Научная литература
booksshare.net -> Добавить материал -> Физика -> Леше А. -> "Физика молекул" -> 42

Физика молекул - Леше А.

Леше А. Физика молекул — М.: Мир, 1987. — 232 c.
Скачать (прямая ссылка): fizikamolekul1987.djvu
Предыдущая << 1 .. 36 37 38 39 40 41 < 42 > 43 44 45 46 47 48 .. 75 >> Следующая


В общем случае говорят о связывающих и антисвязывающих, или разрыхляющих, орбиталях. Это позволяет с помощью простой диаграммы легко установить состояние электронов в молекулах.

Оба атома водорода в молекуле H2 находятся в основном ls-состоянии. Так как это состояние может заполняться дважды, то при образовании молекулы ничего не меняется и антн-связывающее триплетное состояние остается незаполненным (рис. 4.11).

Конфигурация электронов в литии имеет вид ls22s1. В ней еа связь влияет лишь 25-электрон. Поэтому диаграмма энергетических уровней для Li2 соответствует диаграмме для молекулы H2. Удаление со связывающей орбитали одного электрона уменьшает прочность связи. Поэтому энергия связи в Hj и Li2 меньше, чем в соответствующих нейтральных молекулах (только 2,55-IO5 Дж/моль по сравнению с 4,438-IO5 Дж/моль в H2).

Распределение электронов в атоме фтора имеет вид ls22s22p5. Связь осуществляется лишь одним на каждый атом непарным р-электроном. В молекуле F2 при заполненных рх- и р^-состоя-ниях полностью заполнены как связывающие, так и антисвязывающие орбитали. В определенной степени эти орбитали противодействуют друг другу. Оба рг-электрона (ось г направлена по прямой, соединяющей ядра) могут находиться лишь на связывающей орбитали фб, антисвязывающая фа остается свободной (рис. 4.12). Кажется, что вообще в связи участвует только пара электронов рг на ф&, так же, как было показано на рис. 4.1 в аналогичном случае молекулы Cl2 в свете октетной теории. В том, что это не соответствует действительности, можно убедиться путем отрыва электрона. Согласно простой модели парной электронной связи это не должно было бы влиять на связь
или должно было ослабить связь, если удаляется электрон из парной связи. В действительности же наблюдают рост энергии связи. Это может быть объяснено лишь, если принять, что электрон удаляется с антисвязывающих орбиталей <p0l или фй! и что состояния pXl ру и pz взаимодействуют.

Рис. 4.11. Диаграмма энергетических Рис. 4.12. Диаграмма энергетических уровней для H2. уровней для F2.

Атом кислорода имеет конфигурацию электронов ls22s2p4, что соответствует заполнению двух p-состояний одним электроном, а третьего — двумя. Поэтому можно ожидать, что конфигурация электронов имеет вид, изображенный на рис. 4.13, а, где

Рис. 4.13. Диаграмма энергетических уровней для O2.

а — без учета парамагнетизма; диаграмма ошибочна; б — с учетом парамагнетизма.

две антисвязывающие орбитали пусты. В то же время O2 обладает парамагнетизмом, что требует отсутствия насыщенных спиновых состояний. Соответствующая этому конфигурация электронов изображена на рис. 4.13,6. Парная связь с соответствующими парами электронов заменяется двумя тройными связями, что энергетически немного выгоднее. Согласно правилу Хунда, спины на ослабляющих орбиталях выстраиваются параллельно, в результате чего образуется триплетное состояние. Ионизация этого состояния меняет магнитные свойства. При этом, однако,

H H2 H

Zpz

I ZpT
Теория химической связи

127

стабилизируется и связь, так как с антисвязывающей орбитали снимается электрон.

При взаимодействии газов аммиака (NH3) и трифторида бора (BF3) образуется белый порошок состава NH3-BF3. Формально стабильность этого соединения непонятна. Однако если опять исходить из орбитальной модели, то можно построить такую картину: азот имеет на L-оболочке пять электронов, из которых, однако, лишь три, а именно 2р-электроны, могут принять участие в образовании связей с тремя атомами Н; пара s-электронов в связи совершенно не участвуют. Три L-электрона бора (ls22s2p]) образуют связи с атомами фтора. Поэтому в связывающей оболочке бора содержится лишь шесть электронов, и она

Рис. 4.14. Образование донорной ко- Рис. 4.15. Донорная связь в CO. валентной связи.

может быть заполнена двумя электронами. Ими могут являться оба электрона молекулы NH3, еще не участвующие в связях. Таким образом в NH3-BF3 создается обычная конфигурация в виде восьмиэлектронной оболочки, с той лишь разницей, что здесь оба связывающих NH3 и BF3 электройа принадлежат молекуле NH3. В известном смысле аммиак отдает два электрона другой молекуле. Поэтому здесь говорят о донорной ковалентной связи. Ее называют также полуполярной двойной связью, так как группа NH3 положительна, а группа BF3 отрицательна. Это записывается следующим образом (рис. 4.14):

Другим примером служит окись углерода CO. Углерод и кислород имеют соответственно конфигурации электронов ls22s2p2 и ls22s2p4. Здесь в образовании связи участвуют не только оба неспаренных р-электрона, но и оба насыщающих р-электрона атома О, в результате чего оболочка атома С заполняется до восьмиэлектронной (рис. 4.15). В обычном смысле оба атома дважды связаны. Дополнительная донорная связь обусловливает полярный характер молекулы, обладающей дипольным моментом 0,112 дебая. Подобные донорные связи, осуществляемые переходом электронов, могут также иметь место между нейтральными молекулами и ионами или атомами. Этим простым

H3N+ - BF3'-
Предыдущая << 1 .. 36 37 38 39 40 41 < 42 > 43 44 45 46 47 48 .. 75 >> Следующая

Реклама

c1c0fc952cf0704ad12d6af2ad3bf47e03017fed

Есть, чем поделиться? Отправьте
материал
нам
Авторские права © 2009 BooksShare.
Все права защищены.
Rambler's Top100

c1c0fc952cf0704ad12d6af2ad3bf47e03017fed