Vaizdo molekuliniais orbitaliais pagal energijos diagramą P2. Pagrindinės molekulinių orbitalų metodo nuostatos
Darbo programa.Metodas. \\ T molekulinės orbitos. \\ T. Molekulinė orbita kaip linijinis atominių orbitalų derinys. Privalomų ir ašarinių molekulinių orbitų sąvoka. Komunikacijos tvarka. Molekulinės orbitalų Energijos didinimo seka ir 2-oji PSEE laikotarpių elementų energija. Elektroninės molekulių formulės. Molekulinių orbitalių pildymo principai. Molekulinės diagramos Ductomic homo ir heteroanto molekulių. Magnetinės molekulių savybės (diamagnetizmas ir paramagnetizmas).
Valenijos santykių metodas leidžia jums paaiškinti švietimą daugeliu atvejų cheminė jungtis Ir prognozuoti keletą molekulių savybių. Nepaisant to, yra daug junginių, kurių egzistavimas ir savybės negali būti paaiškintos nuo saulės metodo požiūriu. Daugiau universalus yra molekulinių orbitalių metodas (MO).
Saulės metodas grindžiamas cheminės jungties formavimo idėja su dviem atomais priklausančių elektronų. Pagal MO metodą elektronai, sudarantys cheminę obligaciją, pereina prie visų atomų branduolių, sudarančių molekulę, branduolys, t. Y.. Elektronai priklauso visiems molekulės atomai. Todėl molekuliniai orbitai paprastai yra daugiacentriniai.
Pagal MO metodą visi šios molekulės elektronai, dalyvaujantys formuojant cheminę jungtį, yra paskirstytos atitinkamoms molekulinėms orbitoms. Kiekviena molekulinė orbitinė, taip pat atominės orbitos yra pasižymi jo komplekte kvantinių numerių.
Molekulinės orbitos yra gaunamos pridedant arba atimant šaltinio atomines orbitales. Jei MO yra suformuotas iš atominių orbitų ψ A ir ψ, tada su jų papildymu kyla MO +, ir kai atimant - ψ -:
ψ + \u003d C1 ψ A + C2 ψ,
ψ - \u003d C3 ψ A - C 4 ψ,
kur C1 - C4 yra koeficientai, kurie nustato atitinkamos atominės orbitos dalyvavimo dalį MO.
Ši operacija vadinama linijinis atominių orbitalų derinys, todėl metodas vadinamas Mo Lkao.(Molekulinė orbita yra linijinis atominių orbitalų derinys). MO sudarytas skaičius yra lygus UAB šaltinio skaičiui. Molekulinės orbitos yra suformuotos tik nuo atominių orbitų su artimomis energijomis. Dideli skirtumai pradinio UAB energija neleidžia formuoti mo. Orbitalinis energijos lygis nėra susijęs su MO formavimu.
Be to, suformuota AO Įrišimas MO. su energija mažiau nei pradinio UAB. UAB atimimas veda į švietimą pertrauka mo.didesnė energija, palyginti su pradine UAB. Figų surišimo ir ašarojimo schema yra 1-oji atominių orbitų. 6.11.
Elektronai, kurie yra ant mo yra būdingi keturi kvantiniai numeriai
n yra pagrindinis kvantinis skaičius;
l yra orbitinis kvantinis skaičius;
Fig. 6.11. Surišimo (σ1s) ir ašarų (σ * 1s) molekulinių orbitų formavimo schema
λ yra molekulinė kvantinė numeris, panašus į magnetinį kvantinį skaičių m l; gali būti 0 vertės; ± 1; ± 2, pažymėta raidėmis σ, π, δ, atitinkamai;
m S - nugara kvantinė numeris.
Molekulinių orbitalių pripildymo elektronų yra taikomas Pauli principas, mažiausiai energijos ir taisyklių Gundo principas.
MO, I.E. didinimo seka Užpildymo seka, antrojo laikotarpio pradžios elementai (azoto imtinai) turi formą
Σ1.<σ*1s<σ2s<σ*2s<π2p х =π2p z <σ2p y < π*2p х =π*2p z <σ*2p y ,
ir antrojo laikotarpio pabaigos elementų (o, f, ne) -
Σ1.<σ*1s<σ2s<σ*2s< σ2p y <π2p х =π2p z < π*2p х =π*2p z <σ*2p y .
Elektrons skaičiaus užrišimo (N SV) ir ašarų (N P) orbitos skaičius yra vadinamas įsakymas(Daugikliai) Bendravimas N:
Molekulė susidaro, jei n\u003e 0, i.e. Bendravimas gali būti sudarytas ne tik pora, bet ir vienu elektronu, todėl komunikacijos tvarka gali būti ne tik visuma, bet ir daliniai. Didėjant bendravimo energijai didėja.
Dvigubai įspūdingos pirmojo laikotarpio elementų molekulės. Paprasčiausia molekulė yra molekulinė jona. Pagal mažiausios energijos principą, vienintelis molekulės elektronas yra σ1s mo. Todėl elektroninė molekulinės jonų formulė bus įrašyta kaip
Elektroninė formulė gali būti grafiškai atstovaujama kaip molekulinė (energijos) diagrama(6.12 pav.), Rodo santykinę atominių ir molekulinių diagramų energiją bei jų elektronų skaičių.
Jonų n \u003d (1-0) / 2 \u003d 0,5, todėl ši dalelė gali egzistuoti.
|
Fig. 6.12. Molekulinė diagrama
Molekulinė jonai turi vieną elektroną, todėl tai yra paramagnetinis. \\ t. Jis yra įtrauktas į magnetinį lauką. Visos medžiagos, turinčios nesusijusių elektronų, priklauso paramagnams.
Vandenilio molekulė H 2 yra du elektronai, o jo elektroninė formulė yra tokia forma:
H2 [(σ1s) 2].
Iš molekulinės diagramos (6.13 pav.) Iš to išplaukia, kad vandenilio molekulės komunikacijos tvarka yra lygi vienai. Komunikacijos tvarka nuo 0,5 iki 1 per pereinamąjį poveikį nuo K H 2 lydi ryšių energiją nuo 236 iki 436 kJ / mol ir sumažėjo ryšio trukmė nuo 0,106 iki 0,074 Nm.
Elektronų molekulė H 2 suporuotas, ir dėl šios priežasties molekulinė vandenilis diamagniten.. išjungtas iš magnetinio lauko. Diamagnets apima visas medžiagas, kuriose nėra neišvengtų elektronų.
6.13 pav. Molekulinė diagrama H 2
Antrasis helio pirmojo laikotarpio elementas pagal MO metodo atstovybes gali sudaryti paramagnetinę molekulinę joną (n \u003d 0,5), o molekulė negali egzistuoti, nes Electrons į privalomus ir ašarojant molekulinius orbitų skaičius yra vienodai ir komunikacijos tvarka yra nulis.
Dvigubai įspūdingos homoide molekulės 2-ojo laikotarpio elementų. Apsvarstykite kaip pavyzdį deguonies molekulę. Dvylika elektronų išorinių lygių dviejų deguonies atomų (2s 2 2P 4) bus užpildyti molekulinės apylinkės taip:
O 2.
Elektroninėje formulėje coister reiškia, kad K lygio elektronai (1S 2) nedalyvauja molekulinių orbitų formavime. Deguonies molekulės molekulinė schema pateikiama Fig. 6.14. Pagal Gundo taisyklę du elektronai π2p X ir π2p z orbita yra nesudėtinė ir deguonies molekulė yra paramagnetinis, kuris yra patvirtintas eksperimentiškai. Atkreipkite dėmesį, kad pagal valentinio santykių metodą neįmanoma paaiškinti deguonies paramonnetizmo. Komunikacijos užsakymas molekulėje O 2 n \u003d (8-4) / 2 \u003d 2.
Fig. 6.14. Molekulinė diagrama 2
Komunikacijos tvarka diatomic homantinėje molekulėse iš 2 laikotarpio elementų padidėja nuo 1 Y 2 iki 3 N 2, tada mažėja iki 1 į F 2. 2 ir ne 2 molekulių susidarymas neįmanomas, nes Komunikacijos tvarka šiose molekulėse yra nulis.
Dvigubos heteroantinės molekulės 2-ojo laikotarpio elementų. Atominės orbitos įvairių atomų daro kitą indėlį į molekulinius orbitalijas, arba tas pats, koeficientai su I lygtis
ψ + \u003d C1 ψ A + C 2 ψ;
ψ - \u003d C3 ψ A - su 4 ψ į
nėra lygus vienam. Įpareigojančioje orbitoje didesnis indėlis įvedamas daugiau elektroninės struktūros atominės orbitos ir žeminančios - AO elektropozicinio elemento. Jei atomas yra daugiau elektroninių nei atomo a, tada su 2\u003e C1, o nuo 3\u003e C 4. Privalo pririšimas prie Energijos priartinimo prie daugiau elektroninės atomo UAB ir ašarų - daugiau elektropozicinio atomo UAB.
Pavyzdžiui, mes suteikiame molekulę CO. Dešimt elektronų anglies ir deguonies atomų bus kvapus taip:
CO.
Komunikacijos tvarka molekulėje su n \u003d (8-2) / 2 \u003d 3. Molekulė su paramagnetine. Molekulinė diagrama parodyta Fig. 6.15.
Fig. 6.15. Molekulinė diagrama
Metalo komunikacija
Darbo programa. Metalo jungtis. Energijos zona, valentinės zona, laidumo zona, draudžiama zona. Dirigentai, puslaidininkiai, izoliatoriai.
Metalai, sudarantys didžiąją dalį periodinės sistemos D.I. Mendeleev, turėti keletą funkcijų:
1) metalo blizgesį, t.y. aukštas atspindintis šviesai;
2) didelis šilumos ir elektros laidumas;
3) plastiškumas ir aparatūra.
Šios metalų savybes paaiškina speciali rūšies kovalentine obligacija metalo jungtis.
Nuo molekulinių orbitalų metodo požiūriu metalo kristalas yra viena didžiulė molekulė. Atominės orbitos atomai sutampa su atominių orbitų kaimyninių atomų, formuojant privalomą ir ašarojimo mo. Šie
orbitalinis sutapimas, savo ruožtu, su atominiais orbitomis iš šių kaimynų ir kt.
Kaip rezultatas, atominiai orbitalės visų atomų, sudarančių metalo kristalą, ir didžiulis skaičius MO taikoma visam kristalui (6.16 pav.).
Metalai turi didelius koordinavimo numerius, paprastai 8 arba 12, i.e. Kiekvienas atomas yra apsuptas 8 ar 12 kaimynų. Pavyzdžiui, koordinavimo skaičius ličio yra 8. Todėl 2s-atominės sienos ličio sutapimas su 2-atominių orbitalių aštuonių gretimų atomų, ir tuos, savo ruožtu, sutapti su atominių orbitalių savo kaimynų ir kt. 1 mol
tia yra sutampa 6.02. 10 23 atominės orbitos su tuo pačiu skaičiaus molekulinių orbitų formavimu. Šių orbitalų energijos skirtumas yra labai mažai ir sumos yra apie 10 -22 EV (10 -21 kJ). Molekulinė orbitinė forma energijos zona. Energijos zonos užpildymas elektronsu įvyksta pagal taisykles
mažiausia energija, Gundo ir Pauli draudimo taisyklė. Todėl maksimalus elektronų skaičius energetikos zonoje, sudarytoje S-elektronų bus 2N, kur N yra atomų skaičius kristale. Atitinkamai, zonose suformuota P-, D- ir F-Orbitals, jis gali būti iki 6n, 10n arba 14n elektronų.
 |
Fig. 6.16. Energijos zonos švietimo schema
Zona, pripildyta elektronų, turinčių cheminę bendravimą, vadinama valence zona. Ši zona gali būti užpildyta skirtingais laipsniais, priklausomai nuo metalo pobūdžio, jo struktūros ir kt. Virš valentinės zonos yra nemokama zona, vadinama laidumo zona. Priklausomai nuo atomų pobūdžio ir kristalų grotelių struktūros, valentinės zonos ir laidumo zona gali sutapti arba atskirti energijos tarpu, vadinamu draudžiama zona. Jei sutapo valentinės zonoje ir medžiagų laidumo zonoje, yra susiję su metalais. Jei draudžiamos zonos plotis yra δ \u003d 0,1 ÷ 3.0 eV, medžiagos yra susijusios su puslaidininkiais, jei ΔE\u003e 3 EV izoliatoriai.
Metalų valentinės zona paprastai pripildoma elektronų su neužbaigtu. Todėl elektronų vertimas į laidumo zoną reikalauja labai mažų energijos sąnaudų, kuri paaiškina didelį metalų elektro- ir šiluminį laidumą.
Tarpinis ryšys
Darbo programa.Tarpinis ryšys. Van der Waals pajėgos: orientacija, indukcija, dispersija. Vandenilio jungtis. Poveikis cheminių medžiagų fizikinėms savybėms.
Tarp elektronų ethrocelomes ir molekulių kietose, skystose ir dujinėse būsenos visada taikomos traukos stiprumui. Tai patvirtina, pavyzdžiui, realių dujų netobulumas, dujų sumažėjimas plėtrai, kilnių dujų egzistavimą sutrumpintoje būsenoje ir kt.
Yra dviejų tipų tarpinis sąveikos:
1) Van der Waals pajėgos;
2) vandenilio jungtis.
Kartais tarpinis sąveika apima donorų ir metalinių ryšių.
Van der Waals pajėgos.Pagrindinės Van der Waals pajėgų savybės yra mažos energijos (iki ~ 40 kJ / mol) ir nepasotinami. Skiriami trys WAN DER Waals pajėgų rūšys: orientacija, indukcija ir dispersija.
Orientacinis (dipolio dipolio) sąveikajis vyksta tik tarp poliarinių molekulių. Pakankamai mažais atstumais tarp molekulių, prieštaraujant dipolių mirtimi, ir tie patys pavadinimai yra atstumiami (6.17 pav., A) daugiau dipolių molekulių akimirkų, tuo stipresnis orientacijos sąveika. Orientacijos sąveika susilpnėja didėjančia temperatūra ir atstumas tarp molekulių.
Indukcijos sąveikajis atliekamas tarp skirtingo poliškumo molekulių. Pagal elektros lauką, kurio poliarinė molekulė veikia ne poliarinė arba maža poliarinė molekulė yra poliarizuota, t.y. Tai įvyksta (sukeltas) dipolias arba dipolio momentas (6.17, b pav.). Indukcijos sąveikos energija nustatoma pagal dipolio molekulės momento dydį, atstumą tarp molekulių ir poliarizė ne poliarinė molekulė, t.y. Jos gebėjimas suformuoti dipolį pagal išorinį lauką.
Dispersijos sąveikayra labiausiai universalus, i.e. veikia tarp bet kokių molekulių, nepriklausomai nuo jų poliškumo. Atomo ir elektronų formos šerdis instant Dipoles.skatinti momentinių diapolių kaimyninės dalelės (Pav. 6.17, b). Sinchroninis tiesioginių molekulių dipolių judėjimas lemia sistemos energijos energiją ir dalelių pritraukimą. Dispersijos sąveikos energija didėja didėjant dalelių poliarizinamumui, mažinant atstumą tarp jų ir nepriklauso nuo temperatūros.
Fig. 6.17. Vanderwalvas Sąveika: A - orientacinis; B - indukcija; B - dispersinis
Vantherval-ašies sąveikos energija yra atvirkščiai proporcinga šeštoja atstumo tarp sąveikaujančių dalelių centrų. Su stipria molekulių konvergencija, atsparumo jėga prasideda tarp elektronų lukštais, kurie subalansuoja traukos jėgas.
Santykinės vertės įvairių tipų VanderwalVal sąveikos kai kurių medžiagų yra pateiktos lentelėje. 6.1.
6.1 lentelė. Atskirų komponentų indėlis į Vanderwals sąveikos energiją
Nuo stalo. 6.1 Iš to išplaukia, kad dipolio momento padidėjimas sukelia orientacinės ir indukcijos sąveikos padidėjimą, o poliarizacijos padidėjimas lydi dispersijos sąveikos stiprinimą.
Vandenilio ryšiai. \\ Tyra specialus tarpinis sąveikos tipas, kuris vyksta tarp junginių molekulių, kurių sudėtyje yra f - h, o - h, n-h, t.e. Vandenilio atomas ir elementas su labai dideliu elektronu.
Elektroninis ryšio tankis e-h yra perkeliamas į elektroninę elementą. Vandenilio atomas praranda elektroninį apvalkalą ir virsta protonu. Dėl savo mažo dydžio ir nebuvimo elektronų korpusų, protonas gali patekti į elektrostatinę sąveiką su elektromagnetiniu apvalkalu, esančiu labai elektronifikuojamu kaimyninės molekulės atomu. Tuo pačiu metu, vandenilis veikia kaip elektro pora sutikėjas, kurį pateikia elektro neigiamas kaimyninės molekulės atomas.
.
Van der Waals ir atbaidymo pajėgos taip pat prisideda prie vandenilio obligacijų susidarymo.
Skirtingai nuo Van Der Waals pajėgos, vandenilio jungtis turi orientacijos ir sodrumo savybes.
Vandenilio jungties energija yra nedidelė, svyruoja nuo 8 iki 40 kJ / mol ir didėja daugelyje N-H< O-H < F-H. Тем не менее наличие водородной связи оказывает сильное влияние на физико-химические свойства веществ. Так, молекула воды может участвовать в образовании четырех водородных связей. Это ведет к образованию прочных ассоциатов (Н 2 О) n , что объясняет высокую температуру плавления и кипения воды по сравнению с ее аналогом – H 2 S (t кип =-61,8 о С), высокую теплоёмкость (4,218 кДж/кг К при температуре 273К), высокую энтальпию испарения (2250 кДж/кг). Сероводород как соединение с более высокой молекулярной массой должен был бы иметь более высокую температуру кипения, чем вода. Отсутствие сильных водородных связей у H 2 S приводит к обратной зависимости.
Vandenilio jungtis paaiškina vandenilio fluorido asocijuotų (HF) N, karboksirūgšties dimerizacijos formavimąsi:
Labai daug cheminių junginių yra cheminių obligacijų N-H ir O - H, todėl vandenilio jungtys yra labai dažnai. Ypač svarbus vaidmuo ir vandenilio obligacijas yra žaidžiamas biologiniams objektams. Taigi DNR dvigubos spiralės derinamos su tarpimaliomis vandenilio jungtimis.
Klausimai dėl nepriklausomo mokymo
1. Stebėkite kovalentinės obligacijos formavimą vandenilio molekulės pavyzdžiu. Pateikite dviejų vandenilio atomų sistemos potencialios energijos priklausomybės grafiką nuo intersticinio atstumo.
2. Kaip paaiškinti didesnį F 2 molekulės stabilumą, palyginti su dviejų fluoro atomų sistema?
3. RELAY elektronines struktūras iš 2 laikotarpio elementų atomų daugiausia ir sužadintų būsenų.
4. Kodėl argono atomas nėra cheminių ryšių?
5. Kodėl deguonies atomo formos 2 cheminės jungtys ir sieros atomas - 6?
6. Atominių orbitalių hibridizacija. Palankūs hibridizacijos veiksniai. Hibridinių orbitų orientacija erdvėje. SP-, SP2 -, SP 3 - ir SP 3 D 2 - hibridizacija.
7. Pateikite nekonpregioninių (gyvybingų) elektroninių porų įtakos sterochemijos molekulių atžvilgiu.
8. Kaip PSEEM elemento padėtis turi įtakos atominių orbitalų hibridizacijos stabilumui? Pateikite pavyzdžių.
9. Nustatykite centrinių atomo orbitalų hibridizacijos tipą hidroksonio jon h 3 o +. Vaizduoti šios dalelės geometrinę formą.
10. Kokie yra donoro-acceptoriaus mechanizmo bruožai kovolinio ryšio formavimui? Pateikite pavyzdžių dalelių, galinčių žaisti donoro ir elektroninio poros priėmimo vaidmenį.
11. Kokie veiksniai turi įtakos cheminei energijai?
12. Padidinkite šiuos junginius, kad padidintumėte ryšio ilgį: NAH, NAF, NACL, NABR.
13. Padidinkite šias sąsajas pagal jų energiją didinant: a) O-O; O \u003d O; b) O; S-s; c) n-f; H-cl; H-BR; d) LI-H; BE-H; B-H; C-h.
14. Kokios obligacijos yra stipresnės: a) C-F arba C-BR; b) c \u003d o arba c-o; c) o \u003d o arba s \u003d s?
15. Kuriuose iš šių junginių Centrinės atomo prijungimas yra prisotintas: a) jei 3; Jei 5; Jei 7; b) Cl 2 O; Clo 2; Cl 2 O 7?
16. Nustatykite koordinavimo skaičių aliuminio atomo junginiuose: a) Li; b) NA 3.
17. Padidinkite šias chemines obligacijas į poliškumą: NA-O; Na-f; Na-n.
18. Kuris iš HF, HCl molekulių, HBR, HI turi didžiausią dipolio ilgį?
19. Kaip komunikacijos poliškumas "HF", "HCl", "HBR", "Hi Change"?
20. Kokie veiksniai daro įtaką šių molekulių dipolio momento dydį: a) NH3, b) pH 3, c) pelenai 3? Kuris iš šių molekulių gali turėti didžiausią dipolio momentą?
21. Kokio tipo komunikacija yra įgyvendinama šiose molekulėse: HCl, Cl 2, RBCl, CLF?
22. Siekiant sumažinti jų poliarizacinį gebėjimą, padėkite šiuos jonus: Na +; Mg 2+; Al 3+.
23. Padidinkite šiuos jonus padidinant jų poliarizumą: F -; Cl -; Br -; Aš -.
24. Vandeniniame tirpale, kokia druska, vandens molekulėje prijungimas bus labiau poliarizuotas: NACL; Mgcl 2; ALCL 3? Kodėl?
25. Kokia yra halogeninės vandenilio rūgščių galios padidėjimo priežastis, pastebėta su halogeno atomo sekos skaičiumi?
26. Kokia yra šarminių ir šarminių žemės elementų stiprumo didinimo priežastis, pastebėta, kad metalo atomų metalo atomų yra priežastis?
27. Kodėl sieros rūgštis yra stipresnė už sierą?
28. Kodėl reikia acto rūgšties 3 košes daug silpnesnių nei trifluoracto rūgšties CF 3 Coxy?
29. Nustatykite, kiek σ- ir π obligacijų yra CH2 chchch 2 molekulė?
Atsakymas: 9 σ- ir 2 π-obligacijos.
30. Nustatykite, kiek σ- ir π-obligacijų yra vinilacetileno molekulės chcchchch 2?
Atsakymas: 7 σ- ir 3 π-obligacijos.
31. Nustatykite pagrindines molekulinių orbitalų metodo nuostatas.
32. Koks yra pagrindinis skirtumas tarp "Mo" metodo nuo "Sun" metodu?
33. Padarykite elektroninę formulę ir pateikite azoto molekulės molekulinę schemą. Nustatykite komunikacijos tvarką ir nurodykite molekulės magnetines savybes.
34. Padarykite elektroninę formulę ir suteikite fluoro molekulės molekulinę schemą. Nustatykite komunikacijos tvarką ir nurodykite molekulės magnetines savybes.
35. Padarykite elektroninę formulę ir atneškite azoto oksido molekulės molekulinę schemą (II). Nustatykite komunikacijos tvarką ir nurodykite molekulės magnetines savybes.
36. Paaiškinkite molekulinių orbitalų metodo požiūriu, ryšių energija padidėjimas fluoro, deguonies, azoto.
37. Kaip pereinant nuo F 2 K ir?
38. Kuri iš išvardytų molekulių neturėtų būti: a) nuo 2, b) L2, C) VE 2, D) 2?
39. Kokios fizinės savybės yra būdingos metalams?
40. Apibūdinkite cheminių obligacijų bruožus metaluose ir jo savybėmis.
41. Kokia yra metalų, puslaidininkių ir izoliatorių elektros laidumo skirtumų priežastis?
42. Pateikite fizinių reiškinių pavyzdžius, rodančius neutralių atomų ir molekulių sąveiką.
43. Apibūdinkite Vanderwals sąveikos atsiradimo ir savybių mechanizmą.
44. Kokių tipų Vanderwals Sąveika gali atsirasti dėl šių medžiagų: helio, metano, azoto, vandenilio bromido?
45. Kokio tipo Wan Der Waals pajėgos vyrauja kiekvienoje iš šių medžiagų: o 2, H 2 O, iš 2?
46. \u200b\u200bApibūdinkite sąveiką, prisidedančias prie vandenilio jungčių susidarymo.
47. Kokio tipo komunikacija yra įgyvendinama formuojant ION H 3 O + iš protonų ir vandens molekulės?
48. Kuriuose iš šių junginių yra vandenilio junginiai: SIH 4, HCOOH, CH3 CH (NH 2) Cooh, H2 O 2, HCl?
49. Kodėl NH3 virimo temperatūra yra didesnė už fosfiną 3?
50. Kodėl mononariu fluorido hidrofluorinė rūgštis gali sudaryti rūgštines druskas, pavyzdžiui, Nahf 2, o druskos rūgštis nesudaro panašių ryšių?
6.6. Už dabartinių ir tarpinių kontrolės užduotys
1. Paaiškinkite terminą "sutampančių atominių orbitalių".
2. Ar galima pasakyti, kad nekilnojamojo Dujos, kurią jis, ne ir kiti susideda iš molekulių?
3. Kodėl chlorogeninis rūgštis stiprėja nei fluoridas?
4. Kokia yra bet kokio cheminio ryšio formavimo priežastis? Koks energijos poveikis yra šis procesas yra lydimas?
5. Kaip veikia ryšio stiprumas HF, HCl, HBR, HI keitimas? Nurodykite šių pakeitimų priežastis.
6. PosSelektas, kuris iš nuorodų yra stipresnis: a) C - F arba C - BR; b) c \u003d o arba c - o; c) o - o arba s - s.
7. Uždėkite šias nuorodas į didėjantį poliškumą tvarka: Na - O, Na - F, Na - N.
8. Įdėkite nurodytas nuorodas į poliškumą: a) H - F, H - C, H - H; b) p - s, si - cl, al - cl.
9. Koks yra atstumas tarp atomų šerdies molekulėje ir kaip tai daro įtaką cheminių ryšių stiprumui?
10. Kodėl ir kaip atomų dydis ant jų turi įtakos ryšio ilgiui ir energijai?
11. Kas paaiškina didelį dviejų prijungtų atomų sistemos stabilumą (pvz., H 2), palyginti su dviejų nemokamų atomų (2n) sistema?
12. Ką paaiškinama daugelio elementų atomų gebėjimas su daugeliu nuorodų, viršijančių nesurytesnių elektronų skaičių jų atomai, skaičius yra daugiausia valstybė?
13. Nurodykite veiksnius, prisidedančius prie atominių orbitalų hibridizacijos.
14. Paaiškinkite, kaip anglies atomas, turintis du nesusijusius elektronus, gali vykdyti kovą lygi keturiems?
15. Palyginkite kovalentinių obligacijų formavimo mechanizmą CH4, NH 3 molekulių ir jonų.
16. Pateikite schemą, skirtą sutampančioms atominėms orbitaliams į BECL ir BF 3 molekules.
17. Kuris iš HF, HCl molekulių, HBR arba HI turi didžiausią dipolio ilgį?
18. Įdėkite nurodytas nuorodas didėjančia tvarka poliškumu:
a) H - F, F - C, F - F;
b) C - N, B-O, Li - L;
c) p - s, si - cl, al - cl
19. Pozicija didėjančia tvarka Joninės komunikacijos laipsnio Cl, Na - Cl, Ca - Cl, BE - Cl.
20. Dėl kurių dipolio ilgio obligacijos) yra nulis; b) mažiau obligacijų ilgio; c) lygus jungčių ilgiui?
21. Nurodykite donorą ir priėmimą reakcijoje H 2 O + H + \u003d H 3 O +.
22. Kuris iš šių molekulių turėtų būti didžiausias dipolio momentas: NH3, pH 3, pelenų 3, BH 3?
23. Koks yra ryšys, vadinamas vandeniliu? Kaip tai veikia fizines medžiagas?
24. Apsvarstykite MO dalelių metodą. Ar ši dalelė gali egzistuoti? Kas yra bendravimo tvarka ir šios dalelės magnetinės savybės?
25. Apsvarstykite MO dalelių metodo požiūriu. Ar ši dalelė gali egzistuoti? Kas yra bendravimo tvarka ir šios dalelės magnetinės savybės?
26. Apsvarstykite MO dalelių metodo požiūriu. Ar ši dalelė gali egzistuoti? Kas yra bendravimo tvarka ir šios dalelės magnetinės savybės?
27. Apsvarstykite MO dalelių metodo padėtį. Ar ši dalelė gali egzistuoti? Kas yra bendravimo tvarka ir šios dalelės magnetinės savybės?
28. Apsvarstykite iš MO dalelių metodo padėtį. Ar ši dalelė gali egzistuoti? Kas yra bendravimo tvarka ir šios dalelės magnetinės savybės?
29. Apsvarstykite molekulės metodą nuo požiūrio. Kas yra komunikacijos tvarka ir šios molekulės magnetinės savybės?
30. Apsvarstykite molekulės metodą nuo požiūrio. Kas yra komunikacijos tvarka ir šios molekulės magnetinės savybės?
Bibliografinio sąrašo sąrašas
1.Pirogov, A.I. Bendroji chemija: studijos. Vadovas / А. Pyragai; Ivanas. Valstybė Energas. un-t. - Ivanovo, 2010 m. - 220 s.
2.Pirogov, A.I. Bendra chemija: tyrimas. - metodas. Programuotas vadovas / A.I. Pirogovas, A.V. Jonai; Ivanas. Valstybė Energas. un-t. - Ivanovo, 2012 m. - 76 p.
3.Paketas Už dabartinių ir tarpinių kontrolės užduotys: metodas. I kursų studentų plėtra / I.M. Arfiev [ir kiti]; Ed. A.I. Pirogovas; Ivanas. Valstybė Energas. un-t. - Ivanovo, 2011. - 72 p.
4.Metodiškasinstrukcijos, skirtos laboratoriniam darbui įgyvendinti bendrąja chemija / V.K. ABROSIMOV [et al.]; Ed. VC. Abrosiimova; Ivanas. Valstybė Energas. un-t. - Ivanovo, 2000. - 44 s.
5.Korovinas, N.V. Bendroji chemija (bakalauro) / N.V. Korovinas. - 13-asis ED. - m.: Akademija, 2011. - 496 p.
6. Užduotys ir pratimai apie bendrą chemiją: studijas. Rankinis / B.I. Adamson [et al.]; Ed. N.V. Karvė. - 3-asis ED. - m.: Didesnis. Shk., 2006 - 255 p.
7.Korovinas, N.V. Laboratoriniai darbai chemijoje: studijos. Universitetų vadovas / n. V. Korovinas [ir kiti] - 4-asis Ed. - m.: Didesnis. Shk., 2007 - 256 p.
8.Glinka, N.L.Bendroji chemija: studijos. Bakalaurai / N.L. Glinka; pagal. ed. V.A. Popkov, A.V. Babkov. - 19-asis Ed., Pererab. ir pridėti. - m.: Yurait, 2014. - 900 p. - (serija "Bakalauras. Pagrindinis kursas).
9.Glinka, N.L.Užduotys ir pratimai bendrosios chemijos: studijos. Bakalauro vadovas / N.L. Glinka; pagal. ed. V.Popkova, A.V. Babkov. - 14-asis ED. - m.: Yuait, 2014. - 236 p. - (serija "Bakalauras. Pagrindinis kursas).
10.Glinka, N.L.Seminaras dėl bendrosios chemijos: studijos. Akademos vadovas. Bakaravria / N.l. Glinka; pagal. ed. V.A. Popkov, A.V. Babkov, O.V. Daniauras. - m.: Yurait, 2014. - 248 p. - (serija "Bakalauras. Akademinis kursas").
11.Stepin, B.D. Taikymas tarptautinės sistemos fizinių kiekių vienetų chemijoje / BD Įsikišti. - m.: Didesnis. Shk., 1990. - 96 p.
Cheminiai ryšiai
Molekulinių orbitalių metodas.
Molekulinės orbitalų metodas (MO) yra universaliausias plačiai naudojamas cheminės jungties pobūdžio metodas. Šis metas grindžiamas naujausiais pasiekimais kvantinės mechanikos srityje ir reikalauja, kad būtų įtrauktas sudėtingas matematinis aparatas. Šiame skyriuje aptariamos pagrindinės kokybinės išvados apie cheminės jungties pobūdį ir savybes.
3.1. Pagrindiniai tikslai.
MO metodas leidžia apibūdinti svarbiausias molekulinių sistemų savybes:
1. principinė galimybė formuoti molekulinių sistemų.
2. Cheminės jungties stygumas ir molekulių sudėtis.
3. Molekulių energijos stabilumas ir (atitinkamos molekulinės jonai) cheminės jungties stiprumas.
4. Elektronų tankio ir cheminių obligacijų poliškumas.
5. Molekulinių sistemų donorų priėmimo įmonės savybės.
3.2. Pagrindinės metodo pozicijos.
Pagrindinės molekulinių orbitalų metodo nuostatos yra šios:
1. Visi elektronai priklauso visai molekulei ir juda savo branduolių ir elektronų srityje.
2. tarp branduolių erdvėje, padidėjęs elektronų tankis yra sukurtas dėl visų bendrų (delokionalizuotų) elektronų mainų sąveikos kvantinio mechaninio poveikio. Atkreipkite dėmesį, kad iš tikrųjų, delokalizuotas valence elektronų atomų prisideda prie pagrindinio įnašo.
3. Cheminės obligacijos formavimas laikomas elektronų perėjimu nuo atominių orbitų iki molekulinių gyvenamųjų gyventojų, apimančių visus branduolius su energijos suaugimu. Jei perėjimas prie molekulinių orbitų yra susijęs su įtempta energija, tada molekulė nėra suformuota.
4. Problemos sprendimas sumažinamas iki galimų mo, elektronų pasiskirstymą pagal juos pagal kvantinius mechaninius principus (minimalų principą, energiją, Pauli draudimą, Gundo taisyklę) ir iš jo savybių sudarymo gauta (ar ne) molekulinė sistema.
Molekulinės orbitos yra gaunamos derinant atomines orbitalus (AO) nuo čia pavadinimą MO LKAO (mo linijinis derinys atominių orbitalių).
Molekulių aprašymo taisyklės
Norint rasti mo iš AO ir išvados apie formavimo molekulių galimybė yra tokia:
1. Bendras tarpusavyje sąveikauja tik arčiausiai energijos (paprastai skiriasi ne daugiau kaip 12 eV) 1.
Reikalingas interaktyvaus AO interaktyvus (pagrindinis atominių orbitalių rinkinys) S- ir P-Elements 2 laikotarpio 2-aisiais apima 2s- ir 2p- AO. Būtent šiuo pagrindu UAB leidžia jums sudaryti energijos naudą, kai juda elektronai į mo.
Daugeliu atvejų S- ir P-Elements 3 Elementų paaiškėja, kad jis yra pakankamai apribotas iki 3S ir 3P bazės UAB dėl santykinai didelio skirtumo 3P ir 3D valstybių energetikos.
2. Molekulinių orbitalų skaičius yra lygus atominių orbitalų skaičiui, kurių jie yra suformuoti. Ir tai yra būtina, tarp UAB Nuclei jie sutapo ir turėjo tą pačią simetriją, palyginti su nuorodos ašimi (X ašis sutampa su nuorodos ašimi). Molekulinės orbitos su mažesne energija (energingai palankesnė būklė) nei sujungta UAB yra vadinama privaloma ir didesnė energija (energingai mažiau palanki būklė) - ašarojimas. Jei MO energija yra lygi sujungtos AO energijai, tada toks mo yra vadinamas nesuderinamu.
Pavyzdžiui, 2 azoto ir fluoro laikotarpių atomai turi 4 pagrindinį UAB: vienas 2s - trys 2p- ao. Tada diatominė molekulė suformuota dviejų identiškų atomų elementų 2 laikotarpiai (N 2, F 2) turi aštuonis MO. Iš jų 4 orbitos - simetrijos tipas, palyginti su nuorodos ašimi ( s, p - surišimas ir ašarojimas s. * , p. * ir 4 orbitos - simetrijos tipas, palyginti su nuorodos ašimi ( y ir z - surišimas ir ašarojimas ir).
3. MO ir elektronų paskirstymo formavimas atrodo naudojant energijos diagramas. Horizontalios linijos išilgai diagramų kraštų atitinka kiekvieno iš atskiro atomo AO energijos, viduryje - atitinkamo MO energija. Pagrindinių UAB NS ir NP elementų energija 1,2,3 yra pateikti 1 lentelėje.
O deguonies molekulės Energijos schema yra pateikta 1 paveiksle.
Statant energijos diagramas, reikėtų atsižvelgti į abipusę MO energijų įtaką. Jei šiame mažo (mažesnio nei 12 ev) atomo Energijos skirtumas ir jie turi panašią simetriją, palyginti su komunikacijos ašimi, pavyzdžiui, 2-ir 2p - Ao nuo ličio iki azoto, tada Stebima papildoma, ty Konfigūravimo sąveika MO. Tokia sąveika lemia tai, kad dėl energijos diagramos jungiantis
P - Mo yra aukštesni nei privalomi - ir - MO, pavyzdžiui, diatominės molekulės nuo LI 2 iki N 2.
4. Pagal MO metodą molekulinė sistema gali būti sudaryta, jei įrišimo MO elektronų skaičius viršija elektronų skaičių. Tie. Energijos padidėjimas atliekamas lyginant su izoliuotu dalelių būsena. Komunikacijos užsakymas (PS) dempominės dalelės, apibrėžiamos kaip pusiau privalomų ir kepimo elektronų skaičius, turėtų būti didesnis nei nulis. Taigi, PS \u003d 2 už deguonies deguonies molekulę O 2.
Electron molekulių buvimas "Uninvoying Mo" nekeičia PS, tačiau sukelia ryšio energijos susilpnėjimą didinant interleectronic atbaidą. Nurodo padidėjusį molekulės reakcijos gebėjimus, susijusį su "UninVoying Electrons" perėjimo prie privalomo mo.
Saulės metodas yra plačiai naudojamas chemikai. Kaip dalis šio metodo, didelė ir sudėtinga molekulė yra laikoma, kad sudarytas iš atskirų dviejų centrų ir dviejų elektronų jungtis. Manoma, kad elektronai, kuriuos sukelia cheminė jungtis, yra lokalizuoti (esantys) tarp dviejų atomų. Daugelyje molekulių saulės metodas gali būti taikomas su sėkme. Tačiau yra keletas molekulių, kuriems šis metodas netaikomas arba jo išvados prieštarauja patirtimi.
Buvo nustatyta, kad kai kuriais atvejais apibrėžiantis vaidmuo formuojant chemines obligacijas nėra grojamas elektroninėmis poromis, tačiau atskiri elektronai. Cheminio ryšio su vienu elektronu galimybė rodo H 2 + jonų egzistavimą. Šią joną formavimui nuo vandenilio atomo ir vandenilio jonų pabrėžia energiją
255 kJ (61 kcal). Taigi cheminė jungtis H 2 + jon yra gana patvarus.
Jei bandysite apibūdinti cheminę jungtį deguonies molekulėje naudojant "Sun" metodą, mes pasieksime išvadą, kad, pirma, jis turi būti dvigubai (σ- ir p-komunikacijos), antra, deguonies molekulėje turi būti būti suporuotas, t .. Molekulė O 2 turėtų būti diamagnetinė (diamagnetinėms medžiagoms atomai neturi pastovaus magnetinio momento, o medžiaga išstumiama iš magnetinio lauko). Paramagnetinė medžiaga vadinama atomais, kurių arba molekulės turi magnetinį momentą, ir jis turi turtą, kuris turi būti įtrauktas į magnetinį lauką. Eksperimentiniai duomenys rodo, kad energijos kiekis deguonies molekulės ryšys yra tikrai dvigubas, tačiau molekulė nėra diamagnetinė, bet paramagnetinė. Ji turi du nesusijusius elektronus. Saulės metodas yra bejėgis paaiškinti šį faktą.
Molekulinės orbitalų metodas (MO) yra labiausiai matomas grafiniu atominių orbitalų (LCAO) linijinio derinio modeliu. LCAO MO metodas grindžiamas šiomis taisyklėmis.
1) Kai atomai randa cheminių obligacijų gylį nuo atominių orbitalų (AO) molekulinės.
2) gautų molekulinių orbitų skaičius yra lygus šaltinio atominės skaičiui.
3) sutapimas atominės orbitos arti energijos. Dėl sutapimo dviejų atominių orbitų, suformuojami du molekuliniai mėginiai. Vienas iš jų turi mažesnę energiją, palyginti su pradine atomine ir vadinama privalomas ir antroji molekulinė orbitalija turi daugiau energijos nei pradinės atominės orbitos ir vadinama bare. .
4) kai atominės orbitos sutampa, švietimas ir σ-obligacija yra įmanoma (sutampa palei cheminės jungties ašį) ir π-obligacijas (sutampa abiejose cheminės obligacijų ašies pusėse).
5) vadinama molekulinė orbita, nedalyvaujanti cheminių obligacijų formavime nesuvokimas . Jo energija yra lygi pirminio UAB energijai.
6) Vienoje molekulinėje orbitinėje (kaip, nors atominė) gali rasti ne daugiau kaip du elektronai.
7) Elektronai užima molekulinę orbitą su mažiausia energija (mažiausiai energijos principas).
8) Degenerate (su ta pačia energija) orbitoje atsiranda nuosekliai vienas elektronas kiekvienam iš jų.
Molekulinių orbitų metodas pajamos iš to, kad kiekviena molekulinė orbita yra atstovaujama algebrinė suma (linijinis derinys) atominės orbitalų pavidalu. Pavyzdžiui, tik 1S atominės orbitos iš dviejų vandenilio atomų gali dalyvauti vandenilio molekulės formavimu, kuris suteikia du MO, atstovaujanti atominių orbitų 1s 1 ir 1-± \u003d C1 1S 1 ± 1 C 2 1s 2.
Šių dviejų valstybių elektroninis tankis yra proporcingas | MO ± | 2. Kadangi vandenilio molekulėje sąveika yra įmanoma tik palei molekulės ašį, kiekvienas MO ± gali būti konvertuojamas kaip σ b \u003d 1s 1 + 1s 2 ir σ * \u003d 1s 1 - 1 ir yra atitinkamai pavadintas privalomu (σ SV) ir ašaros (σ *) molekulinės apylinkės.
Nuo Fig. 10 Tai galima pamatyti, kad elektroninis tankis viduryje tarp branduolių σ yra reikšmingas, ir σ * yra nulis. Neigiamai apmokestinamas elektroninis debesis, sutelktas į "Interledstone" erdvę, pritraukia teigiamai įkrautus branduolius ir atitinka SV privalomą molekulinį orbitą σ. Modulis su nuliniu tankiu interleenidial erdvėje atitinka ašarojimą Orbital σ *. Valstybės σ SV ir σ * atitinka skirtingus energijos lygius, o SV molekulinė orbitinė dalis turi mažesnę energiją, palyginti su pirminiu Ao iš dviejų nedarančių vandenilio atomų 1 ir 1 ir 2.
Dviejų elektronų perėjimas per SV padeda sumažinti sistemos energiją; Šis energijos padidėjimas yra lygus obligacijų energijai tarp atomų H-H vandenilio molekulėje. Netgi vieno elektrono pašalinimas su mo (σ b) 2 su formavimu (σ b) 1 molekulinės jonų H 2 + lapai ši sistema yra stabilesnė nei esama H + H + jonas.
Mes taikome MO metodą LCAO ir analizuojame vandenilio molekulės struktūrą. Nuotraukos dviem lygiagrečiomis schemomis šaltinio vandenilio atomų atominių orbitalių energijos lygiai
Jis gali būti vertinamas (žr. Sir.11 ir 12), kad energijos padidėjimas, palyginti su nesusijusiais atomais. Abu elektronai buvo sumažinti savo energiją, kuri atitinka valentinio santykių metodo vienetą (ryšį formuoja elektronų pora).
LCAO MO metodas leidžia jums vizualiai paaiškinti IONS H2 + ir H 2 - (žr. Nekilnojamąjį. 33 ir 14), o tai sukelia sunkumų valentų santykių metodu. Ant σ-rišančio molekulinės orbitos, esančio H 2 +, vienas elektronų h atomas su laimėjimu energija. Susidaro tvarus ryšys su 255 kJ / mole ryšių energija. Komunikacijos įvairovė yra ½. Molekulinė jonų paramagnetinė. Įprastą vandenilio molekulę jau yra du elektronai su priešais sukasi σ CV 1S-Orbital: rišimo energija H 2 didesniu nei H 2 + - 435 KJ / mol. Molekulė H 2 turi vieną ryšį, diamagnetinę molekulę.
"Anion N 2" - dviem molekuliniais orbitais, būtina jau įdėkite tris elektronus.
Jei du elektronai, nuleidžiami ant rišimo orbitos, suteikia energijos naudą, tada trečiasis elektronas turi padidinti savo energiją. Tačiau du elektronai laimėjo energija yra didesnė už prarastą. Ši dalelė gali egzistuoti.,
Yra žinoma, kad šarminės metalai dujinėje būsenoje yra diatominių molekulių pavidalu. Pabandykime įsitikinti, kad LI 2 dempominės molekulės egzistavimas galimas naudojant LCAO metodą (15 pav.). Pradiniame ličio atome yra elektronų dviem energijos lygiais - pirmasis ir antrasis (1 s. ir 2 s.).
Sutampa su tuo pačiu 1. s."Ličio atomai ličio atomai suteiks dvi molekulinius orbitalus (privalomas ir ašarojimas), kuris, atsižvelgiant į energijos minimalaus principo, bus visiškai apgyvendintas keturių elektronų. Energijos padidėjimas, gautas dėl dviejų elektronų perėjimo prie privalomos molekulinės orbitinės, negali kompensuoti savo nuostolių dėl dviejų kitų elektronų pereinant prie ašarojimo molekulinės orbitinės. Štai kodėl tik elektronai iš išorinio (valence) elektroninio sluoksnio yra įvesta į cheminės jungtis tarp ličio atomų susidarymo.
Valence 2 sutapimas 2. s.- Ličio atomai taip pat sukelia vieno σ surišimo ir vieno palaidų molekulinių orbitalių formavimąsi. Du išoriniai elektronai imsis privalomos orbitos, užtikrinant bendrą energijos padidėjimą (komunikacijos daugiašiškumas yra 1).
Naudojant LKAO MO metodą, apsvarstykite galimybę susidaryti su 2 molekule.
Šiuo atveju du elektronai imsis privalomą molekulinę orbitą, o kiti du yra kepti. Energija gauna tokį dviejų orbitinių elektronų atsiskaitymą nebus. Todėl jis neegzistuoja 2 molekulės.
Molekulinių orbitų užpildymas atsiranda tada, kai Pauli ir medžioklės taisyklių principas tokios sekos padidėja:
Σ1.< σ*1s < σ2s < σ*2s < σ2p z < π2p x = π2p y < π*2p x =π*2p y < σ*2p z
Energijos vertės σ2p ir π2p yra artimos ir kai kurių molekulių (2, C2, N 2) priešingos vienos santykis: pirmasis π2p tada σ2p
2 lentelė Energija ir bendravimo tvarka Elementų molekulėse 1 laikotarpis
Pagal metodą audito komunikacija Molekulė lemia skirtumą tarp privalomų ir kepimo orbitalų, padalijusių iš dviejų. Komunikacijos tvarka gali būti nulis (nėra molekulės), viso ar dalinio teigiamo numerio. Su nuliniu ryšiu ryšiu, kaip ir ne 2 atveju, molekulė nėra suformuota.
17 paveiksle parodyta energetikos schema, skirta molekulinių orbitų formavimui iš atominės homoido (vienas ir tas pats elementas) iš antrojo laikotarpio elementų molekulių. Įrišimo ir kepimo elektronų skaičius priklauso nuo jų skaičiaus pradinių elementų atomuose.
1 pav Diatominių molekulių susidarymo energetikos schema
elementai 2 laikotarpiai
Pažymėtina, kad formuojant molekules 2, C2 ir N 2, energijos surišimas s 2 p x.- daugiau energijos surišimo P 2 p y.- ir P 2 p Z.-Subitals, o 2 ir F 2 molekulės, priešingai, surišimo P 2 energija p y.- ir P 2 p Z.-Evalnai daugiau energijos surišimo s 2 p x.-. Į tai reikia atsižvelgti vaizduojant atitinkamų molekulių energetikos schemas.
Kaip ir elektroninės formulės, rodančios elektronų platinimą atominių orbitų atomu, molekulių formulės, atspindinčios jų elektroninę konfigūraciją, yra sudaryta MO metodu. Analogiškai su atominu s.-, p.-, d.-, f.- orbitaliniai molekuliniai orbitai yra paskirti graikų raidės S, P, D, J.
Molekulių formavimas iš elementų atomų gali būti užregistruoti taip (k - vidiniai elektroniniai sluoksniai):
Li 2.
Būti 2 molekulė nebuvo aptikta, kaip molekulė ne 2
B 2 Paramagnetinė molekulė
O 2 Paramagnetinė molekulė
Ne 2 molekulė nebuvo aptikta
LCAO metodas yra lengva įrodyti deguonies molekulės paramagnetines savybes. Norint netvarkyti piešinį, mes nemanome, kad sutampa 1 s.- pirmojo (vidinio) elektroninio sluoksnio deguonies atomų degurinių atomų. Mes atsižvelgiame į tai, kas p.- antrasis (išorinis) elektroninis sluoksnis gali būti sutampa su dviem būdais. Vienas iš jų išjungs panašius į σ ryšių formavimąsi.
Du kiti p.-AO blokuos abiejose ašies pusėse x. Su dviem π-obligacijų formavimu.
Molekulinės orbitos gali būti nustatomos pagal duomenų įsisavinimo spektrą ultravioletinėje srityje. Taigi, tarp dengimo molekulių molekulių molekulių, sudarytų sutampa p.-AO, du π-surišimo degenerate (su tomis pačiomis energetinėmis) orbitalijomis turi mažiau energijos nei σ surišimo, tačiau, kaip π * -Deversing Orbitals turi mažiau energijos, palyginti su σ *-baidarės orbitos.
O 2 molekulėje du elektronai su lygiagrečiomis sukasi buvo dviejose degeneruose (su ta pačia energija) π * -Deless molekulinės orbitos. Tai yra nepaskirstytų elektronų buvimas, susijęs su deguonies molekulės paramagnetinėmis savybėmis, kurios bus pastebimos, jei jie atvėsti deguonį į skystą būseną.
Taigi, elektroninė konfigūracija molekulių O2 yra aprašyta taip: o 2 [kk (σ s) 2 (σ s *) 2 (σ z) 2 (π x) 2 (π x *) 1 (π x *) 1 (π y *) vienas]
QC raidės parodė, kad keturi 1 s.-Electron (dvi surišančios ir dvi ašaros) praktiškai neturi įtakos cheminei jungtimi.
Tarp diatominių molekulių vienos iš patvarus yra CO molekulė. LCAO MO metodas lengvai leidžia jums paaiškinti šį faktą.
Atomų deguonies atomo energija yra mažesnė už atitinkamų anglies dibitų (1080 kJ / mol) energiją, jie yra arčiau branduolio. Sutapimo rezultatas p.-EveBubitals atomų o ir c yra dviejų degeneruotų π-rišimo ir vieno σ surišimo orbitos formavimas. Šie molekuliniai orbitai bus šeši elektronai. Todėl bendravimo įvairovė yra lygi trims. Elektroninė konfigūracija yra tokia pati kaip N 2:
[KK (σ s) 2 (σ s *) 2 (σ z) 2 (π x) 2 (π y) 2 (σ z) 2]. Ryšio stiprumas CO molekulėse (1021CH / mol) ir N 2 (941CH / MOL) yra artimi.
Pašalinus vieną elektroną, kuris palieka rišančią orbitą (CO + jonų formavimas) B ryšio stiprumas mažėja iki 803 kJ / mol. Ryšio įvairovė tampa lygi 2,5.
LCAO metodas gali būti naudojamas ne tik dioksido molekulių, bet ir poliatominiams. Mes analizuosime kaip pavyzdį pagal šį metodą, amoniako molekulės struktūrą.
Kadangi trys vandenilio atomai turi tik tris 1 s.- Tada bendras formuotų molekulinių orbitų skaičius bus lygus šešiems (trys surišimui ir trys kepimui). Du azoto atomo elektronai bus nevienalytės molekulinės orbitinės (vidutinės elektroniniu būdu).
Geriausias būdas Quantum mechaninis cheminės obligacijos aiškinimas šiuo metu laikomas molekulinių orbitalių metodu (MO). Tačiau saulės metodas yra daug sudėtingesnis, o ne taip vizualiai kaip paskutinis.
Įrišimo ir ašarojimo mo egzistavimą patvirtina molekulių fizinės savybės. MO metodas leidžia jums numatyti, kad jei molekulės elektronai yra pagaminti į molekulę antrišančių orbitų, molekulių jonizacijos potencialai turėtų būti didesni už atominių jonizacijos potencialą, ir jei elektronai patenka į kepimo orbitą, tada ant kepimo orbitalų priešingai. Taigi, vandenilio molekulių ir azoto (surišančiomis orbitaliomis) jonizacijos potencialais atitinkamai - 1485 ir 1500 kJ / mol - daugiau nei vandenilio ir azoto atomų jonizacijos potencialai - 1310 ir 1390 kJ / mol bei deguonies molekulių jonizacijos potencialai. ir fluoras (ašaros orbitos) - 1170 ir 1523 kJ / mol - mažiau nei atitinkami atomai - 1310 ir 1670 kJ / mol. Kai molekulės jonizacija, obligacijų stiprumas mažėja, jei elektronas yra pašalintas iš surišimo orbitos (H2 ir N 2), ir padidina, jei elektronas yra pašalintas iš plyšimo orbitos (o 2 ir F 2).
Apsvarstykite MO formavimąsi vandenilio hf fluorido molekulėje. Kadangi fluoro jonizacijos potencialas (17,4V arba 1670 kJ / mol) yra didesnis už vandenilio (13,6 EV arba 1310 kJ / mol), tada fluoro 2p orbitos turi mažiau energijos nei 1s-orbitinis vandenilis. Dėl didelio skirtumo 1s vandenilio atomo energijos ir 2s fluoro atomo orbitos nėra sąveikauja. Taigi 2S orbitos fluoras tampa be pokyčių MO HF energijos. Tokie orbitai vadinami uninvoying. 2R Y - ir 2R Z Zhubithi fluoras taip pat negali sąveikauti su 1S-orbitos vandeniliu dėl simetrijos skirtumo, palyginti su nuorodos ašimi. Jie taip pat tampa nesuderinami mo. Įrišimas ir ašarojimas yra suformuotas nuo 1S orbitinio vandenilio ir 2P x klotrų. Vandeniliai ir fluoro atomai yra sujungiami dviejų elektronų jungtimi su 560 kj / mol.
Valenijos obligacijų metodas suteikia teorinį chemikų plačiai naudojamų struktūrinių formulių pateisinimą ir leidžia tinkamai nustatyti beveik visų junginių struktūrą s - ir. \\ T p Elementai. Didelis jo matomumo metodo privalumas. Tačiau lokalizuotų (dviejų centrinių, dviejų elektronų) cheminių obligacijų idėja yra pernelyg siaura, kad paaiškintų daugelį eksperimentinių faktų. Visų pirma valanto obligacijų metodas yra nepagrįstas apibūdinti molekules su nelyginiu skaičiumi elektronų, pavyzdžiui, H, H., Gręžimo, kai kurių junginių su konjugato obligacijomis, aromatinių junginių, karbonilų metalų skaičius, t.e. Molekulės su elektronų trūkumu arba jų pertekliumi ( H.). Neleistini sunkumai naudojant valentinės obligacijų metodą, kad paaiškintų aštuntos grupės elementų su fluoru ir deguonimi ( XEF 6, XEOF 4, XEO 3 et al.), metalai "sumuštinių metaliniuose organiniuose junginiuose, pvz., geležie ferrocene
FE (C 5 val 5) 2kur jis turėtų suformuoti ryšius su dešimt anglies atomų be tokio elektronų į išorinį apvalkalą.
Remiantis metodu Saulė Sunku paaiškinti, kad elektronų atskyrimas nuo kai kurių molekulių sukelia cheminės jungties tvirtinimą. Taigi, energijos laužymo energija molekulėje F 2. yra 38 kcal / mol ir molekulinėje jonyje F.- 76 kcal / mol. Šis metodas nepaaiškina molekulinės deguonies paramagneto O 2. ir. \\ T B 2..
Molekulinės orbitos pasirodė esančios bendresnės ir visuotinės (Mo), su kuriuo galima paaiškinti faktus, nesuprantant nuo metodo metodo Saulė. Reikšmingas indėlis į metodo kūrimą Mo. Amerikos mokslininkas R. Mallyllyn (1927 - 1929 m.).
Pagrindinės sąvokos. Pagrindiniame metode Mo. Nurodo kvantinius - mechaninius modelius, pritvirtintus prie atomo į sudėtingesnę sistemą - molekulę. Molekulinių orbitalų metodas grindžiamas "molekulės" orbitinės struktūros idėją, t.y. Prielaida, kad visi šios molekulės elektronai (kaip ir atomui) yra paskirstomi pagal atitinkamą orbitą. Kiekvienoje orbitoje pasižymi kvantinių numerių rinkiniu, atspindinčiame elektronų savybes šioje energetikos būklėje. Metodo funkcija Mo. yra tai, kad molekulėje yra keli atominiai branduoliai, t.y. Skirtingai nuo vieno centro orbitų, molekulinės orbitos yra šiek tiek sutelktos (paplitusi dviem ir daugiau atominių branduolių). Analogiškai su atominu s -, P -, D -, F - orbitos molekulinės orbitos yra paskirtos graikų raidėmis σ -, π, δ -, φ .
Pagrindinė metodo problema Mo. - Rasti bangų funkcijas, apibūdinančias elektronų būklę molekulinėje orbitinėje. Pagal vieną iš molekulinių orbitalų metodo variantų, vadinamų linijiniu atominių orbitalių deriniu (Molikao)Molekulinės orbitos yra suformuotos iš atominės jų linijiniu deriniu. Leiskite elektroniniams sąveikos atomų orbitalams būdingas bangų funkcijas Ψ 1, ψ 2, ψ 3 ir tt Tada manoma, kad bangos funkcija Ψ mol.Atitinkant molekulinę orbitą galima atstovauti kaip suma:
Ψ mol. \u003d C1 ψ 1 + C2 ψ 2 + C3 ψ 3 + .... .,
kur C1, C2, C 3 ... Kai kurie skaitiniai koeficientai. Ši lygtis yra lygiavertė prielaida, kad molekulinės elektronų bangos amplitudė (t. Y. Molekulinės bangos funkcija) yra suformuota, pridedant sąveikaujančių atominių elektronų bangų amplitudes (i.e. Atominės bangos funkcijų pridėjimas). Tuo pačiu metu, atsižvelgiant į galios laukų branduolių ir elektronų gretimų atomų, bangos funkcija kiekvieno elektronų pokyčių, palyginti su pradine bangos funkcija šio elektrono izoliuoto atomo. Metodoje. \\ T Mikolao. Į šiuos pokyčius atsižvelgiama įvedant koeficientus C1, C2, C3 ir tt
Statydami molekulinius orbitalius pagal metodą Mikolao. Turi būti laikomasi tam tikrų sąlygų:
1. Kombinuotos atominės orbitos turi būti arti energijos, kitaip elektronai bus energečiai nepelningi, kad būtų didesnė energija. (\\ T 1 S. ir. \\ T 5 P. Negalima sąveikauti).
2. Būtina maksimaliai padidinti atominių orbitalių sutapimą, sudarančią molekulinę orbitą.
3. Atominės orbitos, sudarančios molekulinę orbitą, turėtų turėti tokias pačias simetrijos savybes, palyginti su molekulės intersticine ašimi. (\\ T p x. - elektroninis debesis gali būti derinamas tik su p x. debesis, bet ne p y. ir. \\ T p Z.).
Taip pat reikėtų atsižvelgti į tai, kad elektronų okupuotų molekulinių molekulių derinys yra jo elektroninė konfigūracija. Jis yra pagrįstas tuo pačiu būdu, kaip ir atomo, remiantis mažiausios energijos ir Pauli principo principu.
Apibūdinti pagrindinės molekulės būsenos elektroninę konfigūraciją 2n. arba. \\ T (2n - 1) REIKALAVIMAI REIKIA n.molekuliniai orbitai.
Privalomi ir ašariniai orbitai.Apsvarstykite, kokia molekulinės bangos funkcija turės molekulinės bangos funkciją Ψ M.susidaro dėl bangų funkcijų sąveikos ( Ψ 1. ir. \\ T Ψ 2.) 1 S. dviejų vienodų atomų orbitos. Tai padaryti, rasime sumą C1 ψ 1 + C 2 ψ 2. Kadangi šiuo atveju atomai yra vienodi C1 \u003d C 2; Jie neturės įtakos bangų funkcijų pobūdžiui, todėl mes apsiribosime Ψ 1 + ψ 2.
Norėdami tai padaryti, mes turime tarpusavyje sąveikaujančių atomų branduolį nuo kito (R)ant kurių jie yra molekulėje. View. Ψ Funkcijos. \\ T 1 S. Orbitalas bus toks:
Ψ mol.
Fig. 22. Švietimo schema privaloma Mo.
nuo atominės. 1 s - Orbitų. \\ T
Rasti molekulinės bangos funkciją Ψ Dydį. \\ T Ψ 1. ir. \\ T Ψ 2.. Dėl to gauname tokį kreivės tipą (22 pav.)
Kaip matyti, tarp molekulinės bangos funkcijos šerdies Ψ mol. Daugiau nei pradinių atominių bangų funkcijų vertės. Bet Ψ mol. apibūdina tikimybę rasti elektroną atitinkamoje erdvės srityje, t.y. Elektroninis debesų tankis.
Didėjantis Ψ mol. - palyginti su Ψ 1. ir. \\ T Ψ 2. Tai reiškia, kad formuojant molekulinę orbitinę, elektroninio debesies tankumas inter-tapatybės erdvėje didėja, todėl pritraukti teigiamai įkrautus branduolius, atsiranda į šią sritį - suformuotas cheminis ryšys. Todėl vadinama nagrinėjamo tipo molekulinė orbitinė surišimas.
Šiuo atveju padidėjusio elektronų tankio plotas yra šalia nuorodos ašies, kad suformuota Mo. Nurodo σ - Patarimas. Pagal tai, jungiantis Mo.gaunamas dėl dviejų atominių sąveikos 1s - Orbitos yra pažymėtos Σ SV. 1s.. Elektronai surišimu Mo.Vadinamas privalomi elektronai.
Kai dviejų atomų sąveika, jų bangų funkcijų požymiai 1s - Orbitalas gali būti kitoks. Šis atvejis grafiškai gali būti pateikiamas taip:
Ψ mol.
Fig. 23. Sumažinimo formavimo schema Mo.
nuo atominės. 1 s - Orbitų. \\ T
Molekulinė orbitinė (23 pav.), Suformuota su šia sąveika, pasižymi absoliučios bangų funkcijos vertės sumažėjimu Interledstone erdvėje, palyginti su jo verte pradiniame atomuose: ant linijos ašies
pasirodo net taškas, kuriame bangų funkcijos vertė, todėl jo aikštė atrodo nuliui. Tai reiškia, kad nagrinėjamu atveju sumažės elektroninio debesies tankis tarp atomų. Dėl kiekvieno atominio branduolio traukos kryptimi į tarpvalstybinį erdvės regioną, tai bus silpnesnė nei priešinga kryptimi, t.y. Bus pajėgos dėl abipusio branduolio atbaidymo. Todėl, todėl cheminė jungtis neatsiranda; suformuota šiuo atveju Mo. vadinamas bare. (Σ Raz. 1s.), o elektronai yra ant jo - bare. Elektronai.
Molekulinės orbitos, gautos pridedant ir atimant 1s - Atominės orbitos turi tokias formas (24 pav.). Sąveika, vedanti į privalomą orbitą formuojant energiją, todėl elektronas, esantis antriškos orbitos, turi mažiau energijos nei pradiniame atomu.
Fig. 24. Įrišimo ir laisvo formavimo schema
molekulinis. \\ T σ - Orbitų. \\ T
Plyšimo orbitos formavimas reikalauja energijos sąnaudų. Todėl elektronas turi didesnę energiją nei pradiniame atomu.
Dikatominės homo-tenor molekulės pirmojo laikotarpio elementų. Vandenilio molekulės susidarymas H 2. Pagal metodą Mo. Atrodo taip (25 pav.):
Fig. 25. Švietimo schema
molekulinės orbitos. \\ T H 2.
Todėl vietoj dviejų energingų lygių 1 s - orbitinis (pradiniai vandenilio atomai) formuojant molekulę H 2. Dvi energetiškai nevienodos molekulinės orbitos atsiranda - privalomas ir ašarojimas.
Šiuo atveju 2 elementai užima molekulinę orbitinę su mažesne energija, t.y. Σ sv 1 s orbitinė.
Molekulės formavimo reakcija H 2. Pagal sąlygas Mo. Gali būti įrašyta:
2 h \u003d h 2 [(σ s 1 s) 2] arba. \\ T
H + H \u003d H 2 [(σ SV 1 s) 2]
Molekulėje H 2. Du elektronai. Pagal mažiausios energijos ir Pauli principo principą, šie du elektronai su priešingomis suklydimais taip pat užpildo Σ g. orbitinė.
Sumažinta molekulinių orbitų schema galioja dvigubos pagrindinės formacijos (pirmojo laikotarpio elementai): H 2 +, jis 2 + ir. \\ T Jis 2.
Molekulinėje digelijoje - jonyje Jis 2 +. Trys elektronai, iš kurių du užpildo privalomą, trečioji yra kepimo orbita Jis 2 + [(σ sv 1 s) 2 (σ kietas 1 s)] (26 pav.):
Ir jis H 2 +. Susideda iš dviejų protonų ir vieno elektrono. Žinoma, vienintelis šios jonų elektronas turėtų užimti pelningiausių orbitos energiją, t.y. Σ Sv 1s.. Taigi, elektroninė jonų formulė H 2 +. H 2 + [(σ Sv 1s) "] (27 pav.):
Fig. 27. Energijos schema švietimo
molekulinės orbitos. \\ T H.
Dviejų helio atomų sistemoje Jis 2. Keturi elektronai; Du antriški ir du ant kepimo orbitos.
Energijos, ilgio ir komunikacijos tvarka.Pagal elektronų paskirstymo pobūdį molekuliniais orbitaliais pobūdį galite įvertinti ryšio energiją ir tvarką. Kaip jau parodyta, elektronų sunaikinimas antrišimo orbitoje reiškia, kad elektronų tankis koncentruojamas tarp šerdies, o tai sukelia tarpvalstybinį atstumą ir stiprinant molekulę. Priešingai, elektronų elektronų tankis koncentruojamas branduoliuose. Tokiu atveju sumažėja privaloma energija, o tarpšakiniai atstumas didėja, kaip parodyta toliau.
Row. H 2 + - H 2 - jis 2 + Kadangi privaloma orbita yra užpildyta, didėja molekulių disociacijos energija, o elektronų atsiradimas ant plyšimo Mo.Priešingai yra sumažintas ir tada padidėja.
Helium molekulė negali egzistuoti Netinkama būsenoje, nes ji taip pat yra privalomų ir kepimo elektronų skaičius.
Pagal metodą Mo. Komunikacijos tvarka (daugialypiškumas) (N) Apskaičiuota privalomų ir kepimo elektronų skaičiaus nuosėdų:
a - elektronų, esančių privalomuose orbitose, skaičius;
b. - elektronų skaičius ant kepimo orbitų.
arba, kur Bet - Atomų skaičius molekulėje.
Antrojo laikotarpio elementų dikatominės homo-tenor molekulės. 2-ojo laikotarpio elementai be 1 s - Orbitalų švietime Mo. dalyvauti 2s -; 2p x -, 2p y ir. \\ T 2P Z. - orbita.
Išvyko derinys 2s - orbitos, kaip ir atominės atveju 1s.- orbitos, atitinka dviejų molekulinių formavimąsi σ - orbitos: Σ Sv 2s.ir. \\ T σ Raz 2s..
Derinant orbitą pastebima kita nuotrauka p.- tipo. Su atominiu deriniu 2P X. - orbitos, kurios yra pailgos palei ašį h.Molekulinė kyla σ – Orbita: Σ s 2p xir. \\ T Σ raz 2p x.
Su deriniu 2p y. ir. \\ T 2P Z. Suformuojamos atominės orbitos π sv 2p y ir. \\ T π s 2p z, π Raz 2p y ir. \\ T π Raz 2p Z.
Nuo energijos 2p y. ir. \\ T 2P Z. - orbitos yra vienodos ir jie sutampa su tuo pačiu būdu π sv 2p y ir. \\ T π s 2p z - orbitos turi vienodą energiją ir formą; Tas pats pasakytina ir π Raz 2p y ir. \\ T π Raz 2p Z - orbitos. Taigi, molekulinė π – Orbita π g. ir. \\ T π diapazonas Dvigubai degeneruoti energijos lygį.
Pagal spektroskopinius duomenis Mo. Energijos lygio elementų difatinės molekulės yra išdėstytos tokia tvarka:
Σ Sv 1s.< σ разр 1s < σ св 2s < σ разр 2s < σ св 2p x < π св 2p y = π св 2p z < π разр 2p y = π разр 2p z < σ разр 2p x
Su energijos intymumu 2S. ir. \\ T 2p. - Orbitų elektronai Σ 2s. ir. \\ T Σ 2p. - orbitos yra tarpusavyje atsietos ir todėl π sv 2p y ir. \\ T π s 2p z- orbitos pasirodo energingai pelningesnis nei Σ s 2p x orbitinė. Šiuo atveju molekulinių orbitų užpildymo tvarka šiek tiek skiriasi ir atitinka šią seką:
Σ Sv 1s.< σ разр 1s < σ св 2s < σ разр 2s < π св 2p y = π св 2p z < σ св 2p x < π разр 2p y = π разр 2p z < σ разр 2p x
Energijos skirtumas. \\ T 2S. ir. \\ T 2p - laikotarpiui didėja orbita I. K. GRUPĖ Viii.. Todėl sumažinta molekulinių orbitų seka yra būdinga diatominių molekulių pradžios elementų. Ii. - laikotarpis iki galo iki N 2.. Taigi, elektroninė konfigūracija N 2.. Iš esmės (nepaaiškinta) būklė yra:
2N \u003d N 2 [(σ BV) 2 (σ DOM 1S) 2 (σ CV 2s) 2 (σ Roll 2s) 2 * (π 2p y) 2 (σ 2p Z) 2 (σ Sv. 2P X) 2 ]
arba grafiškai (28 pav.):
UAB MO AO.
N 1S 2 2S 2 2P 3 N 2 1S 2 2 2 2 2P 3
Fig. 28. Energijos schema švietimo
molekulinės orbitos. \\ T N 2.
Elektronų paskirstymo molekulinių orbitų pasiskirstymo pobūdis leidžia mums paaiškinti molekulių magnetines savybes. Apie magnetines savybes atskirti paramagnetinis. \\ Tir. \\ T diamagnetic. Medžiagos. Paramagnetiniai yra medžiagos, turinčios nesusijusias elektronus, diamagnetinėms medžiagoms - visi poros elektronai.
Lentelėje pateikiama informacija apie energiją, ilgį ir perdavimo bendravimo molekulės elementų pradžioje ir pabaigoje 2-ą laikotarpį:
Deguonies molekulėje yra du nesusiję elektronai, todėl tai yra paramagnetinis; Fluoro unsparted Electron molekulė neturi, todėl jis yra diamagnetinis. Paramagnets taip pat molekulės B 2. ir molekulinės jonai H 2 +. ir. \\ T Jis 2 +.ir molekulės C2, N 2 ir. \\ T H 2. - Diamagnetinis.
Dvigubos heteronukurinės molekulės. Heteroanto (skirtingo elemento) dioksido molekulės aprašytos pagal metodą Mikolao., taip pat homo-tenor dioksido molekulės. Tačiau, kadangi kalbame apie skirtingus atomus, atominių orbitų energiją ir jų santykinį indėlį į molekulinius orbitalius yra skirtingi:
Ψ + \u003d C1 ψ A + C 2 ψ B
Ψ - \u003d C3 ψ a + s 4 ψ b
 |
Fig. 29. Molekulinės orbitų heteroanto molekulės energijos schema Au
Įpareigojančioje orbitoje didesnis indėlis įvedamas elektroninio reguliavimo atomo branduolinė orbitalija ir mažiau elektroninis elementas (29 pav.). Tarkime, Atom B. Elektrinis neigiamas atomas A.. Tada C 2\u003e C 1, bet Nuo 3\u003e su 4.
Pradinių atominių orbitalių energijos skirtumas lemia komunikacijos poliškumą. Vertė į yra joniškumo matas
ir vertė a.- ryšių covalence.
Antrojo laikotarpio heteroanto dioksido molekulių energijos lygių dioksido dioksido diagrama yra panaši į antrojo laikotarpio homo-nuomininkų molekulių diagramą. Pavyzdžiui, apsvarstyti elektronų pasiskirstymą orbitinės molekulės Co ir jonai Cn - ir. \\ T Ne +..
Molekulė. \\ T Co ir jonai Cn -, ne + Isoelektroninė molekulė N 2. (Sudėtyje yra 10 valentų elektronų), atitinkanti kitą elektroninę konfigūraciją Neturiojoje būsenoje:
 |
(σs sv.) 2 (σs išleidimas) 2 (σ.
Molekulės koncentracijos energijos schema BEH 2. Jis turi formą: keturi valentiniai elektronai nepatinka molekulė BEH 2. Įsikūręs σ ir. \\ T σ - orbitos, kuri yra aprašyta formulėje (σ) 2 (σ) 2.
Jonų komunikacija
Cheminė jungtis, atsirandanti dėl elektronų perėjimo nuo atomo į atomą, vadinama jonine arba elektrine
lENDER. Elektronenciją lemia elektronų, prarastų arba įsigyja kiekvienai atomai. Jonų ryšio atsiradimo priežastis yra didelis skirtumas. Eo. 2.0 ar daugiau sąveikos atomų. Esminis skirtumas tarp kovalentinių ir joninių ryšių atsiradimo mechanizmo nėra. Šie komunikacijos tipai skiriasi tik pagal elektroninio ryšio debesies poliarizacijos laipsnį ir, atitinkamai, dipolių ilgis ir dipolio akimirkų vertes. Kuo mažesnis atomų elektroninės reguliavimo skirtumas, tuo daugiau kovalentinės obligacijos ir mažiau - joninės. Net tokiu idealiu jonų ryšiu, pavyzdžiui, fluorido Prancūzija, jonų ryšys 93- 94 % .
Jei manote, kad bet kuriuo laikotarpiu su tuo pačiu elementu elementų jungtys, tada, kai jis juda nuo laikotarpio pradžios iki laikotarpio pabaigos, ji yra daugiausia joninės pobūdžio komunikacijos keičiant kovalentines. Pavyzdžiui, 2-osios laikotarpio elementų fluoriduose iš eilės LIF, BEF 2, BF 3, CF 4, NF 3, 2, F 2 Joniniai santykiai būdingi ličio fluorido, palaipsniui silpnina ir eina į tipišką kovalentinę obligaciją fluoro molekulėje.
Pavyzdžiui, tos pačios rūšies molekulės HF, HCl, HBR, HS (Or. \\ T H 2 o, h 2 s, h 2 se), dipolio momentas yra kuo didesnis Eo. Elementai ( EO F\u003e EO Cl; Eo o\u003e eo s, se).
Gautos jonai gali būti atstovaujamos įkrautų kamuoliukų, kurių galios sritys yra tolygiai paskirstytos visomis vietos kryptimis (30 pav.). Kiekviena jonai gali pritraukti priešingų ženklų jonus bet kokia kryptimi. Kitaip tariant, jonų ryšys yra skirtingai nuo kovalentinio. nekryptis.
Fig. 30. Elektros energijos paskirstymas
dviejų skirtingų jonų laukai
Priešingai nei kovalentinei obligacijai, jonų komunikacija taip pat būdinga neprisotinta.. Tai paaiškina tuo, kad suformuotos jonai gali pritraukti daugybę priešingų ženklų jonų. Patrauklių jonų skaičius nustatomas pagal santykinius sąveikos dydžius. Dėl netiesioginio ir nesooriatoriaus jonų komunikacijos, jis yra energingai labiausiai pelningas, kai kiekviena jonų yra apsupta maksimalaus skaičiaus priešingų ženklų jonų. Taigi, joniniams junginiams, paprastų dviejų rūpesčių tipo molekulių koncepcija NaCl, CSCl. Praranda prasmę. Jonų junginiai normaliomis sąlygomis yra kristalinės medžiagos. Visi kristalai gali būti vertinami kaip milžiniška molekulė, susidedanti iš jonų Na, cl.ir. \\ T Cs Cl.
Tik dujiniame būsenoje, joniniai junginiai egzistuoja kaip nesusiję tipo molekulės NaCl. ir. \\ T CSCl..
Jonų ryšys, kaip parodyta aukščiau, nėra grynai jonų net tipinėmis molekulėmis ( CSF, F 2 f). Neišsamaus mokesčio atskyrimas jonų junginiuose paaiškinamas abipusiu jonų poliarizavimu, t. Y. Jų įtaka vieni kitiems. Poliarizė - gebėjimas deformuoti elektroninius korpusus elektriniame lauke.
Tai veda prie elektroninių jonų korpusų deformacijos. Didžiausias poslinkis yra išbandytas su išorinio sluoksnio poliarizacijos elektronomis, todėl pirmame derinime galime manyti, kad tik išorinis elektroninis korpusas yra veikiamas. Įvairių ne Etinak jonų poliarizė
Li +.< Na + < K + < Rb + < Cs +
Padidinti R.
Panašiai, halogenų poliarizuojamumas pasikeičia šioje sekoje:
F -< Cl - < Br - < I -
Padidinti R. jonų didinkite poliarizuojamumą.
Kuo mažesnis jonų mokestis, tuo mažiau jo poliariumas. Poliarizuoti jonų gebėjimą i.e. Jų gebėjimas turėti deformacinį poveikį kitiems jons priklauso nuo jonų įkrovimo ir dydžio. Kuo didesnis jonų mokestis ir mažiau jos spindulys, tuo stipresnis jų sukurtas elektrinis laukas, todėl didesnis jo poliarizuojantis gebėjimas. Taigi, anons pasižymi (palyginti su katijomis) stiprus poliarizumas ir silpnas poliarizuojantis gebėjimas.
Fig. 31. Anijoninio elektroninio debesies poslinkis
dėl poliarizacijos
Pagal kiekvienos jonų elektrinius laukus, išorinis elektroninis apvalkalas keičiasi prieš priešingiausiai įkrautą joną. Elektrinių laukų poveikis keičiasi tiek atominiais šerdimis priešingomis kryptimis. Pagal elektros lauko įtaką katijonui, išorinis elektroninis debesis anijonas yra perkeliamas. Tai atsitinka kaip atvirkštinis elektroninio įkrovimo dalies perkėlimas nuo anijono iki katijono (31 pav.).
Taigi, kaip poliarizacijos rezultatas, elektroniniai debesys katijonų ir anijonų nėra visiškai atskirtas ir iš dalies sutapti, santykiai iš gryno jonų virsta stiprų poliariniu kovalentiniu. Todėl jonų ryšys yra poliarinės kovalentinės obligacijos atveju. Jonų poliarizacija turi pastebimą poveikį jų suformuotų junginių savybėms. Kadangi ryšio kovalavimo laipsnis didėja su poliarizacijos stiprinimu, jis turi įtakos druskų atskyrimui vandeniniais tirpalais. Taigi, chloridas BACL 2. priklauso stipriems elektrolituose ir vandeniniais tirpalais beveik visiškai dezintegruojami jonai, o chlorido gyvsidabris Hgcl 2. Beveik nesiskiria jonų. Tai paaiškinama stipriu poliarizuojančiu jonų veiksmu. HG 2+. kurio spindulys ( 1.1 Aº.) pastebimai mažesnis jonų spindulys BA 2+. (1.34 Aº.)
Labai aukštas poliarizuojantis poveikis turi vandenilio joną, kuris gali uždaryti anijoną, kad uždarytumėte į savo elektroninį apvalkalą ir sukelia stiprią deformaciją. Taigi, spindulys Cl - Varnas 1.81 Aº. ir atstumas tarp chloro ir vandenilio atomų branduolių HCl - 1,27 aº.
Vandenilio ryšiai. \\ T
Bendrosios sąvokos. Vandenilio obligacija - donoro tipo - Akcinė obligacija, atliekama tarp įvairių medžiagų molekulių, įskaitant vandenilį. Jei tokios medžiagos molekulė yra paskirti NH., tada sąveika dėl vandenilio ryšio gali būti išreikštas taip
N - x ... .. n - x ... .. n - x
Kaip h. Galite imtis atomų F, o, n, cl, s ir kiti. Taškas punktas yra vandenilio jungtis.
Molekulėse. \\ T NH. atominis H. Kovalentiškai prijungtas prie elektroninio elemento, bendra elektronų pora yra žymiai perkelta į elektroninį elementą. Vandenilio atomas pasirodo protonuotas ( H +.) Ir ji turi laisvą orbitą.
Kitos molekulės anijono elektros elementas NH. Ji turi molinę elektronų porą, kurios sąskaita vyksta sąveika. Jei susidaro vandenilio jungtis tarp skirtingų molekulių, jis vadinamas tarpimalu, jei ryšys yra sudarytas tarp dviejų tos pačios molekulės grupių, jis vadinamas intramolekuliu. Sprendimuose stebimas vandenilio obligacijų susidarymas Hf, h 2 o (skystis), NH 3.(skystis), alkoholiai, organinės rūgštys ir kt.
Vandenilio jungties energija ir ilgis.Vandenilio jungtis skiriasi nuo kovalentinio mažiau patvarumo. Vandenilio jungties energija yra maža ir pasiekia 20-42 kJ / mol. Tai priklauso nuo elektronifikacijos (EO) ir atomų dydžiai H.: Energija didėja didėjant Eo. ir jų dydžio sumažėjimas. Kovalentinės obligacijos ilgis pastebimai mažesnis už vandenilio jungties ilgį. (L g. H), pvz., l sv. (F - h) \u003d 0, 092 nm, bet l sv. H (f ... h) \u003d 0, 14 nm. Vandenyje l sv. (O - h) \u003d 0, 096 nm, bet l sv. H (o ... h) \u003d 0, 177 nm.
arba sudėtingesnės konfigūracijos, pavyzdžiui, ledo, kuriame vandens molekulės sudaro keturias vandenilio obligacijas
Atitinkamai, esant skystoms molekulės būsenai, į vandenilio obligacijas, ir kietojo būsenos formų sudėtingų kristalinių konstrukcijų.
Formuojant vandenilio obligacijas, medžiagų savybės žymiai pasikeitė: virimo ir lydymosi taškas, klampumas, lydymosi ir garų susidarymas didėja. Pavyzdžiui, vanduo, fluorido vandenilis ir amoniakas turi neįprastai didelę virimo ir lydymosi temperatūrą.
Medžiagos garų būsenoje rodo vandenilio jungtis iki nedidelio laipsnio, nes Didėjant temperatūrai, mažėja vandenilio jungtis.
1. Dėl linijinio derinio dviejų atominių orbitų (AO) sudaro dvi molekulinės orbitos (mo) - privalomas, kurio energija yra mažesnė už AO energiją ir atlaisvinimą, kurio energiją yra didesnė nei UAB energija
2. Elektronai molekulėje yra ant molekulinių orbitų pagal Pauli ir medžiojimo taisyklę.
3. Neigiamas indėlis į elektronų cheminę surišimą energiją, kuri yra ant sprogimo orbitos yra didesnė už teigiamą indėlį į šią elektronų energiją su privalomu MO.
4. Komunikacijos molekulėje įvairovė yra lygi dviem elektronų skaičiui, esančių privalomuose ir ašarojant mo.
5. Didėjant bendravimo tos pačios rūšies molekulės padidėjimui, jo obligacijų energijos didėjimas ir jo ilgis yra sumažintas.
Jei, formuojant molekulę nuo atomų, elektronai imsis privalomą MO, tada bendra energijos energija sumažės, t.y. Susidaro cheminis ryšys. Kai elektronų perėjimas prie sistemos ašaros, sistemos energija padidės, sistema taps mažiau stabili (9.1 pav.).
Fig. 9.1. Dviejų atominių orbitalių molekulinių orbitalių formavimo schema
Molekulinės orbitos, susidarančios iš S-atominių orbitų, nurodomi S S S . Jei suformuota mo Z. - sviesto orbitos - jos yra paskirtos s Z. . Molekulinės orbitos suformuotos p X - ir p y -Atominė orbita, paskirta p X I. p. y. atitinkamai.
Užpildant molekulinius orbatą, elektronai turėtų būti vadovaujamasi šiais principais:
1. Kiekvienas mo reaguoja į tam tikrą energiją. Molekulinės orbitos yra užpildytos energijos padidėjimo.
2. Vienoje molekulinėje orbitoje gali būti ne daugiau kaip du elektronai su priešingais sukasiais.
3. Pildymo molekulinės kvantinės ląstelės atsiranda pagal Hund taisyklę.
Eksperimentinis tyrimas (molekulinių spektrų tyrimas) parodė, kad energija molekulinės orbitos padidėja šioje sekoje:
s 1s.< s
*1s < s
2s Žvaigždutė ( *
) Šioje eilėje pažymėta boso molekulinės orbitos. Atomai, C ir N Energijos 2s- ir 2p elektronai yra artimi ir 2S elektronų perėjimas prie molekulinės Orbitalinės s 2p z Reikalauja energijos sąnaudų. Todėl molekulėms 2, C2, N 2 Energija Orbita S.2P Z. Jis tampa didesnis nei orbitalų energija P 2P X ir P 2P: s 1s.< s
*1s < s.2S.< s
*2s < p
2р х
= p
2р у
< s
2p z < p
*2р х
= p
*2р у
< s
*2p z. Sukurta molekulė, elektronai yra mažesnei energijai. Statant MO paprastai yra ribotas naudoti valenny Ao.(Orbitals iš išorinio sluoksnio), nes jie atneša pagrindinį indėlį į cheminės jungties formavimąsi. Elektroninė homo-nuomininkų dioksido molekulių ir jonų struktūra D dalelių susidarymo procesas H 2 + H + H + H 2 +. Taigi vienas elektronų elektronas yra privalomas molekulinėje s. Obligacijos įvairovė yra lygi elektronų skaičiui įtvirtinimui ir ašarojimui. Taigi, bendravimo daugialypė dalelė H 2 + lygus (1 - 0): 2 \u003d 0,5. Saulės metodas, priešingai nei MO metodas, nepaaiškina komunikacijos su vienu elektronu formavimo galimybę. Vandenilio molekulė turi tokią elektroninę konfigūraciją: H 2 [(S 1S) 2]. Molekulėje H 2 Yra du privalomi elektronai, tai reiškia, kad molekulės ryšys yra vienas. H 2 molekulinė jonų - Turi elektroninę konfigūraciją: H 2 - [(S 1S) 2 (s * 1s) 1]. Komunikacijos greitėjimas H 2 - Tai (2 - 1): 2 \u003d 0,5. Apsvarstykite dabar homoored molekules ir antrojo laikotarpio jonus. LI 2 molekulės elektroninė konfigūracija yra tokia: 2LI (k2) li 2. Molekulė Li 2. Sudėtyje yra du privalomi elektronai, atitinkantys vieną jungtį. Molekulės formavimo procesas 2 gali būti atstovaujama taip: 2 VE (K2S 2) VE 2. Privalomų ir kepimo elektronų skaičius į VE 2 molekulę Tai yra vienodai, ir kadangi vienas sprogimas elektronas sunaikina vieno surišimo, molekulės veikimą 2 Iš esmės valstybė nebuvo aptikta. Azoto molekulėje 10 valentų elektronų yra orbitaliuose. Elektroninė molekulės struktūra N 2: N 2. Nuo molekulės N 2 Aštuoni įrišimo ir du sprogus elektronai, tada šioje molekulėje yra trivietis ryšys. Azoto molekulė turi diamagnetines savybes, nes jame nėra nesusijusių elektronų. Ant orbitinių molekulių O 2 12 valentų elektronų yra platinami, todėl ši molekulė turi konfigūraciją: O 2. Fig. 9.2. Molekulinių orbitalių formavimo schema molekulėje O 2 (rodomi tik 2R elektronai deguonies atomų) O molekulėje Pagal hinda taisyklę du elektronai su lygiagrečiais sukibimais yra vienas iš dviejų orbitų su ta pačia energija (9.2 pav.). Deguonies molekulė pagal su metodo neturi nesusijusių elektronų ir turi turėti diamagnetines savybes, kurios neatitinka eksperimentinių duomenų. Molekulinės orbitalų metodas patvirtina deguonies paramagnetines savybes, kurias sukelia du nesusijusių elektronų deguonies molekulės buvimas. Komunikacijos dengimas deguonies molekulėje yra (8-4): 2 \u003d 2. Apsvarstykite elektroninę jonų struktūrą O 2 + ir O 2 -. \\ T Ion O 2 + Dėl savo orbitos yra 11 elektronų, todėl jonų konfigūracija yra tokia: O 2 +. O 2 +. Daugiašiškumas bendravimo jonų apie 2 + lygus (8-3): 2 \u003d 2.5. Ion O 2 - 13 Elektronų yra platinami ant jo orbitų. Ši jonai yra tokia struktūra: O 2 - O 2 -. Daugiašiškumas bendravimo jonų apie 2 - lygus (8 - 5): 2 \u003d 1.5. Jonai apie 2 - Ir apie 2 + yra paramagnetiniai, nes juose yra nesusijusių elektronų. F2 molekulės elektroninė konfigūracija turi formą: F 2. Komunikacijos molekulė F 2 lygus 1, nes yra dviejų privalomų elektronų perteklius. Kadangi molekulėje nėra jokių nesusijusių elektronų, tai yra diamagnetinis. N 2 eilutėje, O 2, F 2 Energija ir ryšių trukmė molekulių yra: Perteklinių privalomų elektronų padidėjimas sukelia ryšio energiją (ryšio stiprumą). Pereinant nuo N 2 iki F 2 Komunikacijos trukmė didėja dėl bendravimo susilpnėjimo. Per 2 -, O 2, O 2 + Komunikacijos padidėjimas didėja, privaloma energija taip pat didėja, ryšio trukmė yra sumažinta. Elektroninė heteroanto molekulių ir jonų struktūra Isoelektronika Pagal "Mo" metodą, elektroninė molekulės struktūra su analogiškai į molekulės struktūrą N 2: On Orbitals, 10 elektronų (4 valentinis elektronas anglies atomo ir 6 valentų elektronų deguonies atomo yra ant orbitalių. CO molekulėje, kaip ir molekulėje N 2 , Ryšio trivietis. Molekulių elektroninės struktūros panašumas N 2 ir bendrai sukelia šių medžiagų fizinių savybių artumą. Be molekulės, 11 elektronų (5 elektronų azoto atomo ir 6 elektronų deguonies atomo) yra platinami orbitaliuose, todėl elektroninė konfigūracija molekulės yra: Ne. \\ T Komunikacijos molekulės įvairovė yra (8-3): 2 \u003d 2.5. Molekulinių orbitų konfigūracija jonų ne -: Ne - Komunikacijos šioje molekulėje įvairovė yra (8-4): 2 \u003d 2. Jonų Nr. +. Ji turi šią elektroninę struktūrą: Ne +. Privalomų elektronų perteklius šioje dalelėje yra 6, todėl bendravimo daugialypis jonų skaičius ne + yra lygus trims. Numerio Nr. Ne -, ne, ne + Įrišimo elektronų perteklius didėja, todėl padidėja ryšio stiprumas ir jo ilgio sumažėjimas. Užduotys savarankiškai sprendimus 9.1. Naudojant MO metodą, nustatykite cheminės obligacijų energijos mažinimo tvarką dalelėse: 9.3. Remiantis MO metodu, įdiegti, kuris iš išvardytų dalelių nėra: 9.4. Platinti elektronų molekulinės orbitinių molekulių B 2. Nustatyti bendravimo įvairovę. 9.5. Platinti elektrons molekulinių orbitalių molekulės N 2. Nustatyti bendravimo įvairovę. N 2; 9.9. Platinti elektronus ant molekulinės orbitos CN jonui 9.10. Naudojant "MO" metodą, kad nustatytumėte, kaip komunikacijos ilgis ir ryšių energijos keitimai eilutėjeCN +, CN, CN -. © Gamtos mokslų fakultetas PCTU. Di. Mendeleeva. 2013 m
NF +; NF -; NF.
Jis 2; Jis 2 +; Būti 2; Būti 2 +.
N 2 -.
Komunikacijos N 2 yra (8-2): 2 \u003d 3;
Bendravimas N 2 yra (8-3): 2 \u003d 2.5.
Sumažinti privalomą energiją perėjimo nuo neutralios molekulės N 2 iki jonų n 2 -
susijęs su bendravimo daugialypiu požiūriu.
