Ковалентная связь

Химические связи

Поляризация ионов

Влияние друг на друга близко размещенных, противоположно заряженных ионов вызывает их взаимную поляризацию. При сближении ионов происходит смещение электронов по отношению к ядру и возникает наведенный (индукционный) дипольный момент (μ_инд). С одной стороны μ_инд равно произведению заряда электрона на расстояние между центрами тяжести положительного и отрицательного заряда. С другой – произведению напряженности на поляризуемость.

Для простоты будем считать, что поляризация иона обусловлена только деформацией внешних электронных оболочек. При равных зарядах и близких радиусах минимальная поляризация наблюдается у ионов с конфигурацией благородных газов, а максимальная поляризация – у ионов с 18 внешними электронами. Ионы оказывают интенсивное поляризующее воздействие.

μ_инд = е · l

μ_инд = E · α

где е – заряд электрона

E – напряженность

α ~ r ³ – поляризуемость

Задание.

Пользуясь законом Кулона, оценить напряженность электрического поля на расстоянии

r = 10Å = 10^-7см;

|е| = 4,8·10⁴эл.ед.

Ковалентная связь возникает между двумя атомами, если неспаренные электроны, находящиеся на внешних электронных уровнях двух атомов, обладают противоположном направленными спинами неспаренных электронов. При этом два электрона образуют общую (поделенную) пару электронов.

Ковалентная связь не затрагивает электроны во внутренних слоях атома.

Анализ квантово-механического расчета взаимодействия двух атомов водорода показывает, что антипараллельность спинов двух электронов приводит к перекрыванию электронных облаков обоих атомов. В результате возникает электронное облако с наибольшей плотностью отрицательного заряда между атомами. При этом изменяется потенциальная энергия системы, т.е. возникает химическая связь.

При антипараллельности спинов их волновые функции складываются. В этом случае электронная плотность (определяющаяся ψ²) больше суммы электронной плотности двух электронных облаков изолированных атомов.

При антисимметричной волновой функции, которая характеризует электроны с параллельными спинами, плотность электронного облака падает до нуля, т.е. электроны выталкиваются из пространства между ядрами двух атомов, и химическая связь не образуется.

Метод молекулярных орбиталей

(квантово-механическое объяснение ковалентной связи).

Этот метод основан на том, что в поле ядер атомов, составляющих молекулу, имеется разрешенное состояние электронов, т.е. молекулярные орбитали, которые заполняются обобщенными электронами двух атомов.

Пример.

σ*св.

↑ ↓ H↑ ↓Н

H · · H 1s 1s

↑ ↑ Атомные орбитали

H · · H σ_св ↑↓

Молекулярные орбитали

(образование ковалентной связи)

Пример.

Не

1s²

σ*_св В следствие этого Не – инертный газ и не существует Не₂.

Hе↑ ↓Не

1s ↓↑ 1s

↑↓ ↑↓

σ_св ↑↓

Молекулярные орбитали

1) Каждый электрон в молекуле находится на определенной молекулярной орбитале, описанной соответствующей волновой функцией.

2) Каждой молекулярной орбитале отвечает определенная энергия.

3) На одной молекулярной орбитале могут находиться только два электрона с противоположно направленными спинами.

4) Волновая функция ψ, характеризующая движение всех рассматриваемых электронов в молекуле, рассматривается как произведение волновых функций отдельных электронов.

ψ = ψ₁· ψ₂·…· ψ_n

5) Межмолекулярные одноэлектронные волновые функции берутся как линейные комбинации волновых функций электронов в атомах, из которых образована молекула.

ψ_мo = C₁ψ_АО+ C₂ψ_АО1 +…+ C_nψ_АОn

ψ_мo – волновая функция электрона на молекулярной орбите.

ψ_АО – волновая функция электрона на атомной орбитале.

6) σ-орбиталь, характеризующаяся меньшим запасом энергии, чем атомная орбиталь изолируемого атома, называется связующей.

В этом случае, при сложении атомных волновых функций, величины ψ в пространстве между ядрами возрастают. Появляется зона высокой электронной плотности, которая притягивает электроны, и образуется химическую связь.

7) σ*разр – это орбиталь, которая является энергетически менее выгодным состоянием, чем состояние отдельных атомных орбиталей.

В этом случае происходит вычитание отдельных электронных плотностей атомных орбиталей, вследствие чего электронная плотность между ядрами снижается, что приводит к отталкиванию ядер.

8) Молекулярные орбитали могут быть σ_s, π_x, π_y, π_z.

↑ ↓ А.О. М.О.

А.О. • • •⁺ •

σ_s

+ –

• • + – – +

σ_p*

Pz Pz

σ_z

– + + – – + –

– + – + – + – + σ*

Py

+ + +

– – –

При комбинации двух s атомных орбиталей образуется две молекулярные орбитали: связывающая и разрыхляющая.

Следовательно, из 6 р атомных орбиталей (по три каждого атома: 2p_x2p_y2p_z) образуется 6 молекулярных орбиталей (3 связывающих и 3 разрыхляющих).

Ψ = С₁Ψ₁ + С₂Ψ₂

Если Сi = 0 – несвязывающая орбиталь;

Сi > 0 – разрыхляющая орбиталь;

Ci < 0 – связывающая орбиталь.

Метод молекулярных орбиталей позволяет оценить химическую связь не только электронных пар но и отдельных электронов. Согласно этому методу, нахождение электронов на разрыхляющих орбиталях не только не создает химическую связь, но и приводит к отталкиванию атомов.

С помощью метода молекулярных орбиталей можно описать молекулярных орбитали только для простых атомов:

σ_1s < σ^*_1s < σ_2s < σ^*_2s < σ_2pz < π_2px < π_2py < π^*_2px < π_2py < σ^*_2pz

Данный метод позволяет предсказать:

· Возможность существования молекулы.

Химическая связь возникает, если количество электронов на связующих орбиталях (Ne) больше, чем на разрыхляющих.

^свNe > ^разр Nе

Существование молекулы гелия не возможно, так как σ_1s = 2 и σ^*_1s = 2. Следовательно гелий существует в виде атомов.

· Кратность химической связи.

КРАТНОСТЬ =

^свNe – ^разр Nе

· Магнитные свойства молекулы.

Н-Н является диамагнетиком, т.к. все электроны в молекуле спаренные.

Пример.

О₂

1s² 2s² 2p⁴

↑↓

↑

↑

Заполнение молекулярных орбиталей выполняется по принципу Паули.

σp*_z

_↓ ↑

↑↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑↓

z y x π2p_x π2p_y x y z

↑↓ ↑↓

↑↓

σp_z

Дата добавления: 2013-12-12