Общие сведения о двухатомной молекуле

Двухатомная молекула представляет собой электрическую систему, состоящую из двух ядер, несущих положительный заряд, и определенного числа электронов, взаимодействующих с ядрами и между собой. Значения энергии электронов определяют электронные состояния всей молекулы в целом. Для характеристики этих состояний существенны свойства симметрии молекулы, которые и будут определять симметрию электронных состояний. Все двухатомные молекулы характеризуются двумя типами симметрии: D _{∞ h} и C _∞u. К первому типу относятся молекулы, которые состоят из одинаковых атомов – это гомоядерные молекулы (например, H₂, O₂, N₂). Ко второму типу относятся гетероядерные молекулы. Они состоят из разнородных атомов (например, молекулы HCl, HF, CO). У них отсутствует центр инверсии i, а присутствуют только оси симметрии C _∞ и плоскости симметрии σ_u, проходящие через эту ось (их бесконечное множество).

важной характеристикой двухатомной молекулы является кривая потенциальной энергии (см. гл. 3). При сближении двух атомов между ними может возникнуть химическая связь, что существенно отразится на виде кривой потенциальной энергии. Если химическая связь образуется, то на кривой потенциальной энергии появляется характерный минимум, соответствующий равновесному расстоянию (r_e) между ядрами. Если химическая связь не образуется, то минимум на потенциальной кривой не появляется, хотя атомы и взаимодействуют между собой.

Термином «связь» обычно пользуются для описания соединения пары атомов. В молекуле водорода H₂ этой парой являются атомы водорода, в молекуле HCl – атомы хлора и водорода. Идея химической связи в молекуле принадлежит химику Льюису. По его представлению, два атома, вступившие в химическую связь, совместно владеют одной или более парой электронов. Например, связь в молекуле HCl обусловлена парой электронов: – один электрон от атома водорода и второй от атома хлора, а в молекуле водорода оба атома своими единственными электронами (1 s) участвуют в образовании связи. В случае связи в молекуле HCl два электрона большую часть времени пребывают у атома хлора, иллюстрируя пример полярной ковалентной связи. Связь в молекуле H₂ является примером неполярной ковалентной связи. В молекуле азота (N₂) в химической связи участвуют три пары электронов, иллюстрируя пример ковалентной связи, равной 3.

В двухатомной молекуле, состоящей из различных атомов, один из которых обладает большим сродством к электрону, чем другой, пребывание пары электронов у первого атома станет больше, и связь в молекуле будет обладать определенной долей полярности.

Существуют и другие виды связи, например, координационная, водородная, на которых мы не будем останавливаться.

рассмотрим электронное состояние молекулы как совокупность электронных состояний отдельных атомов, а движение электронов происходит в пределах электронной оболочки молекулы (причем заполнение оболочек, аналогично как и в атомах, происходит согласно принципу Паули). важно при рассмотрении химической связи учитывать разделение электронов в молекуле на электроны, принадлежащие всей молекуле и образующие молекулярные электронные оболочки, и электроны, принадлежащие отдельному атому. Это разделение существенно при рассмотрении двух типов химической связи: – ковалентной и ионной. При ионной связи электроотрицательные атомы отдают свои электроны электроположительным атомам. в результате образуются ионы с заполненными оболочками, между которыми действуют электростатические силы притяжения. Простейшим случаем чисто ионной связи является связь в молекуле NaCl.

Ионная и ковалентная связи являются предельными случаями, которые могут осуществляться с большей или меньшей степенью точности. Возможно большое число промежуточных химических связей, которые включают различные степени ковалентности и ионности. Менее прочные связи – это координационные, водородные и ван-дер-ваальсовские. Последние возникают благодаря взаимной поляризации молекул.

Представление об электронных молекулярных оболочках, а также вопросы о теории химической связи дают нам только качественную картину. Наиболее полное представление об энергии химической связи дает только квантовая механика. Однако достаточно точное решение вопроса о химической связи в простейшей молекуле водорода H₂ невозможно провести в квантовой механике, так как движение электронов в поле двух ядер (так называемая двухцентровая задача) в квантовой механике не решается точно. Поэтому в квантовой теории химической связи существует несколько полуколичественных методов расчета силы и энергии связи. Наиболее распространенным в настоящее время является метод молекулярных орбиталей (МО-метод), в котором волновая функция, описывающая поведение связывающих электронов, комбинируется (составляется) из атомных волновых функций, описывающих поведение электронов в составляющих молекулу атомах.