benzeen op basis van de drie-elektronenbinding 2.3, spin
Ad
TAGS
Download of bewerk de gratis afbeelding benzeen op basis van de drie-elektronenbinding 2.3, spin voor GIMP online-editor. Het is een afbeelding die geldig is voor andere grafische of foto-editors in OffiDocs zoals Inkscape online en OpenOffice Draw online of LibreOffice online door OffiDocs.
Het huidige werk laat zien dat het Pauli-principe niet van toepassing is op chemische bindingen, en een nieuw theoretisch model van de chemische binding wordt voorgesteld op basis van het onzekerheidsprincipe van Heisenberg. Zie pp. 88 - 104 Review (135 pagina's, volledige versie). Benzeen op basis van de drie-elektronenbinding. (Het uitsluitingsprincipe van Pauli, het onzekerheidsprincipe van Heisenberg en de chemische binding). http://vixra.org/pdf/1710.0326v3.pdfOpmerkingen over de chemische binding.
Als we de vorming van de chemische binding (één-elektron, veel-elektron) strikt theoretisch analyseren, dan is het moeilijk om de oorzaak van de vorming van de chemische binding te begrijpen. Er zijn hier verschillende problemen:
1. Wanneer een chemische binding wordt gevormd, wanneer het domein van "bestaan" van elektronen daadwerkelijk afneemt (het "volume" van de chemische binding (MO) is veel kleiner dan het "volume" van de overeenkomstige AO, dit werd benadrukt door L Pauling) in vergelijking met de oorspronkelijke AO ((met andere woorden, dat de elektronenverdelingsfunctie in een diatomisch molecuul veel geconcentreerder is dan in het geval van atomen), moet de afstoting tussen elektronen onvermijdelijk aanzienlijk toenemen. En dan volgens Coulomb's wet (F=f(1/r ^ 2)) deze afstoting kan op geen enkele manier worden gecompenseerd. Dit wordt ook opgemerkt door L. Pauling, en we nemen aan (pp. 88 - 89, Review. Benzeen on the Basis of the Three -Electron Bond (Het Pauli Exclusion Principle, Heisenberg's Uncertainty Principle en Chemical Bond). http://vixra.org/pdf/1710.0326v2.pdf) dat hij daarom de interactie van het waterstofatoom en het proton in het hele lengtebereik analyseerde (toegegeven dat het waterstofatoom en H+ behouden blijven bij nadering) en aantoonde dat de verbinding in dit geval niet wordt gevormd (aangezien er geen uitwisselingsinteractie of Pauling-resonantie.) Dit toonde feitelijk aan dat zelfs een een-elektronbinding niet alleen kan worden verklaard door de elektromagnetische interactie (dat wil zeggen, de klassieke benadering), en als we naar veel-elektronbinding (twee-elektronbinding binding, drie-elektronenbinding, enz.) en rekening houdend met de afstoting tussen de bindingselektronen, wordt het duidelijk dat de klassieke verklaring (de elektromagnetische benadering) niet eens een kwalitatieve verklaring kan geven van de oorzaak van de vorming van een chemische binding . Hieruit volgt onvermijdelijk dat de oorzaak van de vorming van een chemische binding alleen kan worden verklaard door de kwantummechanica. Bovendien is de chemische binding een "puur" kwantummechanisch effect, in principe wordt dit strikt aangegeven door de uitwisselingsinteractie geïntroduceerd door de kwantummechanica, maar zonder de fysieke rechtvaardiging, dat wil zeggen, de uitwisselingsinteractie is een puur formele, wiskundige benadering , waardoor het op zijn minst enkele resultaten mogelijk maakt. Het feit dat de uitwisselingsinteractie geen fysieke betekenis heeft, kan worden bevestigd door het feit dat de uitwisselingsintegraal in wezen afhangt van de keuze van de basisgolffuncties (meer precies, de overlapintegraal van de basisfuncties), en daarom, bij het kiezen van een bepaalde basis, kan het minder modulo zijn, en zelfs van teken veranderen op de achterkant, wat betekent dat twee atomen niet kunnen worden aangetrokken maar afgestoten. Bovendien kan de uitwisselingsinteractie per definitie niet worden toegepast op de één-elektronkoppeling, aangezien er geen overlap-integraal is aangezien we één elektron hebben (maar de resonantie van Pauling kan worden toegepast om de één-elektronbinding te verklaren).
2. Bovendien kan met behulp van de relativiteitstheorie van A. Einstein worden aangetoond dat in de beweging van elektronen het veld in een molecuul niet per definitie een conservatief veld kan zijn (pp. 90 - 92, http://vixra.org/pdf/1710.0326v2.pdf). Bij het beschrijven van het gedrag van elektronen in atomen of moleculen wordt vaak (meer precies, bijna altijd) aangenomen dat de beweging van elektronen in het gemiddelde conservatieve veld ligt. Maar dit is fundamenteel niet waar (gebaseerd op de relativiteitstheorie), en daarom zijn verdere aannames theoretisch niet rigoureus. Bovendien geeft dit geval (toepassing van de relativiteitstheorie op een chemische binding) direct aan dat het alleen mogelijk is om de oorzaak van de vorming van een chemische binding te verklaren door gezamenlijk gebruik te maken van de kwantummechanica en de relativiteitstheorie van A. Einstein, die we zullen proberen te doen (zie hieronder).
3. Het is ook bijzonder de moeite waard om op te merken dat bij het analyseren van het Pauli-principe (pagina's 103-105, http://vixra.org/pdf/1710.0326v2.pdf), bleek dat het niet kan worden toegepast op chemische bindingen, omdat het Pauli-principe alleen kan worden toegepast op systemen van zwak interagerende deeltjes (fermionen), wanneer men kan spreken (tenminste ongeveer over de toestanden van individuele deeltjes). Hieruit volgt onvermijdelijk dat het Pauli-principe het bestaan van drie-elektronbindingen met een veelvoud van 1.5 niet verbiedt, wat een zeer belangrijke theoretische en praktische betekenis heeft voor de chemie. In de scheikunde wordt een drie-elektronenbinding met een veelvoud van 1.5 geïntroduceerd, op basis waarvan de structuur van het benzeenmolecuul en veel organische en anorganische stoffen eenvoudig te verklaren is (pp. 6-36, 53-72, http://vixra.org/pdf/1710.0326v2.pdf).
4. Het wordt getoond (pp. 105 \u2014 117, http://vixra.org/pdf/1710.0326v2.pdf) dat de belangrijkste aanname van de moleculaire orbitalenmethode (namelijk dat de moleculaire orbitaal kan worden weergegeven als een lineaire combinatie van overlappende atomaire orbitalen) in een onoverkomelijke tegenspraak komt met het principe van kwantumsuperpositie. Er wordt ook aangetoond dat de beschrijving van een kwantumsysteem dat uit verschillende delen bestaat (aangenomen in de kwantummechanica) in feite verbiedt om in de VB-methode aan leden van de vergelijking overeenkomstige canonieke structuren toe te schrijven.
5. Zie pp. 116 \u2013 117, Quantum-mechanische analyse van de MO-methode en VB-methode vanuit de positie van PQS. http://vixra.org/pdf/1710.0326v2.pdf
b...Daarom, om de chemische binding in de overeenkomstige vergelijkingen te "herstellen" en de inconsistentie met het kwantumsuperpositieprincipe uit te sluiten, is het noodzakelijk om MO niet uit te drukken in leden van een lineaire combinatie van AO, maar het bestaan te postuleren van MO als een nieuwe fundamentele kwaliteit die een specifieke chemische binding beschrijft en niet is afgeleid van eenvoudiger structurele elementen. Dan zullen we de chemische binding "teruggeven" aan de rekenmethoden en mogelijk de kwantumchemische berekeningen aanzienlijk vereenvoudigen. Dit komt door het feit dat de energie van de chemische bindingen goed bekend is, en aangezien de MO de chemische binding zal beschrijven (en de chemische bindingsenergie bekend is), zal het gemakkelijk zijn om de MO-energie te berekenen door simpelweg de chemische binding af te trekken. bindingsenergie van de AO-energie.
\tAangezien de chemische binding het resultaat is van de interactie van fermionen en ze interageren [84] volgens de Hückel-regel (4n + 2) (of 2n, n - ongepaard), kunnen we moleculaire orbitalen schematisch weergeven op dezelfde manier als atomaire orbitalen. Het aantal elektronen volgens de regel van Hückel is: 2, 6, 10, 14, 18, \u2026
Dienovereenkomstig worden de moleculaire orbitalen van de chemische binding als volgt aangeduid:
\tMO(s) is een moleculaire s-orbitaal, 1 cel, kan maximaal 2 elektronen bevatten.
\tMO (p) is een moleculaire p-orbitaal, 3 cellen, kan tot 6 elektronen bevatten.
\tMO (d) - moleculaire d-orbitaal, 5 cellen, kan 10 elektronen bevatten.
\tMO (f) is een moleculaire f-orbitaal, 7 cellen, kan tot 14 elektronen bevatten.
\tMO (g) is een moleculaire g-orbitaal, 9 cellen, kan tot 18 elektronen bevatten.
\tVervolgens zal de gebruikelijke enkele binding worden beschreven door de moleculaire s-orbitaal (MO(s)).
Om de dubbele binding te beschrijven, moeten we aannemen dat deze is gevormd uit twee equivalente enkelvoudige bindingen (zoals aangegeven door L. Pauling [85]), en vervolgens wordt beschreven door twee moleculaire s-orbitalen (2 MO(s)).
\tDe drievoudige binding zal worden beschreven door een moleculaire p-orbitaal (MO (p)), dan zullen alle zes elektronen van de drievoudige binding één moleculaire p-baan bezetten, wat heel goed het verschil tussen acetyleen en ethyleen verklaart (wat betekent dat de zuurgraad van CH ).
\tIn benzeen 18 - elektronisch cyclisch systeem kan één moleculaire g-orbitaal (MO(g)) bezetten...\u00bb.
Rekening houdend met de bovenstaande redenering over de chemische binding, kunnen we zeggen dat moderne concepten van de chemische binding niet strikt theoretisch eerlijk kunnen zijn, maar eerder kwalitatief met empirische kwantitatieve berekeningen. Met behulp van de kwantummechanica, namelijk het onzekerheidsprincipe van Heisenberg en de relativiteitstheorie van A. Einstein, kan men de reden voor de vorming van een chemische binding verklaren (pp. 92 - 103 http://vixra.org/pdf/1710.0326v2.pdf), en begrijpen hoe elektronen een chemische binding vormen en hoe het bindingsproces zelf in het molecuul plaatsvindt. Opgemerkt moet worden dat de chemische binding in feite een afzonderlijk deeltje is (een fermion of een boson afhankelijk van het aantal elektronen), dat we een semi-virtueel deeltje noemden (pp. 41 - 43, http://vixra.org/pdf/1710.0326v2.pdf), die voor onbepaalde tijd in een bepaald molecuul bestaat.
Als we de vorming van de chemische binding (één-elektron, veel-elektron) strikt theoretisch analyseren, dan is het moeilijk om de oorzaak van de vorming van de chemische binding te begrijpen. Er zijn hier verschillende problemen:
1. Wanneer een chemische binding wordt gevormd, wanneer het domein van "bestaan" van elektronen daadwerkelijk afneemt (het "volume" van de chemische binding (MO) is veel kleiner dan het "volume" van de overeenkomstige AO, dit werd benadrukt door L Pauling) in vergelijking met de oorspronkelijke AO ((met andere woorden, dat de elektronenverdelingsfunctie in een diatomisch molecuul veel geconcentreerder is dan in het geval van atomen), moet de afstoting tussen elektronen onvermijdelijk aanzienlijk toenemen. En dan volgens Coulomb's wet (F=f(1/r ^ 2)) deze afstoting kan op geen enkele manier worden gecompenseerd. Dit wordt ook opgemerkt door L. Pauling, en we nemen aan (pp. 88 - 89, Review. Benzeen on the Basis of the Three -Electron Bond (Het Pauli Exclusion Principle, Heisenberg's Uncertainty Principle en Chemical Bond). http://vixra.org/pdf/1710.0326v2.pdf) dat hij daarom de interactie van het waterstofatoom en het proton in het hele lengtebereik analyseerde (toegegeven dat het waterstofatoom en H+ behouden blijven bij nadering) en aantoonde dat de verbinding in dit geval niet wordt gevormd (aangezien er geen uitwisselingsinteractie of Pauling-resonantie.) Dit toonde feitelijk aan dat zelfs een een-elektronbinding niet alleen kan worden verklaard door de elektromagnetische interactie (dat wil zeggen, de klassieke benadering), en als we naar veel-elektronbinding (twee-elektronbinding binding, drie-elektronenbinding, enz.) en rekening houdend met de afstoting tussen de bindingselektronen, wordt het duidelijk dat de klassieke verklaring (de elektromagnetische benadering) niet eens een kwalitatieve verklaring kan geven van de oorzaak van de vorming van een chemische binding . Hieruit volgt onvermijdelijk dat de oorzaak van de vorming van een chemische binding alleen kan worden verklaard door de kwantummechanica. Bovendien is de chemische binding een "puur" kwantummechanisch effect, in principe wordt dit strikt aangegeven door de uitwisselingsinteractie geïntroduceerd door de kwantummechanica, maar zonder de fysieke rechtvaardiging, dat wil zeggen, de uitwisselingsinteractie is een puur formele, wiskundige benadering , waardoor het op zijn minst enkele resultaten mogelijk maakt. Het feit dat de uitwisselingsinteractie geen fysieke betekenis heeft, kan worden bevestigd door het feit dat de uitwisselingsintegraal in wezen afhangt van de keuze van de basisgolffuncties (meer precies, de overlapintegraal van de basisfuncties), en daarom, bij het kiezen van een bepaalde basis, kan het minder modulo zijn, en zelfs van teken veranderen op de achterkant, wat betekent dat twee atomen niet kunnen worden aangetrokken maar afgestoten. Bovendien kan de uitwisselingsinteractie per definitie niet worden toegepast op de één-elektronkoppeling, aangezien er geen overlap-integraal is aangezien we één elektron hebben (maar de resonantie van Pauling kan worden toegepast om de één-elektronbinding te verklaren).
2. Bovendien kan met behulp van de relativiteitstheorie van A. Einstein worden aangetoond dat in de beweging van elektronen het veld in een molecuul niet per definitie een conservatief veld kan zijn (pp. 90 - 92, http://vixra.org/pdf/1710.0326v2.pdf). Bij het beschrijven van het gedrag van elektronen in atomen of moleculen wordt vaak (meer precies, bijna altijd) aangenomen dat de beweging van elektronen in het gemiddelde conservatieve veld ligt. Maar dit is fundamenteel niet waar (gebaseerd op de relativiteitstheorie), en daarom zijn verdere aannames theoretisch niet rigoureus. Bovendien geeft dit geval (toepassing van de relativiteitstheorie op een chemische binding) direct aan dat het alleen mogelijk is om de oorzaak van de vorming van een chemische binding te verklaren door gezamenlijk gebruik te maken van de kwantummechanica en de relativiteitstheorie van A. Einstein, die we zullen proberen te doen (zie hieronder).
3. Het is ook bijzonder de moeite waard om op te merken dat bij het analyseren van het Pauli-principe (pagina's 103-105, http://vixra.org/pdf/1710.0326v2.pdf), bleek dat het niet kan worden toegepast op chemische bindingen, omdat het Pauli-principe alleen kan worden toegepast op systemen van zwak interagerende deeltjes (fermionen), wanneer men kan spreken (tenminste ongeveer over de toestanden van individuele deeltjes). Hieruit volgt onvermijdelijk dat het Pauli-principe het bestaan van drie-elektronbindingen met een veelvoud van 1.5 niet verbiedt, wat een zeer belangrijke theoretische en praktische betekenis heeft voor de chemie. In de scheikunde wordt een drie-elektronenbinding met een veelvoud van 1.5 geïntroduceerd, op basis waarvan de structuur van het benzeenmolecuul en veel organische en anorganische stoffen eenvoudig te verklaren is (pp. 6-36, 53-72, http://vixra.org/pdf/1710.0326v2.pdf).
4. Het wordt getoond (pp. 105 \u2014 117, http://vixra.org/pdf/1710.0326v2.pdf) dat de belangrijkste aanname van de moleculaire orbitalenmethode (namelijk dat de moleculaire orbitaal kan worden weergegeven als een lineaire combinatie van overlappende atomaire orbitalen) in een onoverkomelijke tegenspraak komt met het principe van kwantumsuperpositie. Er wordt ook aangetoond dat de beschrijving van een kwantumsysteem dat uit verschillende delen bestaat (aangenomen in de kwantummechanica) in feite verbiedt om in de VB-methode aan leden van de vergelijking overeenkomstige canonieke structuren toe te schrijven.
5. Zie pp. 116 \u2013 117, Quantum-mechanische analyse van de MO-methode en VB-methode vanuit de positie van PQS. http://vixra.org/pdf/1710.0326v2.pdf
b...Daarom, om de chemische binding in de overeenkomstige vergelijkingen te "herstellen" en de inconsistentie met het kwantumsuperpositieprincipe uit te sluiten, is het noodzakelijk om MO niet uit te drukken in leden van een lineaire combinatie van AO, maar het bestaan te postuleren van MO als een nieuwe fundamentele kwaliteit die een specifieke chemische binding beschrijft en niet is afgeleid van eenvoudiger structurele elementen. Dan zullen we de chemische binding "teruggeven" aan de rekenmethoden en mogelijk de kwantumchemische berekeningen aanzienlijk vereenvoudigen. Dit komt door het feit dat de energie van de chemische bindingen goed bekend is, en aangezien de MO de chemische binding zal beschrijven (en de chemische bindingsenergie bekend is), zal het gemakkelijk zijn om de MO-energie te berekenen door simpelweg de chemische binding af te trekken. bindingsenergie van de AO-energie.
\tAangezien de chemische binding het resultaat is van de interactie van fermionen en ze interageren [84] volgens de Hückel-regel (4n + 2) (of 2n, n - ongepaard), kunnen we moleculaire orbitalen schematisch weergeven op dezelfde manier als atomaire orbitalen. Het aantal elektronen volgens de regel van Hückel is: 2, 6, 10, 14, 18, \u2026
Dienovereenkomstig worden de moleculaire orbitalen van de chemische binding als volgt aangeduid:
\tMO(s) is een moleculaire s-orbitaal, 1 cel, kan maximaal 2 elektronen bevatten.
\tMO (p) is een moleculaire p-orbitaal, 3 cellen, kan tot 6 elektronen bevatten.
\tMO (d) - moleculaire d-orbitaal, 5 cellen, kan 10 elektronen bevatten.
\tMO (f) is een moleculaire f-orbitaal, 7 cellen, kan tot 14 elektronen bevatten.
\tMO (g) is een moleculaire g-orbitaal, 9 cellen, kan tot 18 elektronen bevatten.
\tVervolgens zal de gebruikelijke enkele binding worden beschreven door de moleculaire s-orbitaal (MO(s)).
Om de dubbele binding te beschrijven, moeten we aannemen dat deze is gevormd uit twee equivalente enkelvoudige bindingen (zoals aangegeven door L. Pauling [85]), en vervolgens wordt beschreven door twee moleculaire s-orbitalen (2 MO(s)).
\tDe drievoudige binding zal worden beschreven door een moleculaire p-orbitaal (MO (p)), dan zullen alle zes elektronen van de drievoudige binding één moleculaire p-baan bezetten, wat heel goed het verschil tussen acetyleen en ethyleen verklaart (wat betekent dat de zuurgraad van CH ).
\tIn benzeen 18 - elektronisch cyclisch systeem kan één moleculaire g-orbitaal (MO(g)) bezetten...\u00bb.
Rekening houdend met de bovenstaande redenering over de chemische binding, kunnen we zeggen dat moderne concepten van de chemische binding niet strikt theoretisch eerlijk kunnen zijn, maar eerder kwalitatief met empirische kwantitatieve berekeningen. Met behulp van de kwantummechanica, namelijk het onzekerheidsprincipe van Heisenberg en de relativiteitstheorie van A. Einstein, kan men de reden voor de vorming van een chemische binding verklaren (pp. 92 - 103 http://vixra.org/pdf/1710.0326v2.pdf), en begrijpen hoe elektronen een chemische binding vormen en hoe het bindingsproces zelf in het molecuul plaatsvindt. Opgemerkt moet worden dat de chemische binding in feite een afzonderlijk deeltje is (een fermion of een boson afhankelijk van het aantal elektronen), dat we een semi-virtueel deeltje noemden (pp. 41 - 43, http://vixra.org/pdf/1710.0326v2.pdf), die voor onbepaalde tijd in een bepaald molecuul bestaat.
Zie pp. 88 - 104 Review (135 pagina's, volledige versie). Benzeen op basis van de drie-elektronenbinding. (Het uitsluitingsprincipe van Pauli, het onzekerheidsprincipe van Heisenberg en de chemische binding). http://vixra.org/pdf/1710.0326v3.pdf
Benzeen op basis van de drie-elektronenbinding:
Review (135 pagina's, volledige versie). Benzeen op basis van de drie-elektronenbinding. (Het uitsluitingsprincipe van Pauli, het onzekerheidsprincipe van Heisenberg en de chemische binding). http://vixra.org/pdf/1710.0326v3.pdf
1. Structuur van het benzeenmolecuul op basis van de drie-elektronenbinding.
http://vixra.org/pdf/1606.0152v1.pdf
2. Experimentele bevestiging van het bestaan van de drie-elektronenbinding en theoretische basis van het bestaan ervan.
http://vixra.org/pdf/1606.0151v2.pdf
3. Een korte analyse van chemische bindingen.
http://vixra.org/pdf/1606.0149v2.pdf
4. Aanvulling op de theoretische rechtvaardiging van het bestaan van de drie-elektronenbinding.
http://vixra.org/pdf/1606.0150v2.pdf
5. Theorie van drie-elektronbinding in de vier werken met korte opmerkingen.
http://vixra.org/pdf/1607.0022v2.pdf
6. BEOORDELING. Benzeen op basis van de drie-elektronenbinding. http://vixra.org/pdf/1612.0018v5.pdf
7. Kwantummechanische aspecten van de resonantietheorie van L. Pauling.
http://vixra.org/pdf/1702.0333v2.pdf
8. Kwantummechanische analyse van de MO-methode en VB-methode vanuit de positie van PQS.
http://vixra.org/pdf/1704.0068v1.pdf
9. Review (135 pagina's, volledige versie). Benzeen op basis van de drie-elektronenbinding. (Het uitsluitingsprincipe van Pauli, het onzekerheidsprincipe van Heisenberg en de chemische binding). http://vixra.org/pdf/1710.0326v3.pdf
Bezverkhniy Volodymyr (viXra): http://vixra.org/author/bezverkhniy_volodymyr_dmytrovych
Benzeen op basis van de drie-elektronenbinding:
Review (135 pagina's, volledige versie). Benzeen op basis van de drie-elektronenbinding. (Het uitsluitingsprincipe van Pauli, het onzekerheidsprincipe van Heisenberg en de chemische binding). http://vixra.org/pdf/1710.0326v3.pdf
1. Structuur van het benzeenmolecuul op basis van de drie-elektronenbinding.
http://vixra.org/pdf/1606.0152v1.pdf
2. Experimentele bevestiging van het bestaan van de drie-elektronenbinding en theoretische basis van het bestaan ervan.
http://vixra.org/pdf/1606.0151v2.pdf
3. Een korte analyse van chemische bindingen.
http://vixra.org/pdf/1606.0149v2.pdf
4. Aanvulling op de theoretische rechtvaardiging van het bestaan van de drie-elektronenbinding.
http://vixra.org/pdf/1606.0150v2.pdf
5. Theorie van drie-elektronbinding in de vier werken met korte opmerkingen.
http://vixra.org/pdf/1607.0022v2.pdf
6. BEOORDELING. Benzeen op basis van de drie-elektronenbinding. http://vixra.org/pdf/1612.0018v5.pdf
7. Kwantummechanische aspecten van de resonantietheorie van L. Pauling.
http://vixra.org/pdf/1702.0333v2.pdf
8. Kwantummechanische analyse van de MO-methode en VB-methode vanuit de positie van PQS.
http://vixra.org/pdf/1704.0068v1.pdf
9. Review (135 pagina's, volledige versie). Benzeen op basis van de drie-elektronenbinding. (Het uitsluitingsprincipe van Pauli, het onzekerheidsprincipe van Heisenberg en de chemische binding). http://vixra.org/pdf/1710.0326v3.pdf
Bezverkhniy Volodymyr (viXra): http://vixra.org/author/bezverkhniy_volodymyr_dmytrovych
Bezverkhniy Volodymyr (geschreven):
https://www.scribd.com/user/289277020/Bezverkhniy-Volodymyr#
https://www.amazon.com/Volodymyr-Bezverkhniy/e/B01I41EHHS/ref=dp_byline_cont_ebooks_1
benzeen op basis van de drie-elektronenbinding
Kwantummechanica definieert wat zo'n chemische binding is. Zonder kwantummechanica is het onmogelijk. Klassieke concepten om uit te leggen wat de chemische binding onmogelijk is (en dit ondanks het bestaan van vier fundamentele interacties: de elektromagnetische (belangrijkste voor de chemie), sterk, zwak, zwaartekracht). Het is duidelijk dat bij de vorming van een chemische binding kwantumeffecten belangrijk zijn. Dat wil zeggen, het vormen van een chemische binding is niet voldoende om twee specifieke atomen met ongepaarde elektronen en de vier fundamentele interacties te hebben, maar deze twee atomen moeten nog steeds op een bepaalde afstand worden geplaatst waar kwantumeffecten "helpen" een chemische binding te vormen. Zonder kwantumeffecten zijn deze basislijnen (atomen en fundamentele interacties) niet voldoende om een chemische binding te vormen. Het is duidelijk dat bij het vormen van chemische bindingen niet alleen de eigenschappen van atomen en fundamentele interacties belangrijk zijn, maar ook de structuur van de ruimte-tijd op afstanden van enkele angstrom (schaal chemische binding). Kwantumeffecten van de ruimte-tijd beginnen de interactie van atomen te beïnvloeden (het huis begint de interactie tussen bewoners te beïnvloeden), zonder dat is het onmogelijk om de vorming van een chemische binding te verklaren.
"Nu is de vraag hoe het bestaan van de drie-elektronenbinding in benzeen en andere moleculen en ionen kan worden verklaard vanuit het oogpunt van de kwantumtheorie. Het spreekt vanzelf dat elke plaatsing van drie elektronen op dezelfde atomaire of moleculaire orbitaal is uit den boze. Daarom is het noodzakelijk om het bestaan van drie-elektronenbinding in moleculen in werkelijkheid als een axioma te stellen. In dit geval kan de drie-elektronenbinding in benzeen eigenlijk als een semi-virtueel deeltje worden beschouwd. Een echt deeltje, zoals een elektron, bestaat voor onbepaalde tijd in de echte wereld Virtuele deeltjes bestaan voor een tijd die onvoldoende is voor experimentele registratie (sterke interacties in atoomkernen) Dus zullen we de drie-elektronenbinding noemen die echt voor onbepaalde tijd bestaat tijd alleen in moleculen en ionen een semi-virtueel deeltje. De drie-elektronenbinding als een semi-virtueel deeltje heeft bepaalde kenmerken: zijn massa is gelijk aan drie elektronische massa's, zijn lading is gelijk aan thr ee elektronische ladingen, het heeft een half geheel getal spin (plus, min 1/2) en een echte ruimtelijke uitbreiding. Dat wil zeggen, ons semi-virtuele deeltje (de drie-elektronenbinding) is een typisch fermion. Fermionen zijn deeltjes met een half geheel getal spin; ze volgen de Fermi-Dirac-statistieken en hebben passende gevolgen, zoals het Pauli-uitsluitingsprincipe enz. Een elektron is een typisch fermion en daarom wordt een dergelijke verdeling in atomaire en moleculaire orbitalen geaccepteerd (berekend). Hieruit volgt dat de drie-elektronenbinding in benzeen een echt fermion in benzeen is, dus kwantumberekeningen kunnen worden uitgebreid tot het benzeenmolecuul (en andere systemen) met het gebruik van overeenkomstige fermion (dwz drie-elektronenbinding als een deeltje) in plaats daarvan van het elektron in berekeningen. Dan wordt alles gewoon gemaakt: het Pauli-uitsluitingsprincipe, distributie in MO, bindende en desintegrerende MO, enz."
"\u2026De interactie van twee drie-elektronbindingen in een benzeenmolecuul op een afstand van 2.42 A (aan weerszijden) kan worden verklaard als we deze twee drie-elektronbindingen beschouwen als twee deeltjes (twee fermionen) in een verstrengelde kwantumtoestand [1, blz. 4-11]. Dat wil zeggen, deze twee fermionen bevinden zich in een verstrengelde kwantumtoestand. Kwantumverstrengeling is een kwantummechanisch fenomeen, waarbij de kwantumtoestanden van twee of meer fermionen of bosonen onderling verbonden blijken te zijn [2- 6] En verrassend genoeg blijft deze onderlinge verbinding op vrijwel elke afstand tussen de deeltjes (als er geen andere bekende interacties zijn) Men moet zich realiseren dat het verstrengelde kwantumsysteem in feite een "ondeelbaar" object is, een nieuw deeltje met bepaalde eigenschappen (en de deeltjes waaruit het is samengesteld, moeten aan bepaalde criteria voldoen.) En het belangrijkste is dat we bij het meten van de spin (of andere eigenschap) van het eerste deeltje automatisch ondubbelzinnig de spin (eigenschap) van het tweede deeltje weten (laten we stel dat we een positieve spin van het eerste deeltje krijgen, dan zal de spin van het tweede deeltje altijd negatief zijn, en vice versa). Twee deeltjes in een verstrengelde toestand blijken te zijn gebonden door een "onzichtbare draad", dat wil zeggen dat ze in feite een nieuw "ondeelbaar" object vormen, een nieuw deeltje. En dit is een experimenteel feit. Wat betreft het benzeenmolecuul [1, p. 2-11], als we de interactie van alle zes drie-elektronbindingen beschouwen als een verstrengelde kwantumtoestand van zes fermionen (drie-elektronbindingen), dan impliceert de definitie van de spin van een van de fermionen automatisch de kennis van alle spins van de andere vijf fermionen, en bij nader inzien betekent dit de kennis van de spins van alle 18 benzeenelektronen die alle zes CC-bindingen vormen. In feite kan op deze basis het benzeenmolecuul worden gebruikt om de verstrengelde kwantumtoestanden van elektronen (fermionen) te bestuderen.
\u2026Het feit dat elektronen tijdens de vorming van chemische bindingen zich in een verstrengelde kwantumtoestand bevinden, is erg belangrijk voor chemie en kwantummechanische bindingsberekeningen. Bij het berekenen van de chemische binding van twee elektronen van een waterstofmolecuul, is het bijvoorbeeld niet langer nodig om de beweging van twee elektronen in het algemeen te beschouwen, dwz als onafhankelijk en vrijwel elk ten opzichte van elkaar. En we zullen zeker weten dat in een verstrengelde kwantumtoestand, deze twee elektronen feitelijk kunnen worden beschouwd als gebonden door een "onzichtbare draad" met een bepaalde lengte, dat wil zeggen, twee elektronen zijn verbonden en vormen een nieuw "ondeelbaar" deeltje. Dat wil zeggen, de beweging van twee elektronen in het veld van kernen kan worden beschreven door de beweging van een punt in het midden van de "onzichtbare draad" (of in het midden van een nieuw deeltje, of in het massamiddelpunt, en enzovoort), wat de kwantummechanische berekeningen aanzienlijk zou moeten vereenvoudigen. De lengte van de "onzichtbare draad" zal beslist veel kleiner zijn dan de som van de covalente stralen van waterstofatomen, en het is deze lengte die de Coulomb-afstoting tussen de twee elektronen zal bepalen. De lengte van de "onzichtbare draad" tussen elektronen in verschillende chemische bindingen zou niet veel moeten verschillen, en misschien zal het een constante zijn voor alle, zonder uitzondering, chemische bindingen (wat betekent twee-elektronbindingen), misschien zal het een andere constante zijn. De drie-elektronenbinding kan ook worden gezien als een verstrengelde kwantumtoestand waarin er drie elektronen zijn. Dan zal de lengte van de "onzichtbare draad" tussen elektronen anders zijn dan die van de twee-elektronenbinding. Je kunt ook verwachten dat voor alle, zonder uitzondering drie-elektronbindingen, de afstand tussen elektronen hetzelfde zal zijn dat constant is. Alle soorten chemische bindingen (twee elektronen, drie elektronen, vier elektronen, vijf elektronen, zes elektronen, enzovoort) kunnen worden gezien als een verstrengelde kwantumtoestand, waarin elektronen betrokken zijn bij chemische binding. En interessant is dat alle verstrengelde deeltjes zich gedragen zoals ze zouden moeten volgens de kwantumtheorie, dat wil zeggen dat hun kenmerken onzeker blijven tot het moment van meting. Vanuit dit oogpunt (het kwantummechanische punt) wordt het duidelijk wat de oorzaak is van het niet berekenen van chemische bindingen "op de punt van de pen" met pogingen om de snelheid en energie van elektronen en andere kenmerken te berekenen. Maar deze kenmerken van elektronen van de chemische binding (een chemische binding is een kwantumverstrengeld systeem, dat elektronen van de binding bevat) kunnen in principe niet worden bepaald, omdat het zo de kwantumwereld is. Logischerwijs is dat wat onmogelijk te bepalen is in principe onmogelijk te berekenen is, wat wordt bevestigd door de geschiedenis van kwantumchemische berekeningen. Dat wil zeggen, alle pogingen om de kenmerken van de chemische binding van elektronen (snelheid, kracht, enzovoort) te berekenen, waren vanaf het begin tot mislukken gedoemd. Daarom zou het naar onze mening correcter zijn om de chemische binding te beschouwen als een bepaald nieuw "ondeelbaar" deeltje, met goed gedefinieerde kenmerken en ruimtelijke uitbreiding, dat we een "semi-virtueel deeltje" [14, p. 4-6.]. Met name chemische stof de chemische binding is echt ondeelbaar. Bovendien is zo'n semi-virtueel deeltje een fermion voor de drie-elektronenbinding en andere bindingen met een ongepaard aantal elektronen en totale halfintegrale spin.
Gratis afbeelding benzeen op basis van de drie-elektronen binding 2.3, spin geïntegreerd met de OffiDocs web-apps
