Файл: Атомы и химические элементы. Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева. Изотопы.doc
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 29.03.2024
Просмотров: 110
Скачиваний: 1
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
. Каждая гибридная орбиталь несимметрична (вытянута в сторону от ядра). Обе гибридные орбитали бериллия лежат на одной прямой.
Считается, что благодаря sp-гибридизации молекула BeCl2 имеет линейную форму и все три ее атома находятся на одной прямой, а обе связи Be—Cl совершенно одинаковы. Такова геометрия и у всех других sp-гибридизованных молекул - независимо от элементов, которые входят в эти молекулы.
Если валентная оболочка атома включает электроны на одной s-орбитали и двух p-орбиталях, то имеет место sp2-гибридизация орбиталей. Примером может служить sp2-гибридизация бора при образовании молекулы BF3.
sp2-гибридизация валентных орбиталей бора в соединении BF3. Три sp2-гибридные орбитали бора лежат в одной плоскости под углом 120o.
Наконец, когда смешиваются одна s- и три p-орбитали, возникают sp3-гибридизованные молекулы, имеющие геометрию тетраэдра (рис. 3-9). Примером может служить молекула метана СН4.
sp3-гибридизация валентных орбиталей углерода. Четыре sp3-гибридные орбитали углерода направлены в вершины правильного тетраэдра. Атом углерода находится в центре тетраэдра. Углы между всеми связями равны и составляют 109°28'.
Существует важное правило:
При гибридизации ЧИСЛО ГИБРИДНЫХ ОРБИТАЛЕЙ всегда РАВНО ЧИСЛУ ИСХОДНЫХ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ.
Если все гибридные орбитали связаны с одинаковыми атомами, то связи ничем не отличаются друг от друга. В других случаях встречаются небольшие отклонения от стандартных валентных углов. Например, в молекуле воды H2O кислород - sp3-гибридный, находится в центре неправильного тетраэдра, в вершины которого "смотрят" два атома водорода и две неподеленные пары электронов . Форма молекулы угловая, если смотреть по центрам атомов. Валентный угол HОН составляет 105
о, что довольно близко к теоретическому значению 109о.
sp3-гибридизация атомов кислорода и азота в молекулах а) H2O и б) NCl3.
Основные положения МВС.
1. В образовании связи участвуют только внешней электронной оболочки атома валентные электроны.
2. Химическая связь образуется двумя валентными электронами различных атомов с антипаралельными спинами. При этом происходит перекрывание электронных орбиталей и между атомами появляется область с повышенной электронной плотностью, обуславливающая связь между ядрами атомов. Т.о. в основе МВС лежит образование двухэлектронной , двухцентровой системы.
3. Химическая связь осуществляется в том направлении в котором обеспечивается наибольшее перекрывание атомных орбиталей (АО)
4. Из нескольких связей данного атома наиболее прочной будет связь, которая получилась в результате наибольшего перекрывания АО.
5. При образовании молекул электронная структура кроме внешней электронной оболочке и химическая индивидуальность каждого атома сохраняются.
18.Описание молекулы по методу линейной комбинации атомных орбиталей. Молекулярная орбиталь (ЛКАО-МО) Связывающие и разрыхляющие МО ( заполнение электронами МО в простейших молекулах Н2+, Н2, Не2, Не2 +2).Основные положения ММО.
19.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере ΝО, СО, О2, F2.
20.Сравнение МВС и ММО (двухцентровые и многоцентровые связи)
Метод молекулярных орбиталей, в создании которого внес большой вклад Роберт Малликен, следует рассматривать как исследование формы электронных орбиталей в уже образовавшейся молекуле.
Метод предполагает, что при образовании химической связи изменяется состояние всех электронов во взаимодействующих атомах они становятся общими для данной молекулы. АО видоизменяется и превращается в МО.
Разница между АО и МО
Заключается в том, что АО принадлежит ядру одного атома является одноцентровой, а МО- принадлежит сразу двум или нескольким ядрам и является многоцентровой. Таким образом, электроны, находящиеся на МО обобществляется сразу всеми атомами данной молекулы (если по МВС они обобществляются только соседними).
Молекулярной орбиталью называют волновую функцию, описывающую состояние электрона в поле всех атомов данной молекулы. Однако форма и энергия МО зависит от того какие электроны участвуют в ее образовании:
а) МО, образованные внутренними (не валентными АО) взаимно не перекрываются, а значит и не изменяют своей формы, не изменившиеся АО, перешедшие в МО, называется не связывающими (МО) электроны в них обладают тем же запасом энергии что и атомы.
б) Валентные АО, вступал в взаимодействие и превращаясь в МО, становятся многоцентровыми, сложными по форме . Наглядно представить изменение формы АО при образование МО можно путем линейной комбинации волновых функцией, описывающих АО обозначим волновые функции
АО через φ
МО через ψ
Согласно методу МО молекула рассматривается как совокупность ядер и электронов, где каждый электрон движется в поле остальных электронов и ядер. Метод МО распространяет квантово-механические закономерности, установленные для атомов, на более сложную систему – молекулу. В основе метода МО лежит представление об «орбитальном» строении молекул, т.е. предположение о том, что все электроны молекулы распределяются по соответствующим молекулярным орбиталям (МО). Специфика молекулярных орбиталей в том, что они являются многоцентровыми. Общее число образующихся МО равно общему числу исходных АО.
Описать молекулу по методу МО – это значит определить тип молекулярных орбиталей, их энергию и выяснить характер распределения электронов по МО. Мы рассмотрим самый простой вариант метода МО, называемый линейной комбинацией атомных орбиталей, сокращенно ЛКАО.
Согласно методу МО ЛКАО, волновая функция молекулы y±AB представляет собой линейную комбинацию атомных волновых функций yA и yB,
y±AB = с1yA+с2yB, где c1, c2 – коэффициенты, учитывающие долю участия АО в образовании молекулы.
Связывающие и разрыхляющие МО. Рассмотрим форму и относительную энергию двухцентровых МО, возникающих при линейной комбинации двух s–AO. Процесс сложения и вычитания двух s–AO показан на рис.
При сложении АО образуется двухцентровая МО. Сложение означает, что МО характеризуется повышенной электронной плотностью в пространстве между ядрами и поэтому энергетически более выгодна, чем исходные АО. Такую МО называют связывающей и обозначают sS. При вычитании функций АО образуется МО, разъединенные области которой направлены в разные стороны от атомов. В этом случае электронная плотность между ядрами равна нулю. Такая МО называется разрыхляющей, она обозначается звездочкой – sS*.
Молекулы с кратными связями. p- и d-связи могут налагаться на s-связи, вследствие чего образуются молекулы с кратными связями. Например, два атома азота связаны в молекулу за счет трех ковалентных связей (NºN), одна из них s-связь, а две другие – p-связи. В линейной молекуле CO2 каждый из атомов кислорода соединяется с атомом углерода одной d- и одной p-связью:
.
Образование МО из АО представляют также энергетической диаграммой . Горизонтальные линии по краям диаграммы соответствуют энергиям исходных АО, а в средней части – энергиям связывающих и разрыхляющих МО.
Электроны на связывающей и разрыхляющей МО оказывают противоположное влияние на стабильность молекул: каждая занятая электронами разрыхляющая МО компенсирует одну занятую связывающую МО. Поэтому порядок (кратность) связи можно определить следующим образом:
В отличие от метода ВС по методу МО в химической связи может участвовать нечетное число электронов: один, два, три и т.д. Допускается порядок связи, равный 1/2, 3/2, 5/2 и т.д. Чтобы из АО образовались МО, необходимы следующие условия: а) близкие значения энергии АО, б) значительное перекрывание АО, в) одинаковая симметрия АО относительно оси молекулы.
Электронные формулы некоторых молекул. Для элементов второго периода перекрывание 1s1 АО незначительно по сравнению с АО внешнего 2-го уровня, поэтому АО 1s1 считают несвязывающими. Переход электронов с АО на МО и их заполнение отражает энергетическая диаграмма молекулы О
Считается, что благодаря sp-гибридизации молекула BeCl2 имеет линейную форму и все три ее атома находятся на одной прямой, а обе связи Be—Cl совершенно одинаковы. Такова геометрия и у всех других sp-гибридизованных молекул - независимо от элементов, которые входят в эти молекулы.
Если валентная оболочка атома включает электроны на одной s-орбитали и двух p-орбиталях, то имеет место sp2-гибридизация орбиталей. Примером может служить sp2-гибридизация бора при образовании молекулы BF3.
sp2-гибридизация валентных орбиталей бора в соединении BF3. Три sp2-гибридные орбитали бора лежат в одной плоскости под углом 120o.
Наконец, когда смешиваются одна s- и три p-орбитали, возникают sp3-гибридизованные молекулы, имеющие геометрию тетраэдра (рис. 3-9). Примером может служить молекула метана СН4.
sp3-гибридизация валентных орбиталей углерода. Четыре sp3-гибридные орбитали углерода направлены в вершины правильного тетраэдра. Атом углерода находится в центре тетраэдра. Углы между всеми связями равны и составляют 109°28'.
Существует важное правило:
При гибридизации ЧИСЛО ГИБРИДНЫХ ОРБИТАЛЕЙ всегда РАВНО ЧИСЛУ ИСХОДНЫХ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ.
Если все гибридные орбитали связаны с одинаковыми атомами, то связи ничем не отличаются друг от друга. В других случаях встречаются небольшие отклонения от стандартных валентных углов. Например, в молекуле воды H2O кислород - sp3-гибридный, находится в центре неправильного тетраэдра, в вершины которого "смотрят" два атома водорода и две неподеленные пары электронов . Форма молекулы угловая, если смотреть по центрам атомов. Валентный угол HОН составляет 105
о, что довольно близко к теоретическому значению 109о.
sp3-гибридизация атомов кислорода и азота в молекулах а) H2O и б) NCl3.
Основные положения МВС.
1. В образовании связи участвуют только внешней электронной оболочки атома валентные электроны.
2. Химическая связь образуется двумя валентными электронами различных атомов с антипаралельными спинами. При этом происходит перекрывание электронных орбиталей и между атомами появляется область с повышенной электронной плотностью, обуславливающая связь между ядрами атомов. Т.о. в основе МВС лежит образование двухэлектронной , двухцентровой системы.
3. Химическая связь осуществляется в том направлении в котором обеспечивается наибольшее перекрывание атомных орбиталей (АО)
4. Из нескольких связей данного атома наиболее прочной будет связь, которая получилась в результате наибольшего перекрывания АО.
5. При образовании молекул электронная структура кроме внешней электронной оболочке и химическая индивидуальность каждого атома сохраняются.
18.Описание молекулы по методу линейной комбинации атомных орбиталей. Молекулярная орбиталь (ЛКАО-МО) Связывающие и разрыхляющие МО ( заполнение электронами МО в простейших молекулах Н2+, Н2, Не2, Не2 +2).Основные положения ММО.
19.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере ΝО, СО, О2, F2.
20.Сравнение МВС и ММО (двухцентровые и многоцентровые связи)
Метод молекулярных орбиталей, в создании которого внес большой вклад Роберт Малликен, следует рассматривать как исследование формы электронных орбиталей в уже образовавшейся молекуле.
Метод предполагает, что при образовании химической связи изменяется состояние всех электронов во взаимодействующих атомах они становятся общими для данной молекулы. АО видоизменяется и превращается в МО.
Разница между АО и МО
Заключается в том, что АО принадлежит ядру одного атома является одноцентровой, а МО- принадлежит сразу двум или нескольким ядрам и является многоцентровой. Таким образом, электроны, находящиеся на МО обобществляется сразу всеми атомами данной молекулы (если по МВС они обобществляются только соседними).
Молекулярной орбиталью называют волновую функцию, описывающую состояние электрона в поле всех атомов данной молекулы. Однако форма и энергия МО зависит от того какие электроны участвуют в ее образовании:
а) МО, образованные внутренними (не валентными АО) взаимно не перекрываются, а значит и не изменяют своей формы, не изменившиеся АО, перешедшие в МО, называется не связывающими (МО) электроны в них обладают тем же запасом энергии что и атомы.
б) Валентные АО, вступал в взаимодействие и превращаясь в МО, становятся многоцентровыми, сложными по форме . Наглядно представить изменение формы АО при образование МО можно путем линейной комбинации волновых функцией, описывающих АО обозначим волновые функции
АО через φ
МО через ψ
Согласно методу МО молекула рассматривается как совокупность ядер и электронов, где каждый электрон движется в поле остальных электронов и ядер. Метод МО распространяет квантово-механические закономерности, установленные для атомов, на более сложную систему – молекулу. В основе метода МО лежит представление об «орбитальном» строении молекул, т.е. предположение о том, что все электроны молекулы распределяются по соответствующим молекулярным орбиталям (МО). Специфика молекулярных орбиталей в том, что они являются многоцентровыми. Общее число образующихся МО равно общему числу исходных АО.
Описать молекулу по методу МО – это значит определить тип молекулярных орбиталей, их энергию и выяснить характер распределения электронов по МО. Мы рассмотрим самый простой вариант метода МО, называемый линейной комбинацией атомных орбиталей, сокращенно ЛКАО.
Согласно методу МО ЛКАО, волновая функция молекулы y±AB представляет собой линейную комбинацию атомных волновых функций yA и yB,
y±AB = с1yA+с2yB, где c1, c2 – коэффициенты, учитывающие долю участия АО в образовании молекулы.
Связывающие и разрыхляющие МО. Рассмотрим форму и относительную энергию двухцентровых МО, возникающих при линейной комбинации двух s–AO. Процесс сложения и вычитания двух s–AO показан на рис.
 |  |
| Р Схема образования МО. | Рис Энергетическая схема АО и МО в системе из двух атомов водорода. |
При сложении АО образуется двухцентровая МО. Сложение означает, что МО характеризуется повышенной электронной плотностью в пространстве между ядрами и поэтому энергетически более выгодна, чем исходные АО. Такую МО называют связывающей и обозначают sS. При вычитании функций АО образуется МО, разъединенные области которой направлены в разные стороны от атомов. В этом случае электронная плотность между ядрами равна нулю. Такая МО называется разрыхляющей, она обозначается звездочкой – sS*.
Молекулы с кратными связями. p- и d-связи могут налагаться на s-связи, вследствие чего образуются молекулы с кратными связями. Например, два атома азота связаны в молекулу за счет трех ковалентных связей (NºN), одна из них s-связь, а две другие – p-связи. В линейной молекуле CO2 каждый из атомов кислорода соединяется с атомом углерода одной d- и одной p-связью:
.Образование МО из АО представляют также энергетической диаграммой . Горизонтальные линии по краям диаграммы соответствуют энергиям исходных АО, а в средней части – энергиям связывающих и разрыхляющих МО.
Электроны на связывающей и разрыхляющей МО оказывают противоположное влияние на стабильность молекул: каждая занятая электронами разрыхляющая МО компенсирует одну занятую связывающую МО. Поэтому порядок (кратность) связи можно определить следующим образом:
В отличие от метода ВС по методу МО в химической связи может участвовать нечетное число электронов: один, два, три и т.д. Допускается порядок связи, равный 1/2, 3/2, 5/2 и т.д. Чтобы из АО образовались МО, необходимы следующие условия: а) близкие значения энергии АО, б) значительное перекрывание АО, в) одинаковая симметрия АО относительно оси молекулы.
| | |
| | |
Электронные формулы некоторых молекул. Для элементов второго периода перекрывание 1s1 АО незначительно по сравнению с АО внешнего 2-го уровня, поэтому АО 1s1 считают несвязывающими. Переход электронов с АО на МО и их заполнение отражает энергетическая диаграмма молекулы О
