идз+кр / экз / chem / Khimia_17-19

17.Представление о методе молекулярных орбиталей.

метод молекулярных орбиталей-полная волновая функция молекулы строится из волновых функций, описывающих поведение отдельных электронов в поле создаваемом остальными электронами и всеми атомными ядрами. Тем самым, концепция МО близка к концепции АО с той лишь разницей, что МО являются

многоцентровыми орбиталями

Этот метод был предложен Хундом. «Электроны в молекулах не принадлежат ни одному атому или паре атомов, они принадлежат всей молекуле и находятся на молекулярных орбиталях». В соответствии с этим положением считается, что при образовании молекулы все её электроны переходят в многоцентровое поле положительного заряда всех ядер молекулы.

Каждому электрону в молекуле соответствует определённый квантовый энергетический уровень, который рассматривается как молекулярная орбиталь или мера вероятности пребывания электрона в заданной области пространства. Она имеет более сложную форму, чем атомная, но в простейшем случае может рассматриваться как Линейная Комбинация функций Атомных Орбиталей. Поэтому метод ММО называют также методом ЛКАО.

При построении электронных диаграм МО следует руководствоваться рядом правил и ограничений.

1. Для того, чтобы АО могли взаимодействовать с образованием МО, они должны:

— иметь близкие энергии;

— быть одинаково ориентироваными в пространстве;

— перекрываться в заметной степени (если перекрывание равно нулю, МО не образуются).

2. В результате перекрывания любого числа АО образуется равное ему число МО (при перекрывании двух АО образуется две МО, при взаимодействии восьми АО получается восемь МО и т.д.).

3. Средняя энергия МО приблизительно совпадает со средней энергией АО, при этом одни МО обладают более низкой, а другие — более высокой энергией, чем исходные АО.

4. МО подчиняются тем же правилам заполнения, что и атомные:

— заполнение электронами начинается с МО, имеющей самое низкое значение энергии;

— на МО может находиться один или два электрона (занятые МО);

— МО может не содержать ни одного электрона (свободная МО);

— на одной МО может находиться не более двух электронов; в этом случае их спины должны быть антипараллельны (запрет Паули).

18.Полярность связи. Полярность молекул и дипольный момент. Предположим, что мы имеем соединение АB. Оба элемента с большими значениями электроотрицательности ( ).=> общая электронная пара в молекуле смещена от атома B к атому А. Электронейтральность нарушается, в молекуле появл. «+»(B) и отриц.(A) полюса. Такая сис-ма наз. диполь–полярная молекула (сист. из 2-х разноименных, одинак. по величине зарядов, находящихся на малом расстоянии). Ков.св.–полярная. Осн. хар-ка диполя–дипольный момент. -напряж.поля, созд.диполем.

l–плечо диполя. Примеры полярных молекул-диполей: и др. Чем больше плечо, тем полярнее молекула. можно представить как произведение некоторой величины D (единицы Дебая) на Для ионных соед. D=4-11 единиц, для полярных D=0-4 единиц. Полярность связи– вектор, направленный от отриц. полюса к положительному, происходит взаимное уничтожение векторов.

19.Донорно-акцепторный механизм ков.св.. Комплексные соединения. Донорно-акцепторная связь (ДАС) – разновидность ковалентной связи. Выделяют соед.1-го порядка(или валентно-насыщенные соед.) Пример: H2O, AgCl, NH3, HCl, KJ, CuSO4, FeCl3 и т.д. Реагируя друг с другом дают соед. высшего порядка (или компл. соед.).

В компл.соед-х проявляются ДАС. Рассмотрим пример:

Азот в NH3 – донор, водород в HCl–акцептор. Компл.соед.–соед.высшего порядка, возникающие из соед-й 1-го порядка без образования новых электронных пар за счет проявления хотя бы одной ДАС. Предложено 2 теории возникн-я компл.соед-й.1-я–Полин–теория вал-х св-в. Комлексообразователь, координирующий лиганды вокруг себя, имеет вакантные орбитали. Т.е. образ-е компл.соед-1–результат проявления ДАС, Вторая–Бете теория кристаллического поля. Связь в комплексах–электростатическая, т.е. взаимод. типа «ион-ион» или «ион-диполь». Конст. равновесия (нестойкости) К Чем < значение Кн, тем прочнее комплексный ион.