Электронные конфигурации молекул

Образование химической связи можно записать через электронные конфигурации атомов и молекул. Электронные конфигурации молекул записываются через обозначения МО. Например, образование химической связи в двухатомной молекуле лития может быть представлено через электронные конфигурации атомов и молекулы лития:

2 Li [1s² 2s¹] ® Li₂ [(σ 1s) ² (σ* 1s) ² (σ 2s) ²].

Так как энергии σ 1s и σ* 1s взаимно компенсируют друг друга, то они не участвуют в образовании химической связи и называются внутренними несвязывающими МО, поэтому в сокращенной записи могут либо не записываться, либо иметь условное обозначение, например К. Соответственно сокращенная электронная конфигурация молекулы Li₂ имеет формулу Li₂ [К₁ (σ 2s) ² ], молекулы Na₂ – Na₂ [К₂ (σ 3s) ² ], молекулы Br₂ – Br₂ [К₁ (σ 2s) ² (σ* 2s) ² (π 2p_У) ²], молекулы N₂ – N ₂ [К₁ (σ 2s) ² (σ* 2s) ² (π 2p_У) ² (π 2p_Z) ² (σ 2p_X) ² ].

Образование химической связи в молекуле водорода можно представить электронными конфигурациями:

2 Н [1s¹] ® Н₂ [(σ 1s) ²].

В соответствии с энергетической диаграммой (рис. 4.14) при образовании связи два 1s- электрона окажутся на σ 1s-молекулярной орбитали, а σ* 1s-орбиталь будет незаполненной. Соответствующий порядок связи равен . Молекулярный водород диамагнитен.

Рис. 4.13. Энергетическая диаграмма АО атомов водорода и МО молекул водорода.

При взаимодействии атома и положительно заряженного иона водорода образуется молекулярный ион Н₂⁺: Н [1s¹] + Н⁺ [1s⁰] ® Н₂⁺ [(σ 1s)¹]. Порядок связи МО равен , длина связи у молекулы Н₂ меньше, а энергия связи больше, чем у молекулярного иона Н₂⁺.

Метод МО указывает на возможность образования отрицательно заряженного молекулярного иона Н₂^–: Н [1s¹] + Н^– [1s ²] ® Н₂^– [(σ 1s) ² (σ* 1s) ¹].

Методы ВС и МО не исключают, а взаимно дополняют друг друга. Метод ВС позволяет объяснить химические связи и свойства многих соединений. Метод МО обеспечивает общий подход ко всем типам химических соединений.

Металлическая связь

Атомы большинства металлов на внешнем энергетическом уровне содержат один, два и реже три электрона. Из-за низкой энергии ионизации электроны в металле могут, отрываясь от атома переходить в межатомное пространство, становясь общими.

Межмолекулярное взаимодействие

Ван-дер-Ваальсовы силы

Межмолекулярное взаимодействие обусловлено Ван-дер-Ваальсовыми силами (электростатическими). Оно является значительно более слабым, чем химическая связь. Полярные молекулы (диполи) взаимодействуют противоположными полюсами, образуя ассоциаты. Диполи могут воздействовать на неполярные молекулы, превращая их в индуцированные (наведенные) диполи. Флуктуации электрической плотности в молекулах, ведут к появлению мгновенных диполей, которые, в свою очередь, индуцируют мгновенные диполи у соседних молекул. В результате взаимодействия мгновенных диполей энергия системы понижается.

Рис. 4.14. Ван-дер-Ваальсовы взаимодействия молекул: а – диполь-дипольное (ориентационное); б – дисперсионное; в – индукционное взаимодействие

Сжижение газов происходит благодаря возрастанию сил межмолекулярного взаимодействия при повышении давления и понижении температуры.

Водородная связь

Водородная связь возникает между молекулами, имеющими в своем составе атомы водорода и атом сильно электроотрицательного элемента (например, азота, кислорода, фтора). Образование водородной связи обусловлено тем, что в полярных молекулах или полярных группах поляризованный атом водорода имеет очень малый размер, у него отсутствуют внутренние электронные оболочеки, электронная пара связи сдвинута к более электроотрицательному атому. Поэтому водород способен внедряться в электронную оболочку отрицательно поляризованного атома соседней молекулы.

Водородные связи могут возникать как между одинаковыми молекулами F-H ××× F-H, так и разными, как при взаимодействии воды и фтороводорода: Н₂О…НF.

Энергия водородной связи возрастает с увеличением ЭО и уменьшением радиуса атомов неметалла. Энергия связи (кДж/моль) приведена в ряду:

–H ××× F − (25 - 42); –Н ××× О< (13-19); –Н ××× N ≡ (8-21).

Несмотря на высокую ЭО, у хлора водородная связь –H×××Cl– относительно слабая из-за большого размера атома хлора.

Как видно, энергия водородной связи ниже энергии ковалентной связи, а длина больше. Так, у воды длина связи О–Н - 0,096 нм, а связи О×××Н - 0,177 нм.

При возникновении водородных связей образуются димеры, тримеры или полимерные структуры. Образование межмолекулярных водородных связей приводит к существенному изменению свойств веществ: повышению вязкости, диэлектрической постоянной, температуры кипения и плавления, теплоты плавления и парообразования.

Водородная связь может также возникнуть между атомами водорода и отрицательными атомами полярных групп в одной и той же молекуле. Например в белках, у которых спиральные полимерные структуры объединяются связями =N-H ××× О<. Спирали нуклеиновых кислот также соединяются между собой водородными связями.