Dvoatomna molekula

Dvoatomne ili diatomske molekule su one koje se sastoje samo od dva atoma, istog ili sličnog hemijskog elementa. Ako se diatomska molekula sastoji od dva atoma istog elementa, kao što su vodik (H₂) ili kisik (O₂), kaže se da je homonuklearna. U suprotnom slučaju, ako je diatomska molekula sastavljena od dva različita atoma, kao što su ugljik-monoksid (CO) ili dušik-oksid (NO), molekula je heteronuklearna.

Tabla periodnog sistema elemenata koja pokazuje elemente koji postoje u homonuklearnim dvoatomskim molekulama u tipskim laboratorijskim uslovima.

Prostorni model dvoatomske molekule N₂.

Hemijski elementi koji stvaraju homonuklearne dvoatomske molekule pod standardnom temperaturom i pritiskom (STP) (ili tipskim laboratorijskim uslovima: 1 bar i 25 °C) su samo plinovi vodik (H₂), dušik (N₂), kisik (O₂), fluor (F₂) i hlor (Cl₂).^[1]

Plemeniti plinovi (helij, neon, argon, kripton, ksenon iradon) su također plinovi na STP, ali su monatomski. Homonuklearni dvoatomski i plemeniti plinovi zajedno se označavaju kao "elementarni plinovi" ili "molekulski plinovi", da bi se razlikovali od ostalih plinova koji su hemijski spojevi.^[2]

Na blago povišenim temperaturama, halogeni brom (Br₂) i jod (I₂) također stvaraju diatomske plinove.^[3] Svi halogeni su registrirani kao diatomske molekule, osim astatina, koji je u tom pogledu neizvjestan. Ostali elementi stvaraju diatomske molekule kada ispare, ali ova diatomska vrsta se repolimerizira kada se ohladi. Grijanje ("pucanje") elementarnog fosfora daje difosfor, P₂. Sumporna para je uglavnom disumpor (S₂). Dilitij (Li₂) je poznat u plinskoj fazi. Dvovolfram (W₂) i dimolibden (Mo₂), u plinskoj fazi stvaraju šesterostruke veze. U homonuklearnoj molekuli diatomske molekule su nepolarne.

Heteronuklearne molekule

Sve ostale diatomske molekule su hemijski spojevi dva različita elementa. Mnogi elementi mogu objediniti stvaranje heteronuklearne diatomske molekule, u zavisnosti od temperature i pritiska. Uobičajeni primjeri uključuju plinove ugljik-monoksid (CO), dušik-oksid (NO) i hlorovodik (HCl).

Mnogi binarni spojevi sa omjerom atoma 1:1, obično se ne smatraju diatomskim jer su na sobnoj temperaturi polimerni, ali oni tvore diatomske molekule kada ispare, naprimjer plinoviti MgO, SiO i mnogi drugi.

Ispoljavanje

Otkriveno je na stotine diatomskih molekula,^[4] u zemljinom okruženju, laboratorijama i u međuzvjezdanom prostoru. Oko 99% zemljine atmosfere sastoji se od dvije vrste diatomskih molekula: dušik (78%) i kisik (21%). Prirodni izvori vodika (H₂) u zemljinoj atmosferi iznose samo reda milionitih dijelova, ali H₂ je najzastupljenija diatomska molekula u svemiru. Međuzvjezdanim prostorom preovladavaju atomi vodika.

Molekulska geometrija

Glavni članak: Molekulska geometrija

Diatomske molekule ne mogu imati nikakvu molekulsku geometriju, već linearnu, tako da svake dvije tačke uvijek leže u ravnoj liniji. Ovo je najjednostavnije prostorno uređenje atoma.^[5]

Pobuđena elektronska stanja

Diatomske molekule su normalno u najnižem ili osnovnom stanju koje je također poznato kao ${\displaystyle X}$ stanje. Kada se plin diatomskih molekula bombardira energetskim elektronima, neke od molekula mogu biti pobuđene na viša elektronska stanja. Dobri primjeri su prirodni fenomen poznat pod imenom polarna svjetlost (aurora), te nuklearne eksplozije sa raketama na velikim visinama koje prenose elektronski topovi kod ovih eksperimenata. Takva pojava također se može javiti kada plin apsorbira svjetlo ili druga elektromagnetna zračenja. Pobuđena stanja su nestabilna i prirodno se vraćaju u osnovno stanje. Preko raznih kratkovremenih skala, nakon pobude (obično djelić sekunde ili ponekad i duže od jedne sekunde, ako je pobuđeno stanje metastabilno), javljaju se prelazi od viših na niža elektronska stanja i na kraju u osnovno stanje, a kod svakog prelaza proizvod je emisija fotona. Ova emisija je poznata kao fluorescencija. Uzastopna viša elektronska stanja se uobičajeno nazivaju ${\displaystyle A}$, ${\displaystyle B}$, ${\displaystyle C}$, itd. (ali ova konvencija se ne slijedi uvijek po abecednom redu, kao u primjeru koji je prikazan u nastavku). Energija pobude mora biti veća ili jednaka energiji elektronskog stanja, kako bi se pojavila ekscitacija.

U kvantnoj teoriji, elektronsko stanje diatomske molekule predstavljeno je obrascem:

${\displaystyle ^{2S+1}\Lambda (v)}$

gdje

• ${\displaystyle S}$ = ukopni kvantni broj electronskog spina,
• ${\displaystyle \Lambda }$ = ukupni elektronski uglovni amomentum kvantnog broja duž internuklearne ose, i
• ${\displaystyle v}$ = vibracijski kvantni broj.
  

${\displaystyle \Lambda }$ poprima vrijednosti 0, 1, 2, ..., koje su predstavljene simbolima elektronskog stanja ${\displaystyle \Sigma }$, ${\displaystyle \Pi }$, ${\displaystyle \Delta }$,…. Naprimjer, u slijedećoj tabeli navedena su zajednička elektronska stanja (bez vibracijskih kvantnih brojeva), uz energiju najniže vibracijske razine (${\displaystyle v=0}$) diatomskog dušika(N₂), najučestalijeg plina u zemljinoj atmosferi. U tabeli, indeksi su superskriptirani prema ${\displaystyle \Lambda }$ koji daju dodatne kvantne mehaničke detalje o elektronskom stanju.

Stanje	Energija (${\displaystyle T_{0}}$, cm−1)*
${\displaystyle X^{1}\Sigma _{g}^{+}}$	0,0
${\displaystyle A^{3}\Sigma _{u}^{+}}$	49754,8
${\displaystyle B^{3}\Pi _{g}}$	59306,8
${\displaystyle W^{3}\Delta _{u}}$	59380,2
${\displaystyle B'^{3}\Sigma _{u}^{-}}$	65851,3
${\displaystyle a'^{1}\Sigma _{u}^{-}}$	67739,3
${\displaystyle a^{1}\Pi _{g}}$	68951,2
${\displaystyle w^{1}\Delta _{u}}$	71698,4

• Jedinice "energije" zapravo su recipročne talasne dužine fotona koji se emitiraju tokom prelza na najniže energetsko stanje. Stvarna energija može se naći množenjem date statistike koja je proizvod c (brzina svjetlosti) i h (Planckova konstanta), odnosno, oko 1,99 × 10 ^-25 džul metara, a potom množenjem još faktorom 100 pretvorenog iz cm⁻¹ to m⁻¹.

Navedena fluorescencija javlja se na različitim područjima elektromagnetnog spektra, pod nazivom "emisija bendova": svaki bend (traka) odgovara određenom prelazu iz višeg u niže elektronsko stanje i vibracijski nivo (obično, mnogi vibracioni nivoi su uključeni u pobuđenoj plinskoj diatomskoj molekuli). Naprimjer, N ₂${\displaystyle A}$-${\displaystyle X}$ bendovi emisije (Vegard-Kaplan bendovi) prisutni su u spektru 0,14-1,45 μm (mikrometara). Dati bend može se proširiti na nekoliko nanometara u elektromagnetskom prostoru talasne dužine, zbog raznih prelaza koji se javljaju u molekulskom rotacijskom kvantnom broju, ${\displaystyle J}$. Ovi su razvrstani u različite grane pod-bendova, u zavisnosti od promjene u ${\displaystyle J}$.^[6] ${\displaystyle R}$ grana odgovara za ${\displaystyle \Delta J=+1}$, t${\displaystyle P}$ za ${\displaystyle \Delta J=-1}$ i ${\displaystyle Q}$ grana za${\displaystyle \Delta J=0}$. Bendovi (trake) se šire još dalje ograničenjem spektarske rezolucije spektrometra koji se koristi za mjerenje spektra. Spektralna rezolucija zavisi i od funkcije tačke širenja instrumenta.

Razine energije

Simbol molekulskog naziva je skraćeni izraz ugaonih momenata koje karakterišu elektronska kvantna stanja diatomskih molekula, koje su eigenstanje elektronske molekulske hamiltonovske kvantne mehanike. Također je pogodan i općenit, za predstavljanje diatomskih molekula kao dviju tačaka mase povezanih bezmasenim izvorom. Energije koje su uključene u raznim pokretima molekula onda mogu biti obuhvaćene u tri kategorije: translacijska, rotacijska i vibracijska energija.

Translacijske energije

Translacijska energija molekule je data ispoljavanjem kinetičke energije:

${\displaystyle E_{trans}={\frac {1}{2}}mv^{2}}$

gdje

• ${\displaystyle m}$ = molekulska masa, a
• ${\displaystyle v}$ = brzina.

Rotacijske energije

Klasično, kinetička energija rotacije je:

${\displaystyle E_{rot}={\frac {L^{2}}{2I}}\,}$

gdje

• ${\displaystyle L\,}$ = ugaoni moment,
• ${\displaystyle I\,}$ = moment inercije molekule.

Za mikroskopske sisteme atomskog nivoa kao što je molekula, ugaoni impuls može imati samo posebne diskretne vrijednosti date kao:

${\displaystyle L^{2}=l(l+1)\hbar ^{2}\,}$

gdje

• ${\displaystyle l}$ =ne-negativni cijeli broj,
• ${\displaystyle \hbar }$ = reducirana Planckova konstanta.

Također, za diatomsku molekulu, moment inercije je:

${\displaystyle I=\mu r_{0}^{2}\,}$

gdje

• ${\displaystyle \mu \,}$ = reducirana masa molekule, a
• ${\displaystyle r_{0}\,}$ = prosječna distanca između središta dva atoma u molekuli.

Tako, supstitucijom uglovnog momenta i momenta inercije u E_rot, razina rotacijske energije diatomske molekule je data obrascem:

${\displaystyle E_{rot}={\frac {l(l+1)\hbar ^{2}}{2\mu r_{0}^{2}}}\ \ \ \ \ l=0,1,2,...\,}$

Vibracijske energije

Druga vrsta kretanja diatomske molekule je vibriranje svakog atoma — ili vibracija duž linije povezivanja dva atoma. Vibracijska energija je približna kvantnom harmonijskom oscilatoru:

${\displaystyle E_{vib}=\left(n+{\frac {1}{2}}\right)\hbar \omega \ \ \ \ \ n=0,1,2,....\,}$

gdje

• ${\displaystyle n}$ = cjeloviti broj,
• ${\displaystyle \hbar }$ = reducirana Planckova konstanta i
• ${\displaystyle \omega }$ = ugaona frekvencija vibracije.

Poređenje između razmaka rotacijske i vibracijske energije

Razmak energija tipske spektroskopske tranzicije, između vibracijskog nivoa energije je oko 100 puta veći od tipskee tranzicije između nivoa rotacijske energije.

Hundovi slučajevi

Glavni članak: Hundovi slučajevi

Dobri kvantni brojevi za diatomske molekule, kao i dobre zbirne razine rotacijske energije, mogu se dobiti modeliranjem molekula upotrebom Hundovih slučajeva.

Također pogledajte

• Simetrija diatomskih molekula
• AXE metod
• Oktatomski element
• Kovalentna veza
• Industrijski plin

Reference

1. Hammond C. R. (2012). "Section 4: Properties of the Elements and Inorganic Compounds". Handbook of Chemistry and Physics. Zanemaren tekst "http://www.hbcpnetbase.com//articles/04_01_91.pdf" (pomoć)^{[mrtav link]}
2. Emsley, J. (1989). The Elements. Oxford: Clarendon Press. str. 22–23.
3. Whitten, Kenneth W.; Davis, Raymond E.; Peck, M. Larry; Stanley, George G. (2010). Chemistry (9th izd.). Brooks/Cole, Cengage Learning. str. 337–338.CS1 održavanje: upotreba parametra authors (link)
4. Huber, K. P.; Herzberg, G. (1979). Molecular Spectra and Molecular Structure IV. Constants of Diatomic Molecules. New York: Van Nostrand: Reinhold.
5. "VSEPR - A Summary". University of Berkeley College of Chemistry. 20 January 2008. http://mc2.cchem.berkeley.edu/VSEPR/ Arhivirano 16. 1. 2009. na Wayback Machine

Dopunska literatura

• Huber, K. P.; Herzberg, G. (1979). Molecular Spectra and Molecular Structure IV. Constants of Diatomic Molecules. New York: Van Nostrand: Reinhold.
• Tipler, Paul (1998). Physics For Scientists and Engineers : Vol. 1 (4th ed.). W. H. Freeman. ISBN 1-57259-491-8.

Vanjski linkovi

• Hyperphysics – Rotational Spectra of Rigid Rotor Molecules
• Hyperphysics – Quantum Harmonic Oscillator
• 3D Chem – Chemistry, Structures, and 3D Molecules
• IUMSC – Indiana University Molecular Structure Center