نیتروژن از اوربیتالهای هیبریدی SP3 استفاده کرده است، که یکی از آنها توسط یک جفت الکترون غیر مشترک اشغال شده است. اتمهای مولکول NH3 یک هرم مثلثی تشکیل میدهند. ولی آرایش 4 اوربیتال N تقریبا به صورت یک 4 وجهی است و زاویه پیوند برابر با ˚ 107 و ´3 میباشد.

 

 

 

 

 

  • اوربیتال هیبریدی SP3 با دو جفت الکترون غیر پیوندی:
    اتم اکسیژن هم در مولکول H2O از اوربیتالهای SP3 استفاده میکند که در آن دو اوربیتال هیبریدی توسط دو جفت الکترون غیر مشترک اشغال شدهاند. زوایای اتم H2O و ˚104.5 میباشد که این زاویه به ˚109 نزدیکتر است تا به ˚90 ، که در صورت بکار رفتن اوربیتال خالص p ، انتظار میرفت.

 

 

 

 

 

اوربیتال هیبریدی دارای اوربیتال d

 

 

 

  • اوربیتالهای
    6f25425d8dedc325fe3bfe0ca9889af6.png
    :
    این اوربیتالها از هیبرید شدن 2 اوربیتال d و یک اوربیتال s و 3 اوربیتال p بوجود میآیند. 6 اوربیتال هیبریدی ایجاد شده 6/1 خصلت s و 6/3 خصلت p ، و 6/2 خصلت d دارند. هر 6 اوربیتال با یکدیگر همارز بوده و به سوی گوشههای یک هشت وجهی منتظم جهتگیری دارند. یک نوع از اینها با یک جفت الکترون غیر پیوندی (این اوربیتال دارای شکل هرم ، با قاعده مربع) بوده و نوع دیگرش با دو جفت الکترون غیر پیوندی (این اوربیتال دارای شکل مربع مسطح) میباشد.

 

 

 

 

 

  • اوربیتالهای هیبریدی
    a8bdedbcbcd81f00c86114dd7ad88d5f.png
    :
    اوربیتال هیبریدی
    a8bdedbcbcd81f00c86114dd7ad88d5f.png
    از یک اوربیتال d و یک اوربیتال s و 3 اوربیتال p حاصل میشود. اوربیتال اتمی
    226e4968c657acff933d6c64a302143e.png
    ، در تشکیل این اوربیتال هیبریدی دخالتی ندارد. پنج اوربیتال حاصل با یکدیگر همارز نیستند. این اوربیتالها در گوشههای یک دو هرمی مثلثی جای میگیرند. زاویه بین پیوندهایی که در قاعده قرار گرفتهاند ˚120 و پیوندهای خارج از قاعده ˚90 و زاویهای که دو راس هرم را به هم وصل میکند ˚180 میباشد.

 

 

 

 

تشریح مولکولها با استفاده از مفهوم اوربیتالهای هیبریدی

 

مفهوم اوربیتالهای هیبریدی را نیز میتوان برای تشریح تقریبی مولکولهایی که دارای یک یا چند جفت الکترون ناپیوندی در پوسته والانس اتم مرکزیشان هستند، بکاربرد. مثلا در مولکول NH3 ، میتوان تصور کرد که اتم مرکزی N چهار اوربیتال SP3 را مورد استفاده قرار میدهد. یکی از اوربیتالهای SP3 ، جفت الکترون ناپیوندی را در خود جای میدهد و سه اوربیتال دیگر برای تشکیل پیوند با اتمهای H بکار گرفته میشوند.

 

زاویه پیوندی H-N-H در مولکول NH3 (برابر ˚107) به زاویه چهار وجهی اوربیتالهای هیبریدی SP3 (برابر '27 ،˚109) نزدیک است و تفاوت این دو را میتوان به تاثیر دافعه جفت الکترون ناپیوندی نسبت داد.

 

 

 

 

نکات مهم در هیبریداسیون اوربیتالها

 

 

 

  • محاسبات نشان میدهد که استفاده از اوربیتالهای هیبریدی به تشکیل پیوندهای قویتر منجر میشود.

  • انرژی لازم برای ایجاد حالت برانگیخته و همچنین انرژی لازم برای هیبرید شدن ، بیشتر از انرژی آزاد شده به هنگام تشکیل دو پیوند نسبتا قوی کوالانسی است.

  • اوربیتالهایی که در آنها دو نوع معینی از هیبریداسیون بکار رفته است، باید از لحاظ انرژی نسبتا به هم نزدیک باشند.

  • اوربیتالهایی که معمولا در تشکیل پیوند بکار میروند اوربیتالهای d , p , s لایه خارجی و در برخی موارد اوربیتال d لایه ماقبل لایه خارجی هستند. به استثنای این اوربیتالهای d داخلی ، الکترونهای اوربیتالهای داخلی معمولا آن قدر به هسته وابسته هستند که نمیتوانند در تشکیل پیوند شرکت کنند.

 

 

 

منبع : دانشنامه رشد

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال

[h=2]atomic orbitals and molecular orbitals (نمایش تمام نمای اوربیتالهای اتمی و مولکولی)[/h]

برای درک بهتر شکل اوربیتالهای اتمی و مولکولی، نام اوربیتالها، جهتگیری فضایی آنها،

 

اوربیتالهای هیبریدی، باندهای π*و π و σ،...

 

روی لینک زیر کلیک کنید:

 

محتوای مخفی

    برای مشاهده محتوای مخفی می بایست در انجمن ثبت نام کنید.

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال

شرایط همپوشانی اوربیتالها

 

برای اینکه اوربیتالهای اتمی بتوانند در حد تشکیل پیوند یکدیگر همپوشانی کنند باید

 

دو شرط زیر درباره آنها برقرار باشد:

 

شرط انرژی

فقط اوربیتالهایی میتوانند با یکدیگر همپوشانی کنند که دریک سطح انرژی قرار داشته

 

و یا سطوح انرژی آنها به اندازه کافی به یکدیگر نزدیک باشد. مثلا اوربیتال 3p یک اتم

 

کلر میتواند فقط با اوربیتال 3p اتم دیگر کلر همپوشانی کند. اوربیتال S اتم H نمیتواند

 

با اوربیتال 1S یا 2S و … اتم کلر همپوشانی کند، زیرا در سطح انرژی بالاتری نسبت

 

به آنها قرار دارد.

شرط تقارن

 

فقط اوربیتالهایی می توانند با یکدیگر همپوشانی کنند که نسبت به محور اصلی

 

مولکول تقارن یکسانی داشته باشند. از اینرو ، مثلا اوربیتال S که تقارن کروی دارد،

 

در تشکیل مولکولهای خطی می تواند با اوربیتال 2P که نسبت به محور اصلی مولکولی

 

(محور Z) تقارن کامل دارد همپوشانی داشته باشد.

butadienemo.jpg

انواع اوربیتالهای مولکولی

 

اوربیتال مولکولی پیوندی

 

اوربیتال مولکولی که در آن چگالی در ناحیه بین هسته ها زیاد است. انرژی دو الکترون

 

که در اوربیتال مولکولی پیوندی قرار می گیرند کمتر از هنگامی است که در اوربیتالهای

 

اتمی بوجود آورنده آن قرار گرفته باشند.

اوربیتال مولکولی ضد پیوندی

 

اوربیتال مولکولی که در آن چگالی الکترونی در ناحیه بین هسته ها کم است. انرژی دو

 

الکترون که در اوربیتال مولکولی ضد پیوندی قرار می گیرند بیشتر از هنگامی است که

 

در اوربیتالهای اتمی بوجود آورنده آن قرار گرفته باشند.

اوربیتال مولکولی غیر پیوندی

هر گاه دو اتم نتوانند به طریقی بهم نزدیک شوند که امکان همپوشانی اوربیتالهای آنها

 

بوجود آید، همپوشانی اوربیتالها صورت نمی گیرد و در نتیجه ، اوربیتالهای اتمی بصورت

 

غیر پیوندی در مولکول باقی خواهند ماند. اوربیتالهای مولکولی را نیز با حروف یونانی δ

 

(سیگما) ، π (پی) و ... نشانه گذاری می کنند.

 

 

اوربیتالهای مولکولی سیگما

 

اگر تشکیل یک مولکول دو اتمی را از طریق نزدیک شدن اتمها در امتداد یکی از محورها

 

مثلا x به صورت خطی در نظر بگیریم، دو اوربیتال اتمی (مثلا 1S) به یکدیگر نزدیک می

 

شوند و در نتیجه همپوشانی ، دو اوربیتال مولکولی پیوندی سیگما و ضدپیوندی سیگما

 

را به وجود می آورند.

 

تمام اوربیتالهای سیگما ، نسبت به محور بین دو هسته کاملا متقارنند و چرخش مولکول

 

به دور این محور ، تغییر قابل مشاهده ای در شکل اوربیتال بوجود نمی آورد.

 

اوربیتال مولکولی پیوندی نشان دهنده کاهش انرژی سیستم و اوربیتال مولکولی ضد

 

پیوندی نشان دهنده افزایش انرژی سیستم است. هر اوربیتال مولکولی می تواند دو

 

الکترون با اسپین مخالف را در خود جای دهد.

 

در مولکول هیدروژن ، دو الکترون (با اسپینهای جفت شده) اوربیتال 1S δ را که اوربیتالی

 

در دسترس با حداقل انرژی است اشغال می کنند. اوربیتال δ*1S اشغال نشده است.

 

تعداد پیوند (مرتبه پیوند)، در هر مولکول عبارتست از نصف تفاضل الکترونهای ضد پیوندی

 

از الکترونهای پیوندی.

(تعداد الکترونهای ضد پیوندی - تعداد الکترونهای پیوندی) 2/1 = مرتبه پیوند

 

برای 0d9b72e1a07bc1a25a5fbbc39d00269a.png داریم:

1=2/(0-2) = مرتبه پیوند

 

در مورد ترکیب دو اتم هلیوم ، باید مجموع چهار الکترون در دو اوربیتال مولکولی جای داده

 

شوند. با جای دادن دو الکترون در اوربیتال δ 1S دو الکترون دیگر ناگزیر δ* 1s را اشغال

 

می کنند. از این رو مرتبه پیوند مولکول فرضی d3a1937faa9700519a20aee8f5f6a798.png عبارتست از:

0=(2-2)2/1=مرتبه پیوند

 

لذا هلیوم به صورت مولکولی d3a1937faa9700519a20aee8f5f6a798.png نمی تواند وجود داشته باشد. اثر جدا کننده الکترونهای

 

ضد پیوندی ، اثر اتصال دهنده الکترونهای پیوندی را خنثی میکند. شواهدی در دست است

 

که نشان میدهد یونهای مولکولی 476f4a4d4d7d477636f80c64e3d07de7.png و730062025a463ce3ec829f8a8e5b70a6.png میتوانند در شرایط ویژهای وجود داشته

 

باشند. ترکیب دو اوربیتال 2S ، اوربیتالهای مولکولی 2S δ و *2S δ را بوجود می آورند که

 

با اوربیتالهای δ و *δ ناشی از ترکیب دو اوربیتال 1S مشابهند.

 

اما اوربیتالهای مولکولی حاصل از ترکیب اوربیتالهای اتمی 2P کمی پیچیده ترند.

 

سه اوربیتال 2P هر اتم ، در محورهای مختصات دکارتی z ، y ، x قرار دارند. اگر تشکیل یک

 

مولکول دو اتمی از طریق نزدیک شدن سر به سر دو اوربیتال اتمی (4b2bf7cf9329101f7d719fa28b3e4b2d.png و f6ddaf4c5085b1530041f04fbb3e11db.png یا 94920e53e9edffb83f51df389475c9c2.png) صورت

 

گیرد، در نتیجه همپوشانی ، دو اوربیتال مولکولی 2P δ و *2P δ را بوجود می آورند.

 

اوربیتالهای مولکولی پی (π)

اگر در تشکیل یک مولکول دو اتمی ، دو اوربیتال اتمی (مثلا 94920e53e9edffb83f51df389475c9c2.png) از پهلو بهم نزدیک شوند،

 

دو اوربیتال مولکولی ، یکی اوربیتال مولکولی پیوندی پی (π) و دیگری اوربیتال مولکولی ضد

 

پیوندی پی ستاره (*π) را بوجود می آورند.

 

اوربیتالهای π نسبت به محور بین دو هسته ، تقارن استوانه ای ندارند. نزدیک شدن دو

 

اوربیتال P از پهلو ، به تشکیل اوربیتال π می انجامد که متشکل از دو ناحیه تراکم بار

 

الکترونی است. این تراکم بار الکترونی در ناحیه بالا و پایین محور بین دو هسته قرار دارند.

 

در هر حال اثر نهایی اوربیتال π ، بهم نگهداشتن مولکول است. اوربیتال *π ، در ناحیه

 

بین دو هسته ، چگالی الکترونی کمی دارد. اثر نهایی مولکول *π جدا کردن دو اتم از

 

یکدیگر است.

سطح انرژی اوربیتال های مولکولی

انرژی یک اوربیتال مولکولی به انرژی اوربیتال های اتمی تشکیل دهنده آن و همچنین به

 

میزان و نوعهمپوشانی اوربیتال های اتمی که در تشکیل آن صورت می گیرد، بستگی

 

دارد.

 

به این ترتیب ، انرژی هر دو اوربیتال مولکولی σ 2s و σ* 2s پایین تر از انرژی هر اوربیتال

 

مولکولی است که اوربیتال های اتمی 2p حاصل می شود. انرژی اوربیتال های σ 2p و

 

σ* 2p پایین تر از انرژی هر یک از دو اوربیتال π 2p می باشد.

 

زیرا میزان همپوشانی اوربیتال های 2Px بیشتر از میزان همپوشانی 2Py یا 2Pz میباشد.

 

در مولکول هایی که اوربیتال های مولکولی σ از همپوشانی بین یک اوربیتال Px و s حاصل

 

می شود (تاثیر متقابل s-p) ، این همپوشانی اضافی پیوند σ s به ازای تضعیف پیوند σ p ،

 

تقویت می شود و همچنین تاثیر متقابل s-p باعث کاهش انرژی اوربیتال σ*s و افزایش

 

انرژی σ* p می شود.

 

بنابراین سطح انرژی σ 2p برای مولکول های جور هسته متشکل از عناصر گروه دوم (به

 

جز 465dbcb9ce16ed8a4f98011b55de9b8f.png و 8b4eb3dcf29b15b90d9a3e55a7a24b27.png) پایین تر از سطح انرژی π 2p می باشد. البته تاثیر متقابل s-p به میزان

 

نزدیکتر انرژی اوربیتال های p , s بستگی دارد. اگر تفاوت انرژی این دو اوربیتال خیلی

 

زیاد باشد (مثل 465dbcb9ce16ed8a4f98011b55de9b8f.png و 8b4eb3dcf29b15b90d9a3e55a7a24b27.png) این تاثیر اضافی مساله بوجود نمی آورد.

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال

با توجه به نارساییهای نظریه پیوند ظرفیت ، هوندا در سال 1928 و مولیکن در سال 1931

 

نظریه دیگری بر اساس مدل موج اتم در مورد چگونگی تشکیل پیوند کووالانسی ارائه دادند

 

که نظریه اوربیتال مولکولی نام گرفته است و به کمک آن بسیاری از خواص مغناطیسی ،

 

ترازهای انرژی ، خواص طیفی و ... را به روشنی می‌توان توجیه کرد.

 

در این نظریه برعکس نظریه پیوند (که فقط دخالت لایه ظرفیت اتمها را در تشکیل پیوند در

 

نظر می‌گیرد) بر اساس این نظریه ، تمام اوربیتالهای اتم می‌تواند در تشکیل اوربیتالهای

 

مولکولی شرکت داشته باشد و این اوربیتالها بین چندین اتم و حتی در سراسر مولکول

 

گسترده یا غیر مستقرند.

برای مولکول نیز مانند اتم ، ترازهای انرژی در نظر گرفته می‌شود که الکترونهای مولکول آنها

 

را مطابق اصل آفبا ، اصل طرد پائولی و قاعده هوند (همانند ترازهای انرژی در اتمها) اشغال

 

می‌کنند. علاوه بر اوربیتالهای پیوندی و غیر پیوندی ، اوربیتالهای ضد پیوندی نیز در تشکیل

 

پیوند و توجیه پایداری و یا ناپایداری مولکول در نظر گرفته می‌شود و به تعداد اوربیتالهای اتمی

 

شرکت کننده ، اوربیتالهای مولکول تشکیل می‌شود.

 

شرایط همپوشانی اوربیتالها

 

برای اینکه اوربیتالهای اتمی بتوانند در حد تشکیل پیوند یکدیگر همپوشانی کنند باید دو شرط

 

زیر درباره آنها برقرار باشد:

 

- شرط انرژی

فقط اوربیتالهایی می‌توانند با یکدیگر همپوشانی کنند که دریک سطح انرژی قرار داشته و یا

 

سطوح انرژی آنها به اندازه کافی به یکدیگر نزدیک باشد. مثلا اوربیتال p3 یک اتم کلر می تواند

 

فقط با اوربیتال p3 اتم دیگر کلر همپوشانی کند.

 

اوربیتال S اتم H نمی‌تواند با اوربیتال S1 یا S2 و … اتم کلر همپوشانی کند، زیرا در سطح انرژی

 

بالاتری نسبت به آنها قرار دارد.

 

 

[TABLE=class: cms_table]

[TR]

[TD]orbital%20cl_fr.gif[/TD]

[/TR]

[/TABLE]

 

- شرط تقارن

 

فقط اوربیتالهایی می‌توانند با یکدیگر همپوشانی کنند که نسبت به محور اصلی مولکول تقارن

 

یکسانی داشته باشند. از اینرو ، مثلاً اوربیتال S که تقارن کروی دارد، در تشکیل مولکولهای

 

خطی می‌تواند با اوربیتال P2 که نسبت به محور اصلی مولکولی (محور Z) تقارن کامل دارد

 

همپوشانی داشته باشد.

 

 

[TABLE=class: cms_table]

[TR]

[TD]tagharon_fr.gif[/TD]

[/TR]

[/TABLE]

 

 

انواع اوربیتالهای مولکولی

 

اوربیتال مولکولی پیوندی

 

اوربیتال مولکولی که در آن چگالی در ناحیه بین هسته‌ها زیاد است. انرژی دو الکترون

 

که در اوربیتال مولکولی پیوندی قرار می‌گیرند کمتر از هنگامی است که در اوربیتالهای

 

اتمی بوجود آورنده آن قرار گرفته باشند.

 

 

[TABLE=class: cms_table]

[TR]

[TD]orbital%20molkoli%20peyvandi_fr.jpg[/TD]

[/TR]

[/TABLE]

 

اوربیتال مولکولی ضد پیوندی

 

اوربیتال مولکولی که در آن چگالی الکترونی در ناحیه بین هسته‌ها کم است. انرژی

 

دو الکترون که در اوربیتال مولکولی ضد پیوندی قرار می‌گیرند بیشتر از هنگامی است

 

که در اوربیتالهای اتمی بوجود آورنده آن قرار گرفته باشند.

 

 

[TABLE=class: cms_table]

[TR]

[TD]zede%20peyvandii_fr.gif[/TD]

[/TR]

[/TABLE]

 

 

اوربیتال مولکولی غیر پیوندی

 

هر گاه دو اتم نتوانند به طریقی بهم نزدیک شوند که امکان همپوشانی اوربیتالهای

 

آنها بوجود آید، همپوشانی اوربیتالها صورت نمی‌گیرد و در نتیجه ، اوربیتالهای اتمی

 

به صورت غیر پیوندی در مولکول باقی خواهند ماند. اوربیتالهای مولکولی را نیز با

 

حروف یونانی δ (سیگما) ، π (پی) و ... نشانه گذاری می‌کنند.

 

[TABLE=class: cms_table]

[TR]

[TD]orbital%20napyvandi_fr.gif

[/TD]

[/TR]

[/TABLE]

 

 

 

 

اوربیتالهای مولکولی سیگما

 

 

اوربیتال مولکولی پیوندی نشان دهنده کاهش انرژی سیستم و اوربیتال مولکولی ضد

 

پیوندی نشان دهنده افزایش انرژی سیستم است. هر اوربیتال مولکولی می‌تواند دو

 

الکترون با اسپین مخالف را در خود جای دهد.

 

در مولکول هیدروژن ، دو الکترون (با اسپینهای جفت شده) اوربیتال δ 1S را که اوربیتالی

 

در دسترس با حداقل انرژی است اشغال می‌کنند. اوربیتالهای *δ 1S را که اوربیتالی در

 

دسترس با حداقل انرژی است اشغال می‌کنند. اوربیتال δ*1S اشغال نشده است.

 

تعداد پیوند (مرتبه پیوند) ، در هر مولکول عبارت است از نصف تفاضل الکترونهای ضد

 

پیوندی از الکترونهای پیوندی.

 

[TABLE=class: cms_table]

[TR]

[TD]sigma_fr.JPG[/TD]

[/TR]

[/TABLE]

 

(تعداد الکترونهای ضد پیوندی - تعداد الکترونهای پیوندی) 2/1 = مرتبه پیوند

 

در مورد ترکیب دو اتم هلیوم ، باید مجموع چهار الکترون در دو اوربیتال مولکولی جای

 

داده شوند. با جای دادن دو الکترون در اوربیتال δ 1S دو الکترون دیگر ناگزیر δ* 1s را

 

اشغال می‌کنند. از این رو مرتبه پیوند مولکول فرضی عبارتست از:

 

0=(2-2)1/2=مرتبه پیوند

لذا هلیوم به صورت مولکولی نمی‌تواند وجود داشته باشد. اثر جدا کننده الکترونهای

 

ضد پیوندی ، اثر اتصال دهنده الکترونهای پیوندی را خنثی می کند. شواهدی در دست

 

است که نشان می دهد یونهای مولکولی و می توانند در شرایط ویژه ای وجود داشته

 

باشند. ترکیب دو اوربیتال S2 ، اوربیتالهای مولکولی و 2*S δ را بوجود می‌آورند که با

 

اوربیتالهای δ و *δ ناشی از ترکیب دو اوربیتال S1 مشابهند.

 

[TABLE=class: cms_table]

[TR]

[TD]sigma_fr22.jpg[/TD]

[/TR]

[/TABLE]

 

اما اوربیتالهای مولکولی حاصل از ترکیب اوربیتالهای اتمی P2 کمی پیچیده‌ترند. سه

 

اوربیتال P2 هر اتم ، در محورهای مختصات دکارتی z ، y ، x قرار دارند. اگر تشکیل یک

 

مولکول دو اتمی از طریق نزدیک شدن سر به سر دو اوربیتال اتمی ( و یا ) صورت گیرد،

 

در نتیجه همپوشانی ، دو اوربیتال مولکولی P δ2 و 2 *P δ را بوجود می‌آورند .

 

[TABLE=class: cms_table]

[TR]

[TD]sima-s_fr.jpg[/TD]

[/TR]

[/TABLE]

 

 

اوربیتالهای مولکولی پی (π)

 

[TABLE=class: cms_table]

[TR]

[TD]orbital%20py_fr.JPG[/TD]

[/TR]

[/TABLE]

 

 

اگر در تشکیل یک مولکول دو اتمی ، دو اوربیتال اتمی (مثلا ) از پهلو بهم نزدیک شوند.

 

دو اوربیتال مولکولی ، یکی اوربیتال مولکولی پیوندی پی (π) و دیگری اوربیتال مولکولی

 

ضد پیوندی پی ستاره (*π) را بوجود می‌آورند. اوربیتالهای π نسبت به محور بین دو

 

هسته تقارن استوانه‌ای ندارند.

 

نزدیک شدن دو اوربیتال P از پهلو ، به تشکیل اوربیتال π می‌انجامد، که متشکل از دو

 

ناحیه تراکم بار الکترونی است. این تراکم بار الکترونی در ناحیه بالا و پایین محور بین

 

دو هسته قرار دارند. در هر حال اثر نهایی اوربیتال π ، بهم نگهداشتن مولکول است.

 

اوربیتال *π ، در ناحیه بین دو هسته ، چگالی الکترونی کمی دارد. اثر نهایی مولکول

 

*π جدا کردن دو اتم از یکدیگر است.

 

 

 

molecular%20orbitals1.gif

 

 

سطح انرژی اوربیتال‌های مولکولی

 

انرژی یک اوربیتال مولکولی به انرژی اوربیتال‌های اتمی تشکیل دهنده آن و همچنین

 

به انرژی اوربیتال‌های اتمی تشکیل دهنده آن و همچنین به میزان و نوع همپوشانی

 

اوربیتال‌های اتمی که در تشکیل آن صورت می‌گیرد، بستگی دارد.

 

به این ترتیب ، انرژی هر دو اوربیتال مولکولی σ 2s و σ* 2s پایین تر از انرژی هر اوربیتال

 

مولکولی است که اوربیتالهای اتمی p2 حاصل می شود.

 

انرژی اوربیتالهای σ 2p و σ* 2p پایین تر از انرژی هر یک از دو اوربیتال p2 π می باشد.

 

زیرا میزان همپوشانی اوربیتالهای 2 PX بیشتر از میزان همپوشانی 2 PY و 2 PZ میباشد.

 

[TABLE=class: cms_table]

[TR]

[TD]orbital_energy_fr.gif

[/TD]

[/TR]

[/TABLE]

 

 

در مولکول‌هایی که اوربیتال‌های مولکولی σ از همپوشانی بین یک اوربیتال Px و s حاصل

 

می‌شود (تاثیر متقابل s-p) ، این همپوشانی اضافی پیوند σ s به ازای تضعیف پیوند

 

σ p ، تقویت می‌شود و همچنین تاثیر متقابل s-p باعث کاهش انرژی اوربیتال σ*s و افزایش

 

انرژی σ* p می‌شود. بنابراین سطح انرژی σ 2p برای مولکول‌های جور هسته متشکل از

 

عناصر گروه دوم (به جز image013.gifو image014.gif) پایین تر از سطح انرژی π 2p می‌باشد.

 

البته تاثیر متقابل s-p به میزان نزدیک تر انرژی اوربیتال‌های p , s بستگی دارد. اگر تفاوت

 

انرژی این دو اوربیتال خیلی زیاد باشد (مثلimage013.gifوimage014.gif) این تاثیر اضافی مساله بوجود نمی‌آورد.

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال

از نظر لغوی ، اوربیتال به معنای خانه الکترون می‌باشد و ناحیه‌ای است که احتمال یافتن

 

الکترون در آن زیاد است. معادله شرودینگر پایه مکانیک موجی است. این معادله بر حسب

 

یک تابع موجی (ψ) برای الکترون نوشته می‌شود. از حل معادله شرودینگر اتم هیدروژن

 

یک سلسله جواب به عنوان تابع موج بدست می‌آید.

 

تابع موج ناحیه‌ای در اطراف هسته را نشان می‌دهد که در آن ناحیه ، احتمال یافتن الکترون

 

وجود دارد. تابع موجی یک الکترون ، آنچه را که اوربیتال نامیده می‌شود، توصیف می‌کند.

اوربیتال محدوده‌ای از فضای اطراف هسته می‌باشد که احتمال یافتن الکترون در آن وجود

 

دارد.

 

این احتمال در نزدیکی هسته بیشترین مقدار را دارد. ولی برای تمام نقاطی از فضا که

 

فاصله معینی از هسته دارند، احتمال معینی وجود دارد.

 

هر اوربیتال می‌تواند حداکثر دو الکترون را در خود جای دهد. دو الکترونی که در یک اوربیتال

 

جای می‌گیرند، دارای اسپین مخالف هستند.

 

هر الکترون را می‌توان با چهار عدد کوانتومی مشخص کرد که به منزله شناسنامه الکترون

 

هستند و فاصله نسبی الکترون از هسته (n) ، لایه فرعی و شکل اوربیتال (L) ، جهتگیری

 

اوربیتال در فضا (s) را بیان می‌کنند. بر اساس اصل طرد پاولی در یک اتم هیچ دو الکترونی

 

را نمی‌توان یافتکه تمام چهار عدد کوانتومی آنها یکسان باشد.

 

در مورد ساختمان اتم و نحوه قرار گرفتن الکترون‌ها و پروتون‌ها در آن بررسی‌های زیادی

 

توسط دانشمندان انجام شده و نظریه‌های مختلفی ارائه شده است. تامسون اتم را به

 

شکل کره‌ای یکنواخت از بار های مثبت تا شعاع image016.gif تصور می‌کرد که بارهای منفی

 

در محیط خارجی کره پراکنده‌اند.

 

[TABLE=class: cms_table]

[TR]

[TD]rutherford-b-hayes_fr.jpg[/TD]

[/TR]

[/TABLE]

 

 

رادرفورد در سال 1911 با استفاده از ذرات آلفا دلایل قانع کننده‌ای مبنی بر وجود هسته

 

اتم ارائه داد. او اتم را به صورت کره‌ای تصور می‌کرد که هسته در وسط آن قرار دارد و

 

الکترون‌ها به فواصل نسبی بینهایت زیاد در خارج از هسته قرار دارند.

 

 

 

 

[TABLE=class: cms_table]

[TR]

[TD]bohr_fr.jpg[/TD]

[/TR]

[/TABLE]

 

 

 

نیلز بور در سال 1913 نظریه ساختمان الکترونی اتم را پیشنهاد کرد.

 

 

تفسیر مکانیکی اوربیتال

 

شدت هر موج با مجذور دامنه آن متناسب است. تابع موجی (ψ) ، تابع دامنه است.

 

مجذور دامنه یا مجذور تابع موجی برای یک حجم کوچک در هر موقعیتی از فضا با چگالی

 

بار الکترونی در آن حجم متناسب است.

 

می‌توان تصور کرد که بار الکترونی به سبب حرکت سریع الکترون به صورت ابر باردار در

 

فضای دور هسته گسترده شده است. این ابر در برخی نواحی غلیظ ‌تر از برخی نواحی

 

دیگر است. احتمال یافتن الکترون در هر ناحیه معین متناسب با چگالی ابر الکترونی در

 

آن ناحیه است. . این احتمال در ناحیه‌ای که ابر الکترونی غلیظ‌ تر ‌‌باشد، بیشتر خواهد

 

بود.

 

این تفسیر کوششی برای توصیف مسیر الکترون به عمل نمی آورد، بلکه فقط پیش‌بینی

 

می‌کند که احتمال یافتن الکترون در کجا بیشتر است.

 

از نظر مکانیک کوانتومی هیچ محدودیتی برای وجود الکترون در فضا اطراف هسته وجود

 

ندارد. پس بینهایت اوربیتال وجود دارد.

 

 

اعداد کوانتومی اوربیتال ها

 

مکانیک موجی که نظریه شرودینگر اساس آن می‌باشد با استفاده از چهار عدد

 

کوانتومی وضعیت الکترون را توصیف می‌کند. این اعداد عبارتند از :

 

 

adae%20quantomi_frr.gif

 

عدد کوانتومی اصلی

 

این عدد نشان‌دهنده ترازهای انرژی است که الکترون‌ها در آن ترازها به دور هسته

 

گردش می‌کنند و عدد صحیحی می‌باشد.

 

این عدد می‌تواند کلیه مقادیر اعداد صحیح مثبت بجز صفر را قبول کند.

 

 

عدد کوانتومی اندازه حرکت زاویه‌ای مداری

 

آرنولد زمر فیلد در سال 1916 پیشنهاد کرد که هر مدار بور (n) با شرط n>1 از لایه‌هایی

 

فرعی با اختلاف انرژی کم تشکیل شده‌است. به هر لایه فرعی یک عدد کوانتومی (L)

 

نسبت داده می‌شود. این عدد نشان دهنده شکل هندسی توزیع تابع احتمال پیدا

 

کردن الکترون در فضای اطراف هسته می‌باشد و کلیه مقادیر L=0,1,2, … , n-1

 

را اختیار کند.

 

 

عدد کوانتومی مغناطیسی مداری

 

تعداد اوربیتال‌های یک تراز فرعی را می‌توان از این عدد استنتاج کرد که در اثر میدان

 

مغناطیسی هر تراز L به این ترازها شکافته می‌شود.

 

 

[TABLE=class: cms_table]

[TR]

[TD]magnetic%20&quantomic%20number.png[/TD]

[/TR]

[/TABLE]

 

 

به عنوان مثال میدان مغناطیسی بر اوربیتال کروی S که با عدد L=0 مشخص می‌شود،

 

تاثیری ندارد چون S تقارن کروی دارد و در تمام جهت‌ها بطور یکسان تحت تاثیر خطوط

 

نیرو قرار می‌گیرد.

 

این عدد که با m نشان داده می شود، مقادیر ممکن این عدد عبارتند از :

 

 

 

m=+L,…,0,…,-L

 

 

 

عدد کوانتومی مغناطیسی اسپینی

 

 

 

این عدد مشخص کننده حرکت تقدیمی الکترون است و با image017.gifنشان داده می‌شود، و

 

می‌تواند مقادیر 2/1+ , 1/2- را اختیار کند.

 

ابر الکترونی و مکان الکترون:

[TABLE=class: cms_table]

[TR]

[TD]abre%20electroni2_fr.gif[/TD]

[/TR]

[/TABLE]

 

 

در مورد یک الکترون در حالت n=1 اتم هیدروژن ، ابر باردار بالاترین چگالی را در نزدیکی

 

هسته دارد و بتدریج که فاصله از هسته افزایش می‌یابد، رقیق‌تر می‌شود.

 

احتمال یافتن الکترون در حجم کوچکی از فضا ، در نزدیکی هسته ، بیشترین مقدار را

 

دارد و با افزایش فاصله از هسته به سمت صفر میل می‌کند.

 

لایه‌های کروی بسیار نازکی را که یکی پس از دیگری بطور متحدالمرکز به دور هسته

 

قرار دارند، تصور کنید.

 

احتمال یافتن الکترون در واحد حجم فضای نزدیک به هسته بیشترین مقدار خود را دارد.

 

ولی در عوض یک لایه نزدیک به هسته ، در مقایسه با لایه‌های دورتر ، تعداد کمتری

 

واحد حجم را در بر می‌گیرد.

 

احتمال شعاعی هر دو این عوامل را با هم به حساب می‌آورد.

 

 

 

نمودار سطح مرزی

 

احتمال یافتن الکترون در تمام نقاطی که از هسته به فاصله image018.gifبرابر مقداری است که

 

از طریق نظریه بور برای شعاع لایه n=1 تعیین شده است. در نظریه بور ، image018.gifفاصله‌ای

 

است که همواره الکترون لایه n=1 از هسته دارا است. در مکانیک موجی image018.gifفاصله‌ای

 

از هسته است که الکترون در آن حضور بیشتری دارد.

 

از آنجا که اصولا در هر فاصله معین از هسته، الکترون امکان حضور دارد، ترسیم ناحیه‌ای

 

با مرز مشخص که احتمال 100 درصد وجود الکترون را دربر بگیرد، ناممکن است. . اما

 

می‌توان سطح مرزی را ترسیم کرد که بتواند نقاط با احتمال یکسان را به هم بپیوندد و

 

در برگیرنده حجمی باشد که در آن ، احتمال یافتن الکترون زیاد و مثلا در حدود 90 درصد

 

است. چنین شکلی که نمودار سطح مرزی نامیده می‌شود، برای الکترون اتم هیدروژن

 

در حالت n=1 به صورت کروی می‌باشد.

 

انواع اوربیتال

 

 

اوربیتال S

 

اوربیتال‌های S دارای تقارن کروی می‌باشد، تراز n=1 حداکثر دارای دو الکترون است.

 

بنابراین تراز فرعی 1S و 2S و 3S و... هم تقارن کروی دارند، با این تفاوت که اندازه آنها

 

بزرگتر از اوربیتال 1S می‌باشد.

 

 

 

 

s%20orbital.gif

 

 

 

اوربیتال p

 

اوربیتال p از سه اوربیتال فرعی تشکیل شده است. هر اوربیتال p به شکل دو کره

 

تغییر شکل یافته است که می‌توان آنها را در امتداد یکی از محورهای سه گانه مختصات

 

( z,y,x) تصور کرد از این رو اوربیتال‌های p را با image019.gif مشخص می‌کنند که در سه

 

جهت مختلف قرار گرفته‌اند.

 

اوربیتال‌های p از لحاظ انرژی برابرند و در غیاب میدان مغناطیسی نمی‌توان تفاوتی بین

 

الکترون‌هایی که این اوربیتال‌ها را اشغال کرده‌اند قایل شد.

 

ولی در بررسی‌های طیفی که تحت تاثیر یک میدان مغناطیسی قرار می‌گیرند. هر اوربیتال

 

به سه خط شکافته می‌شوند.

 

 

 

orbitals.gif

 

 

 

اوربیتال d

 

اوربیتال‌های d از 5 اوربیتال فرعی تشکیل شده‌اند که جهت گیری‌های متفاوتی در فضا

 

دارند ولی از لحاظ انرژی باهم هم‌ارز هستند. این اوربیتال‌ها عبارتند از :

 

image020.gif

[TABLE=class: cms_table, width: 409]

[TR]

[TD=width: 100%, bgcolor: #C2DD86, colspan: 7]

 

اعداد کوانتومی برای ترازهای n=1 , 2 , 3

 

[/TD]

[/TR]

[TR]

[TD=width: 9%, bgcolor: #DBFC96]

n

[/TD]

[TD=width: 13%, bgcolor: #DBFC96]

نام اوربیتال

[/TD]

[TD=width: 24%, bgcolor: #DBFC96]

ml

[/TD]

[TD=width: 15%, bgcolor: #DBFC96]

ms

[/TD]

[TD=width: 11%, bgcolor: #DBFC96]

L

[/TD]

[TD=width: 14%, bgcolor: #DBFC96]

تعداد اوربیتال

[/TD]

[TD=width: 15%, bgcolor: #DBFC96]

درجه انحطاط یا چندگانگی

[/TD]

[/TR]

[TR]

[TD=width: 9%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]1[/TD]

[TD=width: 13%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]s[/TD]

[TD=width: 24%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]0[/TD]

[TD=width: 15%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]±1/2[/TD]

[TD=width: 11%, bgcolor: #F1FE9A]

0

[/TD]

[TD=width: 14%, bgcolor: #F1FE9A]

1

[/TD]

[TD=width: 15%, bgcolor: #F1FE9A]

2

[/TD]

[/TR]

[TR]

[TD=width: 9%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]2[/TD]

[TD=width: 13%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]s[/TD]

[TD=width: 24%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]0[/TD]

[TD=width: 15%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]±1/2[/TD]

[TD=width: 11%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]0[/TD]

[TD=width: 14%, bgcolor: #F1FE9A]

1

[/TD]

[TD=width: 15%, bgcolor: #F1FE9A]

2

[/TD]

[/TR]

[TR]

[TD=width: 9%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]2[/TD]

[TD=width: 13%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]p[/TD]

[TD=width: 24%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]1- ، 0 ، 1+[/TD]

[TD=width: 15%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]±1/2[/TD]

[TD=width: 11%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]1[/TD]

[TD=width: 14%, bgcolor: #F1FE9A]

3

[/TD]

[TD=width: 15%, bgcolor: #F1FE9A]

6

[/TD]

[/TR]

[TR]

[TD=width: 9%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]3[/TD]

[TD=width: 13%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]s[/TD]

[TD=width: 24%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]0[/TD]

[TD=width: 15%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]±1/2[/TD]

[TD=width: 11%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]0[/TD]

[TD=width: 14%, bgcolor: #F1FE9A]

1

[/TD]

[TD=width: 15%, bgcolor: #F1FE9A]

2

[/TD]

[/TR]

[TR]

[TD=width: 9%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]3[/TD]

[TD=width: 13%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]p[/TD]

[TD=width: 24%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]1- ، 0 ، 1+[/TD]

[TD=width: 15%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]±1/2[/TD]

[TD=width: 11%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]1[/TD]

[TD=width: 14%, bgcolor: #F1FE9A]

3

[/TD]

[TD=width: 15%, bgcolor: #F1FE9A]

6

[/TD]

[/TR]

[TR]

[TD=width: 9%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]3

[/TD]

[TD=width: 13%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]d[/TD]

[TD=width: 24%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]2 ، 1 ، 0 ، 1- ، 2-[/TD]

[TD=width: 15%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]±1/2[/TD]

[TD=width: 11%, bgcolor: #F1FE9A, align: center]2[/TD]

[TD=width: 14%, bgcolor: #F1FE9A]

5

[/TD]

[TD=width: 15%, bgcolor: #F1FE9A]

10

[/TD]

[/TR]

[/TABLE]

 

 

 

d%20orbitals.gif

 

درجه انحطاط

 

تعداد الکترونهایی که مقدار انرژی برابر داشته باشند، درجه انحطاط یا چندگانگی

 

نامیده می‌شوند. حداکثر تعداد الکترونهای هر تراز از فرمول image021.gif بدست می‌آیند.

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال

کامل ترین خودآموز اوربیتال، به زبان ساده:

 

Atomic Orbitals

Simple Molecular Orbitals

Hybrid Atomic Orbitals

Molecular Orbital Systems of Organic Molecules

All You Really Need To Know About Molecular Orbitals

Molecular Orbitals of Polar Bonds

Molecular Orbitals of Conjugated Π-Systems

محتوای مخفی

    برای مشاهده محتوای مخفی می بایست در انجمن ثبت نام کنید.

به اشتراک گذاری این ارسال


لینک به ارسال

Join the conversation

You can post now and register later. If you have an account, sign in now to post with your account.

مهمان
ارسال پاسخ به این موضوع ...

×   شما در حال چسباندن محتوایی با قالب بندی هستید.   حذف قالب بندی

  تنها استفاده از ۷۵ اموجی مجاز می باشد.

×   لینک شما به صورت اتوماتیک جای گذاری شد.   نمایش به عنوان یک لینک به جای

×   محتوای قبلی شما بازگردانی شد.   پاک کردن محتوای ویرایشگر

×   شما مستقیما نمی توانید تصویر خود را قرار دهید. یا آن را اینجا بارگذاری کنید یا از یک URL قرار دهید.


×
×
  • جدید...