Для разноименных атомов учитывается I.

Чем выше I элемента, тем относительно ниже энергетические уровни, соответствующие АО.

Например, молекула НF.

IF >IH, 2р –орбитали F лежат ниже, чем1s – орбитали Н.

1s водорода и 2s фтора орбитали не комбинируются из-за разной энергии. Не комбинируются 2ру, 2рz орбитали

F и 1s орбиталь H – из-за их различной симметрии относительно оси связи. Т.о. 2s, 2ру, 2рz орбитали

фтора переносятся без изменения в молекулу НF, они - несвязывающие.

Тогда МОсв и МОраз образуется из 1s орбитали водорода и 2рх – орбитали

фтора

Построение МО для молекул с гибридизацией

В молекуле ВН3 углы равны 1200 и связи равноценны, т.е.

у В-sр2 – гибридизация.

2рz перпендикулярны плоскости молекулы и образуют несвязывающую орбиталь. .

Достоинства метода МО:

1)более универсален, позволяет объяснить возникновение, и характер связей у более широкого круга соединений;

2)с его помощью удается рассчитать параметры связей и соединений.

Недостатки метода МО:

1)более сложен;

2)менее нагляден;

3)не дает характеристику отдельных атомов в молекулах и фрагментах молекул.

Общие черты ММО и МВС

1)они дают одинаковое распределение электронной плотности в соединениях, которое можно объяснить по тому и другому методу.

2)Условием образования химической связи является перекрывание АО, причем прочность связи растет с увеличением электронной плотности между ядрами.

3)В зависимости от типа АО образуются σ-, π-, δ- связи.

Метод МО применяется для описания поведения делокализованных электронов.

Метод ВС лучше описывает поведение локализованных связей

Ионная связь

Теория ионной связи:

1)самой устойчивой электронной конфигурацией атома является, когда на внешнем электронном уровне находятся 8 или 2 электрона.

2)Довольно устойчивы также атомы, внешний слой которых содержит 18 электронов.

3)Во время химической реакции атомы стремятся приобрести наиболее устойчивую конфигурацию.

4)Это достигается в результате присоединения электронов атомов других элементов или отдачи электронов из внешнего слоя атомам.

5)Разноименные ионы удерживаются друг около друга силами электростатического притяжения.

Атомы, отдавшие часть электронов, приобретают положительный заряд и становятся положительно заряженными ионами – катионами.

Атомы, присоединившие электрон, превращаются в отрицательно заряженные ионы –

анионы.

Катионообразующие атомы: водород и металлы. Легче всего образуются одно- и двух зарядные катионы. Трех-, четырех- и более зарядные катионы фактически не существуют.

Анионы из простых веществ существуют только однозарядные, т.к. уже 2 дополнительных электрона ядро удержать в форме иона не в силах. Поэтому есть C1-, Br-, но О2-, S2- не существуют, в растворах всегда ОН-, SН-.

Схема образования NaC1

1)Электронная конфигурация натрия 1S22S22Р63S1.

Легко отдает 3S электрон, приобретая устойчивую конфигурацию из 8 электронов на внешнем уровне 2S22Р6

Na - е = Nа+, Еиониз.= 493 кДж/моль

2) Электронной конфигурации хлора 1S22S22Р63S23Р5. Легко присоединяет один электрон при этом возникает устойчивая конфигурация 3S23Р6.

С1 + е = С1-, Еср=365 кДж/моль

3) Образовавшиеся ионы натрия и хлора, притягиваются.

Na+ + С1- = Na+С1-.

Связь, которая образуется за счёт электростатического взаимодействия разнополярных ионов называется ионной.

Ионная связь является крайним случаем ковалентной связи.

Стопроцентной ионной связи не бывает, т.к. невозможно полное разделение зарядов, вследствие волновой природы электронов.

Энергия ионной связи

Сила притяжения между недеформированными заряженными шарами с зарядами е:

fпр = е/r2 r-расстояние между центрами ионов. Энергия притяжения: Uпр = -(е2/r).

При увеличении радиуса, энергия притяжения уменьшается.

Энергия отталкивания: Uотт=В/rn.

N – коэффициент борновского отталкивания.

При увеличении радиуса энергия отталкивания уменьшается.

На равновесном расстоянии r0:Uотт=Uпр.

Ионная связь, характеризуется:

1)ненаправленностью, т.к. ионы можно представить, как заряженные шары, силовые поля которых равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве.

2)ненасыщаемостью, т.к. при взаимодействии ионов противоположного знака не может привести к полной нейтрализации зарядов.

Вокруг положительного иона всегда группируются не 1, а несколько отрицательных зарядов, точное число которых меняется.