Метод молекулярных орбиталей основные положения

Метод молекулярных орбиталей МО является наиболее универсальным широко применяемым методом описания природы химической связи. Этот метоп базируется на последних достижениях в области квантовой механики и требует привлечения сложного математического аппарата. В настоящем разделе рассматриваются основные качественные выводы о природе и свойствах химической связи.

Энергетическую устойчивость молекул и соответствующих молекулярных ионов прочность химической связи. Все электроны принадлежат молекуле в целом и перемещаются в поле ее ядер и электронов. В пространстве между ядрами создается повышенная электронная плотность вследствие квантово-механического эффекта обменного взаимодействия всех обобществленных делокализованных электронов.

Отметим, что в действительности основной вклад вносят делокализованные валентные электроны атомов. Образование химической связи рассматривается, как переход электронов с атомных орбиталей на молекулярные обитали, охватывающие все ядра, с выигрышем энергии. Если переход на молекулярные орбитали связан с зажатой энергии, то молекула не образуется. Решение задачи сводится к нахождению возможных МО, распределению на них электронов в соответствии с квантово-механическими принципами принцип минимума, энергии, запрет Паули, правило Гунда и заключению по свойствам образующейся или нет молекулярной системы.

Молекулярные орбитали получаются при комбинировании атомных орбиталей АО отсюда название методом МО ЛКАО МО-линейная комбинация атомных орбиталей. Правила нахождения МО из АО и вывод о возможности образования молекул заключаются в следующем:.

Взаимодействуют между собой только АО наиболее близкие по энергии обычно с разницей не более 12 эВ 1. Необходимый рассматриваемый набор взаимодействующих АО базисный набор атомных орбиталей для s- и p-элементов 2 периода включает валентные 2s- и 2p- АО. Именно такой базис АО позволяет заключить о выигрыше энергии при переходе электронов на МО. Для s- и p-элементов 3 периода во многих случаях оказывается достаточным ограничиться 3s- и 3p- базисом АО, вследствие относительно большой разницы в энергиях 3p- и 3d- состояния.

Число молекулярных орбиталей равно числу атомных орбиталей, из которых они образованы. Причём необходимо, в пространстве между ядрами АО перекрывались и имели одинаковую симметрию относительно оси связи ось x совпадает с осью связи. Молекулярные орбитали, имеющие более низкую энергию энергетически более выгодное состояние , чем комбинируемые АО, называются связывающими, а более высокую энергию энергетически менее выгодное состояние - разрыхляющими.

Если энергия МО равна энергии комбинируемой АО, то такая МО называется несвязывающей. Например, атомы 2 периода азот и фтор имеют 4 базисных АО: Тогда двухатомная молекула, образованная двумя одинаковыми атомами элементов 2 периода N 2 , F 2 имеет восемь МО. Образование МО и распределение электронов представляется с помощью энергетических диаграмм. Горизонтальные линии по краям диаграмм соответствуют энергии каждой из АО отдельного атома, середине - энергиям соответствующих МО.

Энергии базисных АО ns и np - элементов 1,2,3 периодов представлены в таблице 1. Энергетическая диаграмма для молекулы кислорода О 2 представлена на рисунке 1. При построении энергетических диаграмм следует учитывать взаимное влияние близких по энергиям МО. Если разница энергий комбинируемых АО данного атома мала менее 12 эВ и они имеют сходную симметрию относительно оси связи, например 2s- и 2p - АО от лития до азота, то наблюдается дополнительное, то есть конфигурационное взаимодействие МО.

Такое взаимодействие приводит к тому, что на энергетической диаграмме связывающие. В соответствии с методом МО молекулярная система может образоваться, если число электронов на связывающих МО превышает число электронов на разрыхляющих МО. Порядок связи ПС в двухатомной частице, определяемый как полуразность числа связывающих и разрыхляющих электронов, должен быть больше нуля. Наличие в молекулах электронов на несвязывающих МО не изменяет ПС, но приводит к некоторому ослаблению энергии связи за счет усиления межэлектронного отталкивания.

Указывает на повышенную реакционную способность молекулы, на тенденцию перехода несвязывающих электронов на связывающие МО. Энергия 1s - АО фтора имеет очень низкую энергию и в базисный набор не входит.

Комбинируем АО для получения МО. В соответствии с энергетическим принципом и принципом симметрии 1s - АО водорода может комбинироваться только с 2p - АО фтора. Остальные АО фтора дают соответствующие несвязывающие МО: При комбинировании 5 АО получаем 5 МО.

Распределяем электроны базисного набора АО по МО. Пространственная структура молекулы линейная. Этот экспериментальный факт объясняется близостью двух электронов несвязываюшей МО к энергии 2р - АО фтора не 1s -АО водорода, а также наличием несвязывающих электронов в поле ядра фтора. В результате наблюдается концентрация электронной плотности в поле ядра, фтора согласуется с большей электроотрицательностью фтора Э. Большая полярность связи в молекуле фторида водорода приводит к сильному взаимодействию с полярными частицами и большому вкладу ориентационной составляющей в межмолекулярное взаимодействие между молекулами фторида водорода.

Рассмотрите сравнительную энергетическую устойчивость молекулы HF и соответствующих молекулярных ионов. Рассмотрим сравнительную энергетическую устойчивость положительных и отрицательных ионов молекулы фторида водорода, позволяющую судить о способности к отдаче или присоединения электрона. Однако, практически отрыв электрона от прочной энергетически устойчивой молекулы фторида водорода осуществить трудно: Следовательно, молекула фторида водорода более устойчива, чем соответствующие однозарядные ионы и не обладает способностью присоединять электроны.

Молекула фторида водорода в целом является донором электронов, так как имеет две пары электронов на несвязывающих - МО - высшими заполненными электронами МО.

Причём, несвязывающие электроны в значительной степени локализованы в поле ядра фтора, фтор - донорный центр. Метод МО позволяет объяснить и прогнозировать магнитные свойства молекул. Так, молекула фторида водорода обладает диамагнитными свойствами, так как не имеет неспаренных электронов.

В отличие от молекулы кислорода см. Рассмотрите возможность образования молекулярной частицы по методу МО. Сделайте заключение о распределении электронной плотности, возможно значении дипольного момента и соответствии вашего вывода ЭО атомов. Кокова относительная энергетическая устойчивость положительного, отрицательного ионов молекулы; отдача или присоединение электрона упрочняет связь в этой частице?

Для углублённого изучения метода МО предлагается разобрать несколько вариантов более сложных молекул. FAQ Обратная связь Вопросы и предложения.

Uman Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Метод МО позволяет описывать важнейшие свойства молекулярных систем: Принципиальную возможность образования молекулярных систем. Насыщаемость химической связи и состав молекул.

Распределение электронной плотности и полярность химических связей. Донорно-акцепторные свойства молекулярных систем. Основные положения метода молекулярных орбиталей заключается в следующем: ПРАВИЛА ОПИСАНИЯ МОЛЕКУЛ Правила нахождения МО из АО и вывод о возможности образования молекул заключаются в следующем: Рассмотрите возможность образования молекулы фторида водорода HF.

Порядок связи в молекуле фторида водорода равен единице: Объясните наличие большого электрического момента диполя у молекулы HF. Большая полярность связи в молекуле фторида водорода приводит к сильному взаимодействию с полярными частицами и большому вкладу ориентационной составляющей в межмолекулярное взаимодействие между молекулами фторида водорода Задача.

Рассмотрите донорно - акцепторные свойства молекулы HF. Характерны ли для этой частицы и ее ионов донорные или акцепторные свойства? Каковы магнитные свойства этой молекулярной частицы? LiH Для углублённого изучения метода МО предлагается разобрать несколько вариантов более сложных молекул. H 3 ТАБЛИЦА 1.

Основы метода молекулярных орбиталей (МО)

Энергия АО базисного набора атомов элементов 1, 2, 3 периода эВ Атом Li Be B C N O F -E 2S 5,4 9,3 14,0 19,4 25,9 32,5 40,0 -E 2 P - 6,5 8,3 11,3 14,5 13,6 17,4 Атом Na Al Si P S Cl H -E 3S 5,0 10,8 14,8 18,8 22,4 28,4 13,6 1s -E 3P - 5,8 8,2 10,5 10,3 13,0 - Рис. Энергетическая диаграмма молекулы кислорода О 2. Энергетическая диаграмма молекулы фтора водорода HF. Соседние файлы в папке Теория

наверх