Fig. 7.
Diagrama energiei
Moleculele HheH
Această moleculă există, dar este foarte instabilă datorită diferenței mari în energiile AO suprapuse. Se vede că energia MO legată diferă puțin de energia atomului AO al lui He și trecerea electronilor de la AO la MO dă doar un câștig foarte mic de energie.
Să rezumăm primele rezultate.
1. Când se suprapun orbitalii atomici, se formează două tipuri de orbite moleculare: legarea și antibondarea. În acest caz, ca urmare a suprapunerii fiecărei două AO, se formează două MO, una legată și una anti-legare. Numărul MO este astfel egal cu numărul de AO inițial, indiferent de câte dintre ele. Apoi, vom folosi în mod constant această poziție. Putem spune că atunci când molecula este formată din atomi, legile de conservare acționează. Numărul de nuclee atomice, numărul de electroni și numărul de orbite care descriu starea electronilor în atomii inițiale și în molecula formată sunt conservate.
2. Energia MO obligatorie este mai mică, iar MO combinată este mai mare decât energia inițială AO. Prin urmare, atunci când electronii trec la MO obligatoriu, energia potențială a sistemului scade, energia este eliberată, disipată în spațiu (creșterea entropiei lumii). Când electronii trec la MO, antibioticele cresc energia sistemului.
Legăturile de legare și combinare pe axa energetică sunt aproximativ simetrice față de AO inițial, astfel încât pierderea și câștigul de energie în tranziția electronilor de la AO la MO corespunzător sunt aproximativ aceleași. Diferența dintre energiile electronice ale legării și combinației MO este energia de legare.
3. Se formează o legătură dacă numărul de electroni de pe legătura MO este mai mare decât cel al celor antibondenți. Având în vedere că două DO-uri (legare și antibondare) se formează atunci când fiecare două AO sunt blocate, energia sistemului este coborâtă numai atunci când unul, doi sau trei electroni se transferă la MO formată.
Dacă JSC-urile sursă sunt ocupate integral, adică conține doi electroni, legătura nu este formată. Prin urmare, AO de valență, adică care participă la formarea legăturii dintre atomi, sunt doar orbitale ale nivelului energiei externe, care sunt parțial libere. În același timp,
d-elemente, AQ a penultimului nivel, ocupat de electroni nu complet, poate fi și valență.
4. Cea mai puternică legătură cu suprapunerea a două AO este realizată dacă doi electroni se transferă la MO. Prin urmare, este cel mai des întâlnit. Prin urmare, ipoteza (a fost exprimată în anii 1910 și menționată în majoritatea manualelor școlare până acum) despre formarea unei legături chimice prin perechi de electroni. Dar motivul pentru care acest lucru nu se află în câștigul de energie datorită formării unei perechi de electroni (spus mai sus electroni de împerechere despre energic nefavorabile, repulsie lor reciprocă), și pentru a maximiza densitatea de electroni între nucleele au atomi incorporate considerând faptul că, pe de o orbital nu poate fi mai mult doi electroni (de aici vine perechea de electroni).
Am descris formarea moleculelor de atomi ai elementelor din prima perioadă a sistemului periodic al lui DI Mendeleyev. Acești atomi aveau un AO, respectiv două DM, apar în moleculele diatomice.
Acum, să luăm în considerare formarea moleculelor prin atomi ai elementelor celei de-a doua perioade. Orbalele valente ale oricăreia dintre ele sunt patru AOS: una este 2s-AO și trei este 2p-AO. În consecință, în moleculele diatomice, trebuie să se formeze opt MO, care sunt aceleași pentru toate moleculele. Diagramele energetice ale MO ale unor astfel de molecule sunt aceleași. Diferența este în numărul de electroni pe ele.
Suprapunerea AO și educația MO
Atunci când două suprapuneri 2s-AO se suprapun, se formează două legături MO și s * antibiotice (Figura 8).
Fig. 11.
Diagrama energetică (schema) pentru o moleculă diatomică,
formată din atomii de elemente din a doua perioadă
În figură, nu există 1s-AO și s-MOs formate de ei. Uită-te la Fig. 6, care arată că atunci când se suprapun două AO ocupate de perechi de electroni, numărul de electroni pe legarea și combinarea MO este același. Cu alte cuvinte, ele nu contribuie la energia obligatorie. Prin urmare, numai AO de valență sunt reprezentate pe diagramele energetice ale moleculelor (acest lucru a fost deja discutat mai sus).
În Fig. 11 prezintă schema generală pentru orice moleculă diatomică (homo- și heteronucleară 4) formată din atomi de elemente din a doua perioadă. Ar trebui să fie o dată pictată și salvată ca o probă, probabil pe peretele cabinetului de chimie.
Nu vă confundați cu locația persoanelor care se leagă de MI mai mică decât x-MI. De fapt
-legăturile nu sunt întotdeauna mai puternice decât legăturile, spre deosebire de ceea ce este în general luat în considerare în cursul școlar al chimiei organice.
În Fig. 12 prezintă umplerea succesivă a orbitalilor moleculari de către electroni în molecule homonucleare formate din atomi de elemente din a doua perioadă.
În molecula Li2, ambii electroni cu atomi de 2 atomi de două atomi de litiu ocupă cel mai mic MO (legare) -s (Figura 12a). În moleculă se formează o legătură simplă, realizată de o pereche de electroni.
Molecula Be2 cu patru electroni 2S- AO doi atomi de beriliu ocupă două MO inferior (lipirea și antibonding) - s si s * (figura 12, b.). Posibila numărul de electroni în molecule de legare și fără caracter obligatoriu MO la fel, astfel încât câștigul de energie al tranziției electronilor de la s la 2s aos -M o este pe deplin compensată prin pierderea electronilor de tranziție la s *, și schimbarea în energie a sistemului este egal cu 0, conexiunea nu este format. Prin urmare, există molecule diatomice de metale alcaline și nu există molecule de metale alcalino-pământoase.
Molecula B2 cu patru electroni 2S- AO doi atomi de bor ocupă două MO inferior (lipirea și antibonding) - s si s *, iar doi electroni 2p pentru a ocupa AO y - și z -M o (figura 12, c.). Electronii cu 2-AO nu contribuie la energia de legare a moleculei. Prin urmare, în figurile de mai jos, aceste AO și MOs s și s * nu vor fi mai descrise. În molecula B2, o pereche de electroni face o conexiune. Această legătură, ca și în molecula Li2. unică.
Se atrage atenția asupra prezenței electronilor nelegați în molecula B2 în concordanță cu experimentul. Dacă o moleculă sau substanță au electroni nepereche, astfel de molecule (și agent) expune paramagnetism - atras de un magnet. (Spre deosebire de substanțele care au electroni nepereche și sunt expulzate de câmpul magnetic, -. Diamagnetic) De remarcat că molecula B2 cu electroni nepereche este deci radical.
În molecula C2. așa cum sa menționat mai sus, considerăm doar 2p-AO (figura 12, d). Patru electroni din aceste orbite ocupă cele două cele mai joase MO (conectoare) - y și z. Comunicarea se realizează prin două perechi electronice. Aceasta este o legătură dublă.
În molecula N2 (figura 12, d), șase electroni cu 2P-AO ocupă cele trei cele mai scăzute MO (legare) -y. z și x. Conexiunea este triplă.
În molecula O2 (Figura 12, e), opt electroni cu 2P-AOs ocupă trei y-, z- și
x -MO și două anti-legare - y * și z *. La legarea MO, patru electroni (două perechi de electroni) sunt mai mari decât cele ale celor antibondente. Conexiunea este dublă. În molecula de oxigen există electroni nepermani, prin urmare oxigenul este paramagnetic. Un flux de oxigen lichid este atras de un magnet.
Ca și în cazul borului, molecula de oxigen este un radical. În majoritatea reacțiilor care implică oxigen (în special cu reactivi organici), în prima etapă, molecula de oxigen este pur și simplu atașată la molecula substanței oxidante prin formarea unor compuși ca peroxizii. Prin urmare, producția ecologică, legată de utilizarea oxigenului ca oxidant, este atât de periculoasă.
În Fig. 12, f prezintă schema energetică a moleculei F2. și în fig. 12, s - molecula (inexistent!) Ne2.
În tabel (vezi pagina 10) sunt date caracteristicile moleculelor luate în considerare. Observați corelația dintre multitudinea, lungimea și energia de legare. Dvs. construiți cu ușurință diagrame pentru celelalte molecule enumerate în tabel și trageți o concluzie cu privire la posibila existență a peroxidelor.
Rețineți că atunci când discutăm despre structura moleculelor, spunem în care proprietăți ale moleculei se manifestă această structură. În acest fel, evităm discuția scolastică a schemelor "incomprehensibile" și le facem un instrument de cunoaștere.
Fig. 12.
Umplerea cu electroni a orbitalilor moleculari
în molecule diatomice homonucleare,
formată din atomii de elemente din a doua perioadă
Molecule diatomice heterociclice
Cea mai simplă moleculă heteronucleară este formată de cei mai simpli atomi - H și He. Diagrama sa este prezentată în Fig. 7. Așa cum am menționat deja, această moleculă este foarte instabilă. Cu toate acestea, a fost găsit experimental.
Să dăm diagramele energetice ale mai multor molecule diatomice.
În Fig. 13a (vezi pagina 10) prezintă diagrama energetică a moleculei NO. . (Pentru a economisi spațiu 2p aos sunt prezentate mai jos reciproc Brace este un standard de referință cum ar fi cele prezentate ca AO să nu se suprapună 2s AOS -. Deoarece fiecare dintre ele conține un electron și 2 precum și în cazul 1s AOS, această suprapunere nu contribuie la energia obligatorie.)
Fig. 13.
Diagrame energetice ale moleculelor:
a - NU; B - CO
Din fig. 13, iar natura radicală a moleculei NO datorată prezenței unui electron neparat este văzută. Fiind un radical, oxidul de azot (II) reacționează cu ușurință la temperatura camerei (amintiți-vă reacția sa cu oxigenul în aer).
În Fig. 13, b prezintă diagrama energetică a celor mai stabile molecule diatomice cunoscute - CO.
Caracteristicile moleculelor diatomice homonucleare,
formată din atomii de elemente din a doua perioadă
Excesul
electroni la
conectarea MO
Spre deosebire de moleculele homonucleare din moleculele heteronucleare, MO-urile de legare sunt situate mai aproape de AO de acel atom, în care acestea sunt mai mici. Există o asimetrie în distribuția densității electronilor între nuclee. De aici apar polii electrici ai moleculei. Cu alte cuvinte, conexiunile dintre atomi diferiți sunt întotdeauna polari.
Acest lucru este deosebit de pronunțat în compușii metalici cu nemetalici.
Ca exemplu, molecula LiH (figura 14).
Fig. 14.
Diagrama energiei
Molecule LiH
Observăm aici că în unele manuale este scris că moleculele cu o legătură ionică, de exemplu NaCl, nu există. Dar vom reflecta: sub ce formă se transformă clorura de sodiu în abur la temperaturi suficient de ridicate? Nu există molecule în starea condensată (solidă sau lichidă). Dar ele există în faza gazelor. Este adevărat că, în asemenea condiții, este dificil să le numim ionici.
În Fig. 14. Se poate observa că MO de legare se află foarte aproape de 1s-COO a atomului de hidrogen. Se poate spune că electronul de valență al atomului de litiu cu 2s-AO trece la 1s-AO al atomului de hidrogen. Pe atomul de hidrogen, prin urmare, a apărut o sarcină negativă și un atom de litiu pozitiv. A fost formată o legătură ionică. Și cum știm că 2s-AAO Li este mult mai mare decât 1s-AO H? Mai întâi, este prezentat în Fig. 3 din prelegerea precedentă. În al doilea rând, toată lumea știe că metalele dau electroni mai ușor decât nemetalele, adică AO lor de multe ori se află mai mult decât nonmetal.
Care este atunci o legătură covalentă? Când se formează o moleculă homonucleară, electronii cu AO merg la MO, care sunt simetrici față de atomii originali, deoarece aceștia sunt aceiași atomi. Astfel, se formează o legătură covalentă nepolară.
În orice moleculă heteronucleară, densitatea electronului dintre nuclee este transferată la una dintre ele. Aceasta este o legătură polară covalentă (de exemplu, CO, NO). Cazul său extrem, niciodată realizat în forma sa pură, nu este o legătură ionică, atunci când diferența dintre electronegativitățile atomilor de legătură este relativ mare (de exemplu, LiH).
Moleculele poliatomice, formate din mai mult de doi atomi, sunt considerate poliatomice. Să începem să le analizăm cu cea mai simplă moleculă, molecula CH4.
Într-o moleculă poliatomică, este posibil să se indice atomul central din care începe construirea diagramei energetice.
Pentru un astfel de atom, o axă energetică este alocată. Diagramele energetice ale liganzilor 6 vor fi reprezentate colectiv pe a doua axă (Figura 15).
Fig. 15.
Diagrama energiei
Moleculele CH4
Diagramele energetice ale moleculelor complexe pot fi construite de următorul algoritm (răspunzând la întrebările care trebuie să fie prezentate de fiecare dată pentru ele însele).
1) Care atom este central?
Atomul carbonului C. Diagrama sa de energie este pe partea stângă a figurii. Toate AO de valență sunt marcate pe ea, adică AO al celui de-al doilea nivel de energie. Vă atragem atenția asupra faptului că nu sunt reprezentate doar JSC cu electroni neparticipați, dar sunt reprezentate și toate AO de valență. Nu avem nevoie de conceptul de state "excitate".
2) Ce atomi sunt liganzi?
Patru atomi H. Pe axa dreaptă, observăm energiile liganzilor AO care participă la formare
-conexiuni, adică o orbitală din fiecare ligand, cea care este îndreptată spre atomul central. În cazul metanului, această cerință este inutilă, deoarece liganzii - atomi de hidrogen - au doar un AO. Totuși, această regulă va deveni semnificativă pentru liganzii mai complexi.
Rețineți că legăturile determină geometria moleculei, așa că începem cu ele.
Toate 2p-40 sunt identice. Dar pentru a economisi spațiul în imagine, acestea sunt descrise pe diferite niveluri (am menționat deja acest lucru).
Atunci când se alege poziția nivelului de energie al liganzilor AO pe axa energetică, este de dorit să se coordoneze cu privire la nivelurile de energie ale atomului central. Cu cât este mai ușor să rupi un electron de la un atom, adică Cu cât potențialul de ionizare este mai scăzut, cu atât mai mari sunt AO corespunzătoare pe axa energetică.
3) Câte societăți inițiale participă la formarea legăturilor?
Opt (patru orbitale ale atomului C și patru orbite ale celor patru atomi de H).
4) Cât se formează MO?
Opt. Rețineți că numărul MO este întotdeauna egal cu numărul de AO inițial.
5) Câte MO-uri de conectare au fost formate?
Patru. Numărul de MO-uri de conectare este egal cu numărul de AO ale partenerului cu mai puțini. În acest caz, numărul de AO al atomului central este egal cu numărul de liganzi AO, patru în fiecare.
6) Câte MO-uri anti-obligatorii s-au format?
Patru. Numărul de anticorpi este egal cu numărul de lianți.
7) Câte MO-uri nelegate au fost formate? (Pentru aceste orbite, vezi mai jos: diagrame pentru molecule NH3 și H2O.)
8) Câte tipuri (prin metoda de suprapunere) ale MO format (câte MO-uri diferite)?
Doi. În toate companiile aceleași liganzi (1s), și atomul central de două tipuri de (2s și 2p). Prin urmare, au format două tipuri de MO - una datorită suprapunerii de orbitali de liganzi la un singur 2s aos atom C (s), și trei - trei 2p aos atom C (p).
9) Câți electroni au fost pe AO suprapus și, prin urmare, este pe MOs formate?
Opt: patru electroni ai atomului C și patru electroni cu patru atomi H.
10) Ultimul pas este de a umple MO cu electroni. Ca și în atom, umplerea orbitalilor are loc de jos în sus, nu mai sunt mai mult de doi electroni pe o orbită, în prezența MO cu aceeași energie, numărul lor maxim fiind umplut.
Vedem că, în molecula de metan, în conformitate cu rezultatul metodei MO, electronii sunt situate la două nivele de energie, confirmate prin experiment. Acest lucru nu înseamnă că electronii din molecula CH4 au diferite energii. Reconcilierea invariabilitatea starea tuturor electronilor într-o moleculă de CH4 cu prezența celor două niveluri de energie este posibilă, dacă ne imaginăm că fiecare dintre cele opt electroni 1/4 timp pe e și 3/4 timp nivele
p nivele.
Acum răspundem la întrebare, care este geometria moleculei, adică care sunt unghiurile H-C-H între legături
C-H.
Vedem că în jurul atomului central există patru maxime de densitate electronică (în conformitate cu existența legăturilor cu patru). Interacțiunea dintre ele este exprimată în repulsia unor acuzații asemănătoare. Acestea vor fi situate în spațiul cât mai îndepărtat posibil. În acest caz, deoarece toți liganzii sunt identici, aranjamentul va fi simetric. Aceste cerințe sunt îndeplinite dacă maximele de densitate electronică (și, respectiv, liganzii) sunt direcționate către colțurile tetraedrului obișnuit. Se spune că unghiul dintre legăturile din astfel de molecule este tetraedric, egal cu 109 ° 28 '109,5 ° (Figura 16).
Fig. 16.
Geometria moleculei CH4
Trimiteți-le prietenilor: