Метод молекулярных орбиталей.

Все электроны движутся в поле всех ядер, составл молекулу по неким молекулярным орбиталям. Сначала строим орбитали, потом сажаем на них электроны. Строим орбитали по приближению ЛКАО – линейная комбинация атомных орбиталей. Ψ=∑с_iψ_I. Рассмотрим молекулярный ион Н₂⁺.правило: сколько взяли атомных орбиталей, столько же молекулярных. Ψ₁=ψ₁+ ψ_. Ψ₂= ψ₁- ψ₂. Подставив в уравнение Шредингера, получим 2 уровня энергии один ниже, а другой выше исходных. Ниже – с вязывающая орбиталь сигма св, т.к. электрон, на нее попадающий, дает выигрыш в энергии – связь. Выше - разрыхляющая орбиталь сигма*. Едиственный электрон молекулярного иона Н₂⁺ садится на связывающую орбиталь и получаем хим связь, но не очень прочную. В молекуле Н₂ два электрона, по принципу Паули они оба сядут на сигма св.Тогда имеем электронную пару как и в методе вал связей. Кратность связи n определяется в методе мол орбит как S(n_св – n_разр).Т.е. Н₂⁺ сигма св 1 n=1/2; Н₂ сигма св 2 n=1; Не₂⁺ сигма св 2 сигма*1 n=1/2 – может существ; Не₂ сигма св 2 сигма* 2 n=0 – не может существ.

Двухатомные молекулы элементов 2 периода.

Для двухатомных молекул Li₂-Ne₂ орбиталями, кот могут принимать участие в связи будут валентные 2s и три 2p от каждого атома. Правила создания молек орбиталей: 1)из n атомных орбиталей должны получить n молек орбиталей 2)связывающие и разрыхляющие о рбитали получаются в рез-те перекрывания атомных орбиталей 3)перекрывание опред геометрией атомных орбиталей, кот не перекрываются 4) перекрываются орбитали, близкие по энергии 5)рассаживание электронов по приницап минимума энергии, Паули и п равилом Хунда. По рисунку, перекрываются прежде всего s-s, p_x-p_x орбитали. Так как s и p имеют разную энергию, то можно считать, что они перекрываются только друг с другом. Тогда, 1) ψ₁=s₁+s₂ сигма св1; 2)ψ₂=s₁-s₂ сигма*1; 3)ψ₃=р_х1-р_х2 сигма св 2; 4)ψ₄=р_х1+р_х2 сигма*2. Р_у и Р_х перекрываются только друг с другом по пи типу. Это перекрывание меньше, орбитали меньше разъедутся по энергии. Получаем одинаковые по энергии орбитали 5)ψ₅=р_у1+р_у2 пи св; 6) ψ₆=р_у1-р_у2 пи*; 7)ψ₇=p_z1+p_z2 пи св; 8)ψ₈=p_z1-p_z2 пи*.Получили как и требовалось 8 орбиталей. В начале s и p_x орбитали близки по энергии и их надо рассм вместе. Сигма 2 связыв и разрыхл орбитали под «давлением» сигмы 1 как бы поднимаются наверх и сигма св 2 оказывается выше пи св. Li(2s¹)→4e сигма₁² n=1; Be₂ (2s²)→4e сигма₁² сигма₁^*2n=0. Нет молекулы Be₂; В₂(2s²2p¹)→6e сигма₁²сигма₁^*2пи^св2 n=1; C₂(2s²2p²)→8e сигма₁²сигма₁^*2пи^св4 n=2; N₂(2s²2p³)→10e сигма₁²сигма₁^*2пи^св4сигма₂^св2 заняты все связыв орбитали – прочная тройная связь.

О₂ (2s²2p⁴)→12e сигма₁²сигма₁^*2пи^св4сигма₂^св2пи^*2 n=2. F₂(2s²2p⁵)→14e сигма₁²сигма₁^*2пи^св4пи^*4 n=1; Ne₂ (2s²2p⁶)→16e сигма₁²сигма₁^*2пи^св4сигма₂^св2пи^*4сигма₂^*2. Молекула Ne₂ существ не может. Но молекула NeF может, т.к. главное правило существования молекул – количество электронов на связыв орбиталях должно быть больше, чем на разрыхляющих. Недостатки МО: 1) она не наглядна 2) не дает геометрии молекул. Другие типы связей: 1) донороно-акцепторная.По тероии вал св, один атом-донор предоставляет не один электрон, а эл пару, а другой- акцептор – своб орбиталью Пример NH₃ . 2) водородная связь – вариант донорно-акц. Пример-вода. 3) металлич связь.делокализация электронов в металлах с образов зон проводимости. Электроны подвижны, но не бегут по проводнику, а передают энергию друг другу.