Guzey l, az alapvető fogalmak általános kémia az iskolában természetesen a magazin „Chemistry» № 23
Ábra. 7.
energia diagramja
molekula Neh
Ez a molekula létezik, de nagyon instabil, mert nagy különbség energiák átfedő AO. Nyilvánvaló, hogy a kötési energiája MO alig különbözik az energia az atom AO sem, és az elektron transzfer AO Védelmi ad csak egy nagyon kis energia nyereség.
Az első eredmények.
1. Amikor az átfedés a atomi pályák képezi kétféle molekulapályák - kötés és antibonding. Így ennek eredményeként az egyes egymást átfedő két AB alakult két MO - kötődését az egyik és egy antibonding. Száma MO így egyenlő a kezdeti AD, bármennyire is legyenek. Mi továbbra is folyamatosan használja ezt a pozíciót. Azt mondhatjuk, hogy a kialakulását molekulák atomjai megmaradási törvények. Van tárolva a számát atommagok, száma elektron pályák száma állapotának leírásakor az elektronok az atomok a kiindulási és a képződött molekulában.
2. Energia kötő MO alacsonyabb és antibonding MO magasabb, mint az áramforrás SA. Ezért az átmenet az elektronok potenciális energiája kötő MO rendszer meghibásodik, a felszabaduló energia szétszóródik a térben (világ növekedése entrópia). Az átmenet az elektronok antibonding MO rendszer energiája nő.
Ragasztása és antibonding MO az energia tengelyével megközelítőleg szimmetrikusan a kezdeti AD, úgy, hogy az energia veszteség és az erősítés az átmenetet az elektronok AO a megfelelő MO megközelítőleg azonos. A különbség a kötési energiák az elektronok és antibonding MO energia kapcsolat.
3. Kommunikációs alakul ki, ha az elektronok száma a kötő MO több mint antibonding. Figyelembe véve, hogy az egymást átfedő egyes AO van kialakítva két, két-MO (ragasztás és antibonding) rendszer energiája csökken csak azokban az esetekben, amikor a kapott MO át egy, két vagy három elektron.
Ha az eredeti AO teljes mértékben elkötelezettek, azaz tartalmaznak két elektron, a kötés képződik. Ezért a vegyérték AO, vagyis részt vesz a kialakulását közötti kötés az atomok csak orbitális energia szintjét a külső, részlegesen szabadon. Ugyanakkor,
d elemekre hatva vegyértéke és az AO lehet az utolsó előtti szintet nem által teljesen elfoglalt elektronok.
4. A legtöbb erős kapcsolatot az átfedés a két megvalósult AO, ha MO átmegy két elektront. Ezért ez a leggyakoribb a természetben. Ezért a feltételezés (amely készült a 1910-es. És említésre kerül a legtöbb tankönyvek még mindig) a kémiai kötésre elektron pár. De ennek az oka nem abban az energia nyereség képződése miatt az elektron pár (említettük körülbelül energetikailag kedvezőtlen párosítás az elektronok, a kölcsönös taszítás), és maximalizálja az elektronsűrűség az atommag építeni atomok figyelembe véve a tényt, hogy az egyik orbitális nem lehet több, mint két elektron (ez az, ahol az elektron pár).
Leírtuk a kialakulását a molekulák atomok elemek 1. harmadban Mendeleev periódusos rendszerben. Ezek az atomok egyike volt AO, rendre kétatomos molekulák keletkeznek két MO.
Most tekintsük a kialakulását molekulák atomjai elemeinek a 2. időszakban. Valence pályák bármely közülük négy AO: az egyik 2S- AO és három 2p AO. Következésképpen, a kétatomos molekulákat kell kialakítani nyolc MO, és azonos az összes molekulák. MO energia diagramja az ilyen molekulák nem azonos. A különbség az elektronok száma rájuk.
Az átfedő Az AO és MO oktatás
Amikor két átfedő 2s AOS vannak kialakítva két MO - kötelező és antibonding s s * (8. ábra).
Ábra. 11.
Az energia diagram (diagram) egy kétatomos molekula,
atomok által alkotott elemek 2. időszakától
Az ábra nem 1s AOS és létrehoztak -M o s. Nézd ábra. 6, ami azt mutatja, hogy amikor a két egymást átfedő AB részt pár elektronok, az elektronok száma a ragasztó és antibonding MO ugyanaz. Más szóval, nem járulnak hozzá a kötési energia. Ezért, az energia diagramja a molekulák képviselt csak a vegyérték AO (már említettük).
Ábra. A 11. ábra egy általános rendszer bármely (homo- és heteronukleáris 4) kétatomos molekulák által alkotott atomok az elemek a 2. időszakban. Meg kell egy ideje festeni, és mentse a mintát, esetleg a falon kémia osztályban.
Ne szabad összekeverni a helyét a kötési -M o alacsonyabb X-M o. tulajdonképpen
-A kommunikáció nem mindig erősebb, -kötéseken ellentétben mi minősül egy iskolában során a szerves kémia.
Ábra. A 12. ábra a szekvenciális feltöltését elektronok a molekulapályák Homonukleáris molekulák által alkotott atomok az elemek a 2. időszakban.
A Li2 molekulában két elektron 2S- AO két lítium atom elfoglalja a legalsó MO (kötés) - s (ábra 12a.). A molekula által képzett egyszeres kötés, végzi egy pár elektronok.
A BE2 molekula négy elektron 2S- AO két berillium atom elfoglalni két legalsó MO (ragasztás és antibonding) - s és s * (12. ábra, b.). A lehetséges elektronok száma molekulájú kötés és a nem-kötő MO egyformán, úgy, hogy az energia nyereség az elektronok átmenet s 2s AOS -M o teljes egészében kompenzálja elvesztése elektronok átmenet s *, és a változás a rendszer energiája egyenlő 0, a kapcsolat nem alakul ki. Ezért vannak olyan kétatomos molekulák az alkálifémek és nincsenek molekulák a alkáli-földfémek.
A molekula B2 négy elektron 2S- AO két bóratomot elfoglalni két legalsó MO (ragasztás és antibonding) - s és s *, és két 2p elektron elfoglalni AO y - és z -M o (12. ábra, c.). Elektronok 2S- SA nem fog hozzájárulni az energia a molekula kötés. Ezért a következő ábrák az AO és a megfelelő HM s és s * többé nem tudjuk ábrázolni. Az egy molekula B2 elektronpár kommunikál. Ez a kapcsolat, mint a Li 2 molekula. Egyetlen.
Figyelemre méltó egyetértésben kísérlet jelenlétében párosítatlan elektront a molekulában B2. Ha egy molekula vagy anyag van párosítatlan elektronnal, az ilyen molekulák (és az ügynök) mutatnak paramágnesesség - vonzza egy mágnes. (Ellentétben az anyagokra, amelyek párosítatlan elektront, és kizárták a mágneses mező, - diamágneses.) Megjegyzendő, hogy a molekula B2 párosítatlan elektronnal ezért radikális.
A molekulában a C2. mint már említettük, úgy véljük, csak a 2p AO (ábra. 12d). Négy elektronok ezekkel pályák foglalnak két legalsó MO (kötődés) - y és z. Connected, hogy készítsen két elektron pár. Ez egy kettős kötés.
Az N2 molekula (. Ábra 12, d) hat elektronok a 2p AO foglalnak három legalsó MO (kötő) - y. z és x. Hármas kötés.
Az O2 molekula (. 12. ábra e) nyolc elektronok foglalnak három AO 2p kötődését y -, z - és
X -M o és két antibonding - y * és Z *. On kötődés MO négy elektron (két elektron pár) több mint antibonding. Kommunikációs kettős. Az oxigén molekula párosítatlan elektronnal, így oxigén paramágneses. Egy adatfolyam folyékony oxigén vonzza egy mágnes.
Mint abban az esetben a bór, oxigén gyök a molekula. A legtöbb műveleteket, ahol oxigént (különösen a szerves reagensek a) az első szakaszban egyszerűen csatlakozik az oxigén molekula, hogy oxidáiószerekkei egy peroxid-típusú vegyületek. Ezért a veszélyes szerves termelés használatához kapcsolódó oxigén oxidálószerként.
Ábra. A 12. ábra az energia diagramja w F2 molekula. és ábra. 12, s - molekulák (nem létező!) NE2.
A táblázat (lásd. P. 10) azt mutatja, a jellemzői a szóban forgó molekulák. Megjegyzés: a korreláció a sok hosszú és kötés energiát. Ön könnyen épít grafikonok más molekulákkal, a táblázatban látható, és következtetéseket levonni a lehetőségét, hogy létezik a peroxidok.
Felhívjuk figyelmét, hogy ha beszélünk a molekulák szerkezete, azt mondjuk, az állami ingatlanok az a molekula szerkezete látható. Így távolodnak skolasztikus viták „érthetetlen” rendszerek, és azokat olyan eszköz ismerete.
Ábra. 12.
Kitöltése elektron molekulapályák
a homonukleáris kétatomos molekulák,
által alkotott atomok az elemek a 2. harmadban
Geteronuklearnye kétatomos molekulák
A legegyszerűbb geteronuklearnaya molekula képződik protozoák atomok - H és He. A diagram ábrán látható. 7. Amint már említettük, ez a molekula nagyon instabil. Mindazonáltal kísérletileg.
Itt energia diagramok több kétatomos molekulákat.
Ábra. 13a (lásd. P. 10) azt az energiát mutatja diagram NO molekula. . (A helytakarékosság 2p AOS mutatja az alábbi ábra egymással Brace egy standard referencia mint azok mutatjuk AO nem fedik 2s AOS -. Mivel mindegyik tartalmaz egy elektron és 2, valamint abban az esetben, 1s AOS, ez az átfedés ez nem járul hozzá a kötési energia).
Ábra. 13.
Energia diagramok molekulák:
és - NO; B - CO
Ábra. 13, ahogy molekulagyök NO, jelenléte miatt a páratlan elektron. Mint csoport, a nitrogén-oxid (II) könnyen reagál még szobahőmérsékleten (emlékezni annak reakciót légköri oxigénnel).
Ábra. 13b azt az energiát mutatja diagram a legerősebb ismert kétatomos molekulák - SB.
Jellemzői Homonukleáris kétatomos molekulák,
által alkotott atomok az elemek a 2. harmadban
többlet
elektronok
összekötő MO
Ellentétben Homonukleáris molekulák heteronukleáris molekulák kötődést MO közelebb helyezkedik el a AO mellett atommal, amelyhez az alábbiakban. Van egy aszimmetria forgalmazásával elektronsűrűség a magok. Így vannak elektromos oszlopok a molekula. Más szóval, a kommunikáció különböző atomok mindig poláris.
Különösen egyértelműen kifejezte a fém vegyületeket nemfémek.
Példaként - olyan molekulát LiH (ábra. 14).
Ábra. 14.
energia diagramja
molekulák LiH
Itt jegyezzük meg, hogy néhány tankönyvek írva, hogy molekulák ionos kötésekkel, például nátrium-klorid, nem létezik. De úgy gondolja: a forma, amelyben a nátrium-klorid válik magas hőmérsékletű gőz? Nem molekulák kondenzált (folyékony vagy szilárd) állapotban. De létezik a gáz fázisban. Azonban ilyen körülmények között azok aligha nevezhető ion.
Ábra. 14 azt mutatja, hogy MO kötő nagyon közel fekszik 1s AOS hidrogénatom. Azt mondhatjuk, hogy a vegyérték-elektron a lítium atom annak 2s AOS költözött 1S- AO hidrogénatom. On hidrogénatom Azonban megjelent a negatív töltés, és a lítium-atom pozitív. Ez képződött ionos kötéssel. Honnan tudjuk, hogy a Li 2s AOS sokkal magasabb, mint 1 S- AB H? Először is, ez a ábrán látható. Előző 3 előadás. Másodszor, mindenki tudja, hogy a fémek adományozni elektronok könnyebben, mint a nem-fémek, vagyis a AO őket nagyon gyakran hazudnak magasabb, mint a nem-fémek.
Mi tehát az, hogy a kovalens kötés? A formáció a homonukleáris molekulák mozgó elektronok, hogy MO AO, amelyek szimmetrikusan vannak elhelyezve képest eredeti atomok, mert azonos atomok. Ez képezi kovalens apoláros kötés.
Mindenesetre heteronukleáris molekulában csúcsot elektronsűrűség között a magok van tolva, hogy az egyiket. Ez a poláros kovalens kötés (például CO, NO). A szélsőséges esetben, soha nem valósul meg tiszta formában, - az ionos kötés, amikor a elektronegativitási különbség viszonylag nagy összekötő atomok (például lítium-hidrid).
Poliatomos molekulákat tekintjük, hogy a képződés maximum két atomot tartalmaz. Kezdjük a legegyszerűbb venni az 5-molekula - CH4 molekula.
Egy poliatomos molekula jelzi a központi atom, amely kezdődik az építőiparban az energia diagramja.
elektromos tengely kiosztott egy ilyen atom. 6 ligandumok energia diagramokat képviselik az összes együtt egy második tengely (ábra. 15).
Ábra. 15.
energia diagramja
CH4 molekula
Építeni az energia diagramok komplex molekulák lehetnek a következő algoritmus (válaszol a kérdésekre, amelyeket figyelembe kell állítani minden alkalommal maguknak).
1) Mi a központi atom?
szénatom C. A energia, a baloldali ábrán az ábrán. Ő jelölt összes vegyérték AO, vagyis AO második energiaszintre. Felhívjuk figyelmét, hogy nem csak ábrázolják AO párosítatlan elektronnal, de ez mind a vegyérték AO. Nem kell a „gerjesztett” államok.
2) Melyek az atomok - ligandumok?
Négy N. atomok a jobb oldali tengelyen ünnepelni energia JSC ligandumok oktatásban érintett
-kötvények, vagyis az egyik pályák mindegyik ligandum, nevezetesen, hogy amely arra irányul, hogy a központi atom. Abban az esetben, metán ez a követelmény felesleges, mivel ligandumok - a hidrogénatomok - csak egy AO. Ez a szabály azonban lesz értelme tovább komplexligandok.
Megjegyzendő, hogy -bond meghatározzák a geometria a molekula, és ezért kezdődik.
Minden 2p AOS ugyanaz. De ahhoz, hogy helyet takaríthat meg az ábrán ezek képviselik a különböző szinteken (már beszéltünk erről).
Amikor kiválasztja az energia szintű pozíciókat AO ligandumok az energia tengelyen kívánatos összehangolni tekintetében az energia szintjét a központi atom. A könnyebb letéphető az elektron a atom, vagyis, az alsó az ionizációs potenciál, a magasabb elhelyezve megfelel az energiának tengelyre AO.
3) Hány eredeti AB részt vesz a kialakulását kötvények?
Nyolc (négy orbitális C atomok és négy orbitális négy H-atomok).
4) Hány DoD képződik?
Nyolc. Emlékezzünk vissza, hogy a száma MO mindig megegyezik a kezdeti száma AO.
5) Hogyan alakult összekötő MO?
Négy. A több kötés MO száma részvénytársaság egy partner, aki, hogy kevesebben vannak. Ebben az esetben, a szám a központi atom AO AO száma megegyezik az ligandumok, négy.
6) Hány kialakítva antibonding MO?
Négy. A száma antibonding MO a számos kötelező.
7) Hány kialakítva a nem kötő MO? (Körülbelül ezek orbitálok lásd alább. Diagramjai molekulák NH3 és H2 O.)
8) Hány fajta (a módszer átfedés) alakult MO (hányféle MO)?
Két. A minden vállalat azonos ligandumok (1s), és a központi atom két fajta (2s és 2p). Ezért, a képződött kétféle MO - egy átfedés miatt a pályák a ligandumok egy szénatomon AOS 2s (ek), és 3-3 2p AOS atom C (p).
9) Hány elektron van a átfedő AO, és ezért alakul ki a Honvédelmi Minisztérium?
Nyolc: négy elektron az atom C és négy elektron négy H-atomok
10) Az utolsó lépés - kitöltésével MO elektronok. Mint atom pályák a töltés úgy történik alulról felfelé, az azonos orbitális nem több, mint két elektron jelenlétében MO azonos energiával kitölti a maximális számát.
Látjuk, hogy a metán szerinti molekula az eredmény a MO módszer, elektronok található két energiaszinten, megerősítette kísérletben. Ez nem jelenti azt, hogy a molekula CH4 elektronok különböző energiákkal rendelkeznek. Összeegyeztetni azonosság állapotának összes elektronok egy molekula CH4 a jelenléte a két energiaszinten lehetséges, ha elképzeljük, hogy mind a nyolc elektronok 1/4 időt a s szintű és 3/4 időt
p szintű.
Most választ arra a kérdésre, hogy mi a geometria a molekula, azaz a mik a szögek a H-C-H közötti kötések
C-H.
Látjuk, hogy négy nagy elektronsűrűség (összhangban a létezését négy -kötéseken) körül a központi atom. Az egymással kölcsönhatásban van kifejezve a taszítása hasonló díjakat. Ők lesznek térben helyezkednek el, amennyire csak lehetséges egymástól. Ugyanakkor, mivel a ligandumok azonosak, az elrendezés szimmetrikus. Ezek a követelmények teljesülnek, ha az elektronsűrűség maximumok nevezzük (és a ligandumok, sorrendben) lesz irányítva a sarkokban egy szabályos tetraéder. Azt mondják, hogy a bezárt szög a kötvények ilyen molekulák tetraéderes egyenlő 109 ° 28 „109,5 ° (ábra. 16).