Загрузить PDF
Загрузить PDF
На атомном уровне кратностью связи называется число пар связанных электронов между двумя атомами. Например, в двухатомном азоте (N≡N) кратность связи равна трем, поскольку два атома азота соединены тремя химическими связями. В теории молекулярных орбиталей кратность связи определяется как половина разности между количеством связывающих и разрыхляющих электронов. Таким образом, кратность связи можно рассчитать по следующей формуле: Кратность связи = [(Число электронов на связывающих орбиталях) – (Число электронов на разрыхляющих орбиталях)]/2 . [1] X Источник информации
Шаги
-
Запомните формулу. В теории молекулярных орбиталей кратность связи определяется как половина разности между количеством связывающих и разрыхляющих электронов: Кратность связи = [(Число электронов на связывающих орбиталях) – (Число электронов на разрыхляющих орбиталях)]/2 .
-
Чем больше кратность связи, тем стабильнее молекула. Каждый электрон, который попал на связывающую орбиталь, стабилизирует новую молекулу. И наоборот, находящиеся на разрыхляющих орбиталях электроны дестабилизируют молекулу. Кратность связи определяет энергетический уровень образованной молекулы.
- Если кратность связи равна нулю, молекула не может образоваться. Чем выше кратность связи, тем более стабильна молекула.
-
Рассмотрим простой пример. Атомы водорода имеют один электрон на s -оболочке, которая способна вместить два электрона. Когда соединяются два атома водорода, s -оболочка каждого дополняется вторым электроном. В результате образуются две связывающие орбитали. Электронам не приходится переходить на более высокую p -оболочку, поэтому не образуется разрыхляющих орбиталей. Таким образом, кратность связи составляет , то есть 1. В результате образуется обычная молекула газообразного водорода H 2 .Реклама
-
Научитесь быстро определять кратность связи. В случае простой ковалентной связи кратность равна одному; при двойной ковалентной связи кратность равна двум; для тройной ковалентной связи кратность равна трем, и так далее. [2] X Источник информации Попросту говоря, кратность связи — это число пар связанных электронов, которые удерживают два атома вместе.
-
Узнайте, как атомы соединяются в молекулы. В любой молекуле составляющие ее атомы соединены связывающими парами электронов. Эти электроны вращаются вокруг ядра атома по "орбиталям". Например, каждая s -оболочка может вмещать не более двух электронов. Если такая оболочка "не заполнена", то на ней нет электронов или она содержит лишь один электрон. В этом случае несвязанный электрон может соединиться с соответствующим одиночным электроном другого атома.
- В зависимости от размеров и сложности конкретного атома, он может иметь одну или несколько, вплоть до четырех оболочек.
- Когда заполняется ближайшая к ядру электронная оболочка, новые электроны начинают заполнять следующую. Постепенно электроны заполняют следующие оболочки, поэтому чем крупнее атом, тем больше электронов он содержит. [3] X Источник информации
-
Изобразите точечные структуры Льюиса . Это удобный способ визуально представить, как атомы соединены друг с другом в молекуле. Обозначьте атомы их химическими символами (например, H для водорода и Cl для хлора). Нарисуйте связи между атомами в виде линий, например – для одинарной, = для двойной и ≡ для тройной связи. Обозначьте несвязанные электроны и электронные пары в виде точек (например, :C:). [4] X Источник информации После того как вы изобразите точечные структуры Льюиса, посчитайте число связей — это и будет кратностью связи.
- Для двухатомной молекулы азота точечная структура Льюиса будет иметь вид N≡N. Каждый атом азота имеет одну электронную пару и три несвязанных электрона. При соединении двух атомов азота их шесть несвязанных электронов образуют сильную тройную ковалентную связь. [5] X Источник информации
Реклама
-
Посмотрите на диаграмму электронных оболочек атомов. Отметьте, что каждая следующая оболочка расположена все дальше и дальше от атомного ядра. Согласно свойствам энтропии, любая система стремится к состоянию с минимальной возможной энергией. Таким образом, электроны стремятся занять самую низкую оболочку, если там есть свободные места.
-
Узнайте о разнице между связывающими и разрыхляющими орбиталями. Когда два атома объединяются в молекулу, их электроны стремятся заполнить самые низкие уровни в электронных оболочках. При этом связывающие электроны объединяются друг с другом и заполняют нижние энергетические состояния. Разрыхляющие электроны остаются "свободными", или несвязанными, и вытесняются на более высокие орбитальные уровни. [6] X Источник информации
- Связывающие электроны. Если вы посмотрите, насколько заполнены электронные оболочки каждого атома, то сможете определить, сколько электронов смогут перейти на более стабильные оболочки с низкой энергией. Эти "заполняющие электроны" называют связывающими электронами.
- Разрыхляющие электроны. Когда два атома обмениваются электронами и образуют молекулу, орбитали с низкой энергией могут заполниться, и в этом случае некоторые электроны перейдут на уровни с более высокой энергией. Такие электроны называют разрыхляющими электронами. [7] X Источник информации
Реклама
Источники
- ↑ https://www.boundless.com/chemistry/textbooks/boundless-chemistry-textbook/advanced-concepts-of-chemical-bonding-10/molecular-orbital-theory-82/bond-order-366-591/
- ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Theoretical_Chemistry/Chemical_Bonding/General_Principles_of_Chemical_Bonding/Bond_Order_and_Lengths
- ↑ http://chemistry.tutorvista.com/organic-chemistry/bond-order.html
- ↑ http://www.chem.ucla.edu/harding/lewisdots.html
- ↑ http://chemistry.stackexchange.com/questions/27588/how-to-determine-the-bond-order-using-the-lewis-structure
- ↑ http://www.chemguide.co.uk/atoms/properties/atomorbs.html
- ↑ http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch8/mo.html
Реклама
