Связывающие и разрыхляющие орбитали — справочник студента

В методе молекулярных орбиталей для описания распределения электронной плотности в молекуле используется представление о молекулярной орбитали (подобно атомной орбитали для атома). Молекулярные орбитали — волновые функции электрона в молекуле или другой многоатомной химической частице.

Каждая молекулярная орбиталь (МО), как и атомная орбиталь (АО), может быть занята одним или двумя электронами. Состояние электрона в области связывания описывает связывающая молекулярная орбиталь, в области разрыхления — разрыхляющая молекулярная орбиталь.

Распределение электронов по молекулярным орбиталям происходит по тем же правилам, что и распределение электронов по атомным орбиталям в изолированном атоме. Молекулярные орбитали образуются при определенных комбинациях атомных орбиталей.

В общем случае, волновые функции, отвечающие молекулярным орбиталям в двухатомной молекуле, представляют как сумму и разность волновых функций атомных орбитале, умноженных на некоторые постоянные коэффициенты, учитывающие долю атомных орбиталей каждого атома в образовании молекулярных орбиталей (они зависят от электроотрицательности атомов):

φ(АВ) = с1ψ(А) ± с2ψ(В)

Так, при образовании иона Н2+ или молекулы водорода Н2 из двух s-орбиталей атомов водорода формируются две молекулярные орбитали. Одна из них связывающая (ее обозначают σсв), другая — разрыхляющая (σ*).

Энергии связывающих орбиталей ниже, чем энергии атомных орбиталей, использованных для их образования. Электроны, заселяющие связывающие молекулярные орбитали, находятся преимущественно в пространстве между связываемыми атомами, т.е. в так называемой области связывания.

Энергии разрыхляющих орбиталей выше, чем энергии исходных атомных орбиталей. Заселение разрыхляющих молекулярных орбиталей электронами способствует ослаблению связи: уменьшению ее энергии и увеличению расстояния между атомами в молекуле.

Электроны молекулы водорода, ставшие общими для обоих связываемых атомов, занимают связывающую орбиталь.

Комбинация р-орбиталей приводит к двум типам молекулярных орбиталей. Из двух р-орбиталей взаимодействующих атомов, направленных вдоль линии связи, образуются связывающая σсв- и разрыхляющая σ*-орбитали.

Комбинации р-орбиталей, перпендикулярных линий связи, дают две связывающих π- и две разрыхляющих π*-орбитали.

Используя при заселении электронами молекулярных орбиталей те же правила, что при заполнении атомных орбиталей в изолированных атомах, можно определить электронное строение двухатомных молекул, например O2 и N2 (рис. 35).

• Из распределения электронов по молекулярным орбиталям можно рассчитать порядок связи (ω). Из числа электронов, расположенных на связывающих орбиталях, вычитают число электронов, находящихся на разрыхляющих орбиталях, и результат делят на 2n (в расчете на n связей):
• ω = [N1(число e− на связывающих МО) − N2(число e− на разрыхляющих МО)] / 2 n
• Из энергетической диаграммы видно, что для молекулы Н2 ω = 1.

Метод молекулярных орбиталей дает те же значения порядка химической связи, что и метод валентных связей, для молекул О2 (двойная связь) и N2 (тройная связь). В то же время он допускает нецелочисленные значения порядка связи.

Это наблюдается, например, при образование двухцентровой связи одним электроном (в ионе Н2+). В этом случае ω = 0,5. Величина порядка связи прямо влияет на ее прочность.

Чем выше порядок связи, тем больше энергия связи и меньше ее длина:

Закономерности в изменениях порядка, энергии и длины связи можно проследить на примерах молекулы и молекулярных ионов кислорода.

Например, при образовании молекулы фтороводорода невозможна комбинация 1s-АО атома водорода и 1s-АО или 2s-АО атома фтора, так как они сильно различаются по энергии. Ближе всего по энергии 1s-АО атома водорода и 2p-АО атома фтора. Комбинация этих орбиталей вызывает появление двух молекулярных орбиталей: связывающая σсв и разрыхляющая σ*.

Оставшиеся 2р-орбитали атома фтора не могут комбинироваться с 1s-АО атома водорода, так как они имеют разную симметрию относительно межъядерной оси. Они образуют несвязывающие π0-МО, имеющие такую же энергию, что и исходные 2р-орбитали атома фтора.

Не участвующие в ЛКАО s-орбитали атома фтора образуют несвязывающие σ0-МО. Заселение электронами несвязывающих орбиталей не способствуют и не препятствуют образованию связи в молекуле. При расчете порядка связи их вклад не учитывается.

Источник: https://cyberpedia.su/14xf72.html

ПОИСК

Рис. 2-12. Связывающие и разрыхляющие орбитали, образованные 2р-орбиталями.

    Если двухатомная молекула образована одинаковыми ядрами, можно просто представить молекулярные орбитали, состоящими из индивидуальных атомных орбиталей. Как видно из рис. 5-7. для 5- и р-орбиталей возможно образование двух различных типов молекулярных орбиталей. Атомные орбитали комбинируются с образованием двух молекулярных орбиталей — связывающей н разрыхляющей, соответствующих симметричной и антисимметричной функциям. Молекулярные орбитали, образованные из 1з-атомных орбиталей, имеют цилиндрическую симметрию относительно линии, соединяющей центры атомов А и В. Такие связи называют ст-связями. При комбинации двух р -орбиталей или р — и з-орбиталей также образуются а-связи. Наоборот, р -орби-тали, как показано на рис. 5-7, имеют совсем другую симметрию относительно оси связи. Такие связи называют я-связями и, так как они образуются при перекрывании р — и р -атомных орбита-лей, их обозначают соответственно или я -связями. Необходимо различать связывающие и разрыхляющие орбитали. Это можно сделать путем обозначения разрыхляющей ст-орбитали через а, а разрыхляющей я-орбитали через я. Такие же обозна- [c.154]

    Связывающие и разрыхляющие орбитали.

Исходное энергетическое состояние 1 в обоих атомах водорода вырождено,но при соеди- [c.146]

Рис. 9.7. Связывающая и разрыхляющая орбитали для молекулы

Рис. 31. Связывающие и разрыхляющие орбиты в бензоле.

    Каждая из указанных гибридных орбиталей может перекрываться с орбиталью лиганда с образованием связывающей и разрыхляющей орбита-лей, имеющих а-симметрию относительно оси связи между металлом и лигандом. Неподеленная пара электронов от каждого лиганда занимает возникающую связывающую молекулярную орбиталь, и в результате образуются шесть ковалентных связей (рис. 20-8). Аналогичные соображения поясняют образование четырех эквивалентных гибридных орбиталей, направленных к вершинам квадрата в плоскости ху, из р — и [c.225]     Строение молекулы кислорода целесообразно рассмотреть, пользуясь методом МО. Электроны, заполняющие орбиталь и практически не участвующие в образовании связей, мы рассматривать не будем. Можно сказать, что для образования молекулярных орбиталей в молекуле кислорода имеется по четыре атомные орбитали у каждого атома орбитали 25 и 2р г заняты парами электронов, а на каждой из орбиталей 2ру и 2рх находится по одному неспаренному электрону (их энергии равны до тех пор, пока они не попадают в поле другого атома при взаимодействии атомов энергетические уровни делаются разными — снимается вырождение ). При сближении двух атомов каждый уровень расщепляется на два уровня — связывающую и разрыхляющую орбитали. Следовательно, в молекуле кислорода имеется всего восемь орбиталей (четыре из них — связывающие), на которых размещается двенадцать электронов. Очевидно, помещая на каждую связывающую орбиталь по паре электронов, можно разместить восемь электронов. Четыре придется поместить на разрыхляющие орбитали. Всего получится четыре связывающие и две разрыхляющие орбитали, т. е. в итоге две связи, так как каждая разрыхляющая орбиталь компенсирует действие одной связывающей. [c.185]

    Связывающие и разрыхляющие орбитали [c.23]

    При размещении электронов на молекулярных орбиталях, так же как и в случае атомных орбиталей, необходимо учитывать принцип Паули. Следовательно, на двух орбиталях может находиться не более четырех электронов, по два на связывающей и разрыхляющей орбита- [c.61]

    Остановимся на порядке заполнения этих орбиталей. При объединении двух атомов Li два 25-электрона заполняют одну aj -op-биталь, и, таким образом, образуется устойчивая молекула Lia-Энергия связи невелика, что характерно для щелочных металлов, не очень прочно удерживающих свой внешний электрон.

Тем не менее здесь присутствует нормальная о-связь. Из атомов бериллия молекула Вез образоваться не может, так как каждый атом Ве имеет на 25-орбиталях по два электрона и при сближении они попадают попарно на связывающую и разрыхляющую орбитали, т. е. в итоге связывания не происходит.

Два атома бора могут объединяться в моле- [c.63]

    В альтернантных углеводородах связывающие и разрыхляющие орбитали образуют пары, например для каждой связывающей орбитали с энергией —Е имеется разрыхляющая орбиталь с энергией — -Е (рис. 2.6).

Четно альтернантными называют углеводороды с четным числом сопряженных атомов, они имеют равное число отмеченных звездочкой и неотмеченных атомов.

В четно альтернантных углеводородах все связывающие орбитали заполненные, а п-электроны одинаково распределены между атомами с ненасыщенными связями. [c.74]

    Строение молекулы азота рассмотрим с точки зрения метода молекулярных орбиталей. Атом азота имеет семь электронов, размещенных на пяти уровнях (орбиталях), а его молекула N2 располагает десятью орбиталями для четырнадцати электронов. Если на каждой молекулярной орбитали поместить пару электронов, то будет занято семь орбиталей.

Расщепление уровней приводит к появлению связывающей и разрыхляющей орбитали. Поэтому те атомные орбитали, на которых у каждого атома по паре электронов, дадут две занятые молекулярные орбитали 15 и 25 электроны находятся и на связывающих и на разрыхляющих орбиталях. В итоге эти молекулярные орбитали компенсируют друг друга.

Можно сказать, что электроны на орбиталях 15 и 25 не принимают участия в связях. [c.174]

    Если рассмотреть вероятность образования молекулы из двух атомов Не 15 , то окажется, что это невозможно, так как 4 электрона из двух атомов гелия заполняют и связывающую и разрыхляющую орбитали и энергия связи в молекуле равна нулю  [c.73]

    СВЯЗЫВАЮЩИЕ И РАЗРЫХЛЯЮЩИЕ ОРБИТАЛИ [c.38]

    Для того чтобы отличать связывающие и разрыхляющие орбитали друг от друга, а также их происхождение, принята следующая система обозначений. Связывающая орбиталь обозначается сокращением св . [c.54]

    Связывающие и разрыхляющие орбитали.

Исходное энергетическое состояние 15 в обоих атомах водорода вырождено, но при [c.170]

    Необходимо различать связывающие и разрыхляющие орбитали. Зто можно сделать путем обозначения разрыхляющей сг-орбитали через а, а разрыхляющей я-орбитали через я. Такие же обозначения применяются для а-орбиталей, которые получаются при перекрывании атомных -орбиталей, и т. д. [c.184]

    Эту вторую гипотезу можно осмыслить при помощи метода МО, так как, если имеются связывающая и разрыхляющая орбитали, как показано на рис. 3.

10, энергия связывания, полученная при размещении двух электронов на связывающие МО, уменьшилась бы примерно вполовину при помещении третьего электрона на разрыхляющую МО.

Молекула N0 служит примером, когда теория МО дает хорошее качественное изображение связи более прямо, чем метод ВС, хотя существуют примеры, где справедливо обратное. [c.115]

    Часто легко идентифицировать эти решающие МО. Положение еще больше облегчается, если мы воспользуемся тем (гл. 1, разд. 5.2), что связи сами по себе могут быть отнесены к определенным типам симметрии.

По отношению к элементам симметрии, которые сохраняются, могут смешиваться только связывающие и разрыхляющие орбитали связей одной и той же симметрии. Более важно, что образующиеся новые связи должны иметь ту же самую симметрию, что и разрывающиеся связи.

Если это не согласуется с истинными связями, образующимися и разрывающимися в ходе реакции, реакция является запрещенной. [c.83]

    Основными орбиталями являются тс- и 1г -орбитали молекул олефина. Две те-орбитали образуют комбинации типа и Ь — Комбинирование 1г -орбиталей дает пары орбиталей типа и Яг-Орбитали образуют базис представления 2% + + Ьг + 2 группы С2 .

Оси X м у выбраны так, чтобы они были направлены на два лиганда — олефина. Это дает классификацию, представленную в табл. 2, в которой также указано поведение функций симметрии при отражении в двух указанных плоскостях.

Орбитали металла и лиганда той же самой симметрии будут смешиваться с образованием связывающей и разрыхляющей орбитали. [c.445]

    Взаимодействие двух атомных орбиталей, обладающих соответствующей положительному перекрыванию симметрией, будет давать связывающую и разрыхляющую орбитали, энергии которых определяются степенью перекрывания и энергиями исходных орбиталей (см. рис. 4.29,6). Для орбиталей, не являющихся s-орбиталями, степень перекрывания (интеграл Sml) зависит главным образом от угла 0 между орбиталями (рис. 10.40) [c.289]

    При образовании связи С — Н возникают связывающая и разрыхляющая орбитали типа (с + h), где с — гибридная sp -орбиталь углерода [c.191]

    Связывающие и разрыхляющие орбитали.

По терминологии теории молекулярных орбиталей, орбиталь, которой соответствует меньшая энергия, называется связывающей, орбиталь с большей энергией называется разрыхляющей .

На обеих орбиталях может поместиться по два электрона, но в первую очередь будет заполняться связывающая орбиталь, так как ей соответствует меньшая энергия. Поэтому в молекулярном ионе водорода электрон находится на связывающей орбитали. В более сложных системах заполнение разрыхляющих орбиталей очень важно для определения характера связи. [c.142]

    Если комбинировать АО, например, двух водородных атомов, то получим две МО — связывающую МО (сложение), показанную на рис. , а, и разрыхляющую МО (вычитание), показанную на рис. 1, б. В молекуле На только два электрона, и они занимают МО с самой низкой энергией.

Если каким-нибудь способом ввести в систему еще два элект на, то оба электрона с противоположными спинами займут разрыхляющую орбиталь.

Поскольку теперь заполнены и связывающая, и разрыхляющая орбитали и поскольку в первом приближении энергия связывания связывающей МО компенсируется энергией отталкивания разрыхляющей МО, такая электронная конфигурация яляется неустойчивой.

Это и является причиной того, почему не существует молекула Нег, которая должна была бы обладать указанной конфигурацией, и почему все благородные газы являются не двух-, а одноатомными. Возникновение МО при сложении и вычитании АО часто изображают посредством диаграмм уровней энергии молекулярных орбиталей. На рис. 3, а показана комбинация орбиталей атомов Н.

Для этилена рассмотрим только ря-электроны, обращая особое внимание на 2р-орбитали углеродных атомов, так как при их сложении возникает я-связь. Формы МО, образованных сложением и вычитанием АО С2р , показаны на рис. 3, б, а на рис. 3, в изображена диаграмма уровней энергии. Можно видеть, что при вращении л- или л -орбиталей этилена вокруг оси, соединяющей атомы, на 180° знак орбитали меняется на обратный поэтому обе орби- [c.12]

Атомная орбиталь атома С и связывающая и разрыхляющая орбитали, соответствующие связи А—Б, образуют связывающую, несвязывающую и разрыхляющую орбитали активированного комплекса.

Три электрона в случае гомолитических реакций и четыре в случае гетеролитических могут разместиться на двух низших по энергии орбиталях и реакция не вызывает существенных затруднений. [c.140]

    Не . Согласно простому методу МО, в этом случае одна пара электронов должна занимать орбиталь agis, а другая — орбиталь а Is. Поскольку и связывающая и разрыхляющая орбитали полностью заполнены, по сравнению с двумя изолированными атомами гелия энергия не уменьшается, и устойчивая молекула Нез не образуется. [c.440]

    В карбонат-ионе, имеющем форму плоского треугольника, атом С находится в зр -гибридизованном состоянии, а орбиталь Рг образует я-орбиталь.

С другой стороны, три эквивалентных атома О также 8р -гибридизованы, а их орбитали р представляют собой п-орбитали (в ряде приближенных методов полагают, что атом О зр-гибридизоваи, но при этом не возникает различий участвующих в связи орбиталей). Атомы С и О в валентных состояниях образуют показанные на рис.

4.1 молекулярные орбитали, и а-орбитали расщепляются на трехкратно вырожденные связывающую и разрыхляющую орбитали. Однократное связывание атомов за сче я-орбита-лей приводит к образованию четырех молекулярных орбиталей, две из которых вырожденны.

24 атомных валентных электрона заселяют орбитали, начиная с нижней, и одна молекулярная я-орбиталь и разрыхляющая а-орбиталь оказываются вакант ными (карбонат-ион диамагнитен, и все электроны спарены). [c.158]

Все радикалы характеризуются наличием несвязывающей орбиты с IV = О, относительно которой симметрично располагаются уровни с отрицательными и положительными значениями ] .

В валентнонасыщенных углеводородах несвязывающие орбиты отсутствуют, а связывающие и разрыхляющие орбиты симметрично расположены относительно нуля отсчета энергии. [c.288]

    Интерпретация электронных спектров ароматических соединений в рамках теории молекулярных орбит зависит от альтернантного характера ароматического углеводорода.

Во всех альтернантных л-электронных системах энергетические уровни спарены так, что соответствующие связывающие и разрыхляющие орбиты имеют одинаковые энергии относительно несвязывающего энергетического уровня (рис. 16). Если перенумеровать уровни по порядку возрастания энергии ijJi, lj)2,. . .

, фт, фт+l ф2 п, то высшим занятым уровнем будет ilJm. Согласно свойству парности уровней, переходы г 5то-1-> фт+i и фт- фт+г вырождены, и вследствие электронных взаимодействий результирующие конфигурации смешиваются.

Антисимметричная комбинация образует запрещенное низкоэнергетическое верхнее состояние а-полосы поглощения, а симметричная комбинация образует разрешенное высокоэнергетическое верхнее состояние р-полосы поглощения. Вследствие этого р- и р -полосы находятся в хорошем приближении к простым конфигурационным переходам, а именно, к переходам и [c.354]

    Таблица 3 демонстрирует также две незанятые разрыхляющие орбитали симметрии и Ъ . Они также схематически показаны на рис. 10 и представляют собой сумму и разность двух локализованных разрыхляющих орбиталей.

Для любой молекулы, если мы представим локализованные связи орбиталями, не имеющими узла между двумя связанными атомами, будет существовать равное число разрыхляющих локализованных орбиталей с узлом.

Полное число и симметрия таких комбинаций плюс число и симметрия комбинаций неноделенных пар дает нам общее число канонических молекулярных орбиталей каждого типа симметрии. Помимо этого, грубо определяются относительные энергии. Канонические МО, соответствующие связывающим орбиталям, имеют более низкую энергию, чем таковые нено- [c.43]

    Наши расчеты показывают, что в основном состоянии фторидов ксенона наблюдается существенное перемещение отрицательного заряда от атома ксенона к атому фтора. Следует отметить, что л-орбиты не влияют на с.

мещение заряда, так как и связывающая и разрыхляющая орбиты заполнены. В табл. 9 приведены рассчитанные методом итерации данные о распределениях зарядов в ХеРг и Хер4.

Если исходить из величины смещения зарядов, то фториды ксенона должны рассматриваться как полуионные соединения. [c.486]

Источник: https://www.chem21.info/info/1634744/

Связывающие и разрыхляющие орбитали

Вариационный метод возможность приблизительно выяснить энергию системы, но необходимо подобрать правильную волновую функцию, а ϶то далеко не простая задача. Существуют два метода подбора волновой функции: по теории молекулярных орбиталей и по теории валентных связей. Данные две теории подходят к построению исходнои̌ волновой функции совершенно различными путями и отражают разные представления об основнои̌ модели строения молекулы.

Теория валентных связей была разработана на много лет раньше теории молекулярных орбиталей. Она более наглядное представление о строении молекулы, и по϶тому её чаще применяют качественного решения некоторых вопросов. При ϶том в последние годы теория молекулярных орбиталей стала более популярнои̌, что можно объяснить простотой теории и используемого в ней математического аппарата. В то время как теория валентных связей сохраняет за атомами, входящими в состав молекулы, их индивидуальность, теория молекулярных орбиталей рассматривает молекулу как единую цу, используя главные представления о строении атома.

Исходное энергетическое состояние в атомах вырождено, но при соединении атомов в молекулу оно расщепляется на два новых энергетических состояния: одно с более низкой, а другое с более высокой энергией, чем исходное атомное состояние. Схематично ϶то показано на рис. 1.

• Рисунок 1. Комбинации двух атомных орбиталей с образованием двух молекулярных орбиталей
• По терминологии теории молекулярных орбиталей, орбиталь, которой соответствует меньшая энергия, называется связывающей, орбиталь с большей энергией называется разрыхляющей.

Для любого расстояния между ядрами можно вычислить общую энергию молекулы; полученная зависимость носит название кривой потенциальнои̌ энергии молекулы (рис. 2).

На кривой имеется минимум (ʼʼямаʼʼ), соответствующий стабильному состоянию молекулы с межъядерным расстоянием Rравн, ĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ носит название равновеснои̌ длины связи (или просто длины связи; например, в рассматриваемом выше ионе Н_2^+ cdot Rравн=1.06 Å ).

Понятие 1

Орбиталь связывающей или разрыхляющей молекулярнои̌ орбиталью в соответствии с определениями:

• Молекулярная орбиталь называется связывающей, если заселение её электронами к понижению общей энергии молекулы.
• Молекулярная орбиталь называется антисвязывающей (разрыхляющей), если заселение её электронами к повышению общей энергии молекулы.

Зависимость энергии орбитали от межъядерного расстояния приведена на рис. 2.

Рисунок 2. Кривые потенциальнои̌ энергии иона Н_2^+ .

1. Образование разрыхляющей орбитали показано на рисунке 3.
2. Рисунок 3. Образование антисвязывающей (разрыхляющей) молекулярнои̌ орбитали

Заполнение орбиталей электронами

На обеих орбиталях может поместиться по два электрона, но в первую очередь будет заполняться связывающая орбиталь, так как ей соответствует меньшая энергия. По϶тому в молекулярном ионе водорода электрон находится на связывающей орбитали. В более сложных системах заполнение разрыхляющих орбиталей очень важно определения характера связи.

При рассмотрении молекулы методом МО электроны размещают по орбиталям, охватывающим всю молекулу, т. е. по молекулярным орбиталям. Обычно получают приближенную форму и энергии MO , составляя подходящие линейные комбинации атомных орбиталей (метод MO ЛКАО ). Так, молекулы Н_2 две молекулярные орбитали можно построить ᴎɜ 1s -орбиталей атома водорода (рис. 4).

• Рисунок 4. Связывающая и разрыхляющая орбитали молекулы водорода

Данные две орбитали обозначаются как связывающая орбиталь δ и разрыхляющая орбиталь δ* . Поскольку электронная плотность у δ* -орбитали сосредоточена главным образом у двух ядер, а не между ними, возникает стремление расталкивания ядер, т. е. разрыхления. В молекуле Н_2 разрыхляющая орбиталь не заселена, по϶тому образуется стабильная молекула.

Источник: http://referatwork.ru/info-lections-55/nat/view/16170_svyazyvayuschie_i_razryhlyayuschie_orbitali

Ковалентная связь. Метод молекулярных орбиталей (МО). Связывающие и разрыхляющие МО

Ковалентная связь. Метод молекулярных орбиталей (МО). Связывающие и разрыхляющие МО. Энергетические диаграммы гомоядерных двухатомных молекул. Порядок связи. Магнитные свойства молекул и молекулярных ионов.

Более универсальным квантово-механическим методом описания химической связи является метод молекулярных орбиталей (МО). В этом методе состояние электронов в многоатомной системе описывается молекулярными орбиталями подобно тому, как состояние электронов в атоме характеризуется атомными орбиталями. Метод основан на следующих принципах:

• -молекула рассматривается как единое целое, каждый электрон принадлежит молекуле в целом и движется в поле всех ее ядер и электронов;
• -состояние i-го электрона описывается одноэлектронной волновой функцией Ψi, характеризуемой определенным набором квантовых чисел;
• -функция Ψi. называемая молекулярной орбиталью, в отличие от атомной орбитали является многоцентровой и делокализованной;
• -квадрат модуля волновой функции ׀ Ψ׀i2 , как и для электрона в атоме, определяет плотность электронного облака;
• -полное описание состояния электрона характеризует молекулярная спин-орбиталь, выражаемая произведением МО и спиновой функции ΨS;
• -каждой МО соответствует определенная энергия, которая слагается из кинетической энергии электрона, потенциальной энергии притяжения электрона ко всем ядрам и усредненной потенциальной энергии отталкивания данного электрона от всех остальных электронов;
• -совокупность МО, называемая электронной конфигурацией молекулы, строится на основе фундаментальных положений квантовой механики: принципа наименьше энергии, принципа Паули, правила Хунда; -движение электронов взаимно независимое, и общая волновая функция основного состояния молекулы задается как произведение одноэлектронных волновых функций Ψ=П Ψ;
• -образование МО упрощенно рассматривается как линейная комбинация атомных орбиталей.

Способ построения МО путем линейной комбинации атомной орбитали, наиболее часто используют для приближенных расчетов электронного строения и реакционной способности молекул.

При сложении волновых функций двух валентных электронов атомные орбитали разных атомов (А и В), имеющих близкие значения энергии, электронная плотность между ядрами атомов увеличивается (под действием сил притяжения положительно заряженных атомных ядер).

Это ведет к образованию связывающей молекулярной орбитали, имеющей более низкое значение энергии, чем исходные атомные орбитали: Ψ = а ΨА + b ΨВ, где Ψ –симметричная волновая функция связывающей молекулярной орбитали; ΨА и ΨВ –волновые функции атомных орбиталей атомов А и В соответственно; а и b – коэффициенты, учитывающие вклад соответствующих атомных орбиталей в образование МО, при этом а= b, если А и В – атомы одного элемента, и b>а, если электроотрицательность атома В выше.

При вычитании волновых функций (имеют разные знаки) двух валентных атомных орбиталей разных атомов, имеющих близкие значения энергии, электронная плотность между ядрами атомов уменьшается , что ведет к образованию разрыхляющей молекулярной орбитали (химическая связь не образуется), имеющей более высокое значение энергии, чем исходных атомных орбиталей: Ψ* = а ΨА — b ΨВ , здесь Ψ* — антисимметричная волновая функция разрыхляющей молекулярной орбитали. (стр 130).

Показателем прочности молекулы может служить порядок связи , который определяется разностью чисел электронов, находящихся на связывающей молекулярной орбитали и электронов, находящихся на разрыхляющей молекулярной орбитали:

ПС =(nе (СМО) – nе(РМО))⁄2, где nе (СМО) – число электронов на связывающих МО; nе(РМО) — число электронов на разрыхляющих МО. По существу. Порядок связи – другая форма понятия валентности.

Энергетическую диаграмму напиши на обратной стороне листа стр 132 рис 4.15.

Характер распределения электронов по молекулярным орбиталям позволяет объяснить магнитные свойства частиц. Молекулы, суммарный спин которых равен нулю, проявляют диамагнитные свойства, т.е.

во внешнем магнитном поле их собственные магнитные моменты ориентируются в направлении поля. Таким образом молекула Н2 диамагнитна.

Заряд иона зависит от количества свободных, не вступивших в химическую связь электронов, имеющих определенный спин (суммарный спин не равен нулю), следовательно ионы диамагнитны.

Источник: https://studizba.com/lectures/107-himija/1452-jekzamenacionnaja-teorija-po-himii/26939-kovalentnaja-svjaz-metod-molekuljarnyh-orbitalej-mo-svjazyvajuschie-i-razryhljajuschie-mo.html