29.Метод валентных связей для описания образования химической связи в молекулах. Гибридизация атомных орбиталей.

Метод валентных связей.

Был открыт Гейтлером и Лондоном в 1927 г на основе строения молекулы водорода. Получили уравнения, позволяющие найти зависимость потенциальной энергии системы, состоящей из 2 атомов водорода, от расстояния между ядрами этих атомов.

При совпадающем направлении спинов сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы. Для сближения атомов требуются затраты энергии – система невыгодна.

При противоположно направленных спинах сближение атомов до некоторого расстояния сопровождается уменьшением энергии системы, дальнейшее сближение приводит к возрастанию энергии.

Основные положения:

1 ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам

2 ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Примеры образования молекул: H.+ H.=H:H ( можно привести в пример образование молекулы азота)

Недостатки теории: -не смогла объяснить существование молекулярного иона – Н2+ и Н2-

-С трудом объясняются многоцентровые связи.

Гибридизация атомных орбиталей.

Это процесс выравнивания различных орбиталей по форме и энергии. Это эндотермический процесс( с поглощением энергии). Но энергии на гибридизацию требуется меньше, чем требуется при образовании химической связи. Таким образом энергия компенсируется.

Sp- гибридизация.

Пример образования – BeF2. В гибридизации участвуют 1 S и 1 Р орбитали. В процессе гибридизации образуются 2 SР- орбитали, молекула приобретает линейную структуру.

SP2-гибридизация.

Пример – BF3. Участвуют 1S и 2 Р орбитали. Образуются 3SP2 орбитали. Располагаются в молекуле в виде правильного треугольника, под углом=120градусов.

SP3-гибридизация.

Пример – CH4. Участвуют 1 S и 3 Р орбитали. Образуются 4SP3 орбитали. Располагаются в форме тетраэдра, под углом= примерно 109 градусов. Молекулы воды и аммиака тоже соответствуют этому типу гибридизации, но их углы несколько отличаются, потому что при образовании молекулы остаются неподеленными электронные пары.

30.Метод молекулярных орбиталей для описания образования химической связи в молекулах.

Метод молекулярных орбиталей.

Преобразования молекулы: атомные орбитали превращаются в молекулярные(принадлежат всей молекуле). Они бывают связывающие(их энергия меньше, чем у исходных атомных), несвязывающие(примерно равны по энергии с исходными, атомными), разрыхляющие(энергия выше, чем у исходных). Переход электоронов с атомных орбиталей на связывающую молекулярную орбиталь сопровождается выделением энергии. Напротив, переход электронов с атомных орбиталей на разрыхляющую молекулярную орбиталь требует затраты энергии. Следовательно, энергия электронов на связывающей орбиталь ниже, а на разрыхляющей орбитали выше, чем на атомных орбиталях. Приближенно можно рассчитать, что при переходе электрона на связывающую орбиталь выделяется столько же энергии, сколько затрачивается при переходе его на разрыхляющую орбиталь.

Наиболее устойчивое состояние молекулы достигается в том случае, когда электроны занимают молекулярную орбиталь, отвечающую минимальной энергии.

Кратность связи принято определять по числу связывающих электронов, участвующих в ее образовании: два связывающих электрона соответствуют простой связи, четыре – двойной. Разрыхляющие электроны компенсируют действие соответствующего числа связывающих электронов. Если в молекуле имеется 6 связывающих и 2 разрыхляющих электрона, то избыток числа связывающих электронов равен 4, что способствует образованию двойной связи.

В молекулах элементов второго периода молекулярные орбитали образуются в результате взаимодействия атомных 2S и 2Р орбиталей.

Основные положения метода:

Вся молекула рассматривается как единое целое, состоящее из ядер (бывших атомов) и электронов (ранее принадлежавшим атомам).

Все электроны являются общими для всех ядер, т.е. химические связи являются многоцентровыми и каждая связь простирается между всеми ядрами в той или иной степени.

каждый электрон (i) в молекуле описывается своей собственной функцией f _i и имеет свою собственную энергию E_i

Распределение электронов по МО в рамках одноэлектронного приближения основано на тех же принципах, что и в теории строения атома - распределение по атомным орбиталям (принцип максимальной энергетической выгоды, принцип Паули, правило Хунда

По методу молекулярных орбиталей есть несколько типов образующихся орбиталей:

s -орбитали - это такие МО, электронное облако которых распределено вдоль межъядерной оси. Такие МО образуются при перекрывании АО любой симметрии (рис.3.4).

p -орбитали - это такие МО, электронное облако которых распределено вне плоскости, проходящей через ядра атомов