Теория молекулярных орбиталей

Теория молекулярных орбиталей (МОТ) — это метод квантовой химии, который помогает понять поведение электронов в молекулах. В отличие от других моделей, МОТ описывает электроны как распределенные по нескольким атомам, а не локализованные между двумя атомами. Это широкое распределение электронов приводит к молекулярным орбиталям, которые могут распространяться по всей молекуле. Давайте поймем эту концепцию глубже простым языком и наглядными примерами.

Концепция атомных орбиталей

Прежде чем исследовать молекулярные орбитали, необходимо понять атомные орбитали. В атоме электроны находятся в областях пространства вокруг ядра, называемых орбиталями. Эти орбитали являются решениями уравнения Шредингера для электронов в атомах. Они имеют разные формы и энергии и представлены как s, p, d и f орбитали.

s орбитали: сферическая форма
p орбитали: гантелеобразная форма с тремя ориентациями (px, py, pz)
d орбитали: более сложные формы с пятью ориентациями (dxy, dyz, dxz, dx2-y2, dz2)
    

Согласно принципу запрета Паули, каждая атомная орбиталь может вмещать максимум два электрона с противоположными спинами.

Молекулярные орбитали

Когда атомы соединяются, чтобы образовать молекулы, их атомные орбитали перекрываются, образуя молекулярные орбитали. Ключевой аспект МОТ заключается в том, что эти молекулярные орбитали образуются из линейных комбинаций атомных орбиталей (LCAO). Молекулярные орбитали можно классифицировать на связывающие и разрыхляющие орбитали.

Связывающие молекулярные орбитали: Когда атомные орбитали комбинируются в фазе, они усиливают друг друга, приводя к низкоэнергетическому конструктивному интерференции. Это приводит к связывающей молекулярной орбитали, которая увеличивает вероятность нахождения электров между ядрами и удерживает атомы вместе.

Разрыхляющие молекулярные орбитали: Напротив, если атомные орбитали комбинируются вне фазы, они разрушают интерференцию, что приводит к более высоким уровням энергии, известным как разрыхляющие молекулярные орбитали. Эти молекулярные орбитали имеют узлы, где плотность электронов минимальна или равна нулю, снижая прочность связи.

Перекрытие двух атомных орбиталей можно представить как:

Ψ_молекулярная = c1Ψ_A + c2Ψ_B
    

Здесь Ψ_молекулярная обозначает молекулярную орбиталь, Ψ_A и Ψ_B — атомные орбитали, а c1 и c2 — коэффициенты, указывающие вклад каждой атомной орбитали в молекулярную орбиталь.

Визуализация молекулярных орбиталей для двуатомных молекул

Давайте визуализируем образование молекулярных орбиталей, используя двуатомный водород (H ₂) как простой пример.

Для _H2 каждый атом водорода имеет 1s атомную орбиталь. Когда они комбинируются, они образуют две молекулярные орбитали:

Связывающие (σ _1s) и разрыхляющие (σ* _1s) молекулярные орбитали:

               1s 1s
                ,
                 ,
              1s 1s 1s 1s
    

Связывающая орбиталь (σ _1s) имеет меньше энергии, чем оригинальная атомная орбиталь, тогда как разрыхляющая орбиталь (σ* _1s) имеет больше энергии. В H ₂ оба электрона занимают связывающую молекулярную орбиталь, образуя стабильную молекулу.

Лакмусовая проверка: порядок связи и стабильность

Теория молекулярных орбиталей вводит концепцию порядка связи для оценки стабильности молекулы:

Порядок связи = (Электроны в связывающих орбиталях - Электроны в разрыхляющих орбиталях) / 2
    

Для _H2 связывающая молекулярная орбиталь заполнена двумя электронами, а разрыхляющая орбиталь пуста. Таким образом, порядок связи равен:

Порядок связи = (2 - 0) / 2 = 1
    

Положительный порядок связи указывает на стабильность молекулы. Если порядок связи равен нулю или отрицателен, молекула вряд ли существует в нормальных условиях.

Гетероатомные двуатомные молекулы

Теория молекулярных орбиталей не ограничивается одинаковыми атомами. Рассмотрим случай фторида водорода (HF). Процесс похож, но есть различия из-за различий в электроотрицательности водорода и фтора.

Субъективное представление перекрытия выглядит следующим образом:

                       F H
                      2p 1c
                     ,
                    ,
                σ(2p-1s) π(2p)
    

Из-за высокой электроотрицательности фтора его атомные орбитали имеют более низкую энергию, чем 1s орбитали водорода. Следовательно, молекулярные орбитали в HF наклонены в сторону фтора, что указывает на значительное влияние атомных орбиталей фтора в молекуле.

Примечание: Только орбитали с аналогичной симметрией и сопоставимой энергией значительно соединяются. Таким образом, HF образует связывающую молекулярную орбиталь, которая в основном доминирует с 2p орбиталью фтора и 1s орбиталью водорода.

Применение теории молекулярных орбиталей к полиатомным молекулам

Расширение МОТ на полиатомные молекулы включает более сложные взаимодействия, но соблюдает те же принципы. В молекулах, таких как вода (H ₂ O), 1s орбитали атомов водорода взаимодействуют с 2p орбиталями кислорода, образуя новые молекулярные орбитали, охватывающие все три атома.

Формирование можно обобщить следующим образом:

O(2s,2p) + H(1s) + H(1s) → Молекулярные орбитали
    

Конструктивное сочетание приводит к связывающим орбиталям, которые удерживают атомы вместе, в то время как разрушительное сочетание приводит к ограничивающим орбиталям.

Заключение

Теория молекулярных орбиталей соединяет квантовую химию и реальный химический процесс связи, предоставляя глубокое понимание природы молекул. Расширение МОТ на сложные молекулы увеличивает сложность расчетов, но предоставляет невероятно детальное понимание распределения электронов и прочности связи. Несмотря на свою сложность, ключевая идея заключается в том, что молекулярные орбитали, образованные перекрытием атомных орбиталей, определяют стабильность и структуру молекулы.

Надеюсь, благодаря этому исследованию мир молекулярных орбиталей покажется более осязаемым и интуитивно понятным.

Комментарии