Метод молекулярных орбиталей

В ряде случаев метод валентных связей не может объяснить образования химических связей. Например, существует ион H2+ , в составе которого находится всего лишь один электрон и, следовательно, не может образоваться электронной пары.

Этот и другие подобные ему факты можно объяснить на основе метода молекулярных орбиталей (МО), который предложил американский ученый Роберт Сандерсон Малликен (1896-1986) в 1930 г.

Химическая связь рассматривается в этом случае как результат распределения электронов в молекуле по соответствующим молекулярным орбиталям. Для описания молекулы следует определить тип ее молекулярных орбиталей и распределение по ним электронов. В состав молекулы могут входить несколько атомов, поэтому молекулярное электронное облако принадлежит одновременно нескольким ядрам и возникает многоцентровая химическая связь.

В первом приближении молекулярные орбитали можно рассматривать как линейную комбинацию атомных орбиталей (ЛКАО). При этом из n атомных орбиталей образуется n молекулярных орбиталей.

Заселение электронами молекулярных орбиталей подчиняется тем же закономерностям, что и заселение атомных орбиталей:

1. Принцип Паули. На каждой МО может находиться не более чем два электрона, причем с противоположно направленными спинами.

2. Правило Хунда (трамвайное правило)

В наиболее устойчивом состоянии молекулы электроны размещаются в пределах МО так, чтобы их суммарный спин был максимален.

3. Принцип минимума энергии. МО заселяются последовательно в порядке возрастания их энергии. Образование химической связи с точки зрения метода молекулярных орбиталей происходит тогда, когда суммарная энергия электронов на молекулярных орбиталях оказывается меньше, чем суммарная энергия этих электронов на атомных орбиталях. 

 

Ваша оценка?

Петр Иваныч
Петр Иваныч
Возможно этот человек ответит на ваши вопросы
Задать вопрос

Читайте также:  Конденсационные методы
Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Всё о химии
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: