Материал: Курс общей химии. Спиридонов Б.А

атома, на основе принципа наименьшей энергии и принципа Паули.

Для описания электронной конфигурации основного состояния молекулы с 2n или (2n - 1) электронами требуется n молекулярных орбиталей.

Связывающие и разрыхляющие орбитали. Рассмотрим,

какой вид будет иметь молекулярная волновая функция Ψм, образованная в результате взаимодействия волновых функций (Ψ1 и Ψ2) 1 s орбиталей двух одинаковых атомов. Для этого найдем сумму С1Ψ1 + С2Ψ2. Поскольку в данном случае атомы одинаковые С1 = С2; они не будут влиять и на характер волновых функций, поэтому ограничимся нахождением суммы

Ψ1 + Ψ2.

Для этого расположим ядра взаимодействующих атомов на том расстоянии друг от друга (r), на котором они находятся в молекуле. Вид Ψ функций 1 s орбиталей будет следующим:

Ψмол

Рис. 22. Схема образования связывающей МО из атомных 1 s - орбиталей

Чтобы найти молекулярную волновую функцию Ψ, сложим величины Ψ1 и Ψ2. В результате получим следующий вид кривой (рис. 22)

Как видно, в пространстве между ядрами значения молекулярной волновой функции Ψмол. больше, чем значения исходных атомных волновых функций. Но Ψмол. характеризует

88

вероятность нахождения электрона в соответствующей области пространства, т.е. плотность электронного облака.

Возрастание Ψмол. – функции в сравнении с Ψ1 и Ψ2 означает, что при образовании молекулярной орбитали плотность электронного облака в межъядерном пространстве увеличивается, в результате возникают силы притяжения положительно заряженных ядер к этой области – образуется химическая связь. Поэтому молекулярная орбиталь рассматриваемого типа называется связывающей.

В данном случае область повышенной электронной плотности находится вблизи оси связи, так что образовавшаяся МО относится к ζ – типу. В соответствии с этим, связывающая МО, полученная в результате взаимодействия двух атомных 1s – орбиталей обозначается ζсв.1s. Электроны, находящиеся на связывающей МО, называются связывающими электронами.

При взаимодействии двух атомов знаки волновых функций их 1s – орбиталей могут оказаться различными. Такой случай графически можно представить следующим образом:

Ψмол

Рис. 23. Схема образования разрыхляющей МО из атомных 1 S – орбиталей

Молекулярная орбиталь (рис. 23), образующаяся при таком взаимодействии, характеризуется уменьшением абсолютной величины волновой функции в межъядерном пространстве по сравнению с ее значением в исходных атомах: на оси связи

89

появляется даже точка, в которой значение волновой функции, а, следовательно, и ее квадрата, обращается в нуль. Это означает, что в рассматриваемом случае уменьшится и плотность электронного облака в пространстве между атомами. В результате притяжения каждого атомного ядра в направлении к межъядерной области пространства окажется более слабым, чем в противоположном направлении, т.е. возникнут силы, приводящие к взаимному отталкиванию ядер. Здесь, следовательно, химическая связь не возникает; образовавшаяся в этом случае МО называется разрыхляющей (ζразр.1s), а находящиеся на ней электроны – разрыхляющими электронами.

Молекулярные орбитали, полученные при сложении и вычитании 1s – атомных орбиталей имеют следующие формы (рис. 24). Взаимодействие, приводящее к образованию связывающей орбитали, сопровождается выделением энергии, поэтому электрон, находящийся на связывающей орбитали, обладает меньшей энергией, чем в исходном атоме.

Рис. 24. Схема образования связывающей и разрыхляющей молекулярных ζ - орбиталей

Образование разрыхляющей орбитали требует затраты энергии. Следовательно, на разрыхляющей орбитали электрон обладает более высокой энергией, чем в исходном атоме.

90

Двухатомные гомоядерные молекулы элементов перво-

го периода. Образование молекулы водорода H2 по методу МО представляется следующим образом (рис. 25):

Рис. 25. Энергетическая диаграмма образования молекулярных орбиталей H2

Следовательно, вместо двух энергетически равноценных 1 s – орбиталей (исходные атомы водорода) при образовании молекулы H2 возникают две энергетически неравноценные молекулярные орбитали – связывающая и разрыхляющая.

В этом случае 2 элемента занимают молекулярную орбиталь с более низкой энергией, т.е. ζсв 1 s орбиталь.

H [1 s1] + H [1 s1] = H2 [(ζ св1 s)2]

В молекуле H2 два электрона. Согласно принципу наименьшей энергии и принципу Паули эти два электрона с противоположными спинами также заселяют ζ св орбиталь.

Приведенная энергетическая диаграмма молекулярных орбиталей справедлива для двухъядерных образований (элементами первого периода): H2+, He2

91

В молекулярном дигелии – ионе He2+ три электрона, два

из которых заселяют связывающую, третий – разрыхляющую орбиталь He2+ [(ζсв 1 s)2 (ζразр 1 s)] (рис. 26):

Рис. 26. Энергетическая диаграмма образования молекулярных орбиталей He 2

Ион H2+ состоит из двух протонов и одного электрона. Естественно, что единственный электрон этого иона должен

Рис. 27. Энергетическая диаграмма образования молекулярных орбиталей H 2

92