Электроотрицательности элементов (по Полингу)

Группа	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
Период
	H 2,1							He
	Li	Be	В	С	N	О	F	Ne
	1,0	1,5	2,0	2,5	3,0	3,5	4,0
	Na	Mg	Al	Si	P	S	CI	Ar
	0,9	1,2	1,5	1,8	2,1	2,5	3,0
	К	Ca	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
	0,8	1,0	1,6	1,8	2,0	2,4	2,8
	Rb	Sr	In	Sn	Sb	Те	I	Xe
	0,8	1,0	1,7	1,8	1,9	2,1	2,5
	Cs	Ba	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
	0,7	0,9	1,8	1,8	1,9	2,0	2,2

Пример 1. Приведите электронные конфигурации атомов элементов IV группы. Как деление элементов данной группы на подгруппы отвечает строе­нию их атомов?

Решение

IV группа периодической системы состоит из следующих элементов:

С 1s²2s²2p²

Si 1s²2s²2p⁶3s²3p²

Ti [Ne] 3s²3p⁶3d²4s²

Ge [Ne] 3s²3p⁶3d¹⁰ 4s²4p²

Zr [Ar] 4s²4p⁶4d²5s²

Sn [Ar] 4s²4p⁶4d^l05s²5p²

Hf [Kr] 5s²5p⁶5d²6s²

Pb [Kr] 5s²5p⁶5d^l06s²6p²

По строению внешнего и предвнешнего слоев элементы можно поделить на главную и побочную подгруппы. Главную подгруппу (подгруппу А) составляют p-элементы с электронной конфигурацией валентного уровня ns²np². Это углерод, кремний, германий, олово, свинец. Побочную подгруппу (подгруппу В) составляют d-элементы: титан, цирконий, гафний, электронная конфигурация валентного уровня которых может быть описана общей формулой (n–1)d²ns². Кроме того, среди элементов главной подгруппы можно выделить «типические» элементы, то есть элементы малых периодов, которые не содержат электронов на d-подуровне: (углерод, кремний) и элементы подруппы германия (германий, олово, свинец), которые являются полными электронными аналогами. Структура внешнего и предвнешнего слоев в атомах элементов подгруппы германия повторяется. В этом случае четвертая группа может быть поделена на три подгруппы: типические элементы, подгруппу германия и подгруппу титана.

Пример 2. На примере галогенов покажите сходство элементов одной под­группы. Какие свойства проявляют простые вещества этих элементов, какие степени окисления наиболее устойчивы и почему? В обоснование ответа при­ведите валентные электронные конфигурации, значения энергии ионизации и сродства к электрону атомов этих элементов.

Решение

Галогенами называются р-элементы VII группы: фтор (F), хлор (Сl), бром (Вr), иод (I), астат (At).

Валентные	F	CI	Br	/	At
электроны	2s22p5	3 s23p5	4s24p5	5 s25ps	6s2 6р5
ra, нм	0,064	0,099	0,114	0,133	0,144
Eu, эВ	17,42	12,97	11,84	10,45	9,2
Eе, эВ	–3,45	–3,61	–3,54	–3,38	–

Галогены представляют собой группу очень похожих неметаллических элементов.

По числу валентных электронов (ns²np⁵) для всех элементов, за исключени­ем фтора, возможны степени окисления от -1 до +7. Для фтора как самого электроотрицательного элемента характерна только отрицательная степень окисления.

Простые вещества – типичные неметаллы. Они существуют в виде двухатомных молекул Наl₂. Между молекулами действуют вандерваальсовы силы, усиливающиеся по мере увеличения числа электронов и радиуса атомов. Это приводит к тому, что при обычных условиях F₂ – газ, С1₂ – газ, Вr₂ – жидкость, I₂ – кристалл. Неметаллические свойства обусловлены большим числом валентных электронов и достаточно высокими значениями Е_и (см. рис. 2.2). Металлические признаки проявляются у элементов с дефицитом электронов и низкими значениями энергии ионизации атомов. По мере роста радиуса атома в ряду F – At энергия ионизации атомов понижается, поэтому некоторые металлические признаки начинают проявляться у астата. По химическим свойствам галогены являются окислителями.

р–Элементы VII группы характеризуются наивысшей энергией сродства к электрону в периодах (рис. 2.3), поэтому для всех галогенов наиболее устойчивой является степень окисления −1. В природе галогены встречаются в соединениях именно в этой стенени окисления. Астат – радиоактивный элемент, в природе не встречается, получен синтетически и имеет очень небольшой период полураспада. Отрицательная степень окисления галогенов проявляется в соединениях практически со всеми элементами, электроотрицательность которых меньше. Например: 1) с s- элементами I группы галогены дают ионные соединения – NaF, NaCl, NaBr, NaI; 2) с водородом – HF, HCl, HBr, HI.

Контрольные задания

Задание 21. Постройте график зависимости значений атомной массы от порядкового номера элементов первого, второго и третьего периодов. Обоснуйте, почему атомная масса не является периодическим свойством элементов. Перечислите свойства элементов, которые носят периодический характер.

Задание 22. Приведите валентные электронные конфигурации атомов ванадия и мышьяка. Сравните значения первой энергии ионизации атомов ванадия и мышьяка. Сделайте вывод, какому из этих элементов присущи металлические признаки в большей степени.

Задание 23. Почему марганец и бром помещают в одну группу, но разные подгруппы периодической системы? В чем сходство и различие в химии этих элементов? Какие степени окисления наиболее устойчивы для: а) брома, б) марганца? Приведите формулы оксидов этих элементов в высших степенях окисления.

Задание 24. Объясните особенности строения VIII группы периодической системы. Обоснуйте положение кобальта и никеля в этой группе, а также близость свойств элементов триады железа. В обоснование ответа приведите валентные электроннные конфигурации атомов, значения Е_и и примеры соединений в устойчивых степенях окисления.

Задание 25. С какими элементами образует бинарные соединения водород в степени окисления –1? Приведите ряд гидридов элементов 2-го и 3-го периодов.

Задание 26. Значения первой энергии ионизации атомов натрия и магния равны соответственно 495,8 и 737,7 кДж/моль, а значения второй энергии ионизации – 4565 и 1451 кДж/моль. Как можно объяснить резкое увеличение вто­рой энергии ионизации атома натрия по сравнению с атомом магния? В обос­нование ответа приведите электронные конфигурации этих атомов.

Задание 27. Приведите валентные электронные конфигурации атомов семейства d-элементов 4-го периода. Какие свойства (металлов или неметаллов) проявляют простые вещества этих элементов? В обоснование ответа рассмотрите закономерности изменения первой энергии ионизации атомов в ряду К – Zn.

Задание 28. На примере II группы покажите, на какие подгруппы и по какому принципу подразделяют элементы группы? Приведите валентные электронные конфигурации атомов. На примере элементов подгруппы кальция покажите вертикальное сходство в химии этих элементов. Приведите формулы их оксидов и гидроксидов. Как изменяются кислотно-основные свой­ства соединений этих элементов в подгруппе?

Задание 29. Рассмотрите тенденции изменения: атомного радиуса, энергии ионизации и сродства к электрону элементов 3-го периода. Как изменяются свойства простых веществ этих элементов в периоде с увеличени­ем порядкового номера? Приведите наиболее характерные степени окисления для элементов начала и конца периода.

Задание 30. Дайте определение энергии сродства к электрону атома. Како­ва общая тенденция изменения сродства к электрону атомов: по периоду, в группах периодической системы? Почему сродство к электрону атомов гелия, азота, неона, магния близко к нулю? В обоснование ответа приведите валент­ные электронные конфигурации атомов этих элементов.

Задание 31. Возможно ли существование отрицательно заряженных ионов Э^– в невозбужденном состоянии следующих элементов: водорода; щелочных металлов; бериллия? Ответ обоснуйте.

Задание 32. Приведите валентные электронные конфигурации атомов элементов V группы. На какие подгруппы можно поделить эту группу? Рассмотрите общие тенденции изменения атомного радиуса и энергии ионизации в подгруппах. У какого элемента подгруппы мышьяка сильнее выражены метал­лические свойства?

Задание 33. Постройте графики зависимости изменения первой энергии ионизации и радиуса атомов р-элементов III группы от заряда ядра. Как можно объяснить немонотонный характер этих зависимостей?

	B	Al	Ga	In	Tl
rорб, нм	0,078	0,126	0,126	0,138	0,132
Еи, эВ	8,298	5,98	6,09	5,78	6,11

Являются ли эти элементы полными электронными аналогами?

Задание 34. Большинство элементов в периодической системе занимают места в порядке возрастания их атомной массы. Однако есть элементы, которые нарушают этот порядок. К ним относятся аргон и калий (порядковые номера 18 и 19), кобальт и никель (27 и 28), теллур и иод (52 и 53), протактиний и торий (90 и 91). Как можно объяснить этот факт? Какова современная формулировка периодического закона?

Задание 35. Почему водород часто помещают как в I, так и в VII группу периодической системы? Приведите электронную конфигурацию атома водорода и возможные степени окисления. Приведите ряд соединений водорода с элементами второго периода и укажите степени окисления элемен­тов.

Задание 36. Рассмотрите зависимость изменения первой энергии иониза­ции от заряда ядра в ряду d-элементов 4-го периода (рис. 2.2). Отрыву какого электрона (3d- или 4s-подуровня) отвечают данные значения E_и? Объясните характер изменения энергии ионизации в этом ряду элементов.

Задание 37. Дайте определение относительной электро-отрицательности. Пользуясь шкалой электроотрицательностей Полинга, составьте формулы нитридов элементов 2-го и 3-го периодов. Какую степень окисления можно приписать азоту в NCl₃, если ЭО (N) = 3,07, а ЭО (С1) ≈2,9?

Задание 38. Приведите валентные электронные конфигурации элементов подгруппы меди. К каким элементам (s-, р- или d-) они относятся? Являются ли эти элементы полными электронными аналогами? Объясните изменение энергии ионизации в ряду Cu–Ag–Au.

Задание 39. На какие подгруппы подразделяют элементы VIII группы? Приведите валентные электронные конфигурации элементов главной подгруппы. Почему гелий относят к данной подгруппе? На основании закономерностей изменения энергии ионизации в периоде и энергии сродства к электрону объ­ясните свойства инертных газов.

Задание 40. Постройте графики зависимости радиусов и энергии ионизации атомов от заряда ядра для d-элементов IV группы. Чем объясняется близость атомных радиусов и значений энергий ионизации циркония и гафния и как это отражается на свойствах этих элементов?

	Ti	Zr	Hf	Ки
rмет ,нм	0,146	0,160	0,159	0,160
rион Э4+ , нм	0,064	0,082	0,082	0,078
Еи,эВ	6,28	6,84	7,50	—

Тема 3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Основные понятия по теме «Химическая связь»

Акцептор электронных пар – частица, принимающая неподеленные электронные пары других частиц ( донора ).

Атомная орбиталь (АО) – пространство вокруг ядра атома, в котором наиболее вероятно пребывание электрона.

Валентность – способность атомов элементов к образованию химических связей.

Валентные орбитали – орбитали, участвующие в образовании химической связи.

Валентные электроны – электроны, участвующие в образовании химической связи. У s- и p-элементов валентными являются электроны внешнего энергетического уровня, у d-элементов – электроны предвнешнего d-подуровня и внешнего s-подуровня.

Валентный угол – угол в молекуле между воображаемыми осями, соединяющими центральный атом с двумя химически связанными соседними атомами.

Гетероядерные молекулы – молекулы, состоящие из атомов разных элементов (NO, СО₂).

Гидрид-ион – отрицательно заряженный ион водорода Н^– (простейший донор электронной пары: Н^–).

Гомоядерные молекулы – молекулы, состоящие из атомов одного элемента (H₂, О₂, N₂).

Двухкратная связь – связь, осуществляемая за счет двух электронных пар. Одна пара электронов образует связь σ-типа, другая – π-типа. Обозначается двумя чертами (А=В).

Диамагнитное вещество – вещество со спаренными электронами. В магнитное поле не втягивается.

Диполь – система (например, полярная молекула), состоящая из двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов (q⁺ и q-), находящихся на некотором расстоянии l друг от друга.

Длина связи (межъядерное расстояние) – расстояние между ядрами атомов, образовавших химическую связь.

Донорно-акцепторная связь – разновидность ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи – образование химической связи за счет обобществления неподеленной электронной пары одной частицы (донора) и свободной орбитали другой частицы (акцептора).

Донор электронной пары – частица, предоставляющая неподеленную электронную пару другой частице (акцептору) с образованием двухцентровой двухэлектронной химической связи.

Ковалентная связь – тип химической связи, характеризующийся повышенной электронной плотностью в пространстве между химически связанными атомами в молекуле. Повышение электронной плотности объясняется образованием общей электронной пары, принадлежащей одновременно обоим атомам:

(H-H), ( ).

Координационное число – число лигандов, координирующихся вокруг центрального атома в молекуле, комплексе, кристалле.

Лиганды (от лат. ligo – связываю) – частицы (атомы, молекулы, ионы), непосредственно связанные с центральным атомом в химических соединениях (молекулах, комплексах, кристаллах).

Межъядерное расстояние – см. длина связи.

Молекула – микрочастица, образованная из атомов и способная к самостоятельному существованию.

Молекулярная орбиталь (МО) – пространство в молекуле, в котором вероятно пребывание электрона.

Направленность ковалентной связи – свойство ковалентной связи, определяющее пространственную конфигурацию молекулы.

Насыщаемость ковалентной связи – ограничение числа возможных ковалентных связей атома. Вследствие насыщаемости связи молекула химического соединения имеет определенный состав.

Неполярная ковалентная связь – разновидность ковалентной связи, в которой обобществленное электронное облако симметрично относительно ядер связанных атомов.

Неполярная молекула – молекула, у которой электрический момент диполя равен нулю. Таковыми могут быть двухатомные молекулы с неполярными ковалентными связями (H₂, O_2, N₂) или симметрично построенные многоатомные молекулы с полярными ковалентными связями (СН₄, СО₂).

Несвязывающая (неподеленная) электронная пара – двухэлектронное облако центрального атома молекулы, не вовлеченное в образование химической связи. Например, в молекуле аммиака атом азота имеет одну неподеленную пару:

Обменный механизм образования ковалентной связи – образование химической связи за счет перекрывания одноэлектронных облаков двух атомов.

Орбиталь – пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно пребывание электрона.

Парамагнитное вещество – вещество, у которого имеются непарные электроны. Втягивается в магнитное поле.

Пи (p)-связь – ковалентная связь, в которой электронная плотность сосредоточена выше и ниже линии расположения атомов.

Поляризация химической связи– смещение электронной плотности при воздействии на молекулу внешнего электрического поля.

Поляризуемость – способность молекулы (и отдельных связей) поляризоваться (становиться более полярной) при внешнем воздействии.

Полярная ковалентная связь – разновидность ковалентной связи, в которой обобществленная электронная плотность смещена к атому с большей электроотрицательностью.

Полярная молекула – молекула, имеющая электрический момент диполя. Полярная молекула является диполем (NH₃,, H₂O).

Полярность связи – мера относительной способности двух атомов, связанных химической связью, притягивать обобществляемые электроны.

Порядок связи – полуразность числа связывающих и разрыхляющих электронов в молекуле.

Правило Хунда – правило распределения электронов по атомным и молекулярным орбиталям. Согласно этому правилу суммарное спиновое число электронов данного подслоя должно быть максимальным.

Принцип наименьшей энергии – принцип распределения электронов по атомным и молекулярным орбиталям. Согласно этому принципу электроны заполняют атомные орбитали в порядке увеличения их энергии.

Принцип Паули – принцип распределения электронов по атомным и молекулярным орбиталям. Согласно этому принципу в атоме не может быть двух электронов, характеризуемых одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.

Пространственная конфигурация молекулы– трехмерное изображение молекулы.

Протон (Н⁺) – положительно заряженный ион водорода, представляющий собой элементарную частицу. Простейший акцептор электронной пары.

Разрыхляющая молекулярная орбиталь – молекулярная орбиталь, в которой электронная плотность концентрируется за ядрами связанных атомов. Энергия разрыхляющей молекулярной орбитали выше, чем энергия образующих молекулу атомных орбиталей.

Связывающая молекулярная орбиталь – молекулярная орбиталь, в которой электронная плотность сосредоточена в межъядерной области. Энергия связывающей молекулярной орбитали ниже, чем энергия орбиталей исходных атомов, составляющих молекулу.

Связывающая электронная пара – двухэлектронное облако, сконцентрированное между двумя ядрами и тем самым осуществляющее химическую связь. Таких связывающих электронных пар в молекуле может быть одна (Н:H)

или несколько

Сигма (s)-связь – ковалентная связь, в которой электронная плотность сосредоточена вдоль межъядерной оси молекулы.

Структурная формула – двумерное графическое представление молекулы с помощью символов элементов, соединенных черточками (валентными штрихами). Указывает на состав молекулы и последовательность расположения атомов в молекуле.

Химическая связь – электростатическое взаимодействие ядер и электронов, приводящее к определенному распределению электронной плотности в химическом соединении. В зависимости от характера распределения электронной плотности в соединении различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.

Химическое соединение – индивидуальное вещество, в котором атомы одного или нескольких элементов связаны между собой химической связью.

Электрический момент диполя (m) – мера разделения положительных и отрицательных зарядов в полярной молекуле; оценивается произведением величины заряда q на расстояние между центрами зарядов l: m = q l.

Электроотрицательность (ЭО) – свойство атома притягивать связующее электронное облако.

Энергия диссоциации молекулы Е_дис – энергия, необходимая для разъединения атомов молекулы и удаления их на расстояния, на которых они уже не испытывают силы притяжения друг к другу. Для двухатомной молекулы Е_дис равна энергии связи Е_св.

Энергия ионизации атома Е_и – энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома.

Энергия ионизации молекулы Е_и – энергия, необходимая для отрыва электрона от молекулы.

Энергия химической связи Е_св. – энергия разрыва связи между атомами. Для двухатомной молекулы Е_св равна энергии диссоциации Е_дис молекулы на атомы. Для многоатомной молекулы с n связями энергия связи равна n-й части энергии диссоциации Е_св = Е_дис / n.

Природа химической связи

Химическая связь в соединениях осуществляется за счет электростатического взаимодействия ядер и электронов атомов. Так, в молекулярном ионе водорода Н₂⁺, состоящем из двух ядер (протонов) и одного электрона, действуют силы притяжения и силы отталкивания.

На каждое положительно заряженное ядро со стороны другого ядра действует сила отталкивания (рис. 3.1а), а со стороны отрицательно заряженного электрона ē – сила притяжения (рис. 3.1б, в).

Рис. 3.1. Силы взаимодействия между ядрами и электроном в молекулярном ионе Н₂⁺.

Силы межъядерного отталкивания направлены вдоль оси расположения ядер; они стремятся развести ядра (рис. 3.1а). Очевидно, молекула образуется в том случае, если взаимное отталкивание ядер Н⁺_А и Н⁺_В компенсируется притяжением электрона к ядрам. Возможность этого состояния зависит от местоположения электрона относительно ядер Н⁺_А и Н⁺_В. Поскольку точно определить положение электрона в молекуле невозможно, то рассматривают вероятность его нахождения в пространстве относительно ядер.

Так, в любой момент времени электрон может оказаться в положении, изображенном на рис. 3.1б. В другой момент времени электрон может находиться в новом положении, например изображенном на рис. 3.1в. Обозначим силы притяжения электрона к протонам – и , а их проекции на ось расположения ядер обозначим и .

Когда электрон находится в положении б, то его притяжение к протонам (силы и ) способствует их сближению (силы и ), компенсируя силы отталкивания ( ). Когда же электрон находится в положении в, силы притяжения ( и ) направлены в одну сторону. В этой ситуации силы отталкивания протонов не компенсируются силами притяжения.

Обобщая эти рассуждения, можно сказать, что в молекуле имеется область связыванияи область антисвязыванияили разрыхления (рис. 3.2). В приведенном примере, если электрон находится в области связывания, образуется молекулярный ион Н₂⁺. Если же электрон попадает в область разрыхления, то химическая связь, а значит, и молекулярный ион Н₂⁺ не образуются.

Таким образом, химическая связь возникает в том случае, если электрон находится между ядрами.

Рис. 3.2. Области связывания и разрыхления в молекулярном ионе Н₂⁺.

Энергия (прочность) химической связи. Длина связи. При осуществлении химической связи между атомами, т.е. при образовании молекулы из атомов полная энергия молекулы (сумма кинетической и потенциальной энергий) понижается. Это приводит к выделению энергии. Чем больше выделяется энергии, тем прочнее химическая связь.

Для иллюстрации приведем кривые потенциальной энергии молекулярного иона Н₂^+. (рис. 3.3).

Рис. 3.3. Зависимость потенциальной энергии молекулярного иона Н₂⁺ при нахождении электрона в области связывания (кривая 1) и в области разрыхления (кривая 2)

Кривая 1 показывает зависимость потенциальной энергии иона Н₂⁺ от межъядерного расстояния, когда электрон находится между ядрами в области связывания. В начале сближения ядер с расстояния d преобладают силы притяжения между электроном и ядрами. Энергия системы монотонно понижается. Затем при приближении ядер на расстояние d_Н-Н энергия достигает минимального значения. Это означает, что силы притяжения между электроном и ядрами уравновешиваются силами отталкивания между ядрами, возникающими при постепенном их сближении. Система из двух протонов и одного электрона приходит в наиболее устойчивое состояние. Дальнейшее сближение ядер вызывает резкое увеличение энергии системы, то есть диссоциацию иона Н₂⁺ на атом H и протон Н⁺. Глубина минимума на кривой 1 соответствует энергии диссоциации иона Н₂⁺ (Е_дис = 255.7 кДж/моль). Межъядерное расстояние d_Н-Н есть длина связи в ионе Н₂⁺ (d_Н-Н = 0,106 нм).

Кривая 2 на рис. 3.3 показывает зависимость потенциальной энергии иона Н₂⁺ от межъядерного расстояния, когда электрон находится за ядрами, то есть в разрыхляющей области. При сближении ядер силы отталкивания между протонами преобладают над силами притяжения электрона к ядрам. Кривая 2 минимума не имеет. Молекула в данной ситуации образоваться не может.

Таким образом, прочность химической связи зависит от того, насколько уменьшается полная энергия системы. Мерой прочности связи может служить количество энергии, затрачиваемое на ее разрыв, то есть энергия диссоциации.

Для двухатомных молекул энергия диссоциации молекулы на атомы равна энергии связи. Так, энергия диссоциации Е_дис, следовательно, и энергия связи Е_св в молекуле Н₂ составляет 435 кДж/моль. Для многоатомных молекул типа АВ_n средняя энергия связи Е_АВ=1/n части энергии диссоциации соединения на атомы:

АВ_n=А+nВ, Е_АВ=Е_дис/n,

Например, энергия диссоциации, поглощаемая в процессе Н₂О=2Н+О, равна 924 кДж/моль Н₂О. Но в молекуле воды обе связи О–Н равноценны, поэтому средняя энергия связи: Е_он = Е_дис/2 = 924/2 = 462 кДж/моль.

Теория молекулярных орбиталей

Для описания химической связи используют теорию молекулярных орбиталей (ТМО) и теорию валентных связей (ТВС).

Описать молекулы согласно ТМО – значит определить тип ее орбиталей, их энергию и выяснить характер распределения электронов по орбиталям, то есть решить те же задачи, что и при рассмотрении электронных структур атомов.

Теория МО позволяет определить порядок связи;установить зависимость между порядком связи и энергией связи, ее длиной; различить парамагнитные и диамагнитные молекулы.

Молекулярные орбитали. В атомах электроны пребывают на атомных орбиталях (АО), называемых s-, p-, d-, f-орбиталями. Согласно ТМО в молекуле электроны пребывают на молекулярных орбиталях (МО) более сложных, чем атомные орбитали. Их обозначают греческими буквами s, p, d, j. Молекулярная орбиталь есть результат комбинации атомных орбиталей (рис. 3.4). Комбинация атомных орбиталей сводится к их перекрыванию. Возможно положительное и отрицательное перекрывание. Из двух перекрывающихся атомных орбиталей образуются две молекулярные орбитали. При положительном перекрывании образуется связывающая молекулярная орбиталь, при отрицательном – разрыхляющая молекулярная орбиталь. Связывающая молекулярная орбиталь характеризуется повышенной электронной плотностью в пространстве между ядрами, поэтому такая орбиталь энергетически более выгодная, чем атомные орбитали. На разрыхляющей орбитали электронная плотность концентрируется, наоборот, за ядрами, поэтому подобная орбиталь энергетически менее выгодная, чем исходные атомные орбитали.

Рис. 3.4. Схема образования связывающей(s_s ) и разрыхляющей (s_s^*) молекулярных орбиталей при перекрывании атомных s-орбиталей

Вышеотмеченное можно изобразить в виде энергетической диаграммы, где по вертикали откладывают значение энергии Е орбиталей (рис. 3.5). Слева и справа на диаграмме приводят энергетические уровни атомных орбиталей, в середине – уровни молекулярных орбиталей. Уровень энергии связывающей орбитали на схеме располагают ниже уровня исходных атомных орбиталей. В случае разрыхляющих орбиталей их энергетическое положение на схеме выше исходных атомных.

Рис. 3.5. Энергетическая диаграмма s-атомных и s_s- молекулярных орбиталей двухатомной гомоядерной молекулы

Двухатомные гомоядерные молекулы элементов 1-го периода. Энергетическую диаграмму (рис. 3.5) используют для описания двухъядерных молекулярных образований типа Н₂⁺, Н₂, Не₂⁺, Не₂.

Обобществленные электроны распределяют по молекулярным орбиталям согласно принципу наименьшей энергии и принципу Паули. По характеру распределения электронов по орбиталям оценивают порядок связи как разность числа связывающих и разрыхляющих электронов:

Опишем некоторые молекулы по методу МО.

• Молекула Н₂. В молекуле водорода два электрона. Согласно принципу наименьшей энергии и принципу Паули, эти два электрона с противоположными спинами заселяют s_s-орбиталь:

Реакцию образования молекулы водорода из атомов можно записать следующим образом:

Н[1s¹] + Н[1s¹] ® Н₂ [s_s²].

Энергия двух электронов на связывающей МО s_s ниже, чем у тех же электронов на 1s-орбиталях изолированных атомов. Поэтому молекула Н₂ более устойчива, чем два изолированных атома водорода.

Порядок связи = .

• Молекула Не₂. В системе из двух атомов Hе₂ четыре электрона: два – на связывающей и два – на разрыхляющей орбиталях:

He [1s²] + He [1s²] ® He [s_s²s_s^*2]

Молекулы гелия в невозбужденном состоянии не существует, так как у нее одинаковое число связывающих и разрыхляющих электронов.

Порядок связи =

По характеру распределения электронов по молекулярным орбиталям можно предсказать изменение энергии и длины связи. Пребывание электронов на связывающих МО вызывает упрочнение связи и сокращение ее длины. Наоборот, пребывание электронов на разрыхляющих МО приводит к ослаблению связи и увеличению межъядерного расстояния. Сопоставим значения энергий диссоциации (напомним, что для двухядерных образований энергия связи равна энергии диссоциации) и длины связей у Н₂⁺, Н₂, Не₂⁺, Не₂ :

	H2+	H2	He2+	He2
Молекулярные орбитали
ss*
ss
Энергия диссоциации, Едис, кДж/моль	255,7			-
Межъядерное расстояние (длина связи) d, нм.	0,106	0,074	0,108	-
Порядок связи	0,5		0,5

В ряду Н₂⁺ - Н₂ - Не₂⁺ по мере заполнения электронами связывающей орбитали энергия диссоциации молекул возрастает, с появлением же электрона на разрыхляющей орбитали, наоборот, уменьшается. Межъядерное расстояние вначале уменьшается, а затем увеличивается. Порядок связи, учитывающий и связывающие и разрыхляющие электроны, вначале увеличивается, а затем уменьшается.

Двухатомные гомоядерные молекулы элементов 2-го периода. У элементов 2-го периода в образовании молекулярных орбиталей участвуют валентные 2s- и 2р-орбитали. Примем, что перекрывание исходных атомных орбиталей происходит по оси Z . Комбинации из 2s-орбиталей (как и 1s-орбиталей) формируют две молекулярные орбитали:s_s и s_s^* (табл. 3.1).

Положительное и отрицательное перекрывание 2р_z-орбиталей (вытянуты вдоль оси Z) приводит к связывающей (s_z) и разрыхляющей (s_z^*) орбиталям. Перекрывание же двух 2р_х-орбиталей дает молекулярные π-орбитали: π_х и π_х^*. Аналогичные молекулярные орбитали p-типа (p_у и p_у^*) возникают от перекрывания 2р_у-орбиталей. Однако они будут повернуты на 90^о вокруг межъядерной оси молекулы. Поскольку АО 2р_х и 2р_у одинаковы по форме и энергии, то и π_х и π_у имеют одинаковую форму и энергию; то же самое относится к π_х^*- и π_у^*-орбиталям (табл. 3.1).

Таблица 3.1

Формы связывающих и разрыхляющих молекулярных орбиталей s и p типа, образованных при комбинации атомных s- и р-орбиталей

Атомные орбитали	Молекулярные орбитали (МО)
(АО)	связывающие	разрыхляющие

Молекулярные орбитали двухатомных молекул согласно значени