반결합 분자 궤도

Antibonding molecular orbital
H 1s σ* 반접합 분자 오비

이론 화학에서 반접합 오비탈(antibonding orbital)은 두 원자 사이의 화학적 결합을 약화시키고 분리된 원자에 대한 분자의 에너지를 증가시키는 데 도움을 주는 분자 오비탈의 한 종류입니다.이러한 오비탈은 핵들 사이의 결합 영역에 하나 이상의 노드를 갖습니다.오비탈의 전자 밀도는 결합 영역 밖에 집중되어 하나의 핵을 다른 핵으로부터 끌어당기는 작용을 하며 두 원자 사이에 상호 반발력을 일으키는 경향이 있습니다.[1][2]이것은 결합 분자 오비탈과 대조적인데, 결합 분자 오비탈은 분리된 원자보다 에너지가 낮고 화학적 결합을 담당합니다.

이원자 분자

반결합 분자 오비탈(MO)은 일반적으로 결합 분자 오비탈보다 에너지가 높습니다.결합과 반결합 궤도는 원자들이 분자로 결합할 때 형성됩니다.[3]만약 두 수소 원자가 처음에 멀리 떨어져 있다면, 그들은 동일한 원자 궤도를 가지고 있습니다.그러나 두 원자 사이의 간격이 작아지면 전자파 기능이 겹치기 시작합니다.파울리 배제 원리는 분자 내의 어떤 두 개의 전자(e-)가 같은 양자수 집합을 갖는 것을 금지합니다.[4]따라서 고립된 원자의 각각의 원래 원자 궤도(예를 들어, 바닥 상태 에너지 수준, 1s)는 원래 원자 수준보다 에너지가 낮고 더 높은 두 개의 분자 궤도로 분할됩니다.분리된 원자들의 오비탈보다 낮은 에너지 상태에 있는 오비탈이 결합 오비탈이며, 이는 더 안정적이고 두 H 원자들의2 H로의 결합을 촉진합니다.고에너지 오비탈은 반접합 오비탈로, 안정성이 떨어지고 점유된 경우 결합에 반대합니다.H와2 같은 분자에서 두 전자는 보통 저에너지 결합 오비탈을 차지하므로 분자는 분리된 H 원자보다 더 안정적입니다.

전자2 배치.네 개의 전자는 낮은 에너지에서 하나의 결합 궤도를 차지하고, 원자 궤도보다 높은 에너지에서 하나의 반결합 궤도를 차지합니다.

분자 오비탈은 두 핵 사이에 결합 상호작용이 전혀 없는 경우보다 전자 밀도가 낮을 때 반결합이 됩니다.[5]분자 궤도 변화가 두 원자 사이의 결절면에서 부호(양에서 음으로)를 바꿀 때, 그것은 그 원자들에 대해 반결합한다고 합니다.반접합 궤도는 분자 궤도 다이어그램에서 별표(*)로 표시되는 경우가 많습니다.

동핵 이원자 분자에서 σ* (시그마 별) 반접합 궤도는 시그마 결합처럼 두 핵을 통과하는 결절면이 없고, π* (pi 별) 궤도는 파이 결합처럼 두 핵을 통과하는 한 개의 결절면이 있습니다.파울리 배제 원리는 상호작용하는 계에서 어떤 두 전자도 같은 양자 상태를 가질 수 없다는 것을 지시합니다.결합 오비탈이 채워지면 추가 전자가 결합 오비탈을 차지하게 됩니다.이것은 1s σ와 1s σ* 궤도가 모두 채워진 He 분자에서 발생합니다.반결합 오비탈은 결합 오비탈보다 더 반결합적이기 때문에 분자는 분리된 두 개의 헬륨 원자보다 더 높은 에너지를 가지며, 따라서 불안정합니다.

다원자 분자

부타디엔 파이 분자 궤도.두 가지 색상은 파동 함수의 반대 신호를 나타냅니다.

여러 개의 원자를 가진 분자에서, 일부 오비탈은 두 개 이상의 원자에 걸쳐 비국재화 될 수 있습니다.특정 분자 오비탈은 일부 인접한 원자 쌍에 대한 결합일 수 있고 다른 쌍에 대한 반결합일 수 있습니다.결합 상호작용이 결합 상호작용보다 많으면 MO는 결합이고, 반대로 결합 상호작용이 결합 상호작용보다 많으면 분자 오비탈은 결합이라고 합니다.

예를 들어, 부타디엔은 4개의 탄소 원자 모두에 걸쳐 비국재화된 파이 오비탈을 가지고 있습니다.바닥 상태에 있는 두 개의 결합 파이 오비탈이 있습니다: π은 모든 탄소 사이에 결합하는 반면 π은 C와 C 사이에, 그리고 C와 C 사이에 결합하는 것과 C와 C 사이에 반결합하는 것입니다.그림에 표시된 것처럼 2개와 3개의 반결합 상호작용이 있는 반결합 파이 오비탈도 있습니다. 이것들은 바닥 상태에서는 비어 있지만 들뜬 상태에서는 차지할 수 있습니다.

마찬가지로 탄소수 6개의 벤젠은 3개의 결합 파이 오비탈과 3개의 반결합 파이 오비탈을 가지고 있습니다.각각의 탄소 원자가 벤젠의 π계에 하나의 전자를 기여하기 때문에, 가장 낮은 에너지의 pi 분자 오비탈 3개를 채우는 6개의 pi 전자가 있습니다.

반결합 궤도는 분자 궤도 이론의 관점에서 화학 반응을 설명하는 데에도 중요합니다.1981년 로알드 호프만과 후쿠이 겐이치는 화학 반응에 대한 질적 분자 궤도 설명을 발전시킨 공로로 노벨 화학상을 수상했습니다.[7]

참고 항목

참고문헌

  1. ^ 앳킨스 P와 드 폴라 J.앳킨스 물리 화학.제8판 (W.H. 프리먼 2006), 페이지 371 ISBN0-7167-8759-8
  2. ^ Miessler G.L. 및 Tarr D.A., 무기 화학 2판(Prentice-Hall 1999), p.111 ISBN 0-13-841891-8
  3. ^ "Molecular Orbital - an overview ScienceDirect Topics".
  4. ^ "The Chemical Bond - the Effect of the Pauli Principle on Chemical Binding".
  5. ^ Nordholm, Sture; Bacskay, George B. (2020). "The Basics of Covalent Bonding in Terms of Energy and Dynamics". Molecules. 25 (11): 2667. doi:10.3390/molecules25112667. PMC 7321125. PMID 32521828.
  6. ^ "2.1. Combining atomic orbitals, sigma and pi bonding Organic Chemistry 1: An open textbook".
  7. ^ "The Nobel Prize in Chemistry 1981". Nobelprize.org. Archived from the original on 21 December 2008. Retrieved 15 March 2022.

추가열람

  • Orchin, M. Jaffe, H.H. (1967) Antibonding Orbitals의 중요성호튼 미플린.ISBN B0006BPT5O