КАТЕГОРИИ: Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748) |
Металлическая связь. Металлические кристаллические решетки
Метод молекулярных орбиталей (МО). Связывающие и разрыхляющие МО, сигма- и пи- МО. Энергетические диаграммы МО и порядок заполнения орбиталей электронами для двухатомных молекул элементов 2 периода на примере молекул типа А2,AB: O2, HF, LiF.
Молекулярная орбиталь (MO1), включающая сумму 1sволновых функций одного и второго атомов водорода называется связывающей МО, а молекулярная орбиталь (MO2), включающая разность волновых функций атомов, называется разрыхляющей МО. Уровень энергии связывающей МО всегда ниже уровней энергии атомных орбиталей (АО), на основе которых формируется МО, а энергия разрыхляющей МО выше энергии атомных орбиталей. Заселение электронами связывающей МО σсв стабилизирует систему, а заселение разрыхляющих – дестабилизирует ее. Так же как и АО молекулярные орбитали (МО) на схемах иногда изображают клетками. МО заселяют электронами в соответствии с принципом минимума энергии, принципом Паули и правилом Хунда. Так, два электрона молекулы водорода следует поместить на связывающую МО. Спины электронов при этом антипараллельны.
базе энергии связывающей МО всегда ниже уровней энергии атомных орбиталей (АО) на базеа называется связывающей МО, а молекул Энергетическая диаграмма атомных и молекулярных уровней водорода: Заселение электронами связывающей МО σсв стабилизирует систему, а заселение разрыхляющих – дестабилизирует ее. Переход двух электронов на МО σсв способствует понижению энергии системы; этот энергетический выигрыш равен энергии связи между атомами в молекуле водорода H–H. Даже удаление одного электрона с МО (σсв)2 c образованием (σсв)1 в молекулярном ионе H2+H оставляет эту систему более устойчивой, чем отдельно существующие атом H и ион H+.
1. Вся молекула рассматривается как единое целое, состоящее из ядер и электронов бывших атомов. 2. Всe электроны являются общими для всех ядер, т.е. химические связи являются многоцентровыми и простираются между ядрами всей молекулы. 3. Для решения уравнения Шредингера, как и в случае расчета атомных систем, вводится понятие одноэлектронного приближения, которое предполагает, что можно рассматривать каждый электрон движущимся в поле ядер и усредненном поле остальных электронов молекулы. В молекуле образуется собственная система молекулярных орбиталей, на которых находятся все электроны данной молекулы. 4. Распределение электронов по орбиталям подчиняется тем же принципам что и по АО: принцип минимума энергии, принцип Паули, правило Хунда.
Логично предположить, что движение электрона вблизи некоторого ядра будет приблизительно таким как и в атоме в отсутствие других атомов. Поэтому вблизи этого ядра МО должна быть похожа на АО. Поэтому МО можно представить в виде линейной комбинации АО, т.е. ЛКАО:
Ψi = Ci1Φ1 + Ci2Φi2 …CijΦij, где Cij – численные коэффициенты, которые находятся решением уравнения Шредингера. По физическому смыслу квадраты данных коэффициентов определяют вероятность нахождения электрона на данной МО (i) в области пространства данного атома (j). Общее количество таким образом построенных МО равно общему количеству базисных АО, из которых они сформированы. Кроме связывающих и разрыхляющих выделяют несвязывающие МО, которые локализованы на одном из атомов, не участвуют в образовании связи и соответствуют в первом приближении АО. Так, в молекуле НF из орбитали атома водорода и орбитали атома фтора образуются одна связывающая (σсв) и одна разрыхляющая (σраз.) орбитали молекулы, причем, связыающая орбиталь ближе по энергии к уровню 2рх АО фтора, а разрыхляющая – к уровню энергии 1s АО водорода. 2py и 2pz орбитали фтора трансформируются в несвязывающие молекулярные орбитали HF и, по существу, локализованы на атоме фтора. С 1s орбиталью они не взаимодействуют из-за разной симметрии волновых функций. Хотя волновые функции1s орбиталь водорода и 2s фтора одинаковы по симметрии (интеграл перекрывания функций отличен от нуля), взаимодействие этих орбиталей практически отсутствует, потому что велика разность уровней энергии этих орбиталей. 2s орбиталь формально трансформируется в несвязывающую орбиталь, а по существу совпадающую с ней. На несвязывающих орбиталях обычно находятся неподеленные пары электронов.
Из двух 1s АО атомов водорода 2s и 2рх АО атома бериллия получают две сигма-связывающие (σсв), на которые помещают четыре валентных электрона атомов водорода и бериллия, и две сигма-разрыхляющие (σраз.) МО. Сигма-связь (σ-связь) имеет осевую симметрию, причем ось симметрии является осью соединяющей ядра атомов образующих связь. Пи-связь (π-связь) имеет плоскость симметрии перпендикулярную этой оси и пересекающую ее в середине между ядрами атомов. Например, σ- и π-связи, образованные рх и pz (рy) AO соответственно.
Образование сигма (σ) и пи-связей (π) из различных атомных орбиталей:
Молекулярные орбитали двухатомных молекул элементов второго периода: Волновая функция МО строится как линейная комбинация волновых функций 2s и 2р АО этих элементов. Комбинацией двух 2s АО получают одну связывающую (σсв) и разрыхляющую (σ*) молекулярную орбиталь. Из двух 2рх АО – одну связывающую (σсв) и разрыхляющую (σ*). Изменение энергии при образовании сигма-МО (σсв, σ*) больше,чем при образовании пи-МО, так как в первом случае перекрывание АО больше. Из четырех pz и рy AO получают две связывающие, вырожденные МО и две разрыхляющие вырожденные МО. Заполнение МО валентными электронами осуществляется в соответствии с принципом минимума энергии, принципом Паули и правилом Хунда. Такой порядок уровней энергии МО у молекул фтора и кислорода.
У двухатомных молекул порядок расположения уровней МО несколько изменяется. МО одинаковой симметрии и близкие по энергии могут взаимодействовать. При этом уровень энергии МО с большей энергией поднимается еще выше, а менее энергетический уровень МО опускается еще ниже. Одинаковыми по симметрии на диаграмме являются две (σсв) и две (σ*) МО. В молекулах F2 и O2 oни, однако, значительно отличаются по энергии и, поэтому практически не взаимодействуют. А вот в молекулах Li2, В2, С2 и N2 отличие в энергии невелики, поэтому взаимодействие (σсв) орбиталей, образованных из s и р АО приводит что энергия (σсв) МО, образованной s АО становится выше энергии двух вырожденных, связывающих π-МО, в частности в молекуле В2. Удаление электрона со связывающей орбитали уменьшает энергию связи в молекулярном ионе (N2+, C2+, B2+ и Li2, а удаление электрона с разрыхляющей орбитали приводит к увеличению энергии связи в молекулярном ионе (O2+ и F2+) в сравнении с молекулой. Аналогично можно построить диаграммы уровней энергии МО двухатомных гетерогенных молекул элементов второго периода, например, молекулы СО.
Порядок связи в двухатомных молекулах в методе МО определяется как полуразность количества электронов на связывающих и разрыхляющих МО: ; Так, порядок связи для молекулы Li2 равна (2 – 0)/2 = 1, Ве – (2 – 2)/2 = 0, В2 – (4 – 2)/2 = 1, С2 – (6 – 2)/2 = 2, N2 – (8 – 2)/2 = 3, O2 – (8 – 4)/2 = 2, F2 – (8 – 6)/2 = 1, Ne2 – (8 – 8)/2 = 0. Порядок связи в молекулах бериллия (Be2) и неона (Ne2) равен нулю. Действительно, такие молекулы не существуют. Сравнительная характеристика методов МО и ВС
Металлическая связь – связь между положительно заряженными ионами металлов и свободными электронами в кристаллической решетке. Металлы имеют большое число электронов на внешнем энергетическом уровне и много свободных орбиталей. Электроны у атомов металлов удерживаются слабо, легко перемещаются, занимая свободные орбитали соседних атомов. Металличсекая связь имеет свойство с ковалентной связью, т.к. в их основе лежит обобществление электронов. Но металлическая связь является делокализованной и многоцентровой, в отличие от ковалентной связи. Физические свойства металлов (блеск, ковкость, электро- и теплопроводность) обуславливаются металлической связью и объясняются наличием подвижного электронного облака. Металлы имеют высокую электро- и теплопроводность, т.к. проводником электричества и теплоты является подвижное электронное облако. Металлы пластичны, легко происходит смещение своев атомов, однако общее подвижное электронное облако сохраняет связь. В кристаллах металлов часть их атомов находится в ионизированном состоянии. В узлах кристаллической решетки металлов находятся положительные ионы и атомы металлов, а между узлами – электроны. Эти электроны становятся общими для всех атомов и ионов металла и могут достаточно свободно перемещаться по всей кристаллической решетке. Поэтому электроны, которые находятся в кристаллической решетке металлов, называются свободными электронами или «электронным газом».
Дата добавления: 2015-04-24; Просмотров: 1561; Нарушение авторских прав?; Мы поможем в написании вашей работы! Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет |