분자의 결합 순서는 그것을 설명하는 모든 가능한 구조의 채권 순서의 평균입니다.
양자 역학 개발 20 년 전, 미국 과학자 G.N. 루이스는 분자가 특정 원리에 따라 결합하고 조직해야한다는 것을 깨달았습니다. 그의 이론은 이온 결합과 달리 원자가 전자의 교환을 요구하지 않고 대신 원자가 그들 중 일부를 공유 해야하는 공유 결합을 중심으로했다. 원자는 원자가 쉘을 완전히 채우는 데 필요한만큼 많은 전자를 공유합니다.
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에 따른 본드 순서Lewis는 현재 Lewis 구조라고하는이 동지애를 설명하기 위해 작은 다이어그램을 그렸습니다. 루이스 구조는 원자를 라인과 연결하여 분자의 구조를 설명합니다. 라인은 둘 이상의 원자 사이에서 공유 된 전자의 수를 나타냅니다. 따라서, 두 개의 원자가 두 개의 전자를 공유 할 때, 우리는 두 줄로 연결하여 그것을 묘사합니다. 분자를 포함하는 화학 결합의 수, 또는보다 정확하게는 결합 순서라고합니다.
예를 들어, 이산화탄소와 메탄의 결합 순서는 4이며, 루이스 구조를 검사하여 쉽게 식별 할 수 있습니다. 각 쌍 사이에 공유되는 전자의 크기가 두 원자의 원자가 쉘을 적절하게 채우는 방법에 주목하십시오. 수소는 쉘이 8 개가 아닌 2 개의 전자를 함유 할 때 채워지기 때문에 단일 전자 만 필요합니다.
이산화탄소 및 메탄의 루이스 구조.
이산화황과 같은 하나 이상의 루이스 구조에 의해 설명 될 수있는 분자도 존재한다. 그러한 분자의 결합 순서는 그것을 설명하는 모든 가능한 구조의 결합 순서의 평균이다. 따라서 이산화황의 결합 순서는 1.5가 아니라 1.5입니다.
이산화황은 두 개의 루이스 구조를 나타냅니다.
그러나, 분자의 루이스 구조에서 라인 수를 참조함으로써 결합 순서를 계산하는 것은 원자가 결합 (VB) 이론에 따라 허용 될 수있다. 분자 궤도 (MO) 이론에 관해서는 분자 결합을 설명하는 대체 이론 인 결합 순서는 동일 할 수 있지만 그 의미는 크게 다릅니다.
원자가 결합 이론 대 분자 궤도 이론
원자가 결합 이론은 분자 구조의 원유 표현을 제공하는 반면, 분자 궤도 이론은 분자가 어떻게 형성되는지에 대한보다 정확하고 사실적인 표현을 제공한다. 전자에서, 원자 위의 점에 의해 묘사 된 전자가 어떻게 국소화되는지 그들의 위치가 확실하다는 것을 의미합니다. 한편, MO 이론은 원자의 양자 기계 이론에 기초한다. 그것은 확률 론적 또는 비 국소화 된 을 고려합니다 전자의 특성과 관련된 뚜렷한 에너지 수준.
VB 이론은 이해하기 쉽지만 Mo 이론이 매우 난해하고 정교한 개념의 도움으로 설명하는 매우 중요한 세부 사항을 설명하지는 않습니다. 그러나, 이러한 지오메트리의 이해와 분자 구조의 세부 사항은 평신도가 그것을 시각화 할 수있는 용이성을 희생시키면서
(사진 크레디트 :Pixabay)
이것이 MO 이론의 의미가 종종 크게 다를 수있는 이유입니다. 예를 들어, 산소 분자의 결합 순서는 두 이론에서 2 인 것으로 밝혀졌지만 VB 이론은 산소가 나타내는 상자성 특성을 설명하지 않습니다. 실험은 액체 산소가 자기장에 의해 어떻게 약하게 영향을 받는지를 보여 주었다. 원자는 짝을 이루지 않은 전자를 함유 할 때 모든 유형의 자기를 나타냅니다. 산소의 루이스 구조를 언급하면 모든 전자가 쌍을 이루어 원자가 디아마그네틱하거나 자기장의 영향을받지 않는다는 것을 알게됩니다. 그러나 MO 이론은 산소의 구조를 진정한 세부적으로 보여줍니다. MO 이론은 산소 궤도에 짝을 이루지 않은 전자의 존재와 그 상용분을 올바르게 예측합니다.
모르는 사람들은 그들을 배울 수밖에 없습니다. 도움이되면 원자 궤도를 채우는 규칙을 단순히 배울 수 있습니다. 분자 궤도를 채우는 규칙은 각각의 "결합"궤도에 이어 "반 결합"궤도가 이어진다는 점을 제외하고는 동일하다. 원자 궤도는 <1S2S2P… 으로 채워진다 분자 궤도는 <1S1S*2S2S*2p…로 채워진다. 별표가있는 궤도는 반 결합 궤도를 나타냅니다. 불행히도, 규칙은 여기서 완전히 설명되지 않을 것입니다. 이 기사에서 찾을 수 있습니다.
규칙을 알고있는 사람들은 위의 표현을 사용하여 산소의 결합 순서를 계산할 수 있습니다. 전체적으로, 단일 산소 분자는 12 개의 원자가 전자로 구성됩니다. 이제 규칙에 따라 전자는 이런 식으로 배열되어야합니다.
우리는 결합 궤도에 분포 된 8 개의 전자가 있고, 4 개는 반 결합 궤도에 있습니다. 표현의 숫자를 대체하면 산소의 결합 순서가 2라는 것을 알게 될 것입니다.
두 궤도는 Jekyll과 Hyde와 같습니다. 그들은 동일한 형상에 거주하지만, 반 결합 궤도는 악명 높은 높은 에너지 수준에서 존재하며, 이는 전자의 조합을 거부하는 반면, 결합 궤도는 전자가 편안하게 결합 할 수있는 에너지에서 존재합니다. 실제로, 결합 궤도의 에너지는 전자가 단일 원자에 거주하는 개별 수준의 에너지보다 낮습니다. 이것은 전자가 짝을 이루지 않은 것보다 오히려 분자를 결합하고 형성한다는 것을 의미합니다.
수소 분자의 결합 궤도는 단일 수소 원자의 개별 수준보다 낮은 에너지로 존재합니다. 이것은 전자가 짝을 이루지 않은 상태에 존재하는 것보다 오히려 분자를 결합하고 형성한다는 것을 의미합니다.
요약하면, MO 이론에 익숙하지 않은 경우 루이스 구조를 그린 다음 공유 된 총 전자 수를 확인하여 분자의 결합 순서를 계산할 수 있습니다 (루이스 구조를 그리는 데 엄격한 규칙이 존재하지만 독자가 그들을 알고 있다고 가정 할 것입니다.이 링크를 참조하십시오). 그러나 MO 이론에 익숙하다면 먼저 규칙에 따라 원자가 전자로 결합 및 반 결합 분자 궤도를 채우고 표현을 참조하여 결합 순서를 계산할 수 있습니다.
.분자의 결합 순서는 우리에게 결합하는 결합의 강도에 대한 측정 또는 지수를 제공합니다. 결합은 두 손을 바인딩하는 고무 밴드처럼 원자를 결합합니다. 이중 결합은 고무 밴드가 이제 반으로 접어 손 주위에 묶여 있음을 의미합니다. 이 새로운 이중 결합의 힘으로 인해 손이 서로 더 가까워졌습니다. 분자는 이제 더 안정적입니다. 마찬가지로, 3 개의 결합 또는 3 배가 손을 더 가까이 움직일 것입니다. 또한, 본드가 더 강하 될수록 더 많은 에너지가 필요합니다.이를 깨뜨리는 데 더 많은 에너지가 필요합니다. 이중 또는 트리플 폴드 밴드보다 단일 폴드 고무 밴드가 묶을 때 손을 자유롭게 해방하기가 훨씬 쉽습니다. 결합을 파괴하는 데 필요한 에너지는 분자의 결합 에너지라고합니다.
