Физика атома атомного ядра и элементарных частиц 23

Физика атома, атомного ядра и элементарных частиц 23 (0). Физика молекулы. Ковалентная и ионная связь.

Энергия связи атомов в молекуле Энергия диссоциации молекул имеет порядок нескольких электронвольт (экспериментальный факт). Это означает, что в образовании молекулы участвуют лишь внешние, слабо связанные электроны, а состояние внутренних электронов (их энергия связи имеет порядок сотен и тысяч э. В) практически не изменяется.

При соединении двух атомов в молекулу возможны два предельных типа связи: Первый тип связи: Одна или несколько пар электронов (по одному от атома) из незаполненных внешних оболочек становятся общими для обоих атомов, причем спины этих электронов становятся антипараллельными другу. Такие электроны наз. спаренными. При этом оказывается, что вероятность нахождения спаренных электронов между атомами больше, чем снаружи. Между атомами возникает облако отрицательного заряда; это и создает силу притяжения. Такая связь наз. ковалентной. Примеры: молекулы H 2, O 2, N 2 и др.

Второй тип связи: Один или несколько внешних электронов одного атома переходят к другому атому и достраивают его незаполненную электронную оболочку. Образовавшиеся ионы разноименных знаков притягиваются друг к другу электростатическими силами и связываются в молекулу. Такая связь наз. ионной. Примеры соли щелочных металлов, образованные при соединении с галогенами: KCl, Na. Cl, KBr и др.

Между этими предельными типами существует множество промежуточных вариантов распределения зарядов, когда электроны одного атома с большей вероятностью находятся вблизи одного атома, чем другого. С этой точки зрения можно ионную связь рассматривать как предельный случай, когда вероятность нахождения электрона около атома галогена 100%, а около атома щелочного металла - 0%. Ковалентная связь - другой предельный случай, когда вероятности равны 50%.

Метод линейной комбинации атомных орбиталей (ЛКАО) Состояние электрона в молекуле описывается волновой функцией, которую можно приближенно определить путем сложения атомных волновых функций. В квантовой химии волновую функцию электрона принято называть орбиталью, отсюда - название метода ЛКАО. Рассмотрим этот метод на простейшем примере - ионе молекулы водорода.

Иллюстрация метода ЛКАО на примере иона молекулы водорода

Энергия иона молекулы водорода R 0 = 1. 06 Å, Emin = -16. 25 э. В, Ed = 16. 25 -13. 6 = 2. 65 э. В

Ионная связь Энергия ионизации атомов щелочных металлов: H Li Na K Rb Cs 13. 6 Эв 5. 39 Эв 5. 14 Эв 4. 34 Эв 4. 18 Эв 3. 89 Эв Энергии сродства атомов галогенов к электрону: H F Cl Br I 0. 75 Эв 3. 40 Эв 3. 62 Эв 3. 82 Эв 3. 06 Эв

Пример ионной связи В качестве примера рассмотрим молекулу KCl. Для образования иона K+ необходимо затратить 4. 34 э. В. При присоединении электрона к атому хлора (при образовании иона Cl-) выделяется 3. 82 э. В (энергия сродства). Таким образом, на образование ионов K+ и Cl- необходимо затратить энергию E 0 = 4. 34 - 3. 82 = 0. 52 э. В.

Ионы K+ и Cl- притягиваются друг к другу; энергия их электростатического взаимодействия равна -e 2/4 εo. R, где R - расстояние между ионами. Но когда ионы приближаются друг к другу так, что начинают перекрываться их электронные оболочки, возникают силы отталкивания. Энергия отталкивания Eотт = C/Rn, где C - некоторая константа; показатель n ≈ 20.

Энергия молекулы хлористого калия E 0 = 4. 34 - 3. 82 = 0. 52 э. В, R 0 = 2. 79 Å, Ed = -4. 4 э. В