Порядок и энергия связи.

Порядок связи n = (N_св–N_р)/2, где N_св – число электронов на связывающих МО, N_р - на разрыхляющих, 2 – число взаимодействующих атомов. Порядок связи может быть не только целым, но и дробным: n= 1, 3/2, и т.д.

Энергия связывающих МО ниже энергии разрыхляющих МО. Энергия связи возрастает при переходе от комбинаций АО первой оболочки к комбинациям АО второй и других оболочек с более высокими главными квантовыми числами. Энергия МО, образуемых из s-АО, ниже энергии МО, образуемых из р-АО или d-АО.

E

Диаграмма энергетических уровней АО и МО молекулы О₂.

Порядок связи n = (6-2)/2 = 2. На разрыхляющей р-орбитали имеются два неспаренных электрона, поэтому молекула парамагнитна.

Сравнение МВС и ММО

Оба метода имеют общие положения:

1) они дают одинаковое распределение электронной плотности в соединениях;

2) связь образуется за счет перекрывания АО, причем прочность связи растет с увеличением электронной плотности в области связи;

3) в зависимости от типа АО образуются s-, p- и δ- связи.

Метод ММО более универсален, может объяснить характер связей у более широкого круга соединений, более приспособлен для машинных расчетов, однако он более сложен, менее нагляден и более формален.

Межмолекулярные связи

К основным видам межмолекулярного взаимодействия относят вандерваальсовы силы, водородные связи и донорно-акцепторные взаимодействия.

Вандерваальсовы силы обуславливают притяжение межу молекулами и включают в себя три составлющие: диполь- дипольное взаимодействия, индукционное и дисперсионное взаимодействия.

1. Диполь- дипольное взаимодействие происходит за счет ориентации диполей:

2. Индукционное взаимодействие. При воздействии диполей на неполярные молекулы возникают наведенные диполи:

3. Дисперсионное притяжение возникает за счет возникновения мгновенных диполей и их суммирования:

Энергия вандерваальсовых взаимодействий невелика и выражается уравнением: , где a и b - константы, l_B - расстояние между молекулами, Е_в - энергия.

Водородная связь - это химическая связь, образованная положительно поляризованным водородом, химически связанным в одной молекуле, и отрицательно поляризованным атомом фтора, кислорода и азота (реже хлора, серы и др.), принадлежащих другой молекуле. Водородная связь может быть внутримолекулярной, если она образуется между двумя группами одной и той же молекулы, и межмолекулярной, если она образуется между разными молекулами (А-Н + В-К = А-Н...В-К).

Энергия и длина водородной связи. Энергия возрастает с увеличением электроотрицательности (ЭО) и уменьшением размеров атомов. Водородная связь более прочная, чем вандерваальсово взаимодействие, но менее прочная, чем ковалентная связь. Аналогичную зависимость имеет и длина связи.

Н 0,036 О Н 0,177 О

О + Н Н = О......Н Н

Н Н

F–H + F^- = [ F–H…H ]^–

0.092 0.126

Водородные связи очень распространены, так как многие соединения содержат ковалентные полярные связи Н-О и Н-N, например, вода, кристаллогидраты, белки. Многие физические свойства веществ с водородной связью выпадают из общего хода их изменения в ряду атомов. Так, летучесть ассоциированных аномальна мала, а вязкость, диэлектрическая постоянная, теплота парообразования, температура кипения аномально повышенные. В ряду H₂O – Н₂S - Н₂Se – H₂Te свойства воды резко отличаются от свойств других веществ. Если бы вода не обладала водородными связями, она имела бы температуру плавления не 0°С, а (-100°С), и температуру кипения не 100°С, а -80°С. Водородная связь влияет и на химические свойства веществ. Так, HF - слабая кислота, тогда как НС1 - сильная. Причина в том, что HF образует с помощью водородной связи дифторид-ионы и другие более сложные ассоциаты.

Комплексные соединения

Комплексные соединения образуются за счет донорно-акцепторных связей (по другому они называются также координационными соединениями). Так, атом азота в аммиаке (донор) отдает на связь пару электронов, а атом бора (акцептор) -вакантную орбиталь. В результате образуется ковалентная связь:

H F H F

׀ ׀ ׀ ׀

H-N: + B-F = H-N-B-F

׀ ׀ ׀ ׀

H F H F

По координационной теории Вернера комплексные соединения состоят из двух сфер: внешней и внутренней, например: [Сu(NН₃)₄]SО₄; SО₄^2- - внешняя сфера, [Сu(NН₃)₄]⁺² - внутренняя, которая включает центральный ион - комплексообразователь Сu²⁺ и лиганды NНз. Лигандами могут быть молекулы аммиака или гидроксил-анионы: [Zn(ОН)₄]^2-. Число лигандов, координируемых комплексообразователем, называется координационным числом, в данных примерах оно равно 4. В зависимости от заряда различают анионные [РF₆]^-, [Zn(СN)₄]^2- и катионные [Сu(NН₃)₄]²⁺, [Ni(Н₂О)₄]²⁺. Заряд комплекса равен алгебраической сумме заряда центрального иона и заряда лигандов.