Необычная ковалентная связь в молекуле урана.

Необычная ковалентная связь в молекуле урана.
Необычная ковалентная связь в молекуле урана U2.

Обычная (одинарная) ковалентная связь между двумя атомами возникает за счет пары электронов, имеющих противоположные проекции спина и занимающих одну и ту же молекулярную орбиталь, образованную за счет перекрытия атомных орбиталей. Такая связь имеет место, например, в молекуле водорода.

Необычная ковалентная связь в молекуле урана U2

Обычная (одинарная) ковалентная связь между двумя атомами возникает за счет пары электронов, имеющих противоположные проекции спина и занимающих одну и ту же молекулярную орбиталь, образованную за счет перекрытия атомных орбиталей. Такая связь имеет место, например, в молекуле водорода. Если в формировании связи участвуют по два электрона от каждого атома, то она называется двойной, а если по три – тройной (пример – молекула азота N2). Выполненные методами квантовой химии исследования характера межатомной связи в димерах различных химических элементов показали, что, действительно, для большинства из них справедливо правило «одна пара электронов – одна связь». Однако в случае, когда в формировании связи одновременно участвуют много электронов, эта простая картина существенно меняется, что в первую очередь касается димеров, образованных атомами переходных металлов или тяжелых элементов.
В работе «Quantum Chemical Calculations Show That the Uranium Molecule U2 Has a Quintuple Bond, Nature, 433, 846-851 представлены результаты численных квантово-химических расчетов электронного строения молекулы U2, которые показывают, что, хотя энергия межатомного взаимодействия в этой молекуле примерно такая же, как в молекулах переходных металлов с многократной связью, характер распределения валентных электронов по связывающим молекулярным орбиталям является совершенно уникальным.
На внешних электронных оболочках атома урана (порядковый номер 92 в Периодической таблице) находятся 6 валентных электронов (конфигурация 5f36d17s2), каждый из которых способен принимать участие в формировании ковалентной связи. Поэтому можно было бы ожидать, что в молекуле U2 реализуется шестерная ковалентная связь, а спиновое состояние является синглетным (полный спин равен нулю). Такая ситуация имеет место, например, в димере хрома Cr2, у которого тоже двенадцать валентных электронов (по шесть от каждого атома). Однако между электронными конфигурациями атомов Cr и U есть очень существенное различие. В атоме хрома (конфигурация 3d54s1) каждая из шести валентных орбиталей (пять 3d и одна 4s) занята ровно одним электроном, тогда как в атоме урана такое же количество электронов распределено по шестнадцати орбиталям (семь 5f, пять 6d, одна 7s, три 7p), энергии которых очень близки друг к другу. И каждая из этих 16 орбиталей может участвовать в формировании межатомной связи в димере. Вопрос – участвует ли? И если да – то как? Ведь валентных электронов не хватит на все эти орбитали, поэтому некоторые из них могут оказаться заполненными лишь частично, а некоторые – и вовсе остаться пустыми.
Дать ответ на эти вопросы могли только строгие расчеты. Они были выполнены методом CASSCF (Complete Active Space Self Consistent Field), допускающим максимальную гибкость в описании электронной структуры и не имеющим ограничений по полному спину. Поскольку для тяжелых атомов становятся существенными релятивистские поправки, они также были учтены. Оказалось, что в формировании ковалентной связи участвуют лишь 10 из 12 валентных электронов: два электрона остаются локализованными на атомах U. При этом, хотя 10 электронов и могли бы разбиться на пары, заняв пять молекулярных орбиталей, картина оказывается иной: лишь три орбитали заняты парами электронов со спинами «вверх» и «вниз» («нормальные» двухэлектронные связи), тогда как оставшиеся четыре электрона поляризованы по спину и распределены между шестью орбиталями так, что заполнение каждой из них меньше единицы. Эти четыре электрона образуют две «одноэлектронные» и две «слабые одноэлектронные» связи. Интересно, что спины двух локализованных электронов также поляризованы и взаимодействуют между собой ферромагнитным образом. Таким образом, в молекуле U2 связывающее ковалентное взаимодействие сосуществует с ферромагнетизмом.
Полный орбитальный момент молекулы U2 составляет 11 a.u., а полный угловой момент (с учетом спина) – 14 a.u. Равновесное (отвечающее минимуму энергии) межатомное расстояние равно 0.243 нм. Частота колебаний 265 см-1. Теоретическая величина энергии диссоциации с учетом вклада спин-орбитального взаимодействия — 30.5 ккал/моль, меньше экспериментальной — (52±5)ккал/моль. Следует, однако, иметь в виду, что последняя величина пока не подтверждена независимыми измерениями, так что еще неизвестно, что окажется ближе к истине – старый эксперимент или теория.

Оставить комментарий

Вы должны зайти чтобы оставить комментарий

Ноябрь 2017
Пн Вт Ср Чт Пт Сб Вс
« Авг    
 12345
6789101112
13141516171819
20212223242526
27282930  
Архивы