Многоатомные молекулы

К многоатомным молекулам применимы те же принципы, что и к двухатомным, однако с увеличением числа атомов в молекуле увеличивается число комбинируемых атомных орбиталей, различающихся как по форме, так и по энергии. Не участвуют в образовании связей электроны, находящиеся на завершенных энергетических уровнях(однако на их долю приходится большой запас энергии), часть валентных электронов, находящихся на несвязывающих молекулярных орбиталях. В многоатомной молекуле наряду с нелокализованными молекулярными орбиталями, охватыващими несколько ядер могут быть и локализованные, охватывающие только два ядра. Таким образом, молекула представляет сложную систему, и поэтому необходимо учитывать большое число факторов, влияющих на полную молекулярную волновую функцию.

Для некоторого упрощения принято для многоатомных молекул молекулярную орбиталь рассматривать как состоящую из орбитали центрального атома и так называемой групповой орбитали. Групповая орбиталь представляет собой результат комбинации орбиталей периферических атомов (лигандов).

Рис.23 Молекулярные орбитали в Н₂О

Рассмотрим трёхатомную молекулу Н₂О. Она имеет угловую форму. Роль центрального играет атом кислорода, а атомы водорода—роль лигандов. Молекулярные орбитали Н₂О образуются за счёт 2s- и

2p- орбиталей кислорода и 1s-орбиталей двух атомов водорода. Перекрывание 2p_z- орбиталей атома кислорода и 1s-орбиталей двух атомов водорода приводит к образованию молекулярных орбиталей: связывающей σ_z и разрыхляющей σ_z*.Перекрывание 2s- и 2p_x­- орбиталей приводит к образованию связывающей σ_s и разрыхляющей σ_s* орбиталей. Орбиталь 2p_y не перекрывается и в молекуле Н₂О играет роль несвязывающей. Таким образом, комбинация четырёх атомных орбиталей кислорода и двух орбиталей атомов водорода приводит к образованию двух связывающих(σ_s и σ_z), двух несвязывающих(σ_x^о и π_y^о) и двух разрыхляющих(σ_s* и σ_z*) молекулярных орбиталей (рис.23).

(Метод молекулярных орбиталей применительно к комплексным соединениям см главу Комплексные соединения)

Свойства ковалентной связи

Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.

Насыщаемость

Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Валентность — свойство атома данного элемента присоединять или замещать определённое число атомов другого элемента. Мерой валентности является число ковалентных связей, которые образует атом. При этом учитывают связи, образованные как по обменному механизму, так и по донорно-акцепторному.

При образовании химической связи по обменному механизму каждый из взаимодействующих атомов по одному неспаренному электрону для образования связывающей электронной пары. Так образуется, например, молекула водорода:

Н∙ + ∙Н = Н׃Н

При определении числа химических связей, которые атом элемента может образовывать по обменному механизму, следует учитывать, что при переходе атома в возбуждённое состояние число его неспаренных электронов может увеличится в результате разделения некоторых электронных пар и перехода электронов на более высокие энергетические подуровни. Если энергия, затраченная на возбуждение атома, не очень велика, то она может компенсироваться энергией образующейся химической связи, и возбуждённое состояние стабилизируется. Это возможно при переходе электронов на более высокие подуровни внутри одного и того же энергетического уровня.

Валентности атомов:Li(1s²2s¹2p⁰),N(1s²2s²2p_x¹2p_y¹2p_z¹),O(1s²2s²2p_x²p_y¹p_z¹),

F(1s²2s²p⁵),Ne(1s²2s²2p⁶) равны числу неспаренных электронов в основном состоянии, так как разделение любой из электронных пар в этих атомах возможно только при переходе электронов на новый, более высокий энергетический уровень. Таким образом, валентность лития равна 1, азота 3, кислорода 2, фтора 1, неона 0.

В атомах бериллия, бора, углерода может происходить разделение электронных пар за счёт перехода электронов с 2s- подуровня на 2p-подуровень, так как в атомах этих элементов на 2p- подуровне имеются вакантные орбитали. Поэтому валентности 2,3 и 4, присущие атомам Ве,В,С в возбуждённом состоянии, более характерны для них, чем валентности, определяемые числом неспаренных электронов в основном состоянии.

Число химических связей, которые атом образует по донорно-акцепторному механизму, зависит от числа имеющихся на его валентных подуровнях несвязывающих электронных пар или вакантных орбиталей. Например, атом азота может образовывать четыре химические связи: три– за счёт трёх неспаренных электронов и ещё одну – за счёт электронной пары.