Физика атома, атомного ядра и элементарных частиц

23 (0). Физика молекулы. Ковалентная и ионная связь.

Энергия связи атомов в молекуле

Энергия диссоциации молекул имеет поря- док нескольких электронвольт (экспери- ментальный факт). Это означает, что в образовании молекулы участвуют лишь внешние, слабо связанные электроны, а состояние внутренних электронов (их энергия связи имеет порядок сотен и тысяч эВ) практически не изменяется.

При соединении двух атомов в молекулу возможны два предельных типа связи:

Первый тип связи: Одна или несколько пар электронов (по одному от атома) из незапол- ненных внешних оболочек становятся общими для обоих атомов, причем спины этих электро- нов становятся антипараллельными друг другу. Такие электроны наз. спаренными. При этом оказывается, что вероятность нахождения спаренных электронов между атомами больше, чем снаружи. Между атомами возникает облако отрицательного заряда; это и создает силу при- тяжения. Такая связь наз. ковалентной. Примеры: молекулы H2, O2, N2 и др.

Второй тип связи: Один или несколько внешних электронов одного атома перехо- дят к другому атому и достраивают его не- заполненную электронную оболочку. Об- разовавшиеся ионы разноименных знаков притягиваются друг к другу электростати- ческими силами и связываются в молеку- лу. Такая связь наз. ионной. Примеры - соли щелочных металлов, образованные при соединении с галогенами: KCl, NaCl, KBr и др.

Между этими предельными типами сущес- твует множество промежуточных вариан- тов распределения зарядов, когда элект- роны одного атома с большей вероятнос- тью находятся вблизи одного атома, чем другого. С этой точки зрения можно ион- ную связь рассматривать как предельный случай, когда вероятность нахождения электрона около атома галогена 100%, а около атома щелочного металла - 0%. Ковалентная связь - другой предельный случай, когда вероятности равны 50%.

Метод линейной комбинации атомных орбиталей (ЛКАО)

Состояние электрона в молекуле описыва- ется волновой функцией, которую можно приближенно определить путем сложения атомных волновых функций. В квантовой химии волновую функцию электрона при- нято называть орбиталью, отсюда - на- звание метода ЛКАО. Рассмотрим этот ме- тод на простейшем примере - ионе моле- кулы водорода.

Иллюстрация метода ЛКАО на примере иона молекулы водорода

Энергия иона молекулы водорода

R0 = 1.06 Å, Emin = -16.25 эВ, Ed = 16.25-13.6 = 2.65 эВ

Пример ионной связи

В качестве примера рассмотрим молекулу KCl. Для образования иона K+ необходимо затратить 4.34 эВ. При присоединении электрона к атому хлора (при образовании иона Cl-) выделяется 3.82 эВ (энергия сродства). Таким образом, на образование ионов K+ и Cl- необходимо затратить энер- гию E0 = 4.34 - 3.82 = 0.52 эВ.

Ионы K+ и Cl- притягиваются друг к другу; энергия их электростатического взаимо- действия равна -e2/4 εoR, где R - расстоя- ние между ионами. Но когда ионы прибли- жаются друг к другу так, что начинают пе- рекрываться их электронные оболочки, возникают силы отталкивания. Энергия отталкивания Eотт = C/Rn, где C - некоторая константа; показатель n ≈ 20.