Химия - Теория молекулярных орбиталей - Пример

01 марта 2011


Оглавление:
1. Теория молекулярных орбиталей
2. Пример
3. Преимущества

Рассмотрим на примере молекулы водорода. У двух атомов водорода 2 1S орбитали с 1 электроном на каждой. Они имеют одинаковую энергию. Далее по приближению МО ЛКАО эти две орбитали преобразуются на 2: связывающую и разрыхляющую. Причём связывающая находится по энергии ниже 1s орбиталей водородов на ΔE. Разрыхляющая орбиталь находится выше 1s орбиталей на ΔE. Пусть 1S орбитали водородов имеют энергию Е, тогда связывающая орбиталь имеет энергию E — ΔE, разрыхляющая E + ΔE. Сложим энергии этих двух орбиталей + = 2E, что соответствует двум 1s орбиталям двух атомов водорода. То есть закон сохранения энергии выполняется.

Ещё один пример

Хорошим примером работы метода молекулярных орбиталей может явится рассмотрение молекулы кислорода . В ней имеется одна σ-связь, то есть одна σ-связывающая и одна σ-разрыхляющая орбитали. Общее же число орбиталей равно 8, так как число орбиталей валентного уровня атома кислорода равно 4. Таким образом, число π-связывающих орбиталей равно , и, соответственно, имеется столько же разрыхляющих π-орбиталей. Энергия π-орбиталей, как правило, меньше, чем у σ-орбиталей, так что они заполняются раньше. Общее число электронов на орбиталях молекулы кислорода равно 12. Первые 6 электронов размещаются на 3 связывающих π-орбиталях. Следующие два — на связывающей σ-орбитали. Остаётся 4 электрона. Сначала 3 из них заселяют 3 разрыхляющих π-орбитали, по одному на каждую. Последний завершает заселение одной из них. В молекуле кислорода оказываются 2 неспаренных электрона. Таким образом, метод молекулярных орбиталей наличием этих неспаренных электронов объясняет наблюдающийся на практике парамагнетизм кислорода — в отличие от метода валентных связей, который не приводит к подобному результату. Согласно ММО, кратность связи в молекуле кислорода равна , то есть связь двойная.

Просмотров: 5280

<<< Теория Маркуса

Теория функционала плотности >>>