Электронная структура некоторых молекул по методу мо

АО МО АО

Н Е Н Е Н⁺

В ионе кратность связи равна ½.

АО МО АО

Ве Е Ве₂ Е Ве

В ионе Ве₂ кратность связи равна .

Атомные орбитали первого энергетического уровня образуют молекулярные орбитали, но они полностью заполнены и не влияют на устойчивость молекулы (число электронов на связывающих орбиталях равно числу электронов на разрыхляющих). Таким образом, кратность связи в молекуле Ве₂ равна нулю, молекула не существует.

АО МО АО

О Е О₂ Е О

2p

При перекрывании атомных орбиталей двух атомов кислорода образуются молекулярные орбитали. Две 2s АО образуют две _2s-МО: одна и одна . Шесть 2р атомных орбиталей (три у одного атома и три у другого) образуют шесть МО. Причем образуются две МО -типа, т.е. в направлении между ядрами атомов: и и четыре МО -типа: .

В методе МО электроны делокализованы. Они принадлежат всей молекуле, поэтому электроны распределяются по молекулярным орбиталям в соответствии с правилами заполнения атомных орбиталей (принцип наименьшей энергии, Паули, правило Гунда). Кратность связи равна , кроме того в молекуле кислорода есть два неспаренных электрона, что объясняет его парамагнитные свойства.

Изучение молекулярных спектров показало, что молекулярные орбитали элементов второго периода располагаются в порядке возрастания энергии следующим образом:

<<<<<<<=<

Значения энергии электронов на орбиталях и близки и для некоторых молекул (легких) Li₂, Be₂, B₂, C₂, N₂ соотношение между ними обратное приведенному: энергия МО >. Это связано с отталкиванием и . Для легких атомов оно более существенно, т.к. у них энергии 2s и 2р электронов довольно близки, а разница в энергии между 2s и 2р подуровнями по периоду слева направо увеличивается.

АО МО АО

N Е N₂ Е N

Для молекулы азота энергия связи равна 940 кДж/моль, длина связи d=1,1 . Кратность связи , молекула диамагнитна.

АО МО АО

В Е В₂ Е В

Для молекулы В₂ кратность связи равна 1, молекула парамагнитна, энергия связи 288 кДж/моль, длина связи 1,6 .

Ионная связь

Ионная связь осуществляется в результате образования и электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов. Она является предельным случаем полярной ковалентной связи, т.к. при соединении атомов с малой электроотрицательностью (щелочные и щелочно-земельные металлы) и высокой (фтор, кислород, азот) полярность молекулы возрастает настолько, что электронная плотность сильно смещена к атому неметалла и возникают катионы металла и анионы неметалла. Чисто ионная связь не существует, т.к. электронная плотность в молекуле делокализована. Кроме того, полярность молекулы уменьшается в результате поляризации. Даже соединение с максимальной разницей в электроотрицательности атомов ‑ CsF обладает 90% степенью ионности.

Свойства ионной связи

Ионная связь ненаправлена и ненасыщенна. Так как электрическое поле иона имеет сферическую симметрию, то в отличие от ковалентной связи ионная связь не обладает направленностью. Взаимодействие двух противоположно заряженных ионов не приводит к полной взаимной компенсации их полей, они сохраняют способность притягивать и другие ионы, поэтому ионная связь не обладает насыщаемостью. Каждый ион в молекуле с ионной связью окружен ионами противоположного знака, число которых определяется размерами и силой отталкивания одноименнозаряженных ионов. Соединения с ионной связью представляют собой кристаллические вещества. Ионный кристалл можно рассматривать как гигантскую молекулу, состоящую из очень большого числа ионов, в них нет отдельных молекул. Эти вещества при растворении в полярных растворителях распадаются на ионы, а в неполярных не растворяются. Ионные молекулы можно обнаружить только в парах ионных соединений (требуется высокая температура), при этом в парах присутствуют и различные ассоциаты. Например, в парах хлорида натрия присутствуют: NaCl, (NaCl)₂, (NaCl)₃ и ионы (Na₂Cl)⁺, (NaCl₂)^- и т.д. Энергию кристаллической решетки обычно определяют экспериментально.

Степень ионности рассчитывается по формулам: ,

где: ω – степень окисления; _эксп. – экспериментальный дипольный момент;

l – расстояние между ионами; q_эфф. и q_фор. – практические и теоретические заряды на ионах.