Файл: Андреев, С. Н. Строение электронных оболочек атомов. Теория химической связи [пособие для студентов I курса].pdf

При перекрывании 2р-орбиталей обоих атомов образуются молекулярные орбитали ах, а*, %, л*, nz, л* (рис. 14, Б, В ),

Схема образования перечисленных МО и значения энергии последних показаны на рис. 16. Используя" эту схему, перейдем к решению вопроса об электронных валентных конфигурациях молекул Li2, Ве2, В2, С2, N2, 0 2, F2, Ne2.

£MO

А т о м A А т о м A

/— О — "\ i'-O—

?P - O O C H *y cx

Лу

Z s

a2 s

/Ч О Ь ч

'ч'

ЧоК"

Рис. 16. Энергетические уровни МО двухатомных гомонуклеариых моле­ кул элементов второго периода си­ стемы Д. И. Менделеева.

Стрелками показаны спиновые моменты элек­ тронов, заселяющих эти орбитали в молеку­ ле Ы4.

из трех электронов, а электронная оболочка молекулы Li2 со­ стоит из шести электронов, размещающихся на МО с мини­ мальными значениями энергии: 2 электрона (с антипараллельными спиновыми моментами) заполняют МО ais, два других — заселяют МО о*л, пятый и шестой электроны располагаются

на молекулярной орбитали a2s (заполнение электронами этих орбиталей показано на рис. 16 стрелками). Электронная валент­

58

ная конфигурация молекулы Li2 может быть записана

(nis)2(ou)2(or2s)2-

Считая, что 2 электрона, расположенные на одной МО, об­ разуют одну формальную валентную связь и учитывая связы­ вающий и разрыхляющий типы молекулярных орбиталей, под­ считаем результирующее число связей в молекуле Li2:

(°J 2

+ 1 - 1 + 1 = 1.

т. е. в молекуле Li2 имеется одна формальная валентная связь, которую мы обозначаем Li—Li.

Действительно, молекула Li2 существует, прочность связи в ней равна 25 ккал/моль. В заключение следует указать на то,

равно нулю, так как количество электронов, расположенных на связывающей и разрыхляющей орбиталях, одинаково и энергия связи между атомами бериллия равна нулю. Действительно, эти молекулы обнаружить не удается.

Молекула В2. Электронная конфигурация атома бора ls22s22/+ т. е. электронная оболочка молекулы В2 состоит из 10 электронов. Восемь из них располагаются так же, как и в

десятый электроны поступают на связывающие я-орбитали, причем они размещаются не на одной из них, а, в соответствии с правилом Гунда, на разных: один из электронов располагает­

69 ккал/моль; кроме того, установлено, что эти молекулы пара­ магнитны, что указывает на наличие в них неспаренных элек­ тронов.

59

Молекула С2. Электронная конфигурация атома углерода — ls22s22p2, т. е. оболочка молекулы С2 включает в себя 12 элек­ тронов и валентная конфигурация молекулы может быть за­ писана:

(3u)2 (°*i)2 (°2+ ( 4 ) 2 + у)2 («г)2

+ 1 - 1 + 1 - 1 + 1 + 1 = 2

В молекуле С2 имеется 2 формальные валентные связи. Коли­ чество неспаренных электронов в ней равно нулю, т. е. она диамагнитна.

Наличие двух валентных связей в молекуле С2 согласуется с опытным значением энергии диссоциации этих молекул, рав­ ной 150 ккал/моль.

Молекула N2. Электронная конфигурация атома азота ls22s22p3; следовательно, электронная оболочка молекулы N2 состоит из 14 электронов; их распределение по МО записыва­ ется:

(Зи)2(°i*)SЮ 2(4 )2 (+)2 (®*)3

+ 1 — 1 -j- 1 — 1 -(-l + 1 -J- 1 = 3

Число формальных валентных связей в такой молекуле равно трем. Молекулы N2 диамагнитны, так как в них нет неспарен­ ных электронов.

Молекула 0 2. Электронная оболочка атома кислорода вклю­ чает восемь электронов (ls22s22p4). Электронная оболочка мо­ лекулы 0 2 состоит из 16 электронов, размещающихся по МО в последовательности:

(°u)2(4 )2(a2s)2(4 )2 + у)2К )2(csx)- (тс*)1(“*)'

+ 1 - 1 + 1 - 1 + 1 + 1 + 1 = 2

т. е. этой молекуле следует приписать 2 формальные валентные связи (энергия связи в молекуле 0 2 равна 118 ккал/моль).

Пятнадцатый и шестнадцатый электроны в молекуле 0 2 раз­ мещаются, в соответствии с правилом Гунда, на различных л- разрыхляющих орбиталях; наличием двух неспаренных элек­ тронов обусловлен парамагнетизм молекул кислорода.

может быть передано в следующей записи:

Ы 3(4 ) 2(o2i)2(4 ) 2+ у)2Юа1°+ (4 г (4 2

+ i — 1 + i — 1 + 1 + i + i 1 — i = i

т. е. молекуле F2 следует приписать одну формальную валент­ ную связь (ее прочность равна 36 ккал/моль). Молекула диа­ магнитна, так как в ее оболочке все электроны спарены.

60

Молекула 1Мег. 20 электронов, составляющих оболочку этой молекулы (электронная оболочка атома неона— ls22s22p6) рас­ пределены по МО следующим образом:

( а 1^)2 К , ) 2 ( З з . ) 2 (<4 ) 2 ( к у) 2 ( ^ г ) 2 ( з Л. ) 2 ( 4 ) 2 ( т * ) ' 2 ( о * ) 8

+ i — 1 - и - 1 + 1 + i + i — 1 — i — 1 = 0

что отвечает отсутствию формальной валентной связи. Энергия диссоциации такой молекулы равна нулю, в связи с

чем молекулы Ne2 не образуются.

Заканчивая этот раздел, отметим еще одно обстоятельство, позволяющее значительно упростить как составление схемы об­ разования молекулярных орбиталей и их энергетических уров­ ней, так и запись электронной валентной конфигурации моле­ кул.

Из данных об электронной конфигурации двухатомных моле­ кул элементов второго периода видно, что ои -и о*5-орбитали

этих молекул полностью застроены электронами. При таком расположении электронов по МО эффект связывания равен нулю.

Аналогичная картина наблюдается всегда, когда рассматри­ ваются МО, образованные атомными орбиталями глубинных,

полностью застроенных слоев.

Это обстоятельство позволяет при составлении схемы обра­ зования молекулярных орбиталей исключить из рассмотрения глубинные, застроенные электронные слои атомов. При соста­ влении этой схемы можно ограничиться атомными орбиталями наружного электронного слоя.

Так, в разобранном нами случае образования МО двухатом­ ных молекул (см. схему на рис. 16) мы можем исключить из рассмотрения как Isатомные орбитали взаимодействующих атомов, так и молекулярные орбитали ои и о^, образующиеся

из них.

МО двухатомных гетеронуклеарных молекул элементов второго периода системы Д. И. Менделеева

Схема образования МО подобных молекул весьма сходна со схемой образования МО гомонуклеарных молекул, приведенной на рис. 16.

Однако при оценке взаимного расположения энергетических уровней атомных и молекулярных орбиталей на этой схеме сле­ дует помнить, что значения энергии одноименных орбиталей атомов разных элементов не равны между собой, так как атомы различаются по зарядам их ядер.

Общая схема образования МО гетеронуклеарных двухатом­ ных молекул, сложенных из атомов элементов второго периода, приведена на рис. 17. По причинам, изложенным в конце пре-

С.1

дыдущего параграфа, эта .схема не учитывает взаимодействие 1хатомных орбиталей. Используя эту схему, выясним элект­ ронную валентную конфигурацию двух молекул: СО и N0.

Молекула СО. Наружные электронные слои атомов углеро­ да и кислорода имеют конфигурацию 2s22p2 и 2s22p4 соответст­ венно, т. е. в заполнении МО молекулы СО принимают участие 4 + 6=10 электронов.

м

; г С О р \ 'л* Л* 'и

(/I/ JLq л г \ \

ЧГ н

я(/ л г

2 s < Н '

> - о - 25

плексе [М (Н^О),,]"+ (Р).

Два из этих электронов располагаются на орбитали sst два — на орбитали о*, четыре — на орбиталях пу и я*, девятый

и десятый электроны на орбитали ох.

Электронная валентная конфигурация молекулы записыва­ ется:

(as)2 (с-:)9 к > 2 ю 2 к ) 3

-|- 1 — 1 -j- 1 -j- 1 -)- 1 = 3

т. е. в молекуле имеются 3 формальные валентные связи (а

62