2021-07-07
173
1.1. Теория химической связи
Взаимодействие атомов, приводящее к образованию молекул простых и сложных веществ, а также кристаллов, называется химической связью. Основные типы химических связей – ковалентная, ионная, донорно-акцепторная, водородная.
Все эти связи можно описать с позиции единой теории химической связи. Современная теория химической связи базируется на квантовой механике. Основным уравнением квантовой механики является уравнение Шредингера. При исследовании строения молекулы необходимо составить и решить уравнение Шредингера для системы из электронов и ядер и дать физическое истолкование полученному решению.
Стационарное уравнение Шредингера для одной частицы (молекулярный ион Н2+ 1 электрон, 2 ядра):
(1.3)
Е – энергия атома;
U – потенциальная энергия электрона в поле ядра;
m – масса электрона;
h – постоянная Планка;
– оператор Лапласа;
– волновая функция всех образующих систему частиц характеризует состояние системы.
Для молекулярного иона Н2+ потенциальная энергия включает притяжение электрона е 1 к ядрам А и В и отталкивание ядер:
(1.4)
 – электрическая постоянная; e – заряд электрона; – волновая функция, описывает распределение электронной плотности в системе.
При разработке теории строения молекул в начале 30-х годов возникли два метода: метод валентных связей (ВС) и метод
| 
Рис. 1.2.
|
молекулярных орбиталей (МО).
Метод валентных связей
В основу метода положены результаты работы Геитлера и Лондона (1927 г.). Эти ученые впервые нашли приближенное решение уравнения Шредингера для молекулы Н2.
Значение этой работы:
1. Показано, что уравнение Шредингера справедливо не только для атома, но и для молекулы, т. е. является фундаментальным.
2. Показано, что химическая связь имеет электрическую природу, никаких особых сил химического взаимодействия не существует.
В методе валентных связей результаты этой работы распространены на многоатомные молекулы типа СН4 другие.
Основные положения метода ВС.
1. Химическая связь образуется парой электронов с противоположными спинами, локализованной между двумя атомами (теория локализованных пар).
2. Число связей, образуемых атомом (валентность) равно числу неспаренных электронов внешней электронной оболочки.
3. Направленность валентности определяется ортогональностью атомных орбиталей центрального атома, участвующего в образовании связи.
4. Молекула рассматривается как сумма отдельных связей, отсюда свойство молекулы – сумма свойств связей.
5. Валентно-насыщенные молекулы могут образовывать между собой химические соединения за счет донорно-акцепторного взаимодействия.
Донорно-акцепторная связь является ковалентной, так как осуществляется парой электронов, общей двум атомам.
Однако этот метод не позволяет описать молекулы, содержащие цепочки сопряженных связей и молекулы ароматических соединений.
Метод молекулярных орбиталей.
Метод молекулярных орбиталей (разработан в 50-е годы) обладает рядом преимуществ.
Основные положения метода МО.
1. Молекула рассматривается как целое, а не совокупность индивидуальных атомов. Каждый электрон движется в поле всех ядер и электронов молекулы, т. е. принадлежит ей в целом.
2. Состояние электрона описывается одноэлектронной волновой функцией 
, характеризуемой определенным набором квантовых чисел. Эта функция называется молекулярной орбиталью. Квадрат волновой функции 
определяет плотность электронного облака (плотность вероятности нахождения электрона).
Полное состояние электрона дает молекулярная спин-орбиталь – произведения МО на спиновую функцию: 
.
3. Каждой МО соответствует определенная энергия Ei. Орбитальная энергия слагается из кинетической и потенциальной энергии притяжения электрона ко всем ядрам и усредненной потенциальной энергии отталкивания электрона на МО от остальных электронов.
4. Электронная конфигурация молекулы (т. е. совокупность МО молекулы занятых электронами) как и для атома строится на основе двух принципов:
а. электрон занимает в молекуле свободную орбиталь с минимальной энергией – принцип наименьшей энергии;
б. на одной МО не может находиться более двух электронов с антипараллельными спинами (принцип Паули).
5. Волновая функция основного состояния молекулы 
есть произведение одноэлектронных волновых функций (занятых МО)
(1.5)
6. Электронная энергия молекулы равна сумме орбитальных энергий минус усредненная энергия меж/электронного отталкивания плюс энергия отталкивания между ядрами:
(1.6)
Молекулярную волновую функцию строят из молекулярных орбиталей. Приближенное выражение для каждой молекулярной орбитали находят как линейную комбинацию атомных орбиталей – метод МО ЛКАО.
При построении молекулы должны соблюдаться следующие условия:
1. АО должны быть близкими по энергии. Если АО атома А ниже по энергии чем АО атома В, то попав в область А электрон не перейдет в область В, т. к. это энергетически не выгодно и МО не образуется;
2. АО, образующее МО, должны перекрываться. При этом ядра располагаются так, чтобы перекрывание было максимальным (принцип максимального перекрывания);
3. АО, образующие МО, должны обладать одинаковыми свойствами симметрии относительно межъядерной оси образующей молекулы.
