Способ перекрывания электронных орбиталей азота

Метод молекулярных орбиталей

Материалы с портала onx.distant.ru

Основные положения метода молекулярных орбиталей

Электронное строение гомоядерных двухатомных молекул и ионов

Электронное строение гетероядерных молекул и ионов

Задачи для самостоятельного решения

Основные положени я метода молекулярных орбиталей (МО ЛКАО)

1. В результате линейной комбинации две атомные орбитали (АО) формируют две молекулярные орбитали (МО) – связывающую, энергия которой ниже, чем энергия АО, и разрыхляющую, энергия которой выше энергии АО.
2. Электроны в молекуле располагаются на молекулярных орбиталях в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда.
3. Отрицательный вклад в энергию химической связи электрона, находящегося на разрыхляющей орбитали больше, чем положительный вклад в эту энергию электрона на связывающей МО.
4. Кратность связи в молекуле равна деленной на два разности числа электронов, находящихся на связывающих и разрыхляющих МО.
5. С повышением кратности связи в однотипных молекулах увеличивается ее энергия связи и уменьшается ее длина.

Если при образовании молекулы из атомов электрон займет связывающую МО, то полная энергия системы понизится, т.е. образуется химическая связь. При переходе электрона на разрыхляющую МО энергия системы повысится, система станет менее устойчивой (рис. 1).

Рис. 1. Энергетическая диаграмма образования молекулярных орбиталей из двух атомных орбиталей.

Молекулярные орбитали, образованные из s-атомных орбиталей, обозначаются s _s. Если МО образованы р_z-атомными орбиталями – они обозначаются s z. Молекулярные орбитали, образованные р_x— и р_y-атомными орбиталями, обозначаются π _x и π _y соответственно.

При заполнении молекулярных орбиталей электронами следует руководствоваться следующими принципами:

1. Каждой МО отвечает определенная энергия. Молекулярные орбитали заполняются в порядке увеличения энергии.
2. На одной молекулярной орбитали может находиться не более двух электронов с противоположными спинами.
3. Заполнение молекулярных квантовых ячеек происходит в соответствии с правилом Хунда.

Экспериментальное исследование (изучение молекулярных спектров) показало, что энергия молекулярных орбиталей возрастает в следующей последовательности:

σ 1s z z.

Звездочкой (*) в этом ряду отмечены разрыхляющие молекулярные орбитали.

У атомов В, С и N энергии 2s- и 2p-электронов близки и переход 2s-электрона на молекулярную орбиталь σ 2p_z требует затраты энергии. Следовательно, для молекул В₂, С₂, N₂ энергия орбитали σ 2p_z становится выше энергии орбиталей π 2р_х и π 2р_у:

При образовании молекулы электроны располагаются на орбиталях с более низкой энергией. При построении МО обычно ограничиваются использованием валентных АО (орбиталей внешнего слоя), так как именно они вносят основной вклад в образование химической связи.

Электронное строение гомоядерных двухатомных молекул и ионов

Процесс образования частицы H₂ + можно представить следующим образом:

Таким образом, на связывающей молекулярной σ -орбитали располагается один электрон.

Кратность связи равна полуразности числа электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях. Значит, кратность связи в частице H₂ + равна (1 – 0):2 = 0,5. Метод ВС, в отличие от метода МО, не объясняет возможность образования связи одним электроном.

Молекула водорода имеет следующую электронную конфигурацию:

H₂ [(σ 1s) 2 ]

В молекуле H₂ имеется два связывающих электрона, значит, связь в молекуле одинарная.

Молекулярный ион H₂ — имеет электронную конфигурацию:

H₂ — [(σ 1s) 2 (σ *1s) 1 ]

Кратность связи в H₂ — составляет (2 – 1):2 = 0,5.

Рассмотрим теперь гомоядерные молекулы и ионы второго периода.

Электронная конфигурация молекулы Li₂ следующая:

2Li (K2s) Li₂ [KK*(σ 2s) 2 ]

Молекула Li₂ содержит два связывающих электрона, что соответствует одинарной связи.

Процесс образования молекулы Ве₂ можно представить следующим образом:

2 Ве(K2s 2 ) Ве₂ [KK*(σ 2s) 2 (σ *2s) 2 ]

Число связывающих и разрыхляющих электронов в молекуле Ве₂ одинаково, а поскольку один разрыхляющий электрон уничтожает действие одного связывающего, то молекула Ве₂ в основном состоянии не обнаружена.

В молекуле азота на орбиталях располагаются 10 валентных электронов. Электронное строение молекулы N₂:

N₂ [KK*(σ 2s) 2 (π *2s) 2 (π2p_x) 2 (π2p_y) 2 (σ 2p_z) 2 ]

Поскольку в молекуле N₂ восемь связывающих и два разрыхляющих электрона, то в данной молекуле имеется тройная связь. Молекула азота обладает диамагнитными свойствами, поскольку не содержит неспаренных электронов.

На орбиталях молекулы O₂ распределены 12 валентных электронов, следовательно, эта молекула имеет конфигурацию:

Рис. 2. Схема образования молекулярных орбиталей в молекуле О₂ (показаны только 2р-электроны атомов кислорода)

В молекуле O₂, в соответствии с правилом Хунда, два электрона с параллельными спинами размещаются по одному на двух орбиталях с одинаковой энергией (рис. 2). Молекула кислорода по методу ВС не имеет неспаренных электронов и должна обладать диамагнитными свойствами, что не согласуется с экспериментальными данными. Метод молекулярных орбиталей подтверждает парамагнитные свойства кислорода, которые обусловлены наличием в молекуле кислорода двух неспаренных электронов. Кратность связи в молекуле кислорода равна (8–4):2 = 2.

Рассмотрим электронное строение ионов O₂ + и O₂ — . В ионе O₂ + на его орбиталях размещаются 11 электронов, следовательно, конфигурация иона следующая:

Кратность связи в ионе О₂ + равна (8–3):2 = 2,5. В ионе O₂ — на его орбиталях распределены 13 электронов. Этот ион имеет следующее строение:

Кратность связи в ионе О₂ — равна (8 – 5):2 = 1,5. Ионы О₂ — и О₂ + являются парамагнитными, так как содержат неспаренные электроны.

Электронная конфигурация молекулы F₂ имеет вид:

Кратность связи в молекуле F₂ равна 1, так как имеется избыток двух связывающих электронов. Поскольку в молекуле нет неспаренных электронов, она диамагнитна.

В ряду N₂, O₂, F₂ энергии и длины связей в молекулах составляют:

Молекула	N2	O2	F2
Избыток связывающих электронов	6	4	2
Энергия связи, кДж/моль	941	494	155
Длина связи, пм	110	121	142

Увеличение избытка связывающих электронов приводит к росту энергии связи (прочности связи). При переходе от N₂ к F₂ длина связи возрастает, что обусловлено ослаблением связи.

В ряду О₂ — , О₂, О₂ + кратность связи увеличивается, энергия связи также повышается, длина связи уменьшается.

Электронное строение гетероядерных молекул и ионов

Изоэлектронными частицами называют частицы, содержащие одинаковое число электронов. Например, к изоэлектронным частицам относятся N₂, CO, BF, NO + , CN- .

Согласно методу МО электронное строение молекулы СО аналогично строению молекулы N₂:

CO [KK*(σ 2s) 2 (σ *2s) 2 (π2p_x) 2 (π2p_y) 2 (σ2p_z) 2 ]

На орбиталях молекулы СО располагаются 10 электронов (4 валентных электрона атома углерода и 6 валентных электронов атома кислорода). В молекуле СО, как и в молекуле N₂, связь тройная. Сходство в электронном строении молекул N₂ и СО обуславливает близость физических свойств этих веществ.

В молекуле NO на орбиталях распределены 11 электронов (5 электронов атома азота и 6 электронов атома кислорода), следовательно, электронная конфигурация молекулы такова:

NO [KK*(σ 2s) 2 (σ *2s) 2 (π2p_x) 2 (π2p_y) 2 (σ 2p_z) 2 (π*2p_x) 1 ] или

NO [KK*(σ 2s) 2 (σ *2s) 2 (π2p_x) 2 (π2p_y) 2 (σ 2p_z) 2 (π*2p_y) 1 ]

Кратность связи в молекуле NO равна (8–3):2 = 2,5.

Конфигурация молекулярных орбиталей в ионе NO — :

Кратность связи в этой молекуле равна (8–4):2 = 2.

Ион NO + имеет следующее электронное строение:

NO + [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2p_x) 2 (π2p_y) 2 (σ2p_z) 2 ]

Избыток связывающих электронов в этой частице равен 6, следовательно, кратность связи в ионе NO + равна трём.

В ряду NO — , NO, NO + избыток связывающих электронов увеличивается, что приводит к возрастанию прочности связи и уменьшению её длины.

Задачи для самостоятельного решения

1. Используя метод МО, установите порядок уменьшения энергии химической связи в частицах:
NF + ; NF — ; NF.

Энергия химической связи уменьшается в ряду:
NF + ; NF; NF — .

2. Используя метод МО, установите порядок увеличения энергии химической связи в частицах:
CO — ; CO; CO + .

Энергия химической связи увеличивается в ряду:
CO + ; CO; CO — .

3. На основе метода МО установите, какие из перечисленных частиц не существуют:
He₂; He₂ + ; Be₂; Be₂ + .

Молекулы He₂ и Be₂ не существуют, так как по методу МО они имеют нулевую кратность связи.

4. Распределите электроны на молекулярных орбиталях для молекулы B₂. Определите кратность связи.

B₂ [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2p_x) 1 (π2p_y) 1 ].
Кратность связи в B₂ составляет (4–2):2=1.

5. Распределите электроны на молекулярных орбиталях для молекулы N₂. Определите кратность связи.

N₂ [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2p_x) 2 (π2p_y) 2 (σ2p_z) 2 ].
Кратность связи в N₂ составляет (8–2):2=3.

6. Используя метод МО, определите кратность связи в молекуле С₂.

Электроны располагаются на молекулярных орбиталях следующим образом:
С₂ [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2p_x) 2 (π2p_y) 2 ].
Кратность связи в С₂ составляет (6–2):2=2.

7. На основе метода МО объясните, почему не существует молекулы Ne₂.

Электроны располагаются на молекулярных орбиталях следующим образом:
Ne₂ [KK*(σ 2s) 2 (σ *2s) 2 (σ 2p_z) 2 (π2p_x) 2 (π2p_y) 2 (π*2p_x) 2 (π*2p_y) 2 (σ* 2p_z) 2 ].
Кратность связи в Ne₂ составляет (8–8):2=0.
Нулевая кратность связи объясняет тот факт, что данная молекула не существует.

8. Объясните уменьшение энергии связи при переходе от нейтральной молекулы N₂ к иону N₂ — .

Электроны располагаются на молекулярных орбиталях следующим образом:
N₂ [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2p_x) 2 (π2p_y) 2 (σ2p_z) 2 ];
N₂ — [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2p_x) 2 (π2p_y) 2 (σ2p_z) 2 (π*2p_x) 1 ].
Кратность связи в N₂ составляет (8–2):2=3;
Кратность связи в N₂ — составляет (8–3):2=2,5.
Уменьшение энергии связи при переходе от нейтральной молекулы N₂ к иону N₂ —
связано с уменьшением кратности связи.

9. Распределите электроны на молекулярных орбиталях для иона CN — . Определите кратность связи в этом ионе.

CN — [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2p_x) 2 (π2p_y) 2 (σ2p_z) 2 ].
Кратность связи в CN — составляет (8–2):2=3.

10. Используя метод МО определите, как изменяется длина связи и энергия связи в ряду CN + , CN, CN — .

Электроны располагаются на молекулярных орбиталях следующим образом:

CN + [KK*(σ2s) 2 (σ*2s 2 (π2p x ) 2 (π2p y ) 2 ];

CN [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2p x ) 2 (π2p y ) 2 (σ2p z ) 1 ];

CN — [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2p x ) 2 (π2p y ) 2 (σ2p z ) 2 ].

Избыток связывающих электронов в CN + , CN, CN — соответственно составляет 4, 5, 6.
Увеличение избытка связывающих электронов приводит к увеличению энергии связи
(прочности связи). При переходе от CN + к CN — длина связи уменьшается,
что обусловлено усилением прочности связи.

Источник

Урок №64. Ковалентная связь. Полярная и неполярная ковалентные связи

Сущность и виды химической связи

Химическая связь — это взаимодействие атомов, осуществляемое путем обмена электронами .

Атомы стремятся завершить свой внешний уровень (до 8 электронов, исключение водород, гелий до 2 электронов)

В образовании химической связи участвуют валентные электроны. Число валентных электронов определяется по номеру группы, в которой находится атом, образующий химическую связь. Число неспаренных валентных электронов Nе — =8-N группы

Классификация химических связей

1. По способу достижения завершенной электронной оболочки

2. По механизму образования химической связи

3. По способу перекрывания электронных орбиталей

I. По способу достижения завершенной электронной оболочки

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ — это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар: H 2 , HCl, H 2 O, O 2

ИОННАЯ СВЯЗЬ

ИОННАЯ СВЯЗЬ – образуется между атомами металлов и неметаллов, т.е. между атомами, резко отличающимися друг от друга по значениям электроотрицательности: NaCl, K 2 O, LiF.

МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ — связь в металлах и сплавах, которую выполняют относительно свободные электроны между ионами металлов в металлической кристаллической решетке.

II. По механизму образования химической связи (только для ковалентной связи)

III. По способу перекрывания электронных орбиталей (только для ковалентной связи)

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ — это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар (Например, H 2 , HCl, H 2 O, O 2 ).

По степени смещения общих электронных пар к одному из связанных ими атомов ковалентная связь может быть полярной и неполярной.

А) КОВАЛЕНТНАЯ НЕПОЛЯРНАЯ СВЯЗЬ (КНС) — образуют атомы одного и того же химического элемента — неметалла (Например, H 2 , O 2 , О 3 ).

Каждый атом неметалла отдает в общее пользование другому атому наружные не спаренные электроны. Образуются общие электронные пары. Электронная пара принадлежит в равной мере обоим атомам.

Б) КОВАЛЕНТНАЯ ПОЛЯРНАЯ СВЯЗЬ (КПС) — образуют атомы разных неметаллов, отличающихся по значениям электроотрицательности (Например, HCl, H 2 O) .

Образующиеся общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного элемента согласно ряду электроотрицательности элементов, предложенному американским химиком Л. Полингом.

В результате на более электроотрицательном элементе образуется избыток электронной плотности ( частичный отрицательный заряд δ- ), а на менее электроотрицательном элементе образуется недостаток электронной плотности ( частичный положительный заряд δ+ ).

Электроотрицательность (ЭО) — это свойство атомов одного элемента притягивать к себе электроны от атомов других элементов.

Самый электроотрицательный элемент – фтор F.

Встречаются исключения, когда ковалентную связь образуют атом неметалла и металла!

AlCl 3 , разница в электроотрицательности ∆ Э.О.

Рассмотрим механизм образования молекул с ковалентной полярной и неполярной связями: Cl 2 , O 2 , HCl.

Источник