Симметрия молекулярных орбиталей.

Симметрия молекулярных орбиталей (σ или π) двухатомных молекул определяется также, как и в методе валентных связей

Рис. 1. Схема образования σ и π связей.

Отметим, что выигрыш в энергии при образовании σ - связи больше, чем при образовании π - связи. Это связано с тем, что в первом случае перекрывание АО и электронная плотность между ядрами больше. Они сильнее притягиваются и связь между ними усиливается.

Далее рассмотрим энергетические диаграммы гомоядерных (§ 4 –

§ 7) и гетероядерных двухатомных молекул (§ 8).

§ 4. Энергетическая диаграмма МО для молекулы Н₂

Молекулярные орбитали для молекулы водорода формируются следующим образом. Из двух 1s- АО образуются две - связывающая Ψ _АВ^св и разрыхляющая Ψ _АВ^св МО. Связывающая МО имеет более низкую, а разрыхляющая- более высокую энергии. Взаимное расположение уровней энергии МО представляется в виде энергетической диаграммы. При заполнении энергетических уровней электронами должно выполняться правило Хунда: число электронов на любой МО ограничено двумя, причем спины их должны иметь разные знаки. Пример энергетической диаграммы МО для молекулы водорода Н₂ приведен на рис. 2. Связывающая Ψ _АВ^св и разрыхляющая Ψ _АВ^св МО обозначаются как (1σ) и (2σ ^*) соответственно. Цифры 1, 2 обозначают номер МО, а σ – тип симметрии (цилиндрический относительно линии, соединяющей центры атомов)

(2σ ^*) Ψ _АВ ^разр = с_А φ _А - с_В φ _в

(1σ) Ψ _АВ^св = с_А φ _А + с_В φ _В

Рис 2. Энергетическая диаграмма МО молекулы водорода