2. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Выигрыш энергии ∆Е – движущая сила процесса образования хим.связи
ΔЕ =

ЕА, ЕВ - полная энергия изолированных атомов
ЕАВ - полная энергия молекулы
ΔЕ - суммарное изменение энергии системы при образовании молекулы

связи
Eсв[эВ, кДжмоль] - энергия химической связи
α А-В-С [] - угол

mn

Есв = Е(r) = Епр(r) + Еот(r)

вещества
** В кристаллическом состоянии

связи ( Eсв , rсв , А-В-С )
Решается

Для этого применяют метод приближенного вычисления-вариационный метод:

По способу задания волновой функции первого приближения (пп) ковалентную связь описывают двумя методами:
1. Метод валентных связей (МВС)
2. Метод молекулярных орбиталей (ММО)

и Ф.Лондон 1927 г.
Принимается:
1) Атомы водорода А и В в

2) известны волновые функции электрона (1) в атоме А - А(1) и электрона (2) в атоме В - В(2) – это 1S атомные орбитали электронов (1) и (2).

3) частицы (электроны и ядра атомов) неразличимы.

1. Вид волн.функций первого приближения Ψ1 и Ψ2(описывают состояния электронов в молекуле водорода – произведение волн.функций электронов изолир.атомов водорода):

ΔЕ(r)S и ΔЕ(r)A соответственно]
Е = 2Ео + ΔЕ(r)S, A,

2Ео

интеграл» - описывает изменение ∆Е энергии системы из-за электростатич.взаимодействия ядер

I – «обменный интеграл», «интеграл обменного взаимодействия» - ∆Е вследствие неразличимости эл-нов (электрон принадлежит обоим ядрам)

S –“интеграл перекрывания”-∆Е вследствие перекрывания АО - 0S<1

r: Q0, I  0, S  0 r0: Q  0, I  0, S  1
r rсв Q < 0, I < 0, причем Q<I, 0 < S < 1 → (1 ± S2) > 0 Всё зависит от знака обменного интеграла I в ∆E(r)s и ∆E(r)A [см. слайд 8]
Получаем ∆E(r)s < 0, а ∆E(r)A > 0. Тогда
E < 2ЕО для ∆E(r)s [Е = 2Ео + ΔЕ(r)S, A,] - выигрыш энергии → образование связи между атомами и следовательно молекулы Н2.
E > 2ЕО для ∆E(r)A – связь между атомами водорода не образуется т.к. энергия Е связанной системы (молекулы Н2) больше энергии двух изолированных атомов 2ЕО
Вывод: при образовании хим.связи основное значение имеет обменное взаимодействие, удовлетворяющее условию антипараллельности (↑↓) спинов электронов

Единичная химическая связь образуется общей парой электронов с противоположными спинами.

Насыщенность – ограниченное число связей, которые может образовывать атом [определяется числом неспаренных (валентных)электронов на внешнем энергетическом уровне атома в основном или возбужденном состоянии]

2) Общая электронная пара локализована(расположена) между атомами в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей(минимума потенциальной энергии)

Направленность - атомы взаимно располагаются таким образом, чтобы перекрывание валентных орбиталей было максимальным. Расположение в пространстве общей электронной пары определяется ориентацией атомных валентных орбиталей

3) Энергия связи определяется только силами электростатического взаимодействия электронов и ядер и зависит от величины перекрывания орбиталей

Из двух связей та прочнее, где перекрывание валентных атомных орбиталей больше

симметрия-свободное вращение атомов относительно линии связи

вокруг линии связи исключено(существование цис- и транс-изомеров)
p-p
(pz-pz; py-py)
p-d

тройная связь (- и две -связи)
 px-px
 pz-pz

в пространстве. Недостаточность МВС. Понятие гибридизации АО
Молекулы H2O, H2S, H2Se
Строение

H 1s1

O, S, Se ns2npx2py1pz1

от эффективного заряда δ
Э  Н

водорода равноценны
H 1s1
АО: С 2s22px1py1pz0 

Гибридизация орбиталей -замена атомных орбиталей(АО) близких по энергии и различной симметрии таким же числом равноценных гибридных атомных орбиталей (ГАО) при образовании хим.связи

Правила построения ГАО
1 - ΨГАО=ΣCiΨАО 2 - Е всех ГАО одинакова, ЕАО ЕГАО

3 - nАО = ΣnГАО [ΣnГАО 6 (spd)]

4 - от вида и числа АО зависит пространств.конфигурация ГАО(форма молекул)

5 - могут гибридизоваться не все валентные электроны (гибридные орбитали образуют -связи, не гибридные - )

молекула АВ3
BF3 (...2s12p2)
Три sp2 - ГАО – молекула -

B

виде тетраэдра

равноценных атома водорода, тетраэдрическая конфигурация  sp3-гибридизация валентных орбиталей атома

N 2s22px12py12pz1 Н 1s1 Н+ 1s0

в молекуле движется в результирующем поле всех ядер и остальных

2.Состояние электрона в молекуле описывают волновые функции, которые называют молекулярными орбиталями (МО). МО представляет из себя - линейную комбинацию(сложение или вычитание) атомных орбиталей (АО). Сокращенное название МО - (МО-ЛКАО). МО многоцентровые (т.к. в молекуле не менее 2-х ядер) в отличие от АО.

3.Совокупность молекулярных орбиталей в молекуле называется электронной конфигурацией молекулы.

Заполнение электронами молекулярных орбиталей осуществляется на основе принципа
минимума энергии
принципа Паули
правила Хунда

участие в образовании химической связи (валентные орбитали).
Для s- и

2. Взаимодействующие АО должны иметь одинаковую симметрию относительно линии связи, при этом число образующихся МО равно числу АО.
Две ns-атомные орбитали образуют две -молекулярные орбитали. Одна из них связывающая и одна разрыхляющая.
Две np-орбитали образуются две - и четыре -молекулярные орбитали. Из них одна - и две - МО связывающие и соответственно одна - две - разрыхляющие МО

Точное значение энергий МО необходимо рассчитывать, но можно пользоваться качественными схемами энергетических диаграмм молекул.

МО
Диамагнетик – отсутствие неспаренных электронов
NO [св(s)]2 [(s) р]2[св(px)]2[св(py)]2[св(pz)]2[р(py)]1