Гейтлера Лондона метод электронных пар валентных связей

Количественная теория химической связи развивается в настоящее время на основе выводов и методов квантовой механики. Теория ковалентной связи, предложенная Гейтлером и Лондоном (1927) первоначально для описания молекулы Нг, при дальнейшем развитии получила распространение и на другие случаи ковалентной связи. Она описывает ковалентную связь, рассматривая состояние электронов данной электронной пары с помощью уравнений волновой функции Шредингера. Такое рассмотрение получило название метода валентных схем (ВС) или метода локализованных электронных пар. Можно показать, что при образовании связи с помощью -электронов необходимо, чтобы электро- [c.66]

Метод валентных связей (МВС). Начало квантовой химии было положено немецкими учеными Гейтлером и Лондоном, которые в 1927 г. опубликовали квантовомеханический расчет молекулы водорода. Впервые было дано научное обоснование электронной пары Льюиса, ответственной за ковалентную связь. В дальнейшем метод Гейтлера — Лондона получил развитие в работах Слейтера , [c.89]

Существуют два способа объяснения характера ковалентной связп— метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО). Первый метод основан на предложенном В. Гейтлером и Ф. Лондоном (1927) решении уравнения Шрёдингера для молекулы водорода На (примененном ранее Гейзенбергом к атому гелия). В тридцатых годах этот метод усовершенствован Дж. Слейтером и Л. Полингом. Второй метод — молекулярных орбиталей — создан несколько позднее Р. Малликеном, Ф. Хундом, Э. Хюккелем, Дж. Леннардом-Джонсом и Ч. Коулсоном. В пятидесятые годы важный вклад в развитие метода сделал К. Рутан, использовав уравнения самосогласованного поля (ССП), разработанные Д. Хартри и В. Фоком для многоэлектронных атомов. Создание математического аппарата и электронно-вычислительных машин позволило проводить многочисленные теоретические расчеты для молекул, беря из опыта значения только межъядерных расстояний. Метод молекулярных орбиталей более употребителен и поэтому рассмотрен более подробно, чем метод валентных связей. [c.176]

Один из эффективных подходов, получивший впоследствии наименование метода валентных связей, был предложен в 1927 г. В. Гейтлером и Ф. Лондоном, которые выполнили расчет для молекулы водорода. Физическая идея предложенного ими подхода основана на предположении о том, что при образовании молекулы из атомов последние в значительной степени сохраняют свою электронную конфигурацию., а силы спя-,П) " ДУ обусловлены об- [c.100]

Итак, как видно на примере молекулы Н—Н, метод Гейтлера — Лондона позволяет истолковать валентный штрих классической структурной теории как сокращенное обозначение пары электронов с антипараллельными спинами, которые спариваются с образованием двухцентровой двухэлектронной связи, координатная часть волновой функции которой имеет вид симметризованного произведения волновых функций связанных атомов. [c.55]

ВС-метод. В методе валентных связей результаты работы Гейтлера и Лондона обобщены и распространены на многоатомные молекулы. Поэтому характерные особенности двухэлектронной связи в молекуле На перенесены на связи в многоатомных молекулах типа СН4 и др. Принимается, что каждая связь осуществляется парой электронов с антипараллельными спинами, локализованной (сосредоточенной) между двумя определенными атомами. При этом атомные орбитали двух электронов перекрываются. Представление о локализованной паре электронов является квантовомеханическим аналогом более ранней идеи Льюиса о связи как о паре электронов, общей двум атомам. Уже на заре теории химического строения возникло и широко используется химиками по сей день понятие валентности атома. Каждому атому в соединении приписывалось определенное целое число единиц сродства к другим атомам. Это число и называлось валентностью. [c.56]

Валентность атомов. Метод валентных связей. Гейтлер и Лондон рассмотрели также взаимодействие двух атомов Не. В этой системе невозможно образование химической связи, так как в ней имеются две пары электронов с одинаковыми спинами. Каждый электрон в системе Не - Не имеет соседа в том же квантовом состоянии, поэтому два атома Не не образуют устойчивую молекулу. [c.86]

Начало одному из методов было положено работой В. Гейтлера и Ф. Лондона (1927). Они впервые объяснили природу сил в молекуле водорода. В 30-х годах эти идеи были развиты Слейтером и Полингом для многоатомных молекул. Их представления получили название — спиновая теория валентности, или метод электронных пар. Параллельно с указанным плодотворно развивается другой подход к объяснению ковалентной связи, получивший название метода молекулярных орбиталей (Гунд, Милликен, Хюккель, Леннард-Джонс, Коулсон). [c.87]

Квантово-механическая модель молекулы получила количественное подтверждение в экспериментальной химии, что позволило использовать метод валентных связей ( С), или электронных пар, для описания строения и энергетики более сложных молекул, образованных из атомов различных элементов периодической системы. Проведя расчет энергии химической связи в молекуле Н , Гейтлер и Лондон сделали попытку вычислить энергию присоединения к ней третьего атома водорода (Н ) + (Н) —>(Нд). Расчет показал, что этот процесс невозможен. Отсюда был сделан вывод о том, что химическая связь, возникающая в молекулах за счет появления общей пары электронов, имеет предел насыщения. Двухэлектронная химическая связь получила название ковалентной. [c.241]

Успехи теоретической химии, развитие квантовой механики создали возможность приближенных количественных расчетов молекул. Известно два важнейших метода расчета метод электронных пар, называемый также методом валентных связей, и метод молекулярных орбит. Первый из этих методов, разработанный Гейтлером и Лондоном для молекулы водорода, приобрел широкое распространение в 30-х годах нынешнего столетия. В последние годы все большее значение приобретает [c.123]

Метод МО отличается от метода валентных связей, или метода электронных пар, разработанного Гейтлером и Лондоном, тем, что в нем используются не волновые функции, описывающие электронные пары, а волновые функции одного электрона в поле всех ядер и остальных электронов. При этом электроны молекулы размещаются по соответствующим одноэлектронным уровням с учетом принципа Паули, т. е. на одной молекулярной орбите могут находиться два электрона с противоположными спинами. [c.99]

Представления Гейтлера и Лондона о механизме образования химической связи оказались чрезвычайно плодотворными и послужили основой для объяснения и приближенного расчета связи в более сложных молекулах. Эти представления были развиты в теорию химической связи, получившую название метода валентных связей или метода электронных пар. Значительный вклад в создание и развитие метода валентных связей был внесен Слейтером и Полингом (США). [c.169]

Метод валентных связей впервые был использован в 1927 г. немецкими учеными В. Гейтлером и Ф. Лондоном, которые провели квантово-механический расчет молекулы водорода. В методе ВС предполагается, что атомы в молекуле сохраняют свою индивидуальность. Электронная пара заселяет орбиталь то одного, то другого атома. Гейтлер и Лондон показали, что при сближении двух атомов водорода с антипараллельными спинами происходит уменьшение [c.40]

Приближение идеального спаривания сохраняет эту простую картину для многоатомных молекул. За основу берется структурная формула (валентная схема) химического соединения. Образование химической связи, так же как и в методе Гейтлера — Лондона, относится главным образом к обменным взаимодействиям, соответствующим электронным парам. Кроме того, учитываются различные [c.82]

Основу метода электронных пар составляет положение, что связь между атомами осуществляется за счет двух электронов так же, как в теории Льюиса — Лэнгмюра. Однако в отличие от статических электронных пар, принятых в теории Льюиса — Лэнгмюра, в методе Гейтлера — Лондона принимается, что электронная пара динамична. Это существенное положение, отражающее квантовые закономерности, приводит к тому, что мы должны для описания молекулы принять не одну, а несколько валентных схем, каждая из которых реализуется с определенной вероятностью. Обычно ограничиваются выбором небольшого числа схем, которые отражают существенные свойства молекул. Например, в случае простейшей молекулы водорода ограничиваются следующими валентными схемами [c.73]

Рассмотрим некоторые квантовохимические предсказания, которые, однако, не приводят к объяснению. Пожалуй, наиболее ярким примером этого рода является так называемое приближение идеального (или полного) спаривания, возникшее в рамках метода валентных схем. Это приближение обобщает на случай многоатомных молекул результаты первого квантовомеханического расчета, выполненного для молекулы водорода Гейтлером и Лондоном. Как уже отмечалось, в этом расчете было использовано допущение об образовании химической связи путем спаривания электронов различных атомов. При этом кроме обычного кулоновского взаимодействия электронов рассматривалось специфическое квантовое обменное взаимодействие, учитывающее неразличимость электронов в электронной паре. Возникновение химической связи относилось главным образом за счет обменного взаимодействия . [c.82]

Метод валентных связей. Представления об образовании молекулы водорода, развитые Гейтлером и Лондоном, были распространены и на более сложные молекулы. На этой основе возникла теория образования химических связей, которая получила название метода валентных связей. Этот метод основан на представлении о том, что атомы в молекуле удерживаются посредством одной или нескольких электронных пар, причем эти связи тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака взаимодействуюших атомов. Обычно большая степень перекрывания электронных облаков наблюдается на прямой, соединяющей центры атомов. Комбинации двухэлектронных двухцентровых связей, которые отражают электронную структуру молекулы, называют валентными схема.ии. [c.47]

Итак, мы познакомились с двумя приближенными решениями уравнения Шрёдингера для молекул. Ранее (разд. 6.2.1) было показано, как, исходя из одноэлектронной модели молекулярного иона водорода Нг+, можно построить в некотором роде периодическую систему двухатомных молекул. Для применяемого при этом метода молекулярных орбиталей (МО) характерно заполнение молекулярной (а не атомной) орбитали ф последовательно одним, а затем и двумя электронами. В методе валентных связей (ВС) Гейтлера — Лондона исходят из атомных орбиталей, занятых одним электроном, а далее переходят к двухэлектронной системе (Не или На) путем линейной комбинации занятых атомных орбиталей, в которой учитывается неразличимость электронов. [c.87]

Основные полоокенхм метода валентных связей. Впервые приближенное решение уравнения Шредингера для одной из простейших молекул — молекулы водорода было произведено в 1927 г. В. Гейтлером и Ф. Лондоном. Эти авторы сначала рассмотрели систему из двух атомов водорода, находящихся на большом расстоянии друг от друга. При этом условии можно учитывать только взаимодействие каждого электрона со своим ядром, а всеми остальными взаимодействиями (взаимное отталкивание ядер, притяжение каждого электрона к чужому ядру, взаимодействие между электронами) [c.101]

Метод валентных связей (МВС). Начало квантовой химии было положено немецкими учеными Гейтлером и Лондоном, которые в 1927 г. опубликовали квантово-механический расчет молекулы водорода. Впервые было дано научное обоснование электронной пары Льюиса, ответственной за ковалентную связь. В дальнейшем метод Гейтлера — Лондона получил развитие в трудах Слейтера, Ван Флека и особенно Полинга и был назван методом вгшентных связей (МВС) или локализованных электронных пар. [c.67]

Спиновое взаимодействие между протонами обусловливает магнитную поляризацию промежуточного электронного облака, как это указывалось на стр. 289. Взаимодействие между протонами и электронами может происходить по различным механизмам (Рамзей [52]) с участием магнитных моментов, связанных как с орбитальным движением электронов, так и с электронным спином, но, по-видимому, только один из этих факторов является достаточно существенным для объяснения наблюдаемой величины взаимодействия. Речь идет о влиянии электронного спина, известного под названием фермиевского или контактного взаимодействия, поскольку оно зависит от плотностей электронных спинов у про.тонов. Величина константы связи может быть вычислена методом возмущений второго порядка [52], согласно которому возбужденные триплетные состояния вводятся в волновую функцию молекулярных электронов, или путем дальнейщего приближения, для чего средняя величина энергии возбуждения берется непосредственно из волновой функции основного состояния. Именно так сделал Рамзей в случае молекулярного водорода, использовав функцию Джемса — Кулиджа. Было использовано произведение атомных орбит по Гейтлер-Лондону [33] Карплус и сотр. [61, 62, 119] рассчитали приближенным методом величины ряда валентных связей. Эти данные позволили получить теоретическое значение константы связи в метане, равное 10,4 1,0 гц константа связи, определенная по расщеплению спектра H3D, составляет 12,4 1,6 гц. Кроме того, предсказано, что константа связи J между протонами внутри метиленовой группировки [61]является чувствительной функцией угла связи Н—С—Н зависимость такова, что J уменьшается от величины примерно 20 гц при валентном угле 105° до нуля с расщирением угла примерно до 125° при более щироких углах можно ожидать появления небольших отрицательных значений J. Число молекул, для которых точно известен валентный угол Н—С—Н, весьма ограниченно в тех случаях, когда эти углы известны, экспериментальные данные согласуются с вычисленной кривой. В частности, в отнощении двух геминальных водородов в винилиденовой груп--пе>С = СН2 можно предсказать, что они взаимодействуют очень слабо (7 S1 гц), так как центральный атом углерода является- хр -гибридизованным, а угол Н—С—Н велик константы связи поэтому малы, что согласуется с экспериментальными данными. [c.307]

Количественная теория химической связи развивается в настоящее время на основе выводов и методов квантовой механики. Теория ковалентной связи, предложенная Гейтлером и Лондоном (1927) первоначально для описания молекулы Нг, при дальнейшем развитии получила распространение и на другие случаи ковалентной связи. Она описывает ковалентную связь, рассматривая состояние электронов данной электронной пары с помощью уравнений волновой функции Шредингера. Такое рассмотрение получило название метода валентных схем (ВС) или метода локализованных электронных пар. Можно показать, что при образовании связи с помощью 5-электронов необходимо, чтобы электроны, образующие связь, обладали спином, противоположным по знаку (это отвечает принципу Паули). В таком случае говорят об антипараллельных спинах. В противоположном же случае (т. е. при париллельных спинах) связь е образуется. [c.66]

Только для молекулы водорода (содержащей два ядра и два электрона) и молекулярного иона водорода (содержащего два ядра и один электрон) волновая функция может быть рассчитана непосредственно и точно решением волнового уравнения Шредингера. Для всех других молекул употребляются приближенные методы. Для органических и особенно ароматических молекул приняты два метода расчета. Первый опирается на способ, использованный Гейтлером — Лондоном при расчете молекулы водорода. В нем энергия системы из двух ядер и двух электронов вычисляется как функция расстояния между ядрами. При сближении двух атомов водорода происходит так называемое резонансное взаимодействие, вследствие которого энергия молекулы водорода Е оказывается меньшей, чем сумма энергии двух изолированных шстем о- Разность Ео — Е, определяющая прочность связи, называется энергией резонанса или энергией резонансной стабилизации. Этот метод (АО — атомных орбит или валентных связей) применим главным образом для двуэлектронной или ковалентной связи и имеет большое значение в органической химии. [c.384]

В. Гейзенбергом (1925 г.), Е. Шредингером (1926 г.) и П. Дира-хом (1928 г.). Разработанная ими квантовомеханическая теория электрона в атомах была впоследствии применена для электронов в молекулах Г. Гейтлером и Ф. Лондоном, которые впервые приближенно рассчитали прочность ковалентной связи в молекуле водорода. Их метод, так называемый метод валентных связей, был развит Л. Полингом и Дж. С. Слэтером. В то же самое время (1927 г.) О. Бюрроу, Р. С. Малликен и Дж. Е. Леннард-Джонс предложили другой метод рассмотрения проблемы валентности — метод молекулярных орбиталей. [c.15]

Уравнение (7.2) отличается от уравнения (7.1) отсутствием ионных членов фа(1)Фа(2) и фв(1)фв(2). В сущности, в простой (Гейтлера — Лондона) теории валентных связей предполагается, что эти структуры несущественны, так как взаимное отталкивание электронов уменьшает вероятность того, что они могут одновременно находиться вблизи одного ядра. В то же время в теории молекулярных орбиталей пренебрегают влиянием межъэлек-тронного отталкивания, что приводит к равному вкладу ионных и неионных (т. е. ковалентных) членов. Ясно, что оба метода можно улучшить, поскольку каждый описывает некоторые предельные условия. Можно показать, что по мере усовершенствования обоих методов они сходятся и, наконец, становятся эквивалентными. Модификация методов предусматривает рассмотрение более сложных вол новых функций при соответствующем увеличении трудоемкости вычислений. [c.83]

Наибольшие успехи в познании природы химической связи были достигнуты с использованием квантовой механики. Появилась новая область знания — квантовая химия, в которой получили развитие два метода метод электронных пар, или валентных связей Гейтлера— Лондона, и метод молекулярных орбиталей, развитый Хундтом и Мал-ликеном. Оба метода используют одинаковый математический аппарат, но различаются подходом к рассмотрению молекулы. [c.17]

Успех теории Гейтлера—Лондона для молекулы водорода привел важному обобщению этого метода, известному под названием теории валентных схем (ВС) [называемой также теорией спин-валентности, теорией электронных пар и теорией Гейтлера—Лондона—Слейтера—Полинга (ГЛСП)]. Если два атома А н В имеют орбиты и 6, то между ними может образоваться прочная связь с участием двух электронов 1 и 2, причем волновая функция будет иметь вид [c.297]

Первая попытка квантово-механического подхода к валентности принадлежит, как известно, В. Гейтлеру и Ф. Лондону. В методе валентных схем, который инстинктивно ближе к химику, молекула рассматривается как совокупность атомов, соединенных двухцентровыми, двухэлектронными связями. Именно в этом, например, смысл таких терминов, как С—Н-связь. Но спаривание электронов отнюдь не является обязательным условием появления связи и образования молекулы. В молекуле Ва имеются два неспаренных электрона, обусловливающих образование связи с энергией 69 ккал. В молекуле Оа имеются два неспаренных электрона. Молекула СО с энергией образования 262 ккал не может рассматриваться как валентноненасыщенная и т. д. Число лигандов, как правило, больше [c.90]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология