второго периода приведена в табл. 3.3.

Т а б л и ц а 3.3

Молекула

Электронная конфи-

Кратность

Энергия

Примечание

гурация

кДж/моль

Li

2

σ 2

1

107

св

2σ 2

0

Нет

Be

σ

−

B

2

св

р

2π

1

288

Парамагнетик

2

σ

2σ

2

C

св

р

св

2

629

2

σ

2σ

2π

4

св

р

св

4σ

3

942

N

σ

2σ

2π

св

2

2

св

р

св

2π

4π

2

494

Парамагнетик

O

σ

2σ

2σ

св

св

2

F

2

св

р

2σ

2π

р

1

155

2

σ

2σ

св

св

4π

4

св

р

2σ

2π

р

0

Нет

Ne

σ

2σ

св

св

4π

4σ 2

−

2

св

р

2π

р р

3

1071

Аналог N

CO

σ

2σ

4σ

св

2

2

NO

св

р

св

4σ

2π

2.5

628

σ

2σ

2π

св

1

Парамагнетик

NO+

св

р

св

р

σсв2σр2πсв4σсв2

3

–

Аналог N2

Несмотря на то что в основе методов ВС и МО лежат различные представления об образовании химической связи в молекулах (в методе ВС рассматривают молекулу как совокупность отдельных взаимодействующих атомов, а в методе МО – как самостоятельное целое), расчеты обоими методами энергии связи и распределения электронной плотности, естественно, приводят к одинаковым результатам. Метод ВС обладает большей наглядностью при описании химической связи. Метод МО использует сравнительно более простой математический аппарат и поэтому широко используется в квантово-механических расчетах. Кроме того, метод МО, в отличие от метода ВС, объясняет магнитные свойства молекул.

3.2.6. Полярность связи и дипольный момент молекулы

При образовании ковалентной химической связи между разными атомами (гетероядерные молекулы) электронная плотность распределяется не симметрично относительно ядер. В молекуле она сдвинута в сторону атома, имеющего большее значение электроотрицательности. Вследствие этого в двухатомной молекуле центры тяжести положительных зарядов ядер и отрицательных зарядов электронов не совпадают. Возникает система разных по зна-

ку, но одинаковых по величине электрических зарядов (δ+ и δ−) –

электрический диполь (рис. 3.23).

90

Атом А	Атом В
χА<χВ
δ+	δ−

μ=δ·l

l

Рис. 3.23. Схема

образования диполя

Мерой полярности связи (характеристикой диполя) является дипольный момент µ

– произведение величины заряда δ на расстояние между центрами тяжести положительных и отрицательных зарядов (длина диполя l). Единицей измерения дипольного

момента в системе СИ [Кл м] чаще используется внесистемная единица «Дебай» (D):

1 D = 3,33 10-30 Кл м.

В гетероядерных молекулах связь всегда полярна, но если число атомов в молекуле три и более, то возникающая при этом си с- тема распределения зарядов может привести к тому, что молекула в целом не будет являться диполем – центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Как правило, это связано

ссимметричным строением молекулы.

Пр и м е р 1. Молекула H2O:

	H δ1+				Дипольный момент связи O-H
χH=2,2		*	+		μ = 1,5 D
χO=3,44				δ1+ Дипольный момент молекулы H2O
	O
			H		μ = 1,83 D
	δ2−

rO-H = 0,96 Å

П р и м е р 2. Молекула CO2:

χC=2,55	δ1−		−		δ1−
χO=3,44			δ*2+			Дипольный момент связи O-C
						μ = 2,7 D
	O		C		O	Дипольный момент молекулы CO2
rC-О = 1,16 Å						μ = 0 D

Если молекулу, даже если она не является диполем, поместить в электрическое поле напряженностью Е, произойдет разделение центров тяжести зарядов в результате смещения электронов относительно ядер и смещения атомов относительно друг друга в молекуле. При этом молекула приобретает наведенный (индуцированный) дипольный момент. Способность молекул приобретать в электрическом поле дипольный момент называется поляризуемо-

стью.

91