Молекулы. Типы химических связей. Орбиталь, страница 4

Корреляционные диаграммы

·  двухатомная молекула образовывается из двух атомов с Z₁ и Z₂

·  продолжая сближать атомы можно получить «объединенный» атом с   Z = Z₁ + Z₂

При таком «объеденении» проекция момента m_l электрона должна сохраняться.

На некотором расстояния между атомами электрическое поле, создаваемое ядрами, можно считать центрально-симметричным с определенными уровнями энергии.

·  Между состояниями объединенного и разъединенного атомов должно существовать определенное соответствие (корреляция).

Диаграммы, устанавливающие связь между этими состояниями, называются корреляционными. При их построении исходят из следующих положений:

          1 - квантовое число m_l неизменно;

          2 - для гомоядерных молекул сохраняется свойство симметрии;

          3 - энергетические уровни с одинаковыми  и симметрией (g, u) не должны пересекаться. (Л.Л §79)

·  Корреляционная диаграмма для гомоядерных двухатомных молекул. Отмечены положения H₂, Li₂ и N₂ молекул.

·  Видно, что энергия системы уменьшается в случае связывающих  орбиталей и возрастает при разрыхляющих

          Как видно из диаграммы корреляции, существуют электроны, переход которых от отдельных атомов к объединенному сопровождается понижением энергетического уровня, и, наоборот, у других типов электронов такой переход приводит к повышению энергетического уровня. В первом случае указанный переход вызывает связывающий эффект, во втором случае - ослабляющий или разрыхляющий эффект.

Рассмотренная картина формирования электронных состояний молекулы находится в хорошем соответствии с результатами анализа ковалентной связи простейшей молекулы Н₂.

При образовании молекулы из многоэлектронных атомов, например, молекулы С₂ мы имеем по два 1s электрона в каждом  томе. По одному из них  могут   образовать симметричную молекулярную орбиталь . Однако, два других должны иметь, согласно принципа Паули, другое состояние, т.е. образуют антисимметричную разрыхляющую орбиталь , как было показано в разделе (2.4).

Таким образом, все заполненные атомные орбитали при создании гомоядерных молекул создают равное количество связывающих и разрыхляющих орбиталей, а реальная связь определяется электронами, у которых не связан спин. Следовательно, в качестве количественной характеристики способности атомов создавать реальную связь при образовании молекулы удобно использовать целое число - удвоенный спин атома. Именно это число обычно называют валентностью.

Валентность элементов главных групп Периодической системы.

Группа	Типичные элементы	Электронные состояния	Cпин	Валентность
1	H	1s	1/2	1
	Li	1s22s	1/2	1
2	Be	1s22s2 1s2s12p*	0 1	0 2
3	B	1s22s22p 1s22s2p2* (B, Al - валентность 3,  Tl - валентность 1, 3)	1/2 3/2	1 3
4	С	1s22s22p2 1s22s2p3*	1 2	2 4
5	N	1s22s22p3  (NH3) 1s22s12p33s1*  (HNO2)	3/2 5/2	3 5
6	O	1s22s22p4  O2, (H2S) 2p3s1*(SO2) p3s1p1*  (SO3)	1 2 3	2 4 6
7	F	1s22s22p5   F, (HСl) s2p4s1*   (HClO2) s2p3s1p1*  (HClO3) s2p2s1p2*  (HClO4)	1/2 3/2 5/2 7/2	1 3 5 7
8	He	1s2	0	0

*  -  возбужденные состояния.