Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Скачиваний:
26
Добавлен:
29.02.2016
Размер:
622.32 Кб
Скачать

1.1.2 Метод молекулярных орбиталей

Метод молекулярных орбиталей (МО), давая ту же картину связей в молекуле, что и метод валентных связей, свободен от этих противоречий с опытом.

Для иллюстрации метода МО вначале рассмотрим в поле ядер (протонов A и B) один электрон. При этом образуется ион H2+ и состояние электрона в нем приближенно описывается волновой функцией (молекулярной орбиталью)

 

 

 

 

ψ 1 = ψ

1 + ψ

1

1.12

 

A ( )

 

B ( )

( )

A ( )

B ( ) ,

где ψ

и ψ

– волновые функции электрона в поле ядер A и B соответственно. Иными

1

1

словами, электрон характеризуется одновременно своими волновыми функциями в поле каждого из ядер иона, одновременно принадлежит всем ядрам иона. При этом расчет дает, что

ион H2+ устойчив, т.е. он обладает более низким значением энергии, чем энергия свободных

протона и атома водорода H2 . При чем связь возникает потому, что электронный заряд концентрируется между ядрами, хотя нет никакой локализованной пары электронов (как в методе ВС). Если ввести в этот ион еще один электрон, то образуется нейтральная молекула H2 .

При этом состояние второго электрона в молекуле характеризуется волновой функцией ψ(2)

аналогичной (1.12)

 

ψ(2) = ψA (2)+ ψB (2) ,

1.13

а состояние молекулы H2 описывается произведением волновых функций для первого и второго электронов:

ψ(1,2) = ψ(1)ψ(2) = {ψA (1)+ ψB (1)}{ψA (2)+ ψB (2)}=

 

A ( )

 

B (

2

)

 

A (

2

)

 

B ( )

 

{

A ( )

 

A (

2

)

 

B ( )

 

B (

2

)}

.

1.14

= ψ

1

ψ

 

 

+ ψ

 

 

ψ

1

+

ψ

1

ψ

 

 

+ ψ

1

ψ

 

 

В формуле (1.14) два первых слагаемых выражают вероятность пребывания первого и второго электронов у ядра A и ядра B соответственно. Третье и четвертое слагаемые характеризуют вероятность того, что оба электрона одновременно находятся либо у ядра A , либо у ядра B , т.е. первые два слагаемых описывают ковалентную связь, а следующие два слагаемых описывают ионную связь. Таким образом, формула (1.14) показывает, что в реальных молекулах всегда присутствует в определенной пропорции смесь из ковалентной и ионной связей.

1.1.3 Заключение

Теперь сопоставим методы ВС и МО. Оба подхода к проблеме химической связи: метод валентной связи и метод молекулярных орбиталей – два приближенных способа описания молекулы, исходящие из разных предельных условий.

Вметоде ВС химические связи рассматриваются как существенно двуцентровые (между двумя атомами) и поэтому локализованные, а сама молекула может быть описана наглядной структурной формулой с валентными штрихами.

Вметоде МО молекула рассматривается как единая система, в ней все внешние электроны считаются принадлежащими всей молекуле, а не паре взаимодействующих атомов, т.е. орбиталь принадлежит всей молекуле, а не отдельным атомам. Молекула устойчива потому, что электронный заряд концентрируется между всеми атомами, благодаря чему они связываются. То есть в методе МО химические связи рассматриваются как существенно делокализованные.

Метод МО дает отличные от метода ВС численные результаты, которые, однако, ничем не лучше количественных результатов ВС (оба метода неточно передают количественную сторону явления). Кроме того, получить численные результаты для многоатомных молекул методом МО легче, чем методом ВС. Поэтому при описании сложных (особенно органических) молекул чаще применяют метод молекулярных орбиталей.

7

Тут вы можете оставить комментарий к выбранному абзацу или сообщить об ошибке.

Оставленные комментарии видны всем.

Соседние файлы в папке Атомка_PDF