Оглавление (стр. 8 )

У водорода валентная орбиталь 1s. Эти орбитали двух атомов водорода сочетаются в две групповые орбитали (рис.4б). Одна из них ψ1 состоит из 1s-орбиталей с одинаковым знаком волновой функции, другая ψ2 – с разными знаками волновой функции. Других сочетаний орбиталей водорода в трехатомной молекуле быть не может.

Как видно из рис.4, по условиям симметрии возможны следующие сочетания орбиталей центрального атома и групповых орбиталей:

(1.1.52.)

(1.1.53.)

Первое сочетание приводит к образованию трехцентровой связывающей и трехцентровой разрыхляющий орбиталей (рис.5). Сочетание 2рz - и ψz –орбиталей приводит к образованию трехцентровой связывающей и трехцентровой разрыхляющей орбиталей (рис.6).

По условиям симметрии для 2рх - и 2рy - орбиталей атома бериллия подходящих групповых орбиталей нет. (Сочетание 2рх - и 2рy-орбиталей и ψ1-, ψ2- орбиталей приводит к нулевому перекрыванию.) Таким образом, 2рх - и 2рy-орбитали в образовании молекулярных орбиталей участия не принимают. Они переходят в молекулу ВеН2 в неизменном состоянии в качестве несвязывающих одноцентровых молекулярных орбиталей, принадлежащих лишь атому бериллия.

Рис.1.1.5 Схема образования связывающей и разрыхляющей σS –орбиталей молекулы ВеН2

Рис.1.1.5*. Схема образования связывающей и разрыхляющей σZ - орбиталей молекулы ВеН2

Энергия электронов на несвязывающих орбиталях такая же (вернее, почти такая же), как и на атомных орбиталях. В символах теории молекулярных орбиталей 2рх - и 2рy- орбитали обозначают π-МО.

Энергетическая диаграмма уровней молекулы ВеН2 приведена на рис.6. В соответствии с большей электроотрицательностью водорода его орбитали в схеме расположены ниже орбиталей бериллия. Четыре валентных электрона невозбужденной молекулы ВеН2 (два электрона от атома бериллия и два от двух атомов водорода) располагаются на и орбиталях, что описывается электронной конфигурацией

Таким образом химическая связь в молекуле ВеН2 осуществляется за счет двух электронных пар в трехцентровых и орбиталях. Каждая из двух электронных пар в равной

Рис. 1.1.6 Энергетическая диаграмма орбиталей линейной трехатомной молекулы без π- связывания ВеН2

степени принадлежит обоим атомам водорода. Поэтому можно считать порядок связи Ве-Н равным 1 и строение этой молекулы выразить структурной формулой Н-Ве-Н, которая показывает, что связи Ве-Н равноценны и имеют одинаковую энергию и длину.

Молекула СО2 . форма молекулы диоксида углерода линейная, поэтому построение σ-МО для этой молекулы осуществляется так же, как и для линейной трехатомной молекулы ВеН2. Однако у атома кислорода в отличие от атома водорода имеются орбитали р-типа. Следовательно, орбиталей в молекуле СО2 больше, чем в молекуле ВеН2.

1.1.14. Теория валентных связей

Рассмотрим в рамках теории валентных связей характерные особенности ковалентной связи – насыщаемость, направленность и поляризуемость.

Одно из важнейших свойств химической связи – ее насыщаемость. Вследствие насыщаемости связи молекулы имеют определенный состав и существуют в виде дискретных частиц с определенной структурой.

Теория валентных связей (локализованных электронных пар) исходит из положения, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар. Таким образом, в представлении теории валентных связей химическая связь локализована между двумя атомами, т. е. она двухцентровая и двухэлектронная.

Обозначение с помощью черточки химической связи в структурных формулах соединений

:О: Н

 

Н-Н :N≡N: H H Н - С - Н

Н2 N2 Н2О Н

СН4

нашло обоснование благодаря теории ВС

Валентность. Как известно, под валентностью подразумевается свойство атома данного элемента присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента. Мерой валентности поэтому может быть число химических связей, образуемых с данным атомом с другими атомами. Таким образом, в настоящее время под валентностью химического элемента обычно понимается его способность (в более узком смысле – мера его способности) к образованию химических связей численное значение валентности соответствует числу ковалентных связей, которые образует атом.

Образование молекулы водорода из атомов можно представить следующим образом (точка означает электрон, черта – пару электронов):

Н∙ ÷ ∙Н=Н:Н или Н∙ ÷ ∙Н=Н—Н

Поскольку пребывание двух электронов в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем нахождение каждого электрона в поле своего ядра, в образовании ковалентных связей могут принимать участие все одноэлектронные облака. Например, атомы кислорода и азота могут соединяться с двумя и тремя (соответственно) одновалентными атомами водорода:

О 2S22P4 N 2S22P3

2s 2p 2s 2p

 

E

Н

О + 2Н →Н О N + 3H→N H

1.1.15. Типы ковалентных молекул

Неполярные и полярные молекулы.

В зависимости от характера распределения электронной плотности молекулы могут быть неполярными и полярными. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Полярные молекулы являются диполями, т.е. системами, состоящими из двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов (+q и - q), находящихся на некотором расстоянии l друг от друга. Расстояние между центрами тяжести положительного и отрицательного зарядов называется длиной диполя. Полярность молекулы, как и полярность связи, оценивают значением электрического момента диполя μ, представляющего собой произведение длины диполя l на значение электрического заряда: μ=lq.

Длина диполя имеет значение порядка диаметра атома, т. е. 10-10 м, а заряд электрона 1,6• 10-19 Кл, поэтому электрический момент диполя имеет значения порядка 10-29 Клм (кулон •метр).

Электрический момент диполя молекулы представляет собой векторную сумму моментов всех связей и не связывающих электронных пар в молекуле. Результат сложения зависит от структуры молекулы. Например, молекула СО2 имеет симметричное линейное строение:

Поэтому, хотя связи С=О и имеют сильно полярный характер, вследствие взаимной компенсации их электрических моментов диполя молекулы СО2 в целом неполярна (μ=0 ). По этой же причине неполярны высокосимметричные тетраэдрические молекулы СН4, СF4, октаэдрическая молекула SF6 и т. д.

Напротив, в угловой молекуле Н2О полярные связи О-Н располагаются под углом 104,5˚. Поэтому их моменты взаимно не компенсируются и молекула оказывается полярной (μ= 0,61• 10-29 Клм):