Tabla de Contenidos
En antibonding orbital (også kalt antibonding orbital) er en type molekylær orbital karakterisert ved å ha et høyere energinivå og derfor være mindre stabil enn atomorbitalene som til sammen ga opphav til den. Av denne grunn er det en orbital som ved å romme elektroner gjør molekylet mindre stabilt og bindingen mindre sterk.
Faktisk reduserer tilstedeværelsen av elektroner i antibindings-orbitaler rekkefølgen av kovalent binding mellom to atomer, og det er der «anti» av antibinding kommer fra.
For bedre å forstå konseptet med antibonding orbitaler, må vi kort besøke teorien om molekylære orbitaler, som denne typen orbitaler er innrammet innenfor.
molekylær orbital teori
Det er flere teorier som søker å forklare de observerte egenskapene til kjemiske bindinger . De to mest utbredte teoriene er valensbindingsteorien og den molekylære orbitalteorien. Sistnevnte sier at når to atomer er kjemisk bundet til hverandre, kombineres deres atomorbitaler for å danne et nytt sett med orbitaler som ikke lenger tilhører hvert atom separat, men heller til hele molekylet. Med andre ord dannes et sett eller sett med molekylære orbitaler.
Kort sagt, akkurat som atomer har atomorbitaler, danner molekyler, når de dannes, også molekylære orbitaler der alle elektronene til atomene som utgjør molekylet er fordelt. Måten elektronene fyller disse molekylære orbitalene representerer den molekylære ekvivalenten til elektronkonfigurasjonen til atomer, og bestemmer i stor grad egenskapene til molekyler.
Dannelse av molekylære orbitaler
Molekylære orbitaler dannes av den lineære kombinasjonen av atomorbitaler. Fra et matematisk synspunkt betyr dette at en molekylær orbital er representert av en bølgefunksjon som oppnås ved den lineære kombinasjonen av bølgefunksjonene til atomorbitalene til to atomer koblet sammen ved hjelp av en kovalent binding.
Generelt sett, jo mer like energimessig de to atomorbitalene som kombineres er, jo bedre vil de kombineres, så i et homonukleært diatomisk molekyl (dannet av to atomer av samme grunnstoff) vil 1s orbitalen til et atom kombineres perfekt med 1s-banen til den andre, så vil 2-ene kombineres med 2-ere, deretter 2p med 2p og så videre.
Binding og antibonding molekylære orbitaler
Kvantemekanikk etablerer en rekke regler som dikterer måten atomorbitaler kombineres for å gi opphav til nye molekylære orbitaler. Til å begynne med sier disse reglene at antall molekylære orbitaler som dannes alltid må være lik antallet atomorbitaler som er kombinert.
På den annen side, når to atomorbitaler kombineres, har en av de molekylære orbitalene som dannes alltid lavere energi og den andre høyere energi enn de opprinnelige atomorbitalene. I de tilfellene hvor flere atomorbitaler av samme undernivå kombineres (for eksempel tre p-orbitaler, fem d-orbitaler), vil det også dannes et ekvivalent antall molekylære orbitaler, halvparten av dem med lavere energi og den andre halvparten med høyere energi, energi. Imidlertid kan energifordelingen til disse orbitalene være kompleks, avhengig av de spesielle atomene som kombineres, som vist i figuren nedenfor.
I begge tilfeller destabiliserer molekylet å plassere elektroner i orbitalene med høyeste energi og svekker den kovalente bindingen mellom de to atomene. Det vil si at settet av molekylære orbitaler med høyest energi som dannes ved å kombinere atomorbitaler, tilsvarer de antibindingsmolekylære orbitalene. Disse orbitalene identifiseres ved å plassere en hevet stjerne til orbitalsymbolet.
Antibonding orbitaler og destruktiv interferens
Som nevnt før er kombinasjonen av atomorbitaler en kombinasjon av bølgefunksjoner. Dette betyr at den molekylære orbitalen i hovedsak er et resultat av interferens av to bølger, og som alltid i disse tilfellene kan denne interferensen være konstruktiv eller destruktiv, avhengig av om de to bølgene er i fase eller ikke.
I denne forstand kan to ekstreme tilfeller oppstå når molekylære orbitaler dannes:
- At mellom de to atomkjernene er begge orbitalene i samme fase og det er derfor en konstruktiv interferens. I dette tilfellet oppnås en molekylær orbital der elektronene har stor sannsynlighet for å være mellom de to atomene, og representerer dermed en bindende molekylær orbital.
- At de to atomorbitalene er i motsatte faser, så destruktiv interferens oppstår med dannelsen av en node mellom de to kjernene (det vil si at bølgefunksjonen blir null i midtpunktet mellom de to kjernene). I dette tilfellet er sannsynligheten for å få et elektron mellom de to atomene null, så disse orbitalene representerer antibindingsmolekylære orbitaler .
σ (sigma) og π (pi) antibindings orbitaler
Molekylær orbitalteori låner noen konsepter fra valensbindingsteori. I følge denne teorien kan orbitalene overlappe front mot hverandre når atomorbitalene er på linje langs bindingsaksen, eller lateralt når atomorbitalene er orientert parallelt. I følge valensbindingsteori gir dette opphav til to klasser av kjemiske bindinger, som er σ (sigma) bindinger og π (pi) bindinger.
Fra molekylær orbitalteoriens synspunkt tolkes denne overlappingen som dannelsen av σ og π molekylære orbitaler. Dette betyr at når et molekyl dannes, kan både bindende σ- og π-molekylorbitaler og antibindende σ- og π-molekylorbitaler dannes. Antibindende π-orbitaler kan bare dannes mellom p,dof-atomorbitaler, men ikke mellom s-orbitaler.
Antibindende orbitaler og bindingsrekkefølge
En grunn til at antibondende orbitaler får navnet sitt er fordi å plassere elektroner i disse orbitalene svekker den kovalente bindingen mellom to atomer. Dette skjer fordi tilstedeværelsen av disse elektronene reduserer bindingsrekkefølgen, som representerer antallet elektronpar som effektivt deles mellom to bundne atomer. Obligasjonsrekkefølgen kan beregnes ved å bruke følgende ligning:
hvor og i representerer antall elektroner i bindende molekylorbitaler (bindingselektroner) og e * antienl representerer antall elektroner i antibindende orbitaler (antibindende elektroner). Jo større antall antibindingselektroner, jo lavere bindingsrekkefølge.
I tilfellet hvor begge antall elektroner er like, er bindingsrekkefølgen null, så atomene kan ikke binde seg til hverandre. Dette er nøyaktig hva som skjer når det gjelder edelgasser, som har sine elektroniske skall helt fylt, og dermed forklarer hvorfor det ikke finnes molekyler av helium, neon, argon, etc.
Illustrasjon av dannelsen av antibondende orbitaler
Figuren nedenfor viser dannelsen av molekylære orbitaler når to identiske atomer fra den andre perioden i det periodiske systemet kombineres for å danne et homonukleært diatomisk molekyl.
Som man kan se, genererer kombinasjonen av to atomorbitaler alltid to molekylorbitaler, så hvis to atomer med elektroner i 5 atomorbitaler kombineres, som i forrige figur, vil det bli produsert totalt ti molekylorbitaler. Som man kan se, av de ti molekylære orbitalene, er tre antibindende σ-orbitaler mens 2 er antibindende π-orbitaler. Den andre halvparten er bindende orbitaler.
For å illustrere det ovenfor, er dannelsen av nitrogenmolekylet (N 2 ), element 7 i det periodiske system og et element fra den andre perioden vist nedenfor .
I dette eksemplet er elektronkonfigurasjonen til molekylet
Basert på denne elektroniske konfigurasjonen kan vi fastslå at obligasjonsordren er:
Dette indikerer at nitrogenmolekylet består av to atomer av dette grunnstoffet knyttet sammen av tre par elektroner eller, hva som er det samme, av en trippelbinding.
Referanser
Atkins, P., & dePaula, J. (2010). Fysisk kjemi (8. utgave). Panamerican Medical Editorial.
Chang, R., & Goldsby, K. (2013). Kjemi (11. utgave). McGraw-Hill Interamericana de España SL
Moreno, C. (2019, 9. april). Molekylær orbitalteori . Bioprof. https://bioprofe.com/molecular-orbital-theory/
Link bestilling . (n.d.). Chemistry.ES. https://www.quimica.es/enciclopedia/Orden_de_enlace.html
Autonome University of Mexico. (n.d.). Molekylære orbitaler i kjemisk binding . UNAM. https://amyd.quimica.unam.mx/pluginfile.php/6316/mod_resource/content/1/Whitten%20orbitales%20moleculares.pdf
