Курс лекций по химии (стр. 3 )

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O,

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O.

Неметаллические элементы образуют преимущественно кислотные оксиды, металлические - способны давать оксиды всех видов. При этом, по мере увеличения степени окисления металла, характер его оксидов меняется от основного до кислотного: MnO (основной), MnO2 (амфотерный), MnO3 и Mn2O7 (кислотный). При высокой степени окисления (5+, 6+, 7+) металлы, как правило, образуют только кислотные оксиды.

В периодах слева направо характер оксидов меняется от основного до кислотного. Причем ослабление металлических свойств элементов по периоду приводит к ослаблению основных свойств оксидов, а усиление неметаллических свойств элементов - к усилению кислотных свойств.

В главных подгруппах кислотный характер оксидов ослабевает сверху вниз. Так, P2O5 более кислотен, чем Sb2O5. Кислотный или основной характер оксидов определяется природой их внутренних химических связей. В кислотных оксидах элемент соединен с кислородом ковалентными связями, в основных - ионными, в амфотерных - связи частично ионные, частично ковалентные.

Основания и кислородные кислоты являются гидроксидами, поскольку их можно рассматривать как вещества, получившиеся в результате взаимодействия с водой. Однако гидроксидами обычно называют только основания и амфотер­ные гидроксиды.

Подвергаясь в растворах электролитической диссоциации, кислоты образуют ионы водорода и ионы кислотного остатка, основания - ионы металла и гидроксильные ионы:

HCl ↔ H+ + Cl-,

NaOH ↔ Na+ + OH-.

Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды, способные к взаимодействию и с кислотами, и с основаниями:

Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 +2H2O,

Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2H2O.

Предполагается, что эта способность основана на том, что амфотерные гидроксиды в состоянии диссоциировать и по основному типу, образуя ионы ОН-, и по кислотному, образуя ионы Н+. В первом случае имеет место Zn(OH)2 ↔ Zn2+ + 2OH-, во втором: Zn(OH)2 ↔ 2Н+ + ZnO22-.

Диссоциация по кислотному типу происходит в щелочной среде, по щелочному - в кислотной.

Типичные амфотерные гидроксиды образованы элементами второй группы - Be(OH)2, Zn(OH)2, третьей - Al(OH)3, Ga(OH)3, In(OH)3. Характерна амфотерность для гидроксидов элементов IV группы - Sn(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)2, Pb(OH)4.

В периодах закономерно увеличиваются значения высшей положительной степени окисления атомов химических элементов, которые равняются номеру группы, а также закономерно изменяются состав и свойства не только у высших оксидов, но и у высших кислородосодержащих кислот данных химических элементов.

Таким образом, свойства оксидов и гидроксидов закономерно изменяются как в периодах, так и в группах. В периоде слева направо основной характер оксидов и гидроксидов постепенно ослабляется, переходя в амфотерный, а затем кислотный, усиливающийся к концу периодов.

Таблица 2.1

Элемент	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl
Формула оксида	Na2O	MgO	Al2O3	SiO2	P2O5	SO3	Cl2O7
Формула гидрокси­да	NaOH	Mg(OH)2	Al(OH)3	H4SiO4	H3PO4	H2SO4	HClO4
Химиче­ский характер	основ­ной	основной	амфотер­ный	кислот­ный	кислот­ный	кислотный	кислот-ный
Изменение свойств	ослабление основных свойств усиление кислотных свойств

Кислотный характер высших кислородосодержащих кислот по группе ослабевает сверху вниз. Например, HNO3 - сильная кислота, H3PO4 - кислота средней силы, H3AsO4 - слабая кислота.

Целый ряд физических свойств элементарных веществ, как, например, температуры плавления и кипения, кристаллическая структура, твердость, магнитные свойства и другие, изменяются также периодически.

2.7. Окислительно-восстановительная способность

веществ

Окислительно-восстановительные свойства элементов и их ионов определяются их способностью отдавать или присоеди­нять электроны. Атомы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями, а отдающие их – восстановителями.

Способность элемента к отдаче электронов определяется энергией ионизации, а способность к присоединению электронов - величиной сродства атома к электрону.

Окислительно-восстановительные свойства элементов в большей степени зависят от числа электронов на внешней оболочке и радиуса атома или иона. Если на внешней оболочке находится один, два или три электрона, то элемент может быть только восстановителем - присоединение электронов для него практически невозможно (исключение составляют водород и бор). При наличии четырех, пяти, шести или семи электронов возможно проявление и восстановительных и окислительных свойств, т. е. в зависимости от условий реакции возможна либо отдача этих электронов, либо присоединение электронов до октета.

С уменьшением радиуса атома или иона увеличивается прочность связи электронов с ядром, что приводит к ослаблению восстановительной и усилению окислительной способности. Увеличение радиуса вызывает обратный эффект: усиливает восстановительную и уменьшает окислительную способность. В главных подгруппах наблюдается усиление восстановительных свойств элементов в направлении сверху вниз. В периодах с увеличением порядкового номера происходит ослабление восстановительных и усиление окислительных свойств. У элементов побочных групп незначительный рост радиуса при значительном увеличении заряда ядра приводит не к увеличению, а к уменьшению восстановительных свойств, т. е. к ослаблению активности металлов.

2.8. Значение периодического закона

Периодический закон имеет исклю­чительно важное значение. Он положил начало современной химии, сделал ее единой, целостной наукой. С открытием периодического закона в ней стало возможным научное предвидение. Появилась возможность предсказать открытие новых элементов. сам предсказал существование некоторых элементов, а для трех из них - галлия, скандия и Германия - дал точное описание свойств. На основе закона были синтезированы трансурановые элементы и открыты инертные газы, что позволило заполнить все "пустые клетки" периодической системы.

Периодический закон послужил основой для исправлений атомных масс и уточнения валентности ряда элементов.

Философское значение периодического закона заключается в том, что он подтвердил наиболее общие законы развития природы - законы единства и борьбы противоположностей, перехода количества в качество, отрицание отрицания.

Велико значение периодического закона в развитии естествознания и техники. На основе периодического закона плодотворно развивалось учение о строении атома. Оно, в свою очередь, вскрыло физический смысл периодической системы элементов и дало основу для понимания расположения элементов в ней. Периодический закон сыграл также выдаю­щуюся роль в развитии смежных с химией естественных наук.

Основные понятия и выводы

1. Атом каждого химического элемента состоит из ядра, заряженного положительно, и быстро движущихся на опре­деленных расстояниях от него электронов.

2. Ядра атомов химических элементов состоят из протонов и нейтронов, общее название которых нуклоны.

3. Порядковый номер элемента в периодической системе равен положительному заряду ядра и общему числу электронов в атоме.

4. Электроны в атомах находятся на уровнях, энергии которых определяются значением главного квантового числа n. Оно может принимать значения от 1 до ∞, максимальное значение n совпадает с номером периода.

5. Каждый уровень энергии состоит из нескольких подуровней, количество которых определяется значением орбитального числа l, изменяющемся в пределах от 0 до (n - l). Подуровни обозначаются буквами s (l = 0), p (l = 1), d (l = 2), f (l = 3).

6. В каждый подуровень входят атомные орбитали, число и вид которых задаются магнитным квантовым числом m, зависящим от l (изменяется от l,…,0,…,-1).

7. Электроны, находящиеся на одной атомной орбитали, должны иметь противоположные спины. Больше 2 электронов на орбитали быть не может (принцип Паули).

8. Все элементы периодической системы делятся на 4 группы - s-, p-, d-, f-семейства.

9. Число электронов на внешнем электронном уровне у s - и p-элементов равно номеру группы.

10. Периодическая система элементов - графическое изображение периодического закона.

11. Возрастание положительного заряда ядер элементов приводит к периодическому повторению строения внешних электронных оболочек атомов, и, следовательно, к периодичес­кому повторению химических свойств элементов - в этом физи­ческий смысл периодического закона.

12. Деление элементов на периоды обусловлено числом энергетических уровней: в одном периоде объединены элемен­ты, имеющие одинаковое число энергетических уровней, равное номеру периода.

13. У элементов главных подгрупп число электронов на внешнем уровне равно номеру группы. У элементов побочных подгрупп на внешнем уровне 1–2 электрона.

14. При движении по группе сверху вниз усиливаются металлические свойства элементов и ослабевают неметал­лические. Металлические свойства элементов ослабевают при движении по периоду слева направо.

15. Энергия ионизации - это энергия, которую необхо­димо затратить для отрыва от атома наиболее слабо связанного с ним электрона. Сродство к электрону - это энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона.

Контрольные вопросы и задачи

1. Опишите строение атомного ядра.

2. Какие квантовые числа однозначно определяют:

а) атомную орбиталь;

б) энергетическое состояние электрона в атоме?

3. К какому типу (s, p, d, f) относится элемент, у которого внешние электроны характеризуются квантовыми числами n=4, l=1?

4. Каков смысл понятия "атомная орбиталь"?

5. Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 28.

6. Какие целочисленные значения могут принимать квантовые числа: а) l в зависимости от n; б) me в зависимости от l?

7. Чем отличаются по строению и свойствам атомы меди от ионов меди Cu2+?

8. Что называется энергией ионизации? От чего зависит в основном ее величина?

9. Что такое сродство к электрону?

10. Что называется электроотрицательностью элемента?

11. Что отличного у элементов, например Cl и Mn, или S и Сr, находящихся в одной группе периодической системы (VII и VI соответственно), что заставляет помещать их в разные подгруппы?

12. Укажите как изменяется (растет или убывает) энергия ионизации атома от бериллия к фтору.

Тема 3. Химическая связь и строение молекул

Проработав эту тему, вы должны научиться: формировать понятие химической связи и характеризовать ее прочность, длину, полярность, валентный угол.

Формулировать положения методов валентных связей (ВС) и молекулярных орбиталей (МО) и на их основе строить молекулы различных соединений. Объяснить образование молекул с ионной, ковалентной и донорно-акцепторной связью. Выяснить суть водородной связи и понятие комплиментарности.

3.1. Общие представления о химической связи

Лишь немногие химические элементы (благородные газы) в природных условиях находятся в состоянии одноатомного газа. Свободные атомы остальных элементов образуют более сложные системы - молекулы. Это явление носит название «образование химической связи».

1. Почему и каким образом из свободных атомов образуются молекулы?

2. Почему атомы соединяются друг с другом в определенных соотношениях?

3. Каковы эти соотношения для различных химических элементов?

4. Какова геометрическая форма молекул и как она связана с электронной структурой составляющих ее атомов?

Ответы на эти вопросы дает современная теория химической связи.

Среди свободных атомов различных химических элементов наиболее стабильной электронной конфигурацией обладают атомы гелия (1s2) и атомы остальных благородных газов (ns2 np6). Можно ожидать, что атомы других химических элементов стремятся приобрести электронную конфигурацию ближайшего благородного газа как отвечающую минимуму энергии и, следовательно, наиболее стабильную. Таким образом, первое условие образования химической связи - это понижение полной энергии Е многоатомной системы по сравнению с энергией изолированных атомов, т. е. ЕАВ<ЕА+ЕВ в случае образования вещества АВ из атомов А и В.

Природа химической связи, согласно современным представлениям, объясняется взаимодействием электрических полей, образуемых электронами и ядрами атомов, которые участвуют в образовании химического соединения. Поэтому более точно химическую связь можно определить как взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием их электронных облаков и сопровождающееся уменьшением полной энергии системы.

Электроны, принимающие участие в образовании химической связи, называются валентными: у 7s-4p-элементов - внешние электроны, у d-элементов - внешние (последние) s-электроны и предпоследние d-электроны. У f-элементов - внешние s-электроны, предпоследние d- и f-электроны. При образовании молекулы каждый атом стремится приобрести устойчивую внешнюю электронную оболочку: либо двухэлектронную (дублет), либо восьмиэлектронную (октет). Эта закономерность положена в основу теории образования химической связи.

В зависимости от характера распределения электронной плотности между взаимодействующими атомами различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.

Основными параметрами химической связи являются ее длина, прочность и валентные углы.

Длиной связи называют расстояние между ядрами образующих ее атомов, а валентным углом - угол между воображаемыми линиями, проходящими через ядра атомов. Например, в молекуле воды имеется две связи О-Н длиной 0,096 нм, расположенные под углом 104,50, т. е. молекула воды имеет угловую форму:

lOH = 0,096 нм

ÐНОН = 104,50.

Мерой прочности химической связи служит количество энергии, затрачиваемой на разрыв связи. Для многоатомных молекул типа АВn средняя энергия связи ЕАВ равна 1/n части энергии диссоциации соединения на атомы. Например, энергия диссоциации молекулы воды равна 928 кДж/моль, следовательно, энергия связи О-Н равна 464 кДж/моль.

3.2. Ковалентная связь

Во все современные способы описания химической связи, т. е. связи между атомами, осуществляемой электронами, входит рассмотрение перекрывания атомных орбиталей. В области перекрывания электрон одновременно испытывает притяжение обоих ядер.

Химическая связь, осуществляемая путем образования общих электронных пар, называется ковалентной.

Ковалентная химическая связь образуется либо между одинаковыми атомами, либо между атомами элементов, незна­чительно отличающихся значениями электроотрицательности (∆ε = 0-1,7).

В первом случае общая электронная пара одинаково принадлежит обоим атомам. Такая ковалентная связь называется неполярной (Н2, Сl2, N2 и др.).

Во втором - общая электронная пара смещается в сторону атома, имеющего большее значение электроотрицательности, вследствие чего симметрия в распределении плотностей положительных и отрицательных зарядов нарушается и связь становится полярной. На атоме, от которого смещена электронная пара, возникает некоторый положительный заряд (+δ), а на атоме, к которому смещена электронная пара, возникает некоторый отрицательный заряд (-δ). В результате в молекуле возникают два зарядовых полюса и она превращается в диполь ("ди" - два, "поль" - полюса). Заряды +δ и -δ по величине всегда меньше заряда электрона (<1,6·10-19 Кл), поэтому их называют частичными или эффективными.

О степени полярности молекулы судят по дипольному моменту. Дипольным моментом m называется произведение эффективного заряда q на длину связи l: m = q·l

Под длиной диполя понимают расстояние между центрами тяжести положительного и отрицательного зарядов.

Единица измерения дипольного момента - Дебай (Д).

1Д= 10-18 эл. ст. ед. см.

Зная дипольный момент молекулы и длину связи, можно рассчитать величину зарядов, составляющих диполь. Установлено, что дипольный момент молекулы HCl равен 1,08Д, длина связи H-Cl, т. е. межъядерное расстояние 1,28 А0. Следовательно, эффективный заряд атома хлора -δ=-0,17 заряда электрона, а эффективный заряд водорода +δ=+0,17 заряда электрона.

Схематически ковалентную связь изображают несколькими способами: либо точками (пара электронов находится между атомами, условно "связывая" их, например: H• + •Cl → H׃Cl), либо показывают область перекрывания электронных облаков, либо с помощью квантовых ячеек (в молекуле водорода образуется как бы общая орбиталь с двумя электронами, имеющими антипараллельные спины):

Выше было сказано, что строение электронной оболочки атома, особенно внешнего слоя, является решающим фактором, определяющим химическую активность элемента.

Число химических связей, которые может образовывать атом данного элемента с атомами других элементов, за счет неспаренных электронов равно числу этих электронов в основном или возбужденном состояниях атома.

Возбуждение атома заключается в распаривании электро­нов, находящихся на более низких подуровнях внешнего уровня, и переходе их на свободные орбитали более высоких подуровней этого уровня. Возбуждение атомов требует затраты энергии, которая компенсируется энергией, выделяющейся в результате образования электронных пар, связывающих атомы друг с другом. Например, атом углерода при возбуждении, т. е. при переходе одного s-электрона на p-подуровень, приобретает четыре одинаковых электрона, вследствие чего может соединяться с четырьмя атомами водорода:

или при возбуждении атома хлора его внешние s - и p-электроны могут переходить на d-подуровень:

В отличие от хлора, атом фтора не располагает свободным d-подуровнем, и для перевода его внешних s - и p-электронов на следующий электронный уровень требуется очень большая энергия, которая не может компенсироваться энергией, выделяющейся при образовании новых связей. Вот почему фтор во всех своих соединениях проявляет валентность, равную единице. Таким образом, возбуждение атомов возможно только при условии, что на внешнем уровне имеются свободные орбитали (свободные квантовые ячейки) и спаренные электроны.

Ковалентная связь характеризуется насыщенностью, направленностью и поляризуемостью.

Насыщаемость - общее число ковалентных связей, которое способен образовать тот или иной атом, оно определяется числом орбиталей атома, использование которых для образо­вания химических связей энергетически выгодно. Благодаря этому ковалентные соединения имеют строго определенный состав.

Пространственная направленность. В результате ковалентного связывания атомов образуются либо молекулы, либо атомные кристаллические решетки со строго определенным геометрическим расположением атомов. Каждому веществу соответствует своя структура. Это зависит от способа взаимного перекрывания электронных облаков. Химическая связь, при образовании которой перекрывание электронных облаков происходит вдоль прямой, соединяющих центры атомов, называется σ-связью. σ-связь образуется при перекрывании s-s, s-p, p-p, например:

σ σ σ

s-s s-p p-p

Химическая связь, при образовании которой перекрывание облаков происходит в плоскости, перпендикулярной прямой, соединя­ющей центры атомов и проходящей через эти центры, называется π-связью.

π-связь образуется при перекрывании p-p- и p-d-орбиталей. При образовании π-связи перекрывание орбиталей происходит по обе стороны от прямой, соединяющей центры атомов. π-связь обычно менее прочна, чем σ-связь, и образуется только между атомами, уже связанными σ-связью.

π p-p связь

δ-связь образуется при перекрывании d-электронных облаков в четырех областях пространства, расположенных сим­метрично относительно линии связи.

Раздел химии, изучающий пространственное строение молекул, называется стереохимией.

4

Поляризуемость. Полярность связей и всей молекулы в целом может изменяться под действием внешнего электри­ческого поля или под действием другой молекулы или иона. Способность к такому изменению обычно характеризуется поляризуемостью. В результате поляризации неполярные моле­кулы могут стать полярными, а полярные превратиться в еще более полярные вплоть до полного разрыва отдельных связей с преобразованием положительных и отрицательных ионов.

Описание процесса формирования химической связи и геометрического построения многоатомных частиц проводится квантово-механически с помощью метода валентных связей и метода молекулярных орбиталей, взаимно дополняющих и уточ­няющих друг друга.

3.3. Метод валентных связей

Основу метода валентных связей (МВС) составляют следующие положения:

1. Ковалентная связь образуется двумя атомами за счет двух электронов с антипараллельными спинами, т. е. химическая связь локализована между двумя атомами.

2. Связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания электронных облаков наибольшая.

3. Ковалентная связь является тем более прочной, чем более полно перекрываются электронные облака.

В образовании ковалентной связи принимают участие все одноэлектронные орбитали внешнего энергетического уровня. Например, атом азота имеет три неспаренных электрона на внешнем уровне, а атомы фтора – один.

Поэтому данные атомы могут образовывать за счет электронов соответственно три и одну ковалентные связи. Как было сказано выше, число неспаренных электронов может увеличиваться при переходе атома в возбужденное состояние за счет "распаривания". В этом случае атом способен образовывать большее число связей. Ковалентная связь может образовываться не только с помощью общей электронной пары, но и по другому механизму - донорно-акцепторному. В этом случае связь осуществляется за счет неподеленной электронной пары одного из атомов и свободной электронной орбитали другого. Атом, имеющий электронную пару, называется донором, а представляющий орбиталь - акцептором.

Примером может служить образование иона аммония NH4+ из молекулы NH3 и иона Н+:

При этом все связи N-Н в ионе аммония оказываются совершенно равноценными, несмотря на то, что три из них образованы по обычному механизму - за счет перекрытия s-орбиталей атомов Н и р-орбиталей атома N, а четвертая - по донорно-акцепторному.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи особенно распространен в координационных (комп­лексных) соединениях, поэтому вид ковалентной связи иногда называют координационной связью, а сам механизм - координационным.

Таким образом, атомы способны образовывать кова­лентную связь различным образом. При использовании МВС эта способность оценивается с помощью валентности. Коли­чественной мерой валентности является число ковалентных свя­зей, образованных данным атомом, или, что то же самое, число орбиталей, используемых атомом для образования связей.

Часто в образовании связи участвуют электроны разных энергетических состояний и, следовательно, разных конфигу­раций облаков. В этом случае может происходить гибридизация электронных облаков, т. е. выравнивание энергетического состояния их. В результате образуются новые (гибридные) облака, энергетически равноценные, вытянутые в сторону взаимодействующего атома. При гибридизации одной s - и одной р-орбиталей происходит sр-гибридизация, за счет которой образуются две орбитали, расположенные под углом 1800 относительно друг друга. При sр2-гибридизации образуются три гибридные орбитали, расположенные под углом 1200, при sр3-гибридизации - четыре орбитали, расположенные под углом 109028/. sр-гибридизация орбиталей встречается у атомов элементов II группы периодической системы элементов, sр2-гибридизация характерна для элементов III группы, sр3-гибридизация - для соединений углерода.

Метод валентных связей в большинстве случаев дает правильную информацию о структуре и свойствах различных молекул и ионов. Однако имеются экспериментальные факты, которые не могут быть объяснены на основании МВС. Приведем некоторые из них.

Существует молекулярный ион водорода Н2+, состоящий из двух протонов и одного электрона. МВС это не объясняет. Действительно, в соответствии с МВС для возникновения связи необходима общая электронная пара, которой у Н2+ нет, и связь осуществляется в результате обобществления одного электрона.

МВС не может объяснить некоторые магнитные свойства вещества.

Для преодоления перечисленных выше трудностей был предложен другой метод описания ковалентной связи - метод молекулярных орбиталей.

3.4. Метод молекулярных орбиталей

Основная идея метода валентных связей состоит в том, что атомы в молекуле удерживаются вместе при помощи одной или нескольких электронных пар. В основе метода молекулярных орбиталей (ММО) лежит качественно другой подход: ядра атомов составляют каркас молекулы, а электроны этих атомов становятся общими для всей молекулы.

Рассмотрим основные его положения. Согласно методу молекулярных орбиталей химическая связь осуществляется электронами, находящимися на молекулярных (а не атомных) орбиталях. В образовании каждой связи участвуют все молекулярные орбитали, т. е. связь образуется за счет обобществления всех электронов всех атомов. Молекулярные орбитали подобно атомным орбиталям характеризуются определенной энергией (энергетическим уровнем) и формой. В отличие от АО молекулярные орбитали охватывают не один атом, а всю молекулу, т. е. являются двух - или многоцентро­выми. Если в методе ВС атомы молекул сохраняют определенную индивидуальность, то в методе МО молекула рассматривается как единая система.

Наиболее широко в методе МО используется линейная комбинация атомных орбиталей (ЛКАО). При этом соблюдается несколько правил:

1. Число МО равно общему числу АО, из которых комбинируются МО (из n атомных орбиталей образуется n молекулярных орбиталей).

2. Энергия одних МО оказывается выше, других - ниже энергии исходных АО. Средняя энергия МО, полученных из набора АО, приблизительно совпадает со средней энергией этих АО.

3. Электроны заполняют МО, как и АО, в порядке возрастания энергии, при этом соблюдается принцип запрета Паули и правило Гунда.

4. Наиболее эффективно комбинируются АО с теми АО, которые характеризуются сопоставимыми энергиями и соответ­ствующей симметрией.

5. Как и в методе ВС, прочность связи в методе МО пропорциональна степени перекрывания атомных орбиталей.

Исходя из форм атомных орбиталей, можно приближенно охарактеризовать формы соответствующих МО. Рассмотрим примеры образования двухцентровых МО. На рис. 3.1 представ­лены форма и относительная энергия двухцентровых молеку­лярных орбиталей, возникающих при линейной комбинации двух 1s-орбиталей.

Во всех случаях одна молекулярная орбиталь возникает от сложения перекрывающихся частей АО, другая - от их вычитания. МО, получающаяся от сложения двух атомных орбиталей, характеризуется повышенной электронной плот­ностью в пространстве между ядрами и более низкой энергией, чем каждая из исходных АО. Такую молекулярную орбиталь называют связывающей МО.

МО σ-разр.

АО

АО

МО σ-связ.

Рис 3.1. Энергетическая схема образования МО при взаимо­действии

1s-орбиталей двух атомов водорода.