Метод молекулярных орбиталей

Метод валентных связей в большинстве случаев позволяет получать информацию о структуре и свойствах различных молекул. Однако он не объясняет целый ряд экспериментальных данных. Методом ВС не удается объяснить магнитные свойства молекулы О₂, образование связей в молекуле диборана B₂H₆, существование молекул с нечетным числом электронов, например, NО и тому подобные факты.

Это послужило поводом создания другого расчетного метода описания ковалентной химической связи – метода молекулярных орбиталей (МО). Начала метода были разработаны Робертом Малликеном и Фридрихом Хундом в 1928-1930 годах.

Предполагается, что молекула представляет собой единую систему ядер и электронов, а не как совокупность атомов, сохраняющих некоторую индивидуальность.

Электроны в молекуле располагаются на молекулярных орбиталях. Совокупность молекулярных орбиталей, занятых электронами, определяет электронную конфигурацию молекулы.

Молекулярную орбиталь рассматривают как линейную комбинацию соответствующих атомных орбиталей изолированных атомов. При взаимодействии двух атомных орбиталей, в результате их линейной комбинации образуются две молекулярных орбитали с большей и меньшей энергиями, чем энергия исходных атомных орбиталей. Максимальная электронная плотность орбиталей с меньшей энергией располагается между ядрами. Такие орбитали называются связывающими. А орбитали с высокой энергией и пониженной межъядерной электронной плотностью – разрыхляющими.

Число всех образовавшихся молекулярных равно числу исходных атомных орбиталей. Молекулярные орбитали изображают с помощью энергетической диаграммы (рис.27). Электроны распределя­ются по молекулярным орбиталям с соблюдением тех же принципов и правил, что и при заполнении орбиталей в отдельных атомах:

- принцип наименьшей энергии,

- принцип Паули,

- правило Хунда.

При распределении электронов на молекулярных орбиталях частиц необходимо учитывать заряды ионов – отрицательный или положительный, для чего добавить или убрать электрон.

Прочность связи в молекуле или частице определяется кратностью (порядком) связи. Если эта кратность связи равна нулю, частица не образуется. Кратность связи КС равна половине разности между количеством электронов, находящихся на связывающих орбиталях n, и количеством электронов на разрыхляющих орбиталях n*.

Магнитные свойства молекул и ионов состоят в основном из магнитного момента, обусловленного спином электрона. Наличие на молекулярных орбиталях неспаренных электронов позволяет сделать вывод о парамагнитных свойствах частицы. Если все электроны спарены, частица диамагнитна.

Алгоритм построения молекулярных орбиталей на энергетической диаграмме:

а. Изобразить диаграмму молекулярных орбиталей (рис.27). Для молекул, образованных атомами с зарядом ядра z < 7используется диаграмма №1, для остальных диаграмма № 2.

диаграмма №1 (z < 7)	диаграмма № 2

Рисунок 27. Энергетические диаграммы молекулярных орбиталей по методу МО

б. По атомным орбиталям распределить электроны исходных атомов. Затем суммарное количество электронов распределить по молекулярным орбиталям, руководствуясь принципом минимума энергии, запретом Паули и правилом Хунда.

в. Рассчитать кратность связи по формуле:

г. Определить магнитные свойства молекул.

Задание 4. Используя принципы метода МО, составить энергетическую диаграмму молекулы СО, написать электронную конфигурацию и определить кратность связи и магнитные свойства (табл.11).

Таблица 11. Диграмма молекулярных орбиталей для молекулы СО

	Решение	Примечание
а.б.		С: [He]2 s 22 p 2 O: [He]2 s 22 p 4 Две s -орбитали исходных атомов превращаются в две σ-молекулярные орбитали, связывающую σ и разрыхляющую σ *, Шесть p -орбиталей переходят в шесть молекулярных орбиталей: σ и σ*, две π – связывающих и две π* – разрыхляющих   Электронная конфигурация: s2s*2s2p4
в.		Кратность связи равна трем С≡О.
г.	Все электроны спаренные	Вывод: молекула диамагнитна

.

Варианты заданий для самостоятельного выполнения

Задание 1. На основе метода ВС предположить пространственное строение молекулы и определить является ли молекула диполем:

1. SnCl2 2. HgCl2 3. CdF2 4. PH3 5. BF3

6. PCl3 7. SiH4 8. CCl4 9. CH3F 10. CH2F2

11. AlCl3 12. ZnCl2 13. NF3 14. GaF3 15. H2Te

16. PbCl2 17. BCl3 18. PF3 19. SiF4 20. AlF3

21. CdCl2 22. GeCl4 23. AsH3 24. BCl3 25. H2S

Задание 2. Используя принципы метода МО, составить энергетическую диаграмму молекулы, написать электронную конфигурацию и определить кратность связи:

 

1. He2 2. He2+ 3. Ве2 4. С2 5. N2

6. O2 7. F2 8. Ne2 9. BN 10. CN

11. CN+ 12. NO 13. NO+ 14. CO 15. Li2

16. Ne2+ 17. CO+ 18. BN+ 19. CO- 20. O2+

21. В2 22. CN- 23. O2- 24. Ве2+ 25. NO*

Значок «*» обозначает возбужденное состояние молекулы.

 

Задание 3.

1. Квантово-механическое описание состояния электрона.

2. Физический смысл волновой функции.

3. Энергетические состояния электрона в атоме.

4. Квантовые числа и энергетические состояния электрона.

5. Электронная орбиталь.

6. Электронные орбитали в многоэлектронном атоме.

7. Электронные конфигурации атомов и их связь с положением элементов в периодической таблице.

8. Физико-химические характеристики атомов.

9. Основные характеристики химической связи.

10. Классификация и способы описания химической связи.

11. Основные принципы метода ВС.

12. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

13. s- и p- связи.

14. Кратность связи.

15. Гибридизация атомных орбиталей.

16. Метод молекулярных орбиталей

17. Полярность связи, дипольный момент молекулы.

18. Межмолекулярное взаимодействие.

19. Энергия связи и длина связи.

20. Квантовые числа и электронные орбитали.

21. Водородная связь.

22. Электронное строение атомов и Периодический закон.

23. Принципы заполнения электронных орбиталей в атоме.

24. Принцип Паули и правило Хунда.

25. Основные принципы метода МО.

 

Литература

1. А.П.Киселев, А.А. Крашенинников; Основы общей химии: учебное пособие/ Балт. гос. техн. ун-т. – СПб., 2012. – 339 с.

2. Н.Л.Глинка, Общая химия: учебное пособие/ КноРус, 2016. ­–752с.

Оглавление

Атомистические теории древнего мира. 3

Атомизм эпохи научной революциии. 6

Предпосылки создания квантовой механики. 9

первые модели атомов. 12

Корпускулярно-волновая природа электрона. 15

Уравнение Шредингера. Принцип Гейзенберга. 17

Волновое уравнение для свободного электрона. 19

Электрон в одномерном потенциальном ящике. 20

Атом водорода. 21

Электрон в многоэлектронном атоме. 25

Физико-химические характеристики атомов. 28

Периодическая таблица Д.И.Менделеева. 31

Электронные конфигурации атомов. 32

Химическая связь. 34

Параметры химической связи. 34

Виды химической связи. 35

Ковалентная связь. 35

Квантово-механическое описание ковалентной химической связи. 36

Метод валентных связей. 36

Донорно-акцепторый механизм образования ковалентной связи. 37

Типы связи: ϭ-, π- и d- 37

Гибридизация электронных орбиталей. 38

Примеры заданий. 39

Метод молекулярных орбиталей. 42

Варианты заданий для самостоятельного выполнения. 44

Литература. 45

 

 

Фатина Александра Анатольевна