Теория молекулярных орбиталей

Теория молекулярных орбиталей (МОТ) является фундаментальной теорией в химии, которая объясняет, как атомы соединяются друг с другом для формирования молекул. Она предоставляет более сложное понимание химической связи, чем другие модели, такие как теория валентных связей (ТВС). В этом подробном объяснении мы углубленно рассмотрим основные концепции, формирование молекулярной орбитали и применение теории молекулярных орбиталей для объяснения связывания в молекулах.

Основные концепции

Теория молекулярных орбиталей описывает поведение электронов в молекулах. В отличие от ТВС, которая предполагает, что связи образуются за счет перекрывания атомных орбиталей различных атомов, МОТ предлагает молекулярные орбитали, которые принадлежат всей молекуле.

Формирование молекулярных орбиталей

Молекулярные орбитали образуются, когда атомные орбитали в молекуле соединяются. Рассмотрим простейшую двухатомную молекулу: H 2. Каждый атом водорода вносит 1s атомную орбиталь, и эти орбитали могут соединяться двумя различными способами:

• Конструктивная комбинация: Когда атомные орбитали соединяются конструктивно, они образуют молекулярную орбиталь, называемую связывающая молекулярная орбиталь. Она характеризуется увеличением плотности электронов между двумя ядрами и имеет энергию ниже, чем у исходных атомных орбиталей.
• Деструктивная комбинация: Когда атомные орбитали соединяются деструктивно, они образуют анти-связывающая молекулярная орбиталь. Она характеризуется узлом (областью нулевой плотности электронов) между ядрами и имеет высокую энергию.

Визуальный пример комбинации молекулярных орбиталей

        H --(1s)-- + H --(1s)-- | | VV Связывающая Анти-связывающая Орбиталь Орбиталь
        H --(1s)-- + H --(1s)-- | | VV Связывающая Анти-связывающая Орбиталь Орбиталь
    

Диаграмма молекулярных орбиталей

Расположение связывающих и анти-связывающих молекулярных орбиталей можно представить в виде диаграммы молекулярных орбиталей. Вот пример для молекулярного водорода:

        Энергия ↑ | σ* 1s (Анти-связывающая) |----------------------------- | σ 1s (Связывающая) |----------------------------- |
        Энергия ↑ | σ* 1s (Анти-связывающая) |----------------------------- | σ 1s (Связывающая) |----------------------------- |
    

На этой диаграмме σ 1s связывающая молекулярная орбиталь и σ* 1s анти-связывающая молекулярная орбиталь. Электроны сначала заполнят связывающую орбиталь с более низкой энергией, а затем анти-связывающую орбиталь, если будет больше электронов.

Порядок связи

Теория молекулярных орбиталей вводит концепцию порядка связи для прогнозирования стабильности молекулы. Порядок связи рассчитывается следующим образом:

        Порядок связи = (Число электронов на связывающих орбиталях - Число электронов на анти-связывающих орбиталях) / 2
        Порядок связи = (Число электронов на связывающих орбиталях - Число электронов на анти-связывающих орбиталях) / 2
    

Более высокий порядок связи указывает на более стабильные связи. Например, в _{H 2}:

        Связывающие электроны = 2 Анти-связывающие электроны = 0 Порядок связи = (2 - 0) / 2 = 1
        Связывающие электроны = 2 Анти-связывающие электроны = 0 Порядок связи = (2 - 0) / 2 = 1
    

Применение теории молекулярных орбиталей

МОТ можно применить к более сложным молекулам, таким как O 2 и N 2. Давайте рассмотрим эти примеры:

Молекула кислорода _{O 2}

Молекула кислорода имеет 16 валентных электронов. Ее диаграмма молекулярных орбиталей выглядит следующим образом:

        Энергия ↑ | σ* 2p |------------------------- | π* 2p π* 2p |------------------------- | π 2p π 2p |------------------------- | σ 2p |------------------------- | σ* 2s |------------------------- | σ 2s
        Энергия ↑ | σ* 2p |------------------------- | π* 2p π* 2p |------------------------- | π 2p π 2p |------------------------- | σ 2p |------------------------- | σ* 2s |------------------------- | σ 2s
    

        Связывающие электроны: 10 Анти-связывающие электроны: 6 Порядок связи: (10 - 6) / 2 = 2
        Связывающие электроны: 10 Анти-связывающие электроны: 6 Порядок связи: (10 - 6) / 2 = 2
    

Порядок связи 2 объясняет, почему _{O 2} имеет двойную связь.

Молекула азота N 2

Молекула азота имеет 14 валентных электронов. Ее диаграмма молекулярных орбиталей выглядит следующим образом:

        Энергия ↑ | σ* 2p |------------------------- | π* 2p π* 2p |------------------------- | π 2p π 2p |------------------------- | σ 2p |------------------------- | σ* 2s |------------------------- | σ 2s
        Энергия ↑ | σ* 2p |------------------------- | π* 2p π* 2p |------------------------- | π 2p π 2p |------------------------- | σ 2p |------------------------- | σ* 2s |------------------------- | σ 2s
    

        Связывающие электроны: 10 Анти-связывающие электроны: 4 Порядок связи: (10 - 4) / 2 = 3
        Связывающие электроны: 10 Анти-связывающие электроны: 4 Порядок связи: (10 - 4) / 2 = 3
    

Порядок связи 3 для N 2 коррелирует с его наблюдаемой тройной связью.

Преимущества теории молекулярных орбиталей

• МОТ дает более подробную картину электронной структуры молекул.
• Она отвечает за магнитные свойства молекул (например, парамагнетизм в _{O 2}).
• Предоставляет метод расчета молекулярных свойств, таких как порядок связи и длина связи.

Ограничения теории молекулярных орбиталей

• Для более крупных молекул она может быть сложной и математически интенсивной.
• Для некоторых предсказаний и подтверждений по-прежнему необходимы эмпирические данные.

Заключение

Теория молекулярных орбиталей - это важная концепция в химии, которая предоставляет более полное понимание химической связи и молекулярной структуры. Рассматривая молекулу как целое, она позволяет химикам прогнозировать и объяснять поведение молекул, что важно для достижений в химических исследованиях и промышленности.

Комментарии