молмол ЕН ˆ

e–1 r12 e

–2

А rАВ В

Молекула Н2: А и В – ядра; е1 и е2 – электроны.

Расстояние между ядрами, r

молмол ЕН ˆΨмол= Ψ1(1)Ψ2(2),

при обмене электронамиΨмол= Ψ1(2)Ψ2(1)

Ψмол= Ψ1(1)Ψ2(2) − Ψ1(2)Ψ2(1)

Ψмол= Ψ1(1)Ψ2(2) + Ψ1(2)Ψ2(1)

s s

Авторы n r0, Å Е, эвГейтлер,

Лондон (1927) 2 0,869 3,14

Джеймс, Кулидж (1935) 13 0, 740 4,72

Колос, Рутан (1960) 50 0,74127 4,7467

Эксперимент - 0,74116 4,7466±0,0007

Н

Н

1s

1s

Обменный

А

В

Свободная АО (акцептор)

Неподелённая электронная пара (донор НЭП)

Донорно-акцепторный

Механизмы образования ковалентной связи

Н1s

Н

2s2рN

Н1s 1s

Н+

s s

σ-связь

ss

s

p

σ-связь1

2А) Б)

Рис. Перекрывание атомных орбиталей при образовании σ-связи.

1 и 2 – примеры перекрывания АО, не дающих образование связи.

р р

σ-связь Г)

d p

σ-связьВ)

А) Б)

d pp p d d

В)

Рис. Перекрывание АО при образовании π-связей.

d d

Рис. Перекрывание d-орбиталей при образовании δ-связи.

Ве

2s 2р

+Ε = hν

2s 2рВе*

Н1s

Н1s

2s 2рВе*

s

ssp

х

z

Образование sp-гибридных орбиталей.

z

x

Образование молекулы ВеН2.

Н Ве Н

z

x

109°28´

Рис.9. Взаимное расположение sp3-ГО и схема образования связей в

молекуле СН4.

Н

НН

Н

Рис.8. Расположение sp2-ГО и схема образования связей в молекуле ВН3.

120º

Н

Н Н2рВ

2s

+hν

2р

2s

Н Н Н1s 1s 1s

2р2s

Н Н Н Н1s 1s 1s 1s

Тип гибридизац

ии ц. а.sp sp2 sp3 sp2d

(dsp2)sp3d

sp3d2

(d2sp3)

Направление ГО от

ядра атома

Валентный угол между

ГО180° все 120º все 109° все 90º

три угла по 120°

шесть углов по 90°

все по 90°

Пример ВеН2, СаСl2 ВН3, ВСl3 СН4, NH4+ [РdСl4]2- РСl5 SF6

Конфигурация

молекулылинейная

плоская треугольна

ятетраэдр квадрат

тригональная бипирамида

октаэдр

Таблица 1.Тип гибридизации и пространственная конфигурация

молекул

Н

НН

Н

109,5°

Рис.10. Форма молекул и влияние НЭП на величину валентного угла в молекуле (на примере sp3-гибридизации).

Н

НН

107,8° НН

104,3°

Так молекула метана СН4 является тетраэдрической (без НЭП), молекула аммиака NH3 с одной НЭП – треугольной пирамидальной, а молекула воды Н2О с двумя НЭП – угловой.

π – связь

π - связь

О

ОSО

О

О

ОSО

О

О

ОSО

О

↔ ↔ О

О S О

О

2-

Ковалентная связь

δ+δ –

– +

0 1,0 2,0 3,0 ∆χ

100

Ионная связь

Зав-сть степени ионности связи q/ℓ от разности ЭО ∆χ атомов.

50

0

Свойства – неспецифичность ненасыщаемость ненаправленность.

Ионные соединения не образуют молекул.

координационное число – к.ч.

аниона

катионаrr

0,41 ÷ 0,73 0,73 ÷ 1,37

октаэдр куб

к.ч. 6 8

координация

к.ч. = 6 к.ч. = 8

Линейная комбинация двух s-орбиталей (молекула Н2) даёт столько же молекулярных орбиталей МО в виде:

ψ+ = с1ψ1 + с2ψ2 и ψ– = с1ψ1 – с2ψ2, ψ+ - связывающая МО – (волновая функция - при сложении исходных

АО ).ψ– - разрыхляющая МО – (волновая функция- при вычитании исходных

АО).

разрs1

свs1

АО МО АО

1s 1s

Рис.14. Энергетическая диаграмма АО атомов и МО двухатомных молекул элементов первого периода.

–ΔΕ

+ΔΕ

свs1

разрs1

Н НН2

2NN

n разрсвязсвязи

1202

n2H

разрs1

свs1

1s 1s

Е

Энергетическая диаграмма молекулярного иона водорода .

АОН НАО

2Н

2Н

MO

21

201

n2H

диамагнит

парамагнит

2ОМО

σx*

σx

πy πz

πy* πz

*

Рис.17. Энергетическая диаграмма АО атомов и МО двухатомных молекул элементов 2-ого периода.

2р

АОО

2р

АОО

2s 2s

σs

σs*

2248

n2O

О

О

2s

2р

2р

2s

НЭП

парамагнит

диамагнит

σs

σs*

σx*

σx

πy πz

πy* πz

*

2р

2s

АОО

2р

2s

АОО

2ОМО

Рис.17. Энергетическая диаграмма АО атомов и МО двухатомных молекул элементов 2-ого периода.

В

ΔΕ З

П П

ВΔΕ

а б вРис.19. Относительные размеры

энергетических зон –валентной (В), запрещённой (З) и

проводимости (П) – в кристаллах диэлектриков (а),

полупроводников (б) и металлов (в).

Е

металлы диэлектрики

полупроводники

Рис.18. Расщепление энергетических уровней при последовательном присоединении атомов.

Е

1 2 4 N число атомов

Метод МО при описании металлической связи.

N (для 1 см3 порядка 1022–1023)

ММО рассматривает металлическую связь как предельно делокализованную ковалентую связь.

600-1000

150-600100-400

150-400< 405-25 до 40

0-150-20-20 до 60

Характеристика различных типов связи

(а) ориентационное

±

+─

± ± +─+─

а)

б)

в)

μинд≠0μ=0

(б) индукционное

(в) дисперсионное

Межмолекулярное взаимодействие.Ван-дер-Ваальс, 1873г.

Водородная связь

Н2О

Н2ТеН2SеН2S

СН4SiН4

GеН4

SnН4

Ткип,°C

+100

0

–100

2 3 4 5 Период

Рис.21. Влияние водородной связи на температуру кипения

ряда бинарных водородных соединений.

F

НF

НF

Н

межмолекулярная внутримолекулярная

фтороводород салициловый альдегид

C

H

O

O

H

Рис.22. Водородная связь в ионе НF2− и форма

молекулярных орбиталей.

σs*

σs

Форма МО

АОН

_FHF

МОАО(F,F

-)

1s 2рz

2рz

FF-

σs

σs*

σнесв

Е

АОН

4KCN + Fe(CN)2 = 4KCN*Fe(CN)2 = K4[Fe(CN)6]

“Дополнительные” химические связи в К.С. имеют ковалентный характер и образуются по донорно-акцепторному механизму. Первые комплексные соединения были синтезированы в середине 19 века. Первая теория строения К.С. – координационная теория (А. Вернер, 1893 г).

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Все хим. в-ва подразделяют на простые и сложные.Сложные в-ва: первого порядка NH3, H2O, KCN, Fe(CN)2

В-ва, у к-рых элементы проявляют “дополнительные” валентности, – комплексные.