- 138 -
Рис. 43. Схема образования связывающей МО из атомных 1s-орбиталей.
В результате возникают силы притяжения положительно заряженных атомных ядер к этой области — образуется химическая связь. Поэтому МО рассматриваемого типа называется связывающей.
В данном случае область повышенной электронной плотности находится вблизи оси связи, так что образовавшаяся МО относится к σ-типу. В соответствии с этим, связывающая МО, полученная в результате взаимодействия двух атомных 1s-орбиталей, обозначается σСВ 1s.
Электроны, находящиеся на связывающей МО, называются связывающими электронами.
Как указывалось на стр. 76, волновая функция ψ -орбитали обладает постоянным знаком. Для отдельного атома выбор этого знака произволен: до сих пор мы считали его положительным. Но при взаимодействии двух атомов знаки волновых функций их 1s-орбиталей могут оказаться различными. Значит, кроме случая, изображенного на рис. 43, а, где знаки обеих волновых функций одинаковы, возможен и случай, когда знаки волновых функций взаимодействующих 1s-орбиталей различны. Такой случай представлен на рис. 44,а: здесь волновая функция ψ -орбитали одного атома положительна, а другого — отрицательна. Пр и сложении этих волновых функций получится кривая, показанная на рис. 44, б. Молекулярная орбиталь, образующаяся при подобном взаимодействии, характеризуется уменьшением абсолютной величины волновой функции в межъядерном пространстве по сравнению с ее значением в исходных атомах: на оси связи появляется даже точка, в которой значение волновой функции, а, следовательно, и ее квадрата, обращается в нуль. Это означает, что в рассматриваемом случае уменьшится и плотность электронного облака в пространстве между атомами.
Рис. 44. Схема образования разрыхляющей МО из атомных 1s-орбиталей.
- 139 -
В результате притяжение каждого атомного ядра в направлении к межъядерной области пространства окажется более слабым, чем в противоположном направлении, т. е. возникнут силы, приводящие к взаимному отталкиванию ядер. Здесь, следовательно, химическая связь не возникает; образовавшаяся в этом случае МО называется разрыхляющей (σразр 1s) , а находящиеся на ней электроны — разрыхляющими электронами.
Переход электронов с атомных 1s-орбиталей на связывающую МО, приводящий к возникновению химической связи, сопровождается выделением энергии. Напротив, переход электронов с атомных 1s-орбиталей на разрыхляющую МО требует затраты энергии. Следовательно, энергия электронов на орбитали σсв 1s ниже, а на орбитали σразр 1s выше, чем на атомных 1s-орбиталях. Это соотношение энергий показано на рис. 45, на котором представлены как исходные 1s-орбитали двух атомов водорода, так и молекулярные орбитали σсв 1s и σразр 1s. Приближенно можно считать, что при переходе 1s-электрона на связывающую МО выделяется столько же энергии, сколько необходимо затратить для его перевода на разрыхляющую МО.
Мы знаем, что в наиболее устойчивом (невозбужденном) состоянии атома электроны занимают атомные орбитали, характеризующиеся наименьшей возможной энергией. Точно так же наиболее устойчивое состояние молекулы достигается в том случае, когда электроны занимают МО, отвечающие минимальной энергии. Поэтому при образовании молекулы водорода оба электрона перейдут с атомных 1s-орбиталей на связывающую молекулярную орбиталь σсв 1s (рис. 46); в соответствии с принципом Паули, электроны, находящиеся на одной МО, должны обладать противоположно направленными спинами.
Рис. 45. Энергетическая схема образования МО при взаимодействии 1s-орбиталей двух одинаковых атомов.
Рис. 46. Энергетическая схема образования молекулы водорода.
- 140 -
Используя символы, выражающие размещение электронов на атомных и молекулярных орбиталях, образование молекулы водорода можно представить схемой:
В методе ВС кратность связи определяется числом общих электронных пар: простой считается связь, образованная одной общей электронной парой, двойной — связь, образованная двумя общими электронными парами, и т. д. Аналогично этому, в методе МО кратность связи принято определять по числу связывающих электронов, участвующих в ее образовании: два связывающих электрона соответствуют простой связи, четыре связывающих электрона — двойной связи и т. д. При этом разрыхляющие электроны компенсируют действие соответствующего числа связывающих электронов. Так, если в молекуле имеются 6 связывающих и 2 разрыхляющих электрона, то избыток числа связывающих электронов над числом разрыхляющих равен четырем, что соответствует образованию двойной связи. Следовательно, с позиции метода МО химическую связь в молекуле водорода,образованную двумя связывающими электронами, следует рассматривать как простую связь.
Теперь становится понятной возможность существования устойчивого молекулярного иона H2+. При его образовании единственный электрон переходит с атомной орбитали 1s на связывающую орбиталь σсв 1s, что сопровождается выделением энергии (рис. 47) и может быть выражено схемой:
В молекулярном ионе H2+ (рис. 48) имеется всего три электрона. На связывающей молекулярной орбитали σсв 1s могут разместиться, согласно принципу Паули, только два электрона, по этому третий электрон занимает разрыхляющую орбиталь σразр 1s.
Рис. 47. Энергетическая схема образования молекулярного иона водорода H2+.
Рис. 48. Энергетическая схема образования молекулярного иона гелия He2+.
- 141 -
Рис. 49. Энергетическая схема образования молекулы лития Li2.
Рис. 50. Энергетическая схема образования МО при взаимодействии 2p-орбиталей двух одинаковых атомов.
Таким образом, число связывающих электронов здесь на единицу больше числа разрыхляющих. Следовательно, ион H2+ должен быть энергетически устойчивым. Действительно, существование иона H2+ экспериментально подтверждено и установлено, что при его образовании выделяется энергия;
Напротив, гипотетическая молекула He2 должна быть энергетически неустойчивой, поскольку здесь из четырех электронов, которые должны разместиться на МО, два займут связывающую, а два — разрыхляющую МО. Следовательно, образование молекулы He2 не будет сопровождаться выделением энергии. Действительно, молекулы He2 экспериментально не обнаружены.
В молекулах элементов второго периода МО образуются в результате взаимодействия атомных 2s и 2p-орбиталей; участие внутренних 1s-электронов в образовании химической связи здесь пренебрежимо мало. Так, на рис. 49 приведена энергетическая схема образования молекулы Li2: здесь имеются два связывающих электрона, что соответствует образованию простой связи. В молекуле же Be2 число связывающих и разрыхляющих электронов одинаково, так что эта молекула, подобно молекуле He2, энергетически неустойчива. Действительно, молекул Be2 обнаружить не удалось.
Схема образования МО при взаимодействии атомных 2p-орбиталей показана на рис. 50. Как видно, из шести исходных 2p-орбиталей образуются шесть МО: три связывающих и три разрыхляющих. При этом одна связывающая ( σсв 2p) и одна разрыхляющая σразр 2p орбитали принадлежат к σ-типу: они образованы взаимодействием атомных 2p-орбиталей, ориентированных вдоль оси связи. Две связывающие (πсв 2p) и две разрыхляющие (πразр 2p) орбитали образованы взаимодействием 2p-орбиталей, ориентировванных перпендикулярно оси связи; эти орбитали принадлежат к π-типу.
- 142 -
На рис. 51 представлена схема заполнения МО в молекуле азота N2. Здесь на МО должны разместиться шесть 2p-электронов обоих атомов азота. Они заполняют три связывающие МО, а все разрыхляющие МО остаются незанятыми. Общее число связывающих электронов в молекуле N2 равно шести, что соответствует образованию тройной связи.
В молекуле кислорода O2 (рис. 52) в образовании химических связей принимают участие по четыре 2p-электрона каждого атома; всего, следовательно, на МО должны перейти восемь электронов. Шесть из них занимают три связывающие МО, а два размещаются на разрыхляющих молекулярных орбиталях πразр 2p; здесь избыток числа связывающих электронов над числом разрыхляющих равен четырем, а кратность связи — двум. Обе орбитали πразр 2p энергетически равноценны, и электроны должны размещаться здесь в соответствии с правилом Хунда (см. § 32), которое сохраняет свою справедливость и в приложении к молекулам. Поэтому каждая из орбиталей πразр 2p занимается одним электроном и притом так, что спины этих электронов имеют одинаковое направление. Из схемы на рис. 52 вытекает, что в молекуле O2 имеются два неспаренных электрона, вследствие чего эта молекула должна быть парамагнитной. Как указывалось выше, это подтверждается на опыте. Таким образом, метод МО объясняет магнитные свойства молекулярного кислорода.
