- Konbuyu başlatan
- #1
F
faust
Ziyaretçi
Birden çok atomlu moleküllerin açıklamaları,p orbitalinde ki enerji düzeyine ve yoğunluğuna göre yapılır,p orbitalinde ki en son düzeyde (yani bunu x,y,z lineer fonksiyonu olarak düşündüğümüz de) oluştuğunda z ekseni bir σ (sigma) bağı yapacaktır ve bu enerji dağılımı atomları bir arada tutup zayıf bir etkileşim sağlayacaktır,diğer bir yandan x ve y eksenleri diğer π (pi) bağlarını karşılayacağından molekül bu yoğunlaşma da daha yüksek bir enerji seviyesindedir.Diğer enerji dağılımları ise bir z ve x yada z ve y arasında bir düğüm şeklinde bağlanmış olur,örneğin atomik dalga fonksiyonları enerji yoğunluklarıyla simetri bir yapı oluşturur ki bu a schrödinger eşitliğinde üst üste gelme durumunda şöyle bir fonksiyona eşit olur
Ψ (2p(z)) = 1/√(2+2S) [ψ(Z(₁)) + ψ(Z₂)]
Ψ(2p(z))* = 1/√(2-2S) [ψ(Z₁) – ψ(Z₂)]
Yalnız burada sadece σ bağının fonksiyon aralığını göstermektedir,diğer π yapısında bu enerji dağılımı,periyot halinde sıralanır.2p fonksiyonu ise π ve π* yörüngelerine sahiptir,bu da toplamda 6 moleküler yörünge demektir,burada + ve – değerli olarak düşündüğümüzde spin sayıları + ve – yüklü spinleri enerjice daha yüksektir,aufbau kuralından da hatırlayacağımız gib,bu dizilimde yalnız kalan tek orbital diğer dolu orbitallere göre daha düşük bir enerji düzeyine sahiptir,fakat burada teoride bir problem vardır,bu da σ bağ yapılarınının π bağlarına göre daha zayıf bağlarla bağlanmış olmalarıdır,fakat gerçekte deneysel kanıtlar bu yönde değildir,yani deneysel kanıtlar π bağlarının sigma bağlarından daha güçlü olduğu yönündedir.
Şimdi ise bizi asıl ilgilendiren konu,yani periyot dağılımına geldik,burada esasında bilmemiz gereken pek bir şey yokturtur,orbital dağılımlarındaki konuları zaten daha öncesinden biliyoruz,buna hund kuralını ekleyip bir elementin periyodik dağılımını yazabiliriz.Örneğin bir O₂ molekülümüz olsun,orbital dağılımı
12s 2s2 2p6 3s2
Şeklinde olacaktır,fakat son yörünge de bir σ ve π bağımız olduğundan son elektronu iki orbitale dağıtıp yörüngede ki elektronların sayısını bulmamız gerekir fakat bu durum böyle değildir,yani burada sadece 2 elektron sadece π bağları tarafından karşılanır,diğer σ sigma bağı herhangi bir elektronla kaynaşma gereği duymaz.
İki atomlu farklı moleküllerde ise durum şu şekildedir.Elektron da bulunan π bağı diğer orbitale geçerken bunu paylaşır fakat σ bağ yapısına geçemez,bunun nedeni yüksek enerji seviyesidir,yani durum simetri yapısını koruduğundan her durumda bunu öteleme durumu asla olamaz,diğer yandan iki atomlu moleküllerde orbital tam olarak dolana kadar son yörüngedeki π bağları devamlı olarak paylaşılır ve bu durum her orbitale kesirli değerler olarak yansır ki bu da her orbitalin π bağlarının ttek tek olarak tamanının tamamlanması anlamına gelir ve bileşiklerde bu yapılarda birer π bağı oluşumlaruyla kendi içlerinde melez orbitaller oluştururlar fakat bu durum daha öncede söylediğimiz gibi,aynı bağ yapıları için geçerlidir,bağın bir üst enerji seviyesine çıkma gibi bir durumu olmadığı gibi üst enerji durumu da kendi konumunu bu durumda koruyacaktır.
İsmail Çelik
Kaynaklar:
Prof.Dr.Zekiye Çınar – Kuantum Kimyası (Çağlayan Yay.)
Prof.Dr.Fevzi Köksal – Doç.Dr.Rahmi Köseoğlu – Kuantum Kimyası (Bilim Yay,2012)
Ψ (2p(z)) = 1/√(2+2S) [ψ(Z(₁)) + ψ(Z₂)]
Ψ(2p(z))* = 1/√(2-2S) [ψ(Z₁) – ψ(Z₂)]
Yalnız burada sadece σ bağının fonksiyon aralığını göstermektedir,diğer π yapısında bu enerji dağılımı,periyot halinde sıralanır.2p fonksiyonu ise π ve π* yörüngelerine sahiptir,bu da toplamda 6 moleküler yörünge demektir,burada + ve – değerli olarak düşündüğümüzde spin sayıları + ve – yüklü spinleri enerjice daha yüksektir,aufbau kuralından da hatırlayacağımız gib,bu dizilimde yalnız kalan tek orbital diğer dolu orbitallere göre daha düşük bir enerji düzeyine sahiptir,fakat burada teoride bir problem vardır,bu da σ bağ yapılarınının π bağlarına göre daha zayıf bağlarla bağlanmış olmalarıdır,fakat gerçekte deneysel kanıtlar bu yönde değildir,yani deneysel kanıtlar π bağlarının sigma bağlarından daha güçlü olduğu yönündedir.
Şimdi ise bizi asıl ilgilendiren konu,yani periyot dağılımına geldik,burada esasında bilmemiz gereken pek bir şey yokturtur,orbital dağılımlarındaki konuları zaten daha öncesinden biliyoruz,buna hund kuralını ekleyip bir elementin periyodik dağılımını yazabiliriz.Örneğin bir O₂ molekülümüz olsun,orbital dağılımı
12s 2s2 2p6 3s2
Şeklinde olacaktır,fakat son yörünge de bir σ ve π bağımız olduğundan son elektronu iki orbitale dağıtıp yörüngede ki elektronların sayısını bulmamız gerekir fakat bu durum böyle değildir,yani burada sadece 2 elektron sadece π bağları tarafından karşılanır,diğer σ sigma bağı herhangi bir elektronla kaynaşma gereği duymaz.
İki atomlu farklı moleküllerde ise durum şu şekildedir.Elektron da bulunan π bağı diğer orbitale geçerken bunu paylaşır fakat σ bağ yapısına geçemez,bunun nedeni yüksek enerji seviyesidir,yani durum simetri yapısını koruduğundan her durumda bunu öteleme durumu asla olamaz,diğer yandan iki atomlu moleküllerde orbital tam olarak dolana kadar son yörüngedeki π bağları devamlı olarak paylaşılır ve bu durum her orbitale kesirli değerler olarak yansır ki bu da her orbitalin π bağlarının ttek tek olarak tamanının tamamlanması anlamına gelir ve bileşiklerde bu yapılarda birer π bağı oluşumlaruyla kendi içlerinde melez orbitaller oluştururlar fakat bu durum daha öncede söylediğimiz gibi,aynı bağ yapıları için geçerlidir,bağın bir üst enerji seviyesine çıkma gibi bir durumu olmadığı gibi üst enerji durumu da kendi konumunu bu durumda koruyacaktır.
İsmail Çelik
Kaynaklar:
Prof.Dr.Zekiye Çınar – Kuantum Kimyası (Çağlayan Yay.)
Prof.Dr.Fevzi Köksal – Doç.Dr.Rahmi Köseoğlu – Kuantum Kimyası (Bilim Yay,2012)