Вопрос №8. Полярность ковалентной связи. Дипольный момент.

Ковалентная полярная связь – связь между атомами с различной

электроотрицательностью и несимметричным распределением общей электронной пары. Электронная плотность такой связи смещена в сторону более электроотрицательного атома, что приводит к появлению на нем частичного отрицательного заряда, а на менее электроотрицательном – частичного положительного заряда. Полярную молекулу можно рассматривать как систему из двух равных по абсолютной величине, но противоположных по знаку зарядов, расположенных на определенном расстоянии друг от друга. Такие системы называются электрическими диполями. Хотя суммарный заряд диполя равен нулю, в окружающем его пространстве образуется электрическое поле. Дипольный момент – векторная величина, прямо пропорциональная эффективному заряду и длине диполя. Дипольный момент ковалентной полярной связи - 0-4 Дебай. Если дипольный момент от 4 до 11, то это уже считается ионной связью.

Вопрос №8. Достоинства и недостатки метода вс.

Метод ВС основан на предположении, что химическая связь обеспечивается двумя электронами, движущимися в ограниченном участке электростатического поля двух ядер. В основе метода лежат предположения:

1. Ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит 2 атомам.

2. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

+ простота и наглядность

- большие математические и вычислительные трудности, с трудом описывает системы с нечетным количеством электронов, не позволяет прогнозировать магнитные свойства, метод оторван от реального эксперимента.

Вопрос №8. Метод молекулярных орбиталей. Основные понятия.

Метод МО представляет собой естественное распространение модели атома, как системы из ядра и электронных оболочек, на случай молекулы. В атоме электроны двигаются в центральном поле единственного положительно заряженного ядра. В молекуле же электроны двигаются в многоцентровом поле положительно заряженных ядер и описываются своими функциями, которые подобно атомным функциям – АО, называются молекулярными орбиталями. Количество МО равно суммарному количеству АО.

Различают связывающие и разрыхляющие молекулярные орбитали. В связывающей молекулярной орбитали электронная плотность концентрируется между ядрами, образуются в результате перекрывания атомных орбиталей двух атомов. В разрыхляющей МО электронная плотность концентрируется за ядрами, а между ними равна нулю. Переход электронов на связывающую МО, приводящих к образованию химической связи, сопровождается выделением энергии, тогда как переход на разрыхляющую МО требует затрат энергии. Следовательно, энергия электронов на связывающих орбиталях меньше, а на разрыхляющих выше, чем на атомных. Соответственно, в первую очередь электроны будут занимать орбитали с наименьшими энергиями, т.е. связывающие.

МО, энергия которой равна энергии исходной АО, называется несвязывающей. Электроны, находясь на таких МО, не обеспечивают ни связывания, ни отталкивания взаимодействующих атомов. Несвязывающие МО часто образуются при взаимодействии нечетного количества АО.

В методе ВС кратность связи определяется числом общих электронных пар. Аналогично этому, в методе МО для характеристики электронной плотности, ответственной за связывание атомов в молекулу вводится величина – порядок связи, который, в отличие от кратности связи, может принимать нецелочисленные значения. Порядок связи в двухатомных молекулах принято определять по числу связывающих электронов, участвующих в ее образовании. При этом разрыхляющие электроны компенсируют действие соответствующего числа связывающих электронов. K=(∑e св - ∑ e разр)/2n (n – число связей).