Метод молекулярных орбиталей

Основные положения метода МО:

1. При образовании молекулы по методу МО изме6няют своё состояние не только валентные электроны, но все электроны соединяемых атомов переходят с атомных орбиталей (одно ядро, лдноцентровые) на более сложные многоцентровые молекулярные орбитали.

2. МО – это объём пространства в поле нескольких ядер, где вероятность нахождения электронов (а) составляет 90-95% от всего времени существования молекулы.

4. Для получения МО используют метод линейной комбинации атомных орбиталей МО-ЛКАО. Из двух АО разных атомов образуется две МО:

А) связывающая, которая характеризуется меньшим запасом энергии по сравнению с запасом энергии АО;

Б) разрыхляющая – с большим запасом энергии.

5. Число МО равно сумме АО соединяемых атомов. Например, для молекулы воды: 2АО_н + 8АО_о = 10МО.

6. Распределение электронов по МО молекулы подчиняется тем же правилам, что и АО в атоме (соблюдаются: принцип минимальной полной энергии молекулы, принцип запрета Паули, правило Гунда).

7. Химическая связь в ММО характеризуется энергией связи и кратностью. Кратность связи (р) определяется по формуле:

Р = ½ (n_{e св.} - n_{e разр.})

Если р > 0, то химическая связь реализуется, тем больше энергия и прочность связи.

Е_св(Н₂⁺) =265 кДж/моль и длиной связи r₀ = 1,08 А_.

Достоинства метода МО: метод МО даёт более точное количественное представление о состоянии электронов в молекулах разных веществ и является в настоящее время более перспективным в теории химической связи.

Недостатки: не наглядна, не объясняет геометрии молекул, имеет сложный квантово-механический аппарат.

Ионная связь (продолжение)

Полного перехода электронов от одного атома к другому не происходит. Можно говорить о степени ионности связи: чем больше разница в ЭО атомов, тем ближе химическая связь к ионному типу.

Соединения: NaF LiF NaCl HF HI

ΔЭО 3,1 3,0 2,1 1,9 0,3

Ионность,% 95 92 75 45 5

Ковалентность,% 5 8 25 55 95

Переход от ионной к ковалентной связи можно проследить на соединениях хлора с элементами третьего периода периодической системы:

N aCl MgCl₂ AlCl₃ SiCl₄ PCl₃ SCl₂ Cl₂

Ионная ковалентные полярные ковалентная неполярная

Принято считать связь ионной, если ΔЭО >1,7.

Ионная связь, в отличие от ковалентной, характеризуется:

1. ненаправленностью, так как сферическое поле вокруг ионов во всех направлениях равноценно;

2. ненасыщаемостью, поскольку при взаимодействии ионов не происходит полной компенсации их силовых полей (заряды со сферической симметрией могут притягивать к себе независимо от направления неограниченное число ионов противоположного знака)

3. координационными числами в ионных соединениях, которые определяются не электронной структурой атомов, а соотношением радиусов взаимодействующих ионов. Так соотношение r_Na⁺/r_Cl^- = 0,098/0,181 = 0,54. Это значение лежит в пределах 0,41-0,73, что определяет октаэдрическую (8) координацию ионов, что характерно для кристаллической решётки NaCl.

11