Метод молекулярных орбитаелей дает представление о пространственной структуре молекулы?

Answer 1

Теория молекулярных орбиталей (МО) дает представление о распределении электронной плотности и объясняет свойства молекул. В этой теории квантовомеханические зависимости для атома распространены на боле сложную систему — молекулу. Молекула рассматривается как целое, а не как совокупность сохранивших индивидуальность атомов. В молекуле (как и в атоме) имеются дискретные энергетические состояния отдельных электронов (молекулярные орбитали) с их самосогласованным движением в поле друг друга и всех ядер молекулы.
 
Предполагается, что все электроны данной молекулы (как и в атоме) распределяются по сответствующим орбиталям. Состояние электрона в атоме описывается одноэлектронной волновой функцией , являющейся решением уравнения Шрёдингера. Волновая функция , зависящая от четырёх квантовых чисел, имеющая конкретный математический вид и удовлетворяющая условию нормировки и однозначности называется молекулярной орбиталью (МО) (по аналогии с атомной) . Каждая орбиталь характеризуется своим набором квантовых чисел, отражающих свойства электронов в данном энергетическом состоянии. В отличие от одноцентровых орбиталей атомов, орбитали молекул многоцентровые, то есть молекулы имеют общие орбитали для двух или боле атомных ядер. Каждая молекулярная орбиталь обладает определённой энергией, приближённо характеризующейся сответствующим потенциалом ионизации.
Преимущества
 
По сравнению с методом валентных схем имет следующие преимущества:
 
 Позволяет описывать химическую связь в электронодефицитных молекулах (диборан) , молекулярных радикалах (моноксид азота) , молекулярных ионах (нитрозил, нитроил, гидразоний, оксигенил) , гипервалентных соединениях (соединения благородных газов) .
 Объясняет образование молекул с многоцентровыми орбиталями. Например, в азотной кислоте азот имет степень окисления +5, хотя предельное число связей не может быть больше числа валентных орбиталей (то есть 4) . Это противоречие разрешается исходя из модели трёхцентровой двухэлектронной связи.
 Описывает водородную связь как частный случай ковалентной: через модель делокализации электронной плотности и образование трёхцентровых четырёхэлектронных связей (например, -H•••[F-H•••F]-) .
 
Когда обнаружилась способность благородных газов образовывать соединения, некоторые учёные были склонны считать что электроны распариваются на следующий энергетический уровень и образуются нормальные двухцентровые двухэлектронные связи. Однако энергия на распаривание слишком велика, и она не покрылась бы энергией, выделившейся в результате образования химических связей. Оказывается, образуются трёхцентровые четырёхэлектронные связи. Модель МО ЛКАО позволяет объяснить образование химической связи в такого рода соединениях.
 
Энергию МО в молекуле либо определяют экспериментально (спектроскопически и др. ) либо рассчитывают методами квантовой механики и квантовой химии (чисто теоретическими и полуэмпирическими) .
 
скоре нет чем да, - уточняет свойства