Схематическое изображение электростатических взаимодействий

в молекуле Н₂.

энергия энергия отталкивания + притяжения

(8.3.)

Ψ = Ψa (1) Ψb (2) ± Ψa (2) Ψb (1)	(8.4.)
ΨS = Ψa (1) Ψb (2) + Ψa (2) Ψb (1)	(8.5.)
ΨA = Ψa (1) Ψb (2) − Ψa (2) Ψb (1)	(8.6.)

Зависимость полной энергии молекулы водорода от межъядерного расстояния

1 − экспериментальная, 2 − рассчитанная с помощью функции Ψ_S, 3 − рассчитанная с помощью функции Ψ_A. Е = −Е _связи .

Результаты теоретических и экспериментальных определений энергии и длины связи в молекуле Н₂

Типы волновых функций	Энергия связи, эВ	Длина связи l, Ǻ
По Хайтлеру − Лондону	3,14	0,869
По Хайтлеру − Лондону + экранирование (Уанг)	3,78	0,743
По Уангу + поляризация (Розен)	4,04	0,74
По Уангу + ионные структуры (Вейнбаум)	4,02	0,749
По Уангу + ионные структуры + поляризация	4,12	0,749
Молекулярные орбитали МО + экранирование	3,49	0,732
Коррелированные МО	4,11	0,71
Наилучшие возможные МО (самосогласованное поле)	3,62	0,74
По Кулиджу − Джеймсу без r 12 − членов	4,29	0,740
По Кулиджу − Джеймсу с r 12 − членами (13 слагаемых)	4,72	0,740
По Кулиджу − Джеймсу с r 12 − членами (50 слагаемых)	4,747	0,741
Экспериментальное значение	4,747	0,741

Основные принципы метода

1. Одинарная ковалентная химическая связь между двумя атомами образуется обобществленной электронной парой. Элек­тронная пара − два электрона, имеющие общую волновую функцию и отличающиеся значениями спинового квантового числа.

2. Связывающая электронная пара образуется при обобществ­лении, «перекрывании» орбиталей двух взаимодействующих атомов. Перекрываться могут только орбитали валентных элек­тронных уровней имеющие одинаковую симметрию относительно межъядерной оси. Перекрывание атомных орбиталей приводит к образованию связи только при совпадении знаков волновых функций для перекрывающихся частей орбиталей.

3. Уменьшение энергии системы при образовании ковалентной химической связи вызвано действием сил электрической природы: остовы взаимодействующих атомов притягиваются к зоне повышенной электронной плотности, которая возникает в пространстве между ядрами при перекрывании электронных орбиталей. Чем больше перекрываются орбитали, тем прочнее связь и тем она короче.

Гибридизация атомных орбиталей - взаимодействие разных по типу и близких по энергии атомных орбиталей данного атома с образованием набора новых орбиталей одинаковой формы и энергии.

Тип гибридизации центрального атома и геометрия молекул

Тип гибридизации	Геометрическая форма	Валентные углы, a^○	Примеры
sp	линейная	180^○	BeCl2, ZnCl2
sp ^2	треугольная	120^○	BCl3, ScCl3 (газ.)
sp ^3	тетраэдрическая	109,5^○	CH4, XeO4
sp ^3 d	Тригональная бипирамида	90^○; 120^○	PCl5, [SnCl5]^−
sp ^3 d ^2	октаэдрическая	90^○	SF6 [Pb(OH)6]^2−
dsp^2	квадрат	90^○	СuO, [Au(OH)4]^−

 

Условия гибридизации:

Конфигурация связей, образуемых многовалентным атомом, обусловлена числом электронных пар его валентной оболочки.

Электронные пары внешней энергетической оболочки атома (связывающие или неподеленные) располагаются так, чтобы быть максимально удаленными друг от друга.