Kvantu ķīmija

Kvantu ķīmija ir ķīmijas virziens, kurš ķīmisko savienojumu uzbūvi un īpašības, reaģētspēju, kinētiku un ķīmisko reakciju mehānismu apskata uz kvantu mehānikas pamata. Kvantu ķīmijai ir sekojošās sadaļas: molekulu uzbūves kvantu teorija, ķīmisko saišu un starpmolekulāro mijiedarbību kvantu teorija, ķīmisko reakciju un reaģētspējas kvantu teorija u.c. Kvantu ķīmija atrodas starp ķīmiju un kvantu fiziku (kvantu mehāniku). Kvantu ķīmija aplūko vielu ķīmiskās un fizikālās īpašības atomārajā līmenī ( atomu uzbūves un kvantu-mehānisko mijiedarbību modeļos ). Tā kā pētāmo procesu sarežģitība daudzos gadījumos neļauj atklātā veidā atrast procesu ķīmiskajās sistēmās aprakstošo vienādojumu atrisinājumus, pielieto tuvinātās aprēķina metodes. Kvantu ķīmija ir cieši saistīta ar ķīmiskajiem datoraprēķiniem. Šī aprēķinu disciplīna izmanto kvantu ķīmijas matemātiskās metodes, adaptētas speciālu datorprogrammu veidošanai, izmantojamu molekulāro īpašību, elektronu atrašanās varbūtību amplitūdas aprēķinam un molekulārās uzvedības simulācijai.

Atoma uzbūve

Atoms ( no sengrieķu vārda "nedalāms" ) ir ķīmiskā elementa vismazākā daļa, kura ir tā īpašību nesējs. Atoms sastāv no atoma kodola un elektroniem. Pie tam elementa kārtas numurs ( Z ) atbilst protonu skaitam atoma kodolā, nosaka atoma kodola ( tas nes gandrīz visu atoma masu: vairāk par 99,9% ) summāro elektrisko lādiņu ( Ze ), kā arī neitronu skaitu neitrālajā atomā, kuri nosaka tā izmēru. Elektroni veido atoma elektronapvalku. Elektronu apvalka aizpildīšana pakļaujas Paulī principam – atomā nevar būt divu elektronu, kuriem būtu vienāds visu četru kvantu skaitļu komplekts. Elektronu čaulu līmeņu kapacitāte, attālinoties no kodola, palielinās: 2 ( n = 1 ), 8 ( n = 2 ), 18 ( n = 3 ), 32 ( n = 4 ) utt. Elektronapvalka slāņus ar galveno kvantu skaitli n = 1, 2, 3, 4... apzīmē attiecīgi ar burtiem K, L, M, N... Elektronu čaulas apakšslāņa aizpildīšanas kārtība pakļaujas Hunda likumam: dotā apakšslāņa elektronu summārajam spina skaitlim jābūt maksimālam. Elektronu sadalījumu atomā sauc par elektronu konfigurāciju. Elektronu konfigurāciju apzīmē ar pakāpes rādītājiem: tie rāda elektronu skaitu elektronu čaulā 1s, 2s, 2p utt. Burti s, p, d, f simbolizē orbitālā kvantu skaitļa secīgas vērtības ( 0, 1, 2, 3 ).
Saskaņā ar kvantu mehānikas priekšstatiem, atomiem nav noteiktu robežu, bet varbūtība atrast elektronu, saistītu ar doto kodolu, attālumā r no kodola ātri krīt ar r palielināšanos. Tāpēc atomam var piedēvēt nosacītu izmēru.
Elektrona atrašanās varbūtības sadalījuma radiālajai funkcijai ir maksimums attēla ( 1. att. ) punktā . Šis elektrona varbūtīgākais rādiuss sakrīt ar Bora rādiusu. Vairāk izplūdušais varbūtības blīvuma mākonis, kuru iegūst kvantumehāniskajā apskatā, ievērojami atšķiras no Bora atoma modeļa un saskan ar Heizenberga nenoteiktības principu.
Izolēta atoma efektīvo izmēru labākais apraksts ir teorētiskais aprēķinātais ārējo elektronu stāvoklis. Šo atoma rādiusu sauc par orbitālo rādiusu. Atkarībā no elementa kārtas numura, ir novērojams periodiskums atomu orbitālo rādiusu skaitlisko vērtību izmaiņā.
Atoma elektronapvalka izmērs vairāk kā 10000 reizes pārsniedz kodola izmēru.
Atoma kodols sastāv no protoniem un neitroniem. Ja protonu skaits kodolā sakrīt ar elektronu skaitu, tad atoms ir elektriski neitrāls. Pretējā gadījumā tam ir pozitīvs vai negatīvs lādiņš, un šo atomu sauc par jonu. Atomus klasificē pēc protonu un neitronu skaita kodolā: protonu skaits nosaka atoma piederību ķīmiskajam elementam, neitronu skaits – šī elementa izotopam.

Ķīmiskās saites viedošanās un molekulu ( un cietvielu ) uzbūve

Vienīgā molekulārā sistēma, kurai Šrēdingera vienādojumu var precīzi atrisināt, ir molekulārais ūdeņraža jons , kur vienīgais elektrons kustas divu kodolu ( protonu ) laukā. Ķīmiskās saites garums molekulārajā ūdeņraža jonā  ir 1,06 Å. Ķīmiskās saites enerģija molekulārajā ūdeņraža jonā  ir 61 kcal/mol. Vienelektrona ķīmiskās saites elektrona pievilkšanās abiem kodoliem enerģija kompensē protonu atgrūšanās enerģiju, kura attālumā 1,06 Å ir 314 kcal/mol.
Tā kā Šrēdingera vienādojuma precīzais atrisinājums molekulārajām sistēmām, kuras satur vairāk kā vienu elektronu, nav zināms, parādījās ķīmiskās saites tuvinātās teorijas.
Pirmkārt, valences saišu teorija, Gaitlera un Londona 1927. gadā radīta un Sleitera un Polinga attīstīta. Izstrādātas atomu orbitāļu hibridizācijas teorija, sigma- un pi- saišu koncepcija.
Otrkārt, molekulāro orbitāļu teorija, kura ir parādījusies 20-to gadu beigās Leonarda-Džonsa, Malikena un Hunda darbos.
Treškārt, kristāliskā lauka teorija, kuras pamati bija ielikti Betes fundamentālajos darbos, un pēc tam Van Fleka attīstītā. Šī teorija ieguva daudzveidīgus ķīmiskus pielietojumus ligandu lauka teorijas veidā jau 50-jos gados, pateicoties Orgela, Jorgensena un Baļhauzena darbiem.
Ceturtkārt, blīvuma funkcionāļa teorija, balstīta uz Tomasa-Fermi 1927. gada klasisko modeli, Vaļtera Kona attīstīta. Teorija ir piemērota daudzu metālu Fermi virsmu aprēķiniem cietvielu fizikā. Sarežģījumi parādās neitrālu atomu un molekulu dispersās mijiedarbības aprēķinā, un padara teoriju par mazderīgu sistēmām, kurās dispersijas spēki ir pārsvarā, piemēram, organiskajos savienojumos.
1958. g. teorētiskās organiskās ķīmijas  A. Kekules piemiņas simpoziumā Polings ir prezentējis izliektas ķīmiskās saites teoriju. Divkāršā un trīskāršā ķīmiskā saite tika apskatītas kā divu vai trīs izliekto vienkāršo saišu kombinācija.
Elektronu vienādattālināta stāvokļa kārtula tieši seko no Kulona likuma: elektroni tiecas atrasties maksimāli attālināti viens no otra. Piemēram,  tipa molekulām ir strikti lineāras konfigurācijas.  Periodiskās tabulas III grupas atomi veido  tipa trigonālas molekulas. IV grupas atomi veido  tipa tetraedriskas molekulas. V un VI grupas atomu veidotām molekulām ir attiecīgi trigonālas bipiramīdas un oktaedra ģeometrija.

Atomu un molekulu polarizējamība

Intensitātes  ārējais elektriskais lauks, uzlikts mijiedarbojušos kodolu un elektronu ( atomu, jonu, molekulu ) sistēmai, deformē to, izsaucot dipola momentu μ, kur koeficients  ir elektronu polarizējamības kvantitatīvs mērs ( tam ir tilpuma dimensija un to sauc par elektronu polarizējamību ). 4. attēlā ir ūdeņraža atoma deformācijas polarizācija ( elekronapvalka nobīde ) protona ekeltriskā lauka iedarbībā. Kad ārējais elektriskais lauks ir noņemts, dipola moments pazūd. Ūdeņraža atoma un protona mijiedarbības gadījumā veidojas ūdeņraža molekulārais jons ar vienkāršāko vienelektrona ķīmisko saiti: .
Relatīvi nesen bija iegūti ticami dati par atomu vairākuma elektronu polarizējamību brīvā stāvoklī. Elektronu polarizējamības lielākā vērtība ir novērojama sārmu metāliem, bet minimālā – inerto gāzu atomiem.
Daudzkodolu sistēmu gadījumā ārējais elektriskais lauks noved kā pie elektronapvalku deformācijas, tā arī pie starpkodolu līdzsvara attālumu izmaiņām. Saskaņā ar to, molekulas polarizējamība sastāv no diviem saskaitāmajiem: , kur  ir elektronpolarizējamība,  – atompolarizējamība.

Atomu un molekulu jonizācija

Ārējā elektriskā lauka lielā intensitātē kodolu un elektronu sistēma jonizējas: no sistēmas atraujas elektrons, veidojas katjons. Jonu veidošanās no atomiem un molekulām process vienmēr ir endotermisks. Enerģijas daudzumu, kurš ir nepieciešams elektrona atraušanai no ierosināmajiem atomiem vai molekulām, ir pieņemts saukt par jonizācijas enerģiju. Daudzelektronu atomiem jonizācijas enerģija  atbilst pirmā, otrā, trešā utt. elektronu atraušanos. Atrauto elektronu skaita palielināšanās noved pie veidotā jona lādiņa palielināšanās, tāpēc . Pirmā elektrona atraušanās enerģijas atkarībai no elementa kārtas numura ir periodiskais raksturs. Vismazākā jonizācijas enerģija ( 3-5 eV ) ir sārmu metālu atomiem ( tiem ir viens vienīgais valences elektrons ), vislielākā – inerto gāzu atomiem ( tiem ir slēgta ārējā elektronu čaula ).
Sakarā ar sārmu metālu zemajām jonizācijas enerģijām, to atomi dažādu iedarbību ietekmē salīdzinoši viegli zaudē savus ārējos elektronus. Tāda zaudēšana notiek sārmu metāla tīras virsmas apgaismojuma iedarbībā. Šī parādība, kuru sauc par fotoelektrisko efektu, ir fotoelementu darbības pamatā, t.i. tādu ierīču, kuri tieši transformē gaismas enerģiju elektriskajā. Fotoelekstriskā efekta kvantu dabu atklāja Einšteins: viņam 1921. g. piešķira Nobela prēmiju par teorētiskās fizikas darbiem, īpaši – par fotoefekta likumu atklāšanu.

Elektrona afinitāte

Elektrons ( viņam ir negatīvs elementārlādiņš 1,602•10⁻¹⁹ C ), kā jebkurš punktveida elektriskais lādiņs, rada sev apkārt elektrisko lauku ar intensitāti , kur  ir lauka punkta attālums līdz elektronam. Ūdeņraža atoms, nokļūstot elektrona elektriskajā laukā, pakļaujas deformācijas polarizācijai. Dipola moments μ  : ūdeņraža atoma elektronu čaulas (  ) centra nobīdes lielums ir apgriezti proporcionāls ūdeņraža atoma attāluma (  ) kvadrātam līdz pietuvinātajam elektronam ( 5. attēls ). Ūdeņraža atoma un elektrona tuvināšanās ir iespējama tikmēr, kamēr elektronu atrašanās varbūtību blīvumu apgabalu centri nebūs vienādattālināti no apvienotās sistēmas ( t.i. ūdeņraža atoma negatīvi lādētā jona ) kodola.
Elektrona pievienošanās neitrālajam atomam procesa enerģētisko efektu sauc par elektrona afinitāti.  Šajā procesā veidojas anjons: . Atkarībā no elementa kārtas numura, vieslielākā afinitāte ir VII grupas p-elementiem ( halogēniem ).

Atsevišķu molekulu mijiedarbība, enerģētiskas barjeras molekulu transformāciju ceļā

Starpmolekulārā mijiedarbība ir vienas molekulas elektronu un kodolu elektromagnētiskā mijiedarbība ar citas molekulas elektroniem un kodoliem. Starpmolekulārā mijiedarbība ir atkarīga no attāluma starp molekulām un to savstarpējas orientācijas; to nosaka potenciālā enerģija. Molekulu pievilkšanās enerģija var būt reprezentējama ar 3 saskaitāmajiem: orientācijas enerģiju, indukcijas enerģiju un dispersijas enerģiju.