О природе минералов 1 Введение

1.7
 Химическая связь с точки
зрения теории молекулярных
орбиталей
Альтернативный подход к представлениям о ги-
бридизации орбиталей и металлической связи,
описанным в разд. 1.5.3 и 1.5.4, следует из те-
ории молекулярных орбиталей (МО). В то время
как точное математическое представление молеку-
лярных орбиталей можно получить путем расче-
тов с использованием мощного компьютера, ком-
бинации орбиталей обычно рассматривают при-
близительно как линейные комбинации атомных
орбиталей (ЛКАО). Иллюстрацией этого метода
может служить простой пример с молекулой Н
2
.
В данном случае имеется линейная комбинация
двух атомных орбиталей 1
s
. Электронная плот-
ность, определяемая квадратом волновой функ-
ции
 ψ,
должна быть одинаковой около каждого из
атомов водорода. Поэтому возможные комбина-
ции атомных орбиталей
 XA
и
 XB
для двух атомов
представляются следующим образом:
и
Электронная плотность на орбиталях пока-
зана на рис. 1.13. Из поведения функции
 ψ
1
видно, что электронная плотность возрастает в
области между ядрами, где имеется благопри-
ятный потенциал притяжения. С другой сторо-
ны, электроны, описываемые функцией
 ψ
2
,
стре-
мятся избежать данной области. Вследствие это-
го
 ψ
1
соответствует связывающей молекулярной
орбитали, у которой при заполнении ее электро-
нами энергия понижается. Функция
 ψ
2
характе-
ризует соответствующую антисвязывающую ор-
Рис. 1.13 Молекулярные орбитали H
2
.
При соеди-
нении двух атомов водорода отдельные электроны
становятся спаренными на орбитали
 ψ
1
,
обладающей
более низкой энергией связи.
Рис. 1.14 Изображение связи в молекуле Не2 с помо-
щью молекулярных орбиталей. Когда соединяются
два атома гелия, пары электронов каждого из них
разъединяются: один электрон переходит на орбиталь
со связью, а другой на орбиталь с антисвязью, где
они спариваются с электронами другого атома. В
этом случае энергия системы оказывается выше, чем
у двух отдельных атомов, и поэтому молекула Не
2
не
образуется.

---