Общая химия

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 σ^св 1s ниже, а на орбитали σ^разр 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 σ^св 1s и σ^разр 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 σ^св 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 σ^св 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 σ^св 1s могут разместиться, согласно принципу Паули, только два электрона, по этому третий электрон занимает разрыхляющую орбиталь σ^разр 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.