Многоатомные молекулы

Энергетическая диаграмма МО молекулы BeH₂

AO_Ве МО_ВеН2 АО_Н

В линейные комбинации включают только близкие по энергии и перекрывающиеся АО.

Таким образом, метод молекулярных орбиталей, несмотря на малую наглядность, значительно лучше передает электронную структуру молекул, объясняет и предсказывает их свойства, чем метод валентных связей.

Ковалентная химическая связь характеризуется насыщаемостью, направленностью и поляризуемостью.

1) Насыщаемость ковалентной связи проявляется в том, что каждый атом может образовать не произвольное, а строго определенное число химических связей в зависимости от количества неспаренных электронов на внешнем электронном слое с учетом возбужденных и ионизированных состояний атома, а также возможности образования донорно-акцепторной связи.

2) Направленность ковалентной химической связи обусловлена формой и направленостью электронных облаков в пространстве и определяет геометрическую конфигурацию молекул. Уголковая структура молекула H₂S и пирамидальная – PH₃ следует из того, что p-орбитали располагаются под углом 90° друг к другу:

3) Полярность ковалентной химической связи.

Полярность связи обусловлена смещением (сдвигом) связывающих электронных пар от атомов с меньшей и атомам с большей электроотрицательностью.

Неполярная связь образуется между атомами одного и того же элемента. В молекулах H₂, N₂, O₂, Cl₂ и т.п. связи неполярны, центры тяжести положительных и отрицательных зарядов у этих молекул совпадают. Связь между атомами разных элементов всегда в большей или меньшей степени полярна. Чем больше разница в электроотрицательностях таких атомов, тем более полярна связь.

В молекуле хлороводорода HCl связывающая электронная пара смещена к более электроотрицательному атому хлора, центры тяжести положительных и отрицательных зарядов не совпадают, а атомы водорода и хлора приобретают равные по величине, но противоположные по знаку эффективные заряды. Следовательно, молекула хлороводорода представляет собой диполь:

т.е. систему из двух противоположных зарядов, находящихся на некотором расстоянии друг от друга l, называемом длиной диполя.

Количественной мерой полярности связи является дипольный момент связи, определяемый как m=e×l, где е-заряд электрона. За единицу дипольного момента обычно принимают дебай: 1Д=3,34×10^-30 Кл×м.

4) Поляризуемость ковалентной химической связи.

Это свойство связи становиться более полярной (см. далее) под действием электрических полей соседних молекул. Степень полярности связи в электрическом поле увеличивается вплоть до полного разрыва связи с переходом связывающей электронной пары к атому с большей электроотрицательностью. Так, в водной среде в молекуле хлороводорода под действием электрических полей молекул воды полярность связи H-Cl возрастает настолько, что связывающая электронная пара нацело переходит к атому хлора с образованием ионов:

H:Cl ® H⁺ +:Cl^-

Поиск по сайту: