Hvad er en antibonding orbital?

En antibonding orbital (også kaldet antibonding orbital) er en type molekylær orbital, der er karakteriseret ved at have et højere energiniveau og derfor være mindre stabil end de atomare orbitaler, der tilsammen gav anledning til det. Af denne grund er det en orbital, der ved at rumme elektroner gør molekylet mindre stabilt og bindingen mindre stærk.

Faktisk reducerer tilstedeværelsen af ​​elektroner i antibindende orbitaler rækkefølgen af ​​kovalent binding mellem to atomer, og det er her “anti” af antibinding kommer fra.

For bedre at forstå begrebet antibonding orbitaler er vi nødt til kort at besøge teorien om molekylære orbitaler, inden for hvilken denne type orbitaler er indrammet.

molekylær orbital teori

Der er flere teorier, der søger at forklare de observerede egenskaber ved kemiske bindinger . De to mest udbredte teorier er valensbindingsteorien og den molekylære orbitalteori. Sidstnævnte siger, at når to atomer er kemisk bundet til hinanden, kombineres deres atomorbitaler og danner et nyt sæt orbitaler, der ikke længere tilhører hvert atom separat, men snarere til hele molekylet. Med andre ord dannes et sæt eller sæt af molekylære orbitaler.

Kort sagt, ligesom atomer har atomare orbitaler, danner molekyler, når de dannes, også molekylære orbitaler, hvor alle elektronerne i atomerne, der udgør molekylet, er fordelt. Den måde, hvorpå elektroner fylder disse molekylære orbitaler, repræsenterer den molekylære ækvivalent af atomernes elektronkonfiguration og bestemmer i høj grad molekylernes egenskaber.

Dannelse af molekylære orbitaler

Molekylær orbitaler er dannet af den lineære kombination af atomare orbitaler. Fra et matematisk synspunkt betyder det, at en molekylær orbital er repræsenteret af en bølgefunktion, der opnås ved den lineære kombination af bølgefunktionerne af atomorbitalerne af to atomer forbundet ved hjælp af en kovalent binding.

Generelt gælder det, at jo mere ens i energi de to atomare orbitaler, der kombinerer, er, jo bedre vil de kombineres, så i et homonukleært diatomisk molekyle (dannet af to atomer af samme grundstof) vil et atoms 1s orbital kombineres perfekt med den andens 1’ere orbital, så vil 2’erne kombineres med 2’erne, derefter 2p’erne med 2p’erne og så videre.

Binding og antibonding molekylære orbitaler

Kvantemekanikken etablerer en række regler, der dikterer den måde, hvorpå atomare orbitaler kombineres for at give anledning til nye molekylære orbitaler. Til at begynde med siger disse regler, at antallet af molekylære orbitaler, der dannes, altid skal være lig med antallet af atomorbitaler, der er kombineret.

På den anden side, når to atomare orbitaler kombineres, har en af ​​de molekylære orbitaler, der dannes, altid lavere energi og den anden højere energi end de oprindelige atomorbitaler. I de tilfælde, hvor flere atomare orbitaler af samme underniveau kombineres (for eksempel tre p-orbitaler, fem d-orbitaler), vil der også blive dannet et tilsvarende antal molekylære orbitaler, halvdelen af ​​dem med lavere energi og den anden halvdel med højere energi, energi. Imidlertid kan energifordelingen af ​​disse orbitaler være kompleks, afhængigt af de særlige atomer, der kombineres, som vist i figuren nedenfor.

I begge tilfælde destabiliserer placeringen af ​​elektroner i molekylære orbitaler med højeste energi molekylet og svækker den kovalente binding mellem de to atomer. Det vil sige, at det sæt af molekylære orbitaler med den højeste energi, der dannes ved at kombinere atomare orbitaler, svarer til de antibindingsmolekylære orbitaler. Disse orbitaler identificeres ved at placere en hævet stjerne til orbitalsymbolet.

Antibonding orbitaler og destruktiv interferens

Som nævnt før er kombinationen af ​​atomare orbitaler en kombination af bølgefunktioner. Det betyder, at den molekylære orbital i det væsentlige er resultatet af interferens fra to bølger, og som altid i disse tilfælde kan denne interferens være konstruktiv eller destruktiv, afhængig af om de to bølger er i fase eller ej.

I denne forstand kan der forekomme to ekstreme tilfælde, når der dannes molekylære orbitaler:

1. At mellem de to atomkerner er begge orbitaler i samme fase, og der er derfor en konstruktiv interferens. I dette tilfælde opnås en molekylær orbital, hvor elektronerne har stor sandsynlighed for at være mellem de to atomer, og repræsenterer således en bindende molekylær orbital.
2. At de to atomare orbitaler er i modsatte faser, så destruktiv interferens opstår ved dannelsen af ​​en knude mellem de to kerner (det vil sige, at bølgefunktionen bliver nul i midtpunktet mellem de to kerner). I dette tilfælde er sandsynligheden for at få en elektron mellem de to atomer nul, så disse orbitaler repræsenterer antibindingsmolekylære orbitaler .

σ (sigma) og π (pi) antibindende orbitaler

Molekylær orbital teori låner nogle begreber fra valensbindingsteori. Ifølge denne teori kan orbitalerne overlappe frontalt, når de atomare orbitaler er justeret langs bindingsaksen, eller lateralt, når de atomare orbitaler er orienteret parallelt. Ifølge valensbindingsteori giver dette anledning til to klasser af kemiske bindinger, som er σ (sigma) bindinger og π (pi) bindinger.

Fra molekylær orbitalteoriens synspunkt fortolkes dette overlap som dannelsen af ​​σ og π molekylære orbitaler. Dette betyder, at når et molekyle dannes, kan der dannes både bindende σ og π molekylære orbitaler og antibindende σ og π molekylære orbitaler. Antibindende π orbitaler kan kun dannes mellem p,dof atomare orbitaler, men ikke mellem s orbitaler.

Antibonding orbitaler og bindingsorden

En af grundene til, at antibindende orbitaler får deres navn, er, at placering af elektroner i disse orbitaler svækker den kovalente binding mellem to atomer. Dette sker, fordi tilstedeværelsen af ​​disse elektroner reducerer bindingsrækkefølgen, som repræsenterer antallet af elektronpar, der effektivt deles mellem to bundne atomer. Obligationsrækkefølgen kan beregnes ved hjælp af følgende ligning:

hvor og _i repræsenterer antallet af elektroner i bindende molekylære orbitaler (bindingselektroner), og e ^* _antienl repræsenterer antallet af elektroner i antibonding orbitaler (antibonding elektroner). Jo større antal antibindingselektroner, jo lavere bindingsrækkefølge.

I det tilfælde, hvor begge antal elektroner er ens, er bindingsrækkefølgen nul, så atomerne kan ikke binde sig til hinanden. Det er præcis, hvad der sker i tilfælde af ædelgasser, som har deres elektroniske skaller helt fyldt, og dermed forklarer, hvorfor der ikke er molekyler af helium, neon, argon osv.

Illustration af dannelsen af ​​antibonding orbitaler

Figuren nedenfor viser dannelsen af ​​molekylære orbitaler, når to identiske atomer fra den anden periode i det periodiske system kombineres og danner et homonukleært diatomisk molekyle.

Som det ses, genererer kombinationen af ​​to atomare orbitaler altid to molekylære orbitaler, så hvis to atomer med elektroner i 5 atomorbitaler kombineres, som i den foregående figur, vil der blive produceret i alt ti molekylære orbitaler. Som det kan ses, er tre af de ti molekylære orbitaler antibindende σ-orbitaler, mens 2 er antibindende π-orbitaler. Den anden halvdel er bindende orbitaler.

_{For at illustrere ovenstående er dannelsen af ​​nitrogenmolekylet (N 2} ), grundstof 7 i det periodiske system og et grundstof fra den anden periode vist nedenfor .

I dette eksempel er molekylets elektronkonfiguration

Baseret på denne elektroniske konfiguration kan vi fastslå, at obligationsordren er:

Dette indikerer, at nitrogenmolekylet består af to atomer af dette grundstof, der er forbundet med tre par elektroner eller, hvad der er det samme, af en tredobbelt binding.

Referencer

Atkins, P., & dePaula, J. (2010). Fysisk kemi (8. udgave). Panamerican Medical Editorial.

Chang, R., & Goldsby, K. (2013). Kemi (11. udgave). McGraw-Hill Interamericana de España SL

Moreno, C. (2019, 9. april). Molekylær orbital teori . Bioprof. https://bioprofe.com/molecular-orbital-theory/

Link ordre . (n.d.). Chemistry.ES. https://www.quimica.es/enciclopedia/Orden_de_enlace.html

Autonome University of Mexico. (n.d.). Molekylær orbitaler i kemisk binding . UNAM. https://amyd.quimica.unam.mx/pluginfile.php/6316/mod_resource/content/1/Whitten%20orbitales%20moleculares.pdf