Азот метод молекулярных орбиталей
Азот метод молекулярных орбиталейСкачать файл - Азот метод молекулярных орбиталей
Молекулярная орбиталь как линейная комбинация атомных орбиталей. Понятие о связывающих и разрыхляющих молекулярных орбиталях. Последовательность увеличения энергии молекулярных орбиталей элементов 1-го и 2-го периодов ПСЭМ. Принципы заполнения молекулярных орбиталей. Молекулярные диаграммы двухатомных гомо - и гетероядерных молекул. Магнитные свойства молекул диамагнетизм и парамагнетизм. Метод валентных связей позволяет во многих случаях объяснить образование химической связи и предсказать целый ряд свойств молекул. Тем не менее известно много соединений, существование и свойства которых не могут быть объяснены с позиций метода ВС. Более универсальным является метод молекулярных орбиталей МО. Метод ВС основан на идее образования химической связи парой электронов, принадлежащей двум атомам. Согласно методу МО электроны, образующие химическую связь, движутся в поле, образуемом ядрами всех атомов, составляющих молекулу, то есть электроны принадлежат всем атомам молекулы. Следовательно, молекулярные орбитали являются в общем случае многоцентровыми. Согласно методу МО все электроны данной молекулы, участвующие в образовании химической связи, распределяются по соответствующим молекулярным орбиталям. Каждая молекулярная орбиталь, как и атомная орбиталь, характеризуется своим набором квантовых чисел. Молекулярные орбитали получают сложением или вычитанием исходных атомных орбиталей. Эта операция носит название линейной комбинации атомных орбиталей , поэтому метод носит название МО ЛКАО молекулярная орбиталь есть линейная комбинация атомных орбиталей. Число образующихся МО равно числу исходных АО. Молекулярные орбитали образуются только из атомных орбиталей с близкими энергиями. Большие различия в энергиях исходных АО препятствуют образованию МО. Орбитали внутренних энергетических уровней не участвуют в образовании МО. При сложении АО образуются связывающие МО с энергией, меньшей, чем у исходных АО. Вычитание АО ведет к образованию разрыхляющих МО , имеющих более высокую энергию по сравнению с исходными АО. Схема образования связывающих и разрыхляющих МО из 1s атомных орбиталей приведена на рис. Заполнение молекулярных орбиталей электронами подчиняется принципу Паули, принципу наименьшей энергии и правилу Гунда. Последовательность увеличения энергий МО, то есть последовательность заполнения, для элементов начала 2-го периода для азота включительно имеет вид. Полуразность числа электронов на связывающих N св и разрыхляющих N р орбиталях носит название порядка кратности связи n:. С увеличением порядка возрастает энергия связи. Двухатомные гомоядерные молекулы элементов 1-го периода. Простейшей молекулой является молекулярный ион. Следовательно, электронная формула молекулярного иона запишется как. Электронная формула может быть представлена графически в виде молекулярной энергетической диаграммы рис. Молекулярный ион имеет один электрон, поэтому он является парамагнитным , то есть втягивается в магнитное поле. Все вещества, имеющие неспаренные электроны, относятся к парамагнетикам. Молекула водорода Н 2 содержит два электрона, и ее электронная формула имеет следующий вид:. Из молекулярной диаграммы рис. Электроны молекулы Н 2 спарены, и по этой причине молекулярный водород диамагнитен , то есть выталкивается из магнитного поля. К диамагнетикам относятся все вещества, не содержащие неспаренных электронов. Двухатомные гомоядерные молекулы элементов 2-го периода. Рассмотрим в качестве примера молекулу кислорода. Двенадцать электронов внешних уровней двух атомов кислорода 2s 2 2p 4 заполнят молекулярные орбитали следующим образом:. Cимвол К в электронной формуле означает, что электроны К-уровня 1s 2 не участвуют в образовании молекулярных орбиталей. Молекулярная диаграмма молекулы кислорода представлена на рис. Отметим, что в рамках метода валентных связей невозможно объяснить парамагнетизм кислорода. Порядок связи в двухатомных гомоядерных молекулах элементов 2-го периода увеличивается от 1 у В 2 до 3 у N 2 , а затем уменьшается до 1 у F 2. Образование молекул Be 2 и Ne 2 невозможно, так как порядок связи в этих молекулах равен нулю. Двухатомные гетероядерные молекулы элементов 2-го периода. Атомные орбитали различных атомов вносят различный вклад в молекулярные орбитали, или, что то же самое, коэффициенты с i в уравнениях. В связывающую орбиталь больший вклад вносит атомная орбиталь более электроотрицательного элемента, а разрыхляющую — АО более электроположительного элемента. Связывающие МО по энергии ближе к АО более электроотрицательного атома, а разрыхляющие — к АО более электроположительного атома. В качестве примера приведем молекулу СО. Десять электронов атомов углерода и кислорода разместятся по МО следующим образом:. Молекулярная диаграмма приведена на рис. Энергетическая зона, валентная зона, зона проводимости, запрещённая зона. Металлы, составляющие большую часть периодической системы Д. Менделеева, обладают рядом особенностей:. Эти свойства металлов объясняются особым типом ковалентной связи, называемым металлической связью. С позиций метода молекулярных орбиталей кристалл металла представляет собой одну огромную молекулу. Атомные орбитали атома перекрываются с атомными орбиталями соседних атомов, образуя связывающие и разрыхляющие МО. В результате происходит перекрывание атомных орбиталей всех атомов, составляющих кристалл металла, и образуется огромное число МО, распространяющихся на весь кристалл рис. Металлы имеют высокие координационные числа, обычно 8 или 12, то есть каждый атом окружен 8 или 12 соседями. Например, координационое число лития — 8. Следовательно, 2s-атомная орбиталь лития перекрывается с 2s-атомными орбиталями восьми соседних атомов, а те, в свою очередь, перекрыва- ются с атомными орбиталями своих соседей и т. В 1 моль ли-. Различие в энергиях этих орбиталей очень мало и составляет величину порядка 10 эВ 10 кДж. Молекулярные орбитали образуют энергетическую зону. Заполнение энергетической зоны электронами происходит в соответствии с правилами. Следовательно, максимальное количество электронов в энергетической зоне, образованной s-электронами, составит 2N, где N — число атомов в кристалле. Соответственно, в зонах, образованных p-, d- и f-орбиталями, может находиться до 6N, 10N или 14N электронов. Зона, заполненная электронами, осуществляющими химическую связь, называется валентной зоной. Эта зона может быть заполнена в различной степени, в зависимости от природы металла, его строения и т. Выше валентной зоны располагается свободная зона, называемая зоной проводимости. В зависимости от природы атомов и строения кристаллической решетки валентная зона и зона проводимости могут перекрываться или быть отделенными энергетическим разрывом, называемым запрещенной зоной. В случае перекрывания валентной зоны и зоны проводимости вещества относятся к металлам. Валентная зона металлов обычно заполнена электронами неполностью. Поэтому перевод электронов в зону проводимости требует очень малой затраты энергии, что и объясняет высокие электро- и теплопроводность металлов. Влияние на физико-химические свойства веществ. Между электронейтральными атомами и молекулами в твердом, жидком и газообразном состояниях всегда действуют силы притяжения. Об этом свидетельствуют, например, неидеальность реальных газов, понижение температуры газов при расширении, существование благородных газов в конденсированном состоянии и др. Иногда к межмолекулярным взаимодействиям относят донорно-акцепторную и металлическую связь. Различают три типа сил Ван-дер-Ваальса: Ориентационное диполь-дипольное взаимодействие имеет место только между полярными молекулами. При достаточно малых расстояниях между молекулами противоположно заряженные концы диполей притягиваются, а одноименно заряженные — отталкиваются рис. Ориентационное взаимодействие ослабляется при увеличении температуры и расстояния между молекулами. Индукционное взаимодействие осуществляется между молекулами разной полярности. Под действием электрического поля более полярной молекулы неполярная или малополярная молекула поляризуется, то есть в ней возникает индуцируется диполь или увеличивается дипольный момент рис. Энергия индукционного взаимодействия определяется величиной дипольного момента полярной молекулы, расстоянием между молекулами и поляризуемостью неполярной молекулы, то есть ее способностью к образованию диполя под действием внешнего поля. Дисперсионное взаимодействие является наиболее универсальным, то есть действует между любыми молекулами независимо от их полярности. Ядро атома и электрон образуют мгновенные диполи , индуцирующие мгновенные диполи у соседних частиц рис. Синхронное движение мгновенных диполей разных молекул ведет к понижению энергии системы и притяжению частиц. Энергия дисперсионного взаимодействия увеличивается с ростом поляризуемости частиц, уменьшением расстояния между ними и не зависит от температуры. Энергия вандерваальсовых взаимодействий обратно пропорциональна шестой степени расстояния между центрами взаимодействующих частиц. При сильном сближении молекул начинают действовать силы отталкивания между электронными оболочками, которые уравновешивают силы притяжения. Относительные величины различных типов вандерваальсова взаимодействия для некоторых веществ приведены в табл. Вклад отдельных составляющих в энергию вандерваальсова взаимодействия. Водородная связь является особым типом межмолекулярного взаимодействия, который имеет место между молекулами соединений, содержащих группировки F-H, O-H, N-H, то есть атом водорода и элемент с очень высокой электроотрицательностью. Электронная плотность связи Э-Н смещена в сторону электроотрицательного элемента. Атом водорода теряет электронную оболочку и превращается в протон. Благодаря своим малым размерам и отсутствию отталкивания электронных оболочек, протон способен вступать в электростатическое взаимодействие с электронной оболочкой сильно электроотрицательного атома соседней молекулы. Одновременно водород выступает в роли акцептора электронной пары, предоставляемой электроотрицательным атомом соседней молекулы. В отличие от сил Ван-дер-Ваальса водородная связь обладает свойствами направленности и насыщаемости. Тем не менее наличие водородной связи оказывает сильное влияние на физико-химические свойства веществ. Так, молекула воды может участвовать в образовании четырех водородных связей. Сероводород как соединение с более высокой молекулярной массой должен был бы иметь более высокую температуру кипения, чем вода. Отсутствие сильных водородных связей у H 2 S приводит к обратной зависимости. Водородная связь объясняет образование ассоциатов фторида водорода HF n , димеризацию карбоновых кислот:. Очень многие химические соединения содержат химические связи N-H и O-H, следовательно, водородные связи встречаются очень часто. Особо важную роль водородные связи играют для биологических объектов. Так, двойные спирали ДНК соединяются межмолекулярными водородными связями. Рассмотрите образование ковалентной связи на примере молекулы водорода. Приведите график зависимости потенциальной энергии системы из двух атомов водорода от межъядерного расстояния. Как объяснить большую устойчивость молекулы F 2 по сравнению с системой из двух свободных атомов фтора? Приведите электронные структуры атомов элементов 2-го периода в основном и возбужденном состояниях. Ориентация гибридных орбиталей в пространстве. Приведите примеры влияния несвязывающих неподелённых электронных пар на стереохимию молекул. Как влияет положение элемента в ПСЭМ на устойчивость гибридизации атомных орбиталей? Изобразите геометрическую форму этой частицы. В чём особенности донорно-акцепторного механизма образования ковалентной связи? Приведите примеры частиц, способных играть роль донора и акцептора электронной пары. Расположите следующие соединения в порядке возрастания длины связи: NaH, NaF, NaCl, NaBr. Расположите следующие связи в порядке увеличения их энергии: В каких из следующих соединений связь центрального атома является насыщенной: Определите координационное число атома алюминия в соединениях: Расположите следующие химические связи в порядке увеличения полярности: Какие факторы влияют на величину дипольного момента следующих молекул: Какая из этих молекул может иметь наибольший дипольный момент? Расположите следующие ионы в порядке уменьшения их поляризующей способности: Расположите следующие ионы в порядке увеличения их поляризуемости: В водном растворе какой соли связь О-Н в молекуле воды будет поляризована в большей степени: NaCl; MgCl 2 ; AlCl 3? В чем причина роста силы галогенводородных кислот, наблюдающегося при увеличении порядкового номера атома галогена? В чем причина увеличения силы гидроксидов щелочных и щелочноземельных элементов, наблюдающегося при увеличении заряда ядра атомов металла? Почему уксусная кислота СН 3 СООН намного слабее трифторуксусной кислоты СF 3 СООН? Составьте электронную формулу и приведите молекулярную диаграмму молекулы азота. Определите порядок связи и укажите магнитные характеристики молекулы. Составьте электронную формулу и приведите молекулярную диаграмму молекулы фтора. Составьте электронную формулу и приведите молекулярную диаграмму молекулы оксида азота II. Объясните с позиций метода молекулярных орбиталей увеличение энергии связи в ряду фтор, кислород, азот. Как изменится энергия химической связи при переходе от F 2 к и? Какая из перечисленных молекул не должна существовать: Приведите примеры физических явлений, указывающих на наличие взаимодействий между нейтральными атомами и молекулами. Какие типы вандерваальсовых взаимодействий могут иметь место для следующих веществ: Какой тип сил Ван-дер-Ваальса преобладает в каждом из следующих веществ: Для каких из следующих соединений возможны водородные связи: Почему одноосновная фтористоводородная кислота может образовывать кислые соли, например NaHF 2 , а соляная кислота аналогичные соединения не образует? Что является причиной образования любой химической связи? Каким энергетическим эффектом сопровождается этот процесс? Предскажите, какая из связей прочнее: Расположите указанные связи в порядке возрастания полярности: Как называется расстояние между центрами ядер атомов в молекуле и каким образом оно влияет на прочность химических связей? Чем объясняется большая устойчивость системы из двух связанных атомов например, Н 2 по сравнению с системой из двух свободных атомов 2Н? Чем объясняется способность атомов многих элементов к образованию числа связей, превышающих число неспаренных электронов в их атомах в основном состоянии? Объясните, каким образом атом углерода, имеющий два неспаренных электрона, может проявлять ковалентность, равную четырем? Сравните механизм образования ковалентных связей в молекулах СН 4 , NH 3 и в ионе. Приведите схему перекрывания атомных орбиталей в молекулах BeCl 2 и BF 3. Какая из следующих молекул должна иметь наибольший дипольный момент: Рассмотрите с позиций метода МО частицу. Может ли эта частица существовать? Каков порядок связи и магнитные свойства этой частицы? Рассмотрите с позиций метода МО молекулу. Каков порядок связи и магнитные свойства этой молекулы? Пакет заданий по текущим и промежуточным контролям: Задачи и упражнения по общей химии: Лабораторные работы по химии: Практикум по общей химии: Сборник задач и упражнений по общей химии: Химия, — с. D метод изучения продуктов деятельности. Марксистско-ленинская философия - методологическая основа научной психологии I. Принципы и методы исследования современной психологии I. Подготовка к практическому занятию. Астрономия Биология География Другие языки Интернет Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Механика Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Транспорт Физика Философия Финансы Химия Экология Экономика Электроника.
Метод молекулярных орбиталей
Ювелирный завод кострома каталог
Мебель шара официальный сайт каталог
Теория молекулярных орбиталей
Договор аренды квартирына безвозмездной основе образец
Пришвин ребята и утята план рассказа
Делаем электропроводку своими руками
Монитор crossover 27q led p 27 ips
Глава 3. Химическая связь
Ситилинк дзержинск каталог товаров