Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая и неорганическая химия. Учебно-методическое пособие.pdf
51
Реакция образования молекулы N2 из атомов:
2
28
−
Молекулярные
орбитали
Порядок
связи
1 2 3
2,5
Межъядерное
нм
Энергия
ции,
кДж/моль
π π σ
σ
σ
σ
π
x
π
y
2N [2s
22p3
] = N2 [
2
*2
σ
s
2
σ
π
π
s
x
у
2
2
σ
].
z
Порядок связи =
.
3
=
В табл. 3.2 приведены сведения об энергии, длине и порядке
связи гомоядерных молекул 2-го периода.
Таблица 3.2
Энергия, длина и порядок связи молекул элементов 2-го периода
В
С2 N2 N
2
*
*
*
*
+
2
расстояние,
диссоциа
0,159 0,131 0,110 0,112
280,4 620 941 843
52
Окончание табл. 3.2
Молекулярные
орбитали
+
Порядок связи
2,5 2 1
0
расстояние,нм
Энергия
ции,
кДж/моль
О
О2 F2 (Ne2)
2
*
*
Межъядерное
диссоциа
*
*
0,112 0,121 0,142 -
642 494 159 -
Энергия ионизации молекулы. Ионизация молекулы
представляет собой процесс удаления из молекулы электрона с самой
высокой энергией. Энергия ионизации молекулы зависит от характера
распределения электронов по связывающим и разрыхляющим
орбиталям. В двухатомной молекуле связывающие электроны
заселяют орбитали энергетически более выгодные, чем атомные
орбитали. Поэтому они связаны с ядрами молекулы прочнее, чем в
атоме. Разрыхляющие электроны, наоборот, располагаются на
энергетически менее выгодных молекулярных орбиталях, чем
атомные орбитали. Они слабее связаны с ядрами молекулы, чем с
ядрами свободного атома.
В качестве примера рассмотрим следующие молекулы.
• Молекула N
является связывающей (
. В молекуле азота верхняя занятая орбиталь
2
σ
):
z
53
2 p
2 p
2 s
2 s
π π
σ
s
σ
σz σ
z
π
x
π
y
АО (N)
АО (N)
МО (N2)
Е
2 p
2 p
2 s
2 s
σ
σ* σ
σ
π* π π π
АО (О)
АО (О)
МО (О2)
*
*
*
*
Энергия ионизации молекулы N
равна 15,58 эВ, а энергия ионизации
2
атома азота составляет 14,53 эВ. Таким образом, энергия ионизации
молекулы, верхняя занятая орбиталь которой является связывающей,
выше, чем энергия ионизации свободного атома.
• Молекула О
орбитали являются разрыхляющими (π
. В молекуле кислорода верхние занятые
2
*
*
, π
).
х
у
Е
*
*
54
Для удаления электрона с одной из этих разрыхляющих орбиталей
необходима энергия ионизации, равная 12,08 эВ. Для отрыва
электрона с одной из 2р-орбиталей атома кислорода (расположены на
диаграмме ниже π
*
х
*
- и π
-МО) затрачивается энергия ионизации 13,62
у
эВ. Значит, если верхняя занятая орбиталь молекулы разрыхляющая,
то энергия ионизации молекулы меньше, чем у атома.
Магнитные свойства молекул. Характер распределения
электронов по молекулярным орбиталям объясняет магнитные
свойства молекул. В соответствии с магнитными свойствами
различают парамагнитные и диамагнитные вещества.
Парамагнитными являются вещества, у которых имеются непарные
электроны, у диамагнитных веществ все электроны спарены.
Как видно из табл. 3.2, в молекуле кислорода имеются два
непарных электрона, которые придают кислороду парамагнитные
свойства. Доказать парамагнетизм О
можно действием магнитного
2
поля на пробирку с жидким кислородом. При наложении магнитного
поля пробирка с образцом втягивается в пространство между
полюсами магнита.
Молекула фтора непарных электронов не имеет, следовательно,
она диамагнитна. Парамагнитны также молекулы В
ион Н
+
, а молекулы С2, N2, H2 диамагнитны.
2
и молекулярный
2
Контрольные задания (табл. 3.3)
Пользуясь методом МО:
• постройте энергетическую диаграмму молекулярных
орбиталей частицы;
• распределите валентные электроны по энергетическим
уровням частицы на диаграмме;
• определите порядок связи в частице;
• установите, пара- или диамагнитна частица.
55
Варианты контрольных заданий
Варианты
Молекулы и
Варианты
Молекулы и
41
F2
B
+
O
2–
51
H2
F
+
Li
–
42
Li2
Ne
+
B
–
52
He2
Be
2+
N
2–
43
Be2 C
+
N
4–
53
C2
Li
+
Ne
–
44
N2
F
+
H
–
54
Ne2
O
+
Be
2–
45
B2
H
+
N
2–
55
O2
He
+
B
–
46
O2
He
+
Li
–
56
B2
N
+
C
–
47
C2
Be
2+
F
–
57
N2
B
+
H
–
Ne2
Li
+
C
–
Be2
Ne
+
N
–
49
H2
B
+
O
–
59
Li2
C
+
O
2–
50
He2
O
+
N
–
60
F2
Be
2+
F
–
Таблица 3.3
заданий
молекулярные ионы
2
2
2
2
2
2
2
2
заданий
молекулярные ионы
2
2
2
2
2
2
2
2
48
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
58
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
Теория валентных связей
Теория валентных связей (ТВС) основывается на положении,
что каждая пара атомов молекулы удерживается вместе за счет одной
или нескольких электронных пар. Подобная химическая связь
называется ковалентной.
Механизмы образования ковалентной связи. Образование
ковалентной связи возможно по обменному и донорно-акцепторному
механизму. Рассмотрим эти механизмы на примерах образования
следующих молекул.
56
• Молекула Н2. Образование химической связи в молекуле
водорода по обменному механизму можно представить следующим
–
образом (точка означает электрон, черта
H
⋅
+ ⋅H → H : H или H⋅ + ⋅H → H – H.
пару электронов):
• Молекула Н2О. В атоме кислорода два неспаренных
электрона. Он может соединяться с двумя атомами водорода, образуя
молекулу Н
2
О:
О 2s
22p4
• Молекула СF
два неспаренных электрона (2s
. Атом углерода в основном состоянии имеет
4
22p2
). Число неспаренных электронов
увеличивается до четырех при возбуждении одного из 2s-электронов в
2p-состояние:
Вследствие этого атом углерода может соединяться, например, с
четырьмя атомами фтора (2s
22p5
):
57
Согласно донорно-акцепторному механизму ковалентная
связь образуется за счет взаимодействия частиц, одна из которых
имеет пару электронов
–
донор, а другая – свободную орбиталь
–
акцептор:
Примером возникновения ковалентной связи по донорно-
акцепторному механизму служит образование молекулы водорода из
гидрид-иона Н
−
и протона Н+:
Двухэлектронная химическая связь образуется благодаря тому,
что простейший акцептор протон Н
орбиталь для электронной пары простейшего донора гидрид-иона Н
+
предоставляет свободную
−
Свойства ковалентной связи. Характерными особенностями
ковалентной связи являются насыщаемость, направленность и
поляризуемость. Вследствие насыщаемости связи молекулы имеют
определенный состав. Благодаря направленности связи молекула
имеет ту или иную пространственную конфигурацию. Под
воздействием внешнего электрического поля поляризуемость связи
приводит к усилению полярности молекулы.
.
58
Под насыщаемостью ковалентной связи понимают
ограниченность атома в образовании ковалентных связей.
Рассмотрим возможности атомов бора, углерода, азота в
образовании ковалентных связей. При этом будем иметь в виду два
–
механизма образования ковалентной связи
акцепторный.
У элементов второго периода
электроны располагаются на четырех валентных орбиталях внешнего
слоя: одной 2s-орбитали и трех 2р-орбиталях:
При возбуждении атомы бора и углерода приобретают иную
электронную конфигурацию:
–
бора, углерода, азота валентные
обменный и донорно-
В соответствии с числом неспаренных электронов атомы В, С,
N могут образовать соответственно три, четыре и три ковалентные
связи по обменному механизму, например, с атомами водорода:
59
−
Атом бора имеет свободную орбиталь, поэтому молекула ВН
может выступать как акцептор электронной пары. Присоединение
простейшего донора гидрид-иона Н
образованием четвертой ковалентной связи по донорно-акцепторному
механизму. При этом образуется анион ВН
к молекуле ВН3 сопровождается
-
:
4
У атома азота в молекуле NН
(неподеленная) электронная пара. Молекула NH
имеется несвязывающая
3
может выступать как
3
донор электронной пары. Присоединение к молекуле NН
–
простейшего акцептора
четвертой ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.
При этом образуется катион NН
протона Н+ также приводит к образованию
+
:
4
3
3
Таким образом, в рассмотренных примерах образование
четырех ковалентных связей обусловлено не только
одноэлектронными облаками, но и двухэлектронным облаком или
наличием свободной орбитали. Это определило состав частиц ВН
СН
, NH
4
+
и структурные формулы:
4
-
,
4
60
Вследствие направленности ковалентной связи молекулы имеют
определенную пространственную конфигурацию.
Поскольку электронные облака имеют различную форму, их
взаимное перекрывание может осуществляться разными способами. В
зависимости от способа перекрывания атомных орбиталей различают
σ (сигма) -, π (пи) - и δ (дельта) - связи (рис. 3.7).
Рис. 3.7. Схема перекрывания орбиталей при образовании
σ
-, π-, δ-связей.
σ-Связь образуется при перекрывании электронных облаков
вдоль линии соединения атомов. Она характеризуется одной областью
перекрывания. Подобным образом перекрываются два s-облака, s- и p-
облака, два р-облака (рис. 3.7). π-Связь возникает при перекрывании
электронных облаков по обе стороны от линии соединения атомов.
Как видно из рис. 3.6, π-связи осуществляются при перекрывании двух
δ
р-орбиталей и двух d-орбиталей.
перекрыванию всех четырех лопастей d-электронных облаков,
расположенных в параллельных плоскостях (рис. 3.7). Максимальное
перекрывание облаков происходит при образовании
-Связь образуется благодаря
σ
-связи.