Понятие о гибридизации атомных орбиталей. Геометрия молекул.

Метод гиб­ридизации атомных орбиталей исходит из предположения, что при образовании молекулы вместо исходных атомных S-, р~ и d-элек­тронных облаков образуются такие равноценные «смешанные» или гибридные электронные облака, которые вытянуты по на­правлению к соседним атомам, благодаря чему достигается их бо­лее полное перекрывание с электронными облаками этих атомов. Такая деформация электронных облаков требует затраты энергии. Но более полное перекрывание валентных электронных облаков приводит к образованию более прочной химической связи и, сле­довательно, к дополнительному выигрышу энергии. Если этот вы­игрыш энергии достаточен, чтобы с избытком скомпенсировать затраты энергии на деформацию исходных атомных электронных облаков, — такая гибридизация приводит, в конечном счете, к уменьшению потенциальной энергии образующейся молекулы и, следовательно, к повышению ее устойчивости. Рассмотрим в качестве примера гибридизации образование мо­лекулы фторида бериллия ВеF2. Каждый атом фтора, входящий в состав этой молекулы, обладает одним неспаренным электроном который и участвует в образовании ковалентной связи. Атом бе­риллия в невозбужденном состоянии (1S22S2) неспаренных элек­тронов не имеет.S- и р-орбиталей атома бериллия могут образо­ваться две равноценные гибридные орбита ли (Sр-орбитали). Форма и расположение этих орбиталей, из которых видно, что гибридные Sр-орбитали вытянуты в противо­положных направлениях. Перекрывание гибридных. Благодаря вытянутой форме гибридных орбиталей достигается более полное перекрывание взаимодействующих электронных облаков, а значит, образуются более прочные химические связи. Рассмотренный случай гиб­ридизации одной S- и одной р-орбитали, приводящий к образованию двух Sр-орбиталей, назы­вается Sр гибридизацией. Как показывает рис. 39, 5р-орби-тали ориентированы в противоположных направлениях, что при­водит к линейному строению молекулы. Действительно, молекула ВеР2 линейна, а обе связи Ве — Р в этой молекуле во всех отноше­ниях равноценны.

76. Ионная связь как предельно поляризованная ковалентная связь.

Связь такого типа осуществляется в резуль­тате взаимного электростатического притяжения противоположно заряженных ионов. Ионы могут быть простыми, т. е. состоящими из одного атома (например, катионы Ма+, К⁺, анионы F-, С1~) или сложными, т. е. состоящими из двух или более атомов (например катион NH₄⁺, анионы ОН-, NO₃^-, SO₄^2-). Простые ионы обладающие положительным зарядом, легче всего образуются из атомов элементов с низким потенциалом ионизации; к таким элементам относятся металлы главных подгрупп I и II группы. Образование простых отрицательно заряженных ионов, напротив, характерно для атомов типичных неметаллов, обладающих большим сродством к электрону. Поэтому к типичным соединениям с ионным типом связи относятся галогениды щелоч­ных металлов, например, NаС1, СзF и т. п. В отличие от ковалентной связи, ионная связь не обладает направленностью. Это объясняется тем, что электрическое поле иона обладает сферической симметрией, т. е. убывает с расстоянием по одному и тому же закону в любом направлении. Поэтому взаимодействие между ионами осуществляется одинаково независимо от направления. Ионная связь не обладает насыщаемостью. Поэтому к данному иону может присоединиться различное число ионов противоположного знака. Это число определяется относительными размерами взаи­модействующих ионов, а также тем, что силы притяжения разно­именно заряженных ионов должны преобладать надпилами взаим­ного отталкивания, действующими между ионами одного знака. Отсутствие у ионной связи направленности и насыщаемости обусловливает склонность ионных молекул к ассоциации, т. е. к соединению их друг, с другом.

77. Метод молекулярных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие орбитали.

В методе молекулярных орбиталей (МО) к рассмотрению элек­тронной структуры молекулы подходят так же, как и к многоэлек­тронному атому. Логичность использования одной физической мо­дели вытекает из одинаковой природы электронов в атомах и моле­кулах, а также их взаимодействий с ядрами и между собой. Основные принципы метода МО: 1.Молекула рассматривается как совокупность ядер и электронов, где каждый электрон движется в поле остальных электронов и всех ядер. 2.Состояние электрона описывается волновой функцией, характеризуемой определенным набором квантовых чисел. Эта функция называется молекулярной орбиталью(МО). В отличие от одноцентровой атомной орбитали (АО - электрон в поле одного ядра) молекулярная орбиталь в общем случае многоцентровая. Как и для электрона в атоме, квадрат модуля волновой функции определяет плотность вероятности нахождения электрона или плотность электронного облака. 3. Каждой МО соответствует определенная энергия Е. 4. Совокупность МО молекулы, занятых электронами, называется электронной конфигурацией молекулы. Она строится на основе фундаментальных положений - принципа наименьшей энергии (электрон занимает в молекуле свободную орбиталь с наименьшей энергией), принципа Паули (на одной МО не может находиться бо­лее двух электронов, при этом спины их должны быть антипараллельны) и правила Хунда. Следовательно, для описания электронной конфигурации молекулы с 2п электронами требуется п молекулярных орбиталей. Молекулярная орбиталь, образующаяся при подобном взаимодей­ствии, характеризуется уменьшением абсолютной величины волновой функ­ции в межъядерном пространстве по сравнению с ее значением в исходных атомах: на оси связи появляется даже точка, в которой значение вол­новой функции, а, следовательно, и ее квадрата, обращается в нуль. Это означает, что в рассматриваемом слу­чае уменьшится и плотность электрон­ного облака в пространстве между атомами. В результате притяжение каждого атомного ядра в направлении к межъядерной области пространства окажется более слабым, чем в про­тивоположном направлении, т. е. возникнут силы, приводящие к взаим­ному отталкиванию ядер. Здесь, следовательно, химическая связь не возникает; образовавшаяся в этом слу­чае МО называется разрыхляющей, а находящиеся на ней электроны — разрыхляющими электронам и.