Національний університет «Чернігівський колегіум» імені Т.Г. Шевченка

Кафедра біології
КУРСОВА РОБОТА

З вибраних питань хімії

на тему: «Типи хімічного зв’язку та алгоритми їх визначення»

Студентки V курсу 53 групи

напрямку підготовки Біологія

Дубровна О.О.

Керівник: Грузнова С.

Національна шкала_______________

Кількість балів:_____ Оцінка: ECTS______

Члени комісії:

_________________________________________

(підпис) (прізвище та ініціали)

_________________________________________

(підпис) (прізвище та ініціали)

_________________________________________

(підпис) (прізвище та ініціали)

м. Чернігів – 2020 рік

ЗМІСТ

ВСТУП…….……………………………………………………………………….3

РОЗДІЛ 1. ПРИРОДА, МЕХАНІЗМ УТВОРЕННЯ ТА КЛАСИФІКАЦІЯ ХІМІЧНИХ ЗВ’ЯЗКІВ…………………………………………….………………...….4

2.1Ковалентний зв’язок………………………………………………………4

2.1.1 Полярний………………………..…………………………………...5

2.1.2 Неполярний…………………………..……………………………...6

2.2 Йонний зв’язок…………………………….………………………………..6

2.3 Металічний зв’язок………………………………………………………..8

2.4 Водневий зв’язок………………………………………………………….10

РОЗДІЛ 2. СЧАСНІ ТЕОРІЇ ХІМІЧНОГО ЗВ’ЯЗКУ………...………………….13

2.1 Метод валентних зв’язків, теорія гібридизації атомних орбіта лей…...13

2.2 Метод молекулярних орбіталей (МО)…………………………………...15

2.3 Метод кристалічного поля для комплексних сполук…………………...17

2.4 Теорія поляризації для йонного зв’язку…………………………………18

РОЗДІЛ 3. АЛГОРИТМ ВИЗНАЧЕННЯ ТИПІВ ХІМІЧНОГО ЗВ’ЯЗКУ. ПРОГНОЗ ВЛАСТИВОСТЕЙ РЕЧОВИН В ЗАЛЕЖНОСТІ ВІД ТИП ХІМІЧНОГО ЗВ’ЯЗКУ ……………………………………………………………....20

ВИСНОВКИ……………………………………………………………………...22

СПИСОК ВИКОРИСТАНИХ ДЖЕРЕЛ……………………………….…….24

ВСТУП

Питання способу зв’язку (з’єднання) атомів в молекулах та кристалах – центральне питання теоретичної хімії, тому що головна задача хімічної науки – визначення властивостей речовин, а вона повністю вирішується через знання типу хімічного зв’язку.

Вважаючи питання, щодо сучасних теорій хімічного зв̕ язку надтоважливими й водночас непростими, можна стверджувати про актуальність удосконалення підготовки і поглиблення знань майбутнього вчителя хімії в темі «хімічний зв’язок».

Метою курсової роботи є аналіз доступної інформації для висвітлення теоретичного матеріалу з теми «хімічний зв’язок».

Об’єктом курсової роботи є аналіз інформації з питань сучасних теорій хімічного зв’язку та формування підбірки теоретичного матеріалу для ефективного висвітлення і викладання теми на уроках хімії в середній школі.

Предметом є типи хімічного зв’язку та алгоритми їх визначення.

Для досягнення мети роботи поставлені наступні завдання:

• Розглянути природу, механізм утворення та класифікацію хімічних зв’язків.

• Розкрити найбільш важливі теорії хімічного зв’язку, що пояснюють будову сполук різної природи.

• Показати алгоритм визначення типу хімічного зв’язку з метою розкриття будови і хімічних властивостей речовин.

• Показати на прикладах речовин з різним типом хімічного зв’язку причино-наслідковий зв’язок понять «будова» –«властивості».
РОЗДІЛ 1

ПРИРОДА, МЕХАНІЗМ УТВОРЕННЯ ТА КЛАСИФІКАЦІЯ ХІМІЧНИХ ЗВ’ЯЗКІВ
Відомо, що атоми можуть поєднуватися між собою, утворюючи як прості, так і складні речовини. При цьому утворюються різні типи хімічних зв’язків: іонні, ковалентні (неполярні та полярні), металеві та водневі. Однією з найважливіших властивостей атомів елементів, яка визначає, чи утворюється зв’язок між ними - іонною чи ковалентною, - є електронегативність, тобто здатність атомів притягувати електрони один до одного.

Тип хімічного зв’язку залежить від великої різниці електронегативностей сполучних атомів елементів. Чим більше атомів елементів зв’язку відрізняється електронегативністю, тим полярніше хімічний зв’язок. Провести різку межу між типами хімічних зв’язків неможливо. У більшості сполук тип хімічного зв’язку є проміжним; наприклад, сильно полярний ковалентний хімічний зв’язок близький до іонного зв'язку. Залежно від того, в якому з обмежувальних випадків хімічний зв’язок має більш близький характер, він присвоюється або іонному, або ковалентному полярному зв'язку.

1.1 Ковалентний зв'язок

Після відкриття електрона було зроблено багато спроб розробити електронну теорію хімічного зв’язку. Найуспішнішою була робота Льюїса (1916), який запропонував розглянути питання про утворення зв’язку через виникнення пар електронів, спільних для двох атомів. Для цього кожен атом забезпечує однакову кількість електронів і намагається оточити його октетом або дублетом електронів, характерним для зовнішньої електронної конфігурації інертних газів. Графічно утворення ковалентних зв’язків, викликаних непарними електронами, проілюстровано методом Льюїса за допомогою крапок, що позначають зовнішні електрони атома.



Рис. 1.1 Утворення ковалентного зв'язку відповідно до теорії Льюїса

1.1.1 Ковалентний неполярний зв'язок

При взаємодії атомів з однаковою електронегативністю утворюються молекули з ковалентним неполярним зв’язком. Такий зв’язок існує в молекулах таких простих речовин: H₂, F₂, Cl₂, O₂, N₂. Хімічні зв’язки в цих газах утворюються загальними електронними парами, тобто, коли відповідні електронні хмари перекриваються внаслідок взаємодії електронно-ядерної енергії, яка виникає, коли атоми наближаються один до одного.

Складаючи електронні схеми речовин, майте на увазі, що кожна спільна електронна пара - це умовне зображення підвищеної щільності електронів, що є результатом перекриття відповідних електронних хмар.

Визначення ковалентного неполярного зв’язку просте, це зв’язок, який утворюється між двома однаковими атомами. Приклад утворення неполярної ковалентної зв'язку наведено нижче.



Рис. 1.2 Схема ковалентного неполярного зв’язку

У молекулах при ковалентному неполярному зв'язку загальні електронні пари розташовуються на однаковій відстані від ядер атомів. Наприклад, в молекулі кисню (на схемі вище), атоми набувають восьми електронну конфігурацію, при цьому вони мають чотири загальні пари електронів.

Речовинами з ковалентним неполярним зв'язком зазвичай є гази, рідини або порівняно низько плавні тверді речовини.

1.1.2 Ковалентний полярний зв'язок

При взаємодії атомів, значення електронегативностей яких відрізняється, але не різко, відбувається зміщення загальної електронної пари до більш електронегативного атома. Це найбільш поширений тип хімічного зв'язку, який зустрічається як в неорганічних, так і органічних сполуках.

     До нековалентним зв’язків в повній мірі відносяться і ті зв'язки, які утворені за донорно-акцепторним механізмом, наприклад в іонах гідроксонію і амонію.

Тепер давайте відповімо на питання, що таке ковалентний полярний зв’язок. Утворюється ковалентний полярний зв’язок, коли ковалентно пов'язані атоми мають різну електронегативність і соціалізовані електрони не належать до двох атомів однаково. Соціалізовані електрони зазвичай ближче до одного атома, ніж до іншого. Прикладом ковалентного полярного зв’язку можуть бути зв’язки, утворені в молекулі хлориду водню, де соціалізовані електрони, відповідальні за формування ковалентного зв’язку, розташовані ближче до атома хлору, ніж водню. Справа в тому, що електронна активність хлору вище електропровідності.


Рис. 1.3 Схема ковалентного полярного зв’язку

Яскравим прикладом речовини з полярним ковалентним зв'язком є вода.

1.2 Іонний зв’язок

Хімічний зв’язок, утворений електростатичним притяганням між іонами, називається іонним зв’язком. Сполуки, утворені притяганням іонів, називаються іонними. Іонні сполуки складаються з окремих молекул лише в газоподібному стані. У твердому (кристалічному) стані іонні сполуки складаються із природних локалізованих позитивних та негативних іонів. Молекули в цьому випадку відсутні. Іонні сполуки суттєво відрізняються за розмірами елементів електронегативності основних підгруп I та II груп та основних підгруп груп VI та VII. Залежно від ступеня електронегативності всі елементи поділяються на:

1. електропозитивний (елементи 1-3 групи)

2. електронегативні (всі інші елементи)

Іонний зв’язок утворюється між елементами, що відрізняються електронегативністю.

Іонних сполук порівняно мало. Наприклад, неорганічні солі: NH 4 Cl (іон амонію NH 4 + та хлор-іон Cl-), а також органічні солі, схожі на сполуки: алкоголяти, солі карбонової кислоти, амінові солі. Неполярний ковалентний зв’язок та іонний зв’язок - два обмежуючих випадки розподілу електронної щільності.

Неполярний зв’язок відповідає рівномірному розподілу зв’язувача двох електронних хмар між однаковими атомами. Навпаки, при іонному зв’язку хмара зв’язуючих електронів майже повністю належить до одного з атомів.

У більшості ж з'єднань хімічні зв'язки роблять проміжними між цими видами зв'язку, тобто в них здійснюється полярний ковалентний зв'язок.

Потенціал іонізації - це енергія, яку потрібно витратити на видалення першого електрона із зовнішньої орбіталі, атом переходить з нейтрального в позитивно заряджений іон (катіон).

Чим менший потенціал іонізації, тим легше атом втрачає електрони, тим вираженіші металічні властивості електрона. Потенціал іонізації збільшується в період зліва направо, знижується зверху вниз.

Іонний зв’язок утворюється за рахунок перенесення одного або декількох електронів від одного атома до зовнішньої оболонки іншого атома.

Атом, який пожертвував електрон, позитивно заряджений, а атом, який був наданий, негативно заряджений.

Зв'язок між протилежними іонами зумовлений силами електростатичного притягання.

Утворення іонних зв’язків відбувається за правилом октаедра. Згідно з цим правилом, атом приймає, втрачає або відокремлює електрони, так що хмара електронів для цього атома відповідає найближчому інертному газу.

Іонний зв’язок відбувається, коли електронна активність елементів різко змінюється (за шкалою Полінга Δχ> 1,7), і це відбувається під час взаємодії іонів, утворених з атомів елементів, що характеризуються помітно різними хімічними властивостями.

Іонний зв’язок - це електростатичне притягання між протилежно зарядженими іонами, яке утворюється в результаті повного переміщення загальної пари електронів з атома одного елемента до атома іншого елемента.

Залежно від індивідуальних властивостей атоми деяких елементів прагнуть втрачати електрони з перетворенням на позитивно заряджені іони (катіони), тоді як атоми інших елементів прагнуть набувати електрони, які перетворюються на негативно заряджені іони (аніони), як це має місце з атомами звичайний натрій і типовий неметалічний хлор.



Рис. 1.4 Умовна модель утворення іонів Na + та Cl – шляхом повної передачі валентного електрона від атома натрію до атома хлору

1.3 Металічний зв’язок

Зв’язок, який утворюється при взаємодії відносно вільних електронів з іонами металів, називається металевим зв’язком. Цей тип зв’язку характерний для простих металів.

Який хімічний зв’язок характерний для металів? Ці речовини мають свій тип хімічного зв’язку - атоми всіх металів розташовані будь-яким чином, але певним чином порядок їх розташування називається кристалічною решіткою. Електрони різних атомів утворюють загальну електронну хмару і слабо взаємодіють один з одним.



Рис. 1.5 Металічний хімічний зв'язок

Як приклад хімічного зв'язку може бути використаний будь-який метал: натрій, залізо, цинк тощо.

У нормальних умовах метали, за винятком ртуті Hg, існують у вигляді кристалів. Взаємодія, яка утримує атоми металу в одному кристалі, називається металевим зв’язком.

Характер металевого зв’язку схожий на ковалентний зв’язок: обидва типи зв’язку засновані на соціалізації валентних електронів. Однак в атомах металу кількість таких електронів нижча за кількість вільних орбіталей. Електрони слабко утримуються ядром. Тому вони можуть переходити від однієї орбіти до іншої. Прагнучі припустити більш стабільний стан, який є структурою інертного газу, атоми металів досить легко випромінюють валентні електрони та перетворюються на позитивно заряджені іони. Усередині цієї решітки знаходяться валентні електрони, які спеціально не належать до жодного атома. Через малі розміри електрони рухаються більш-менш вільно по всьому об'єму кристалічної решітки, так що існує велика кількість багатоцентрових орбіт. Електрони на цих орбітах узагальнені кількома атомами.

Завдяки вільному переміщенню електронів метали мають високу електропровідність і теплопровідність.

За міцністю металевий зв’язок у 3-4 рази менший, ніж ковалентний зв’язок. Металеве з'єднання не має конкретного напрямку в просторі. Електрони стикаються з іонами, утворюючи нейтральні частинки, які негайно втрачають електрони. Електронні гази відбивають промені світла.

Завдяки руху всередині решітки електрони здатні передавати теплову енергію від нагрітих до неопалюваних ділянок, що пояснює теплопровідність.

Якщо прикласти до металу навантаження, він деформується, не пошкодивши сітку, для металів характерна пластичність.

1.4 Водневий зв’язок

Зв’язок, який утворюється між атомами водню однієї молекули та атомом сильно електронегативного елемента (O, N, F) іншої молекули, називається водневим зв’язком.

Може виникнути питання: чому саме водень утворює такий специфічний хімічний зв’язок?

Це тому, що атомний радіус водню дуже малий. Крім того, після заміни або повного вивільнення свого одиничного електрона водень набуває відносно високий позитивний заряд, завдяки якому водень однієї молекули взаємодіє з атомами електронегативних елементів з частковим негативним зарядом, що входить до складу інших молекул (HF, H2O, NH3).

Давайте розглянемо кілька прикладів. Зазвичай ми відображаємо склад води за хімічною формулою H2O. Однак це не зовсім точно. Правильніше було б позначити склад води за формулою (H2O) n, де n = 2,3,4 і т.д. Це пов’язано з тим, що окремі молекули води з'єднані між собою водневими зв’язками.

Водневий зв’язок зазвичай позначається крапками. Він набагато слабший, ніж іонний або ковалентний зв’язок, але сильніший за звичайну міжмолекулярну взаємодію.

Наявність водневих зв’язків пояснює збільшення об’єму води зі зниженням температури. Це пов’язано з тим, що в міру зниження температури молекули стають сильнішими, а отже, щільність їх «упаковки» зменшується.

При дослідженні органічної хімії виникло таке питання: Чому температури кипіння спиртів набагато вище, ніж у відповідних вуглеводнів? Це пояснюється тим, що між молекулами спирту утворюються також водневі зв’язки. Збільшення температури кипіння спиртів також відбувається за рахунок розширення їх молекул.

Водневий зв’язок характерний і для багатьох інших органічних сполук (феноли, карбонові кислоти тощо). Наявність водневої зв’язки пояснює вторинну структуру білків, структуру подвійної спіралі ДНК, тобто феномен компліментарності.

Задовго до появи сучасної теорії хімічних зв’язків у сучасному вигляді хіміки помітили, що сполуки водню з неметалами мають різні дивовижні властивості. Скажімо, температура кипіння води і разом з фторидом водню набагато вища, ніж могла бути, ось приклад хімічного водневого зв’язку.



Рис. 1.6 Схема утворення водневого хімічного зв’язку

Природа та властивості водневого хімічного зв’язку визначаються здатністю атома водню Н утворювати інший хімічний зв’язок, звідси і назва цього зв’язку. Причиною створення такого зв’язку є властивості електростатичних сил. Наприклад, загальна хмара електронів у молекулі фтористого водню настільки зміщена у напрямку до фтору, що простір навколо атома цієї речовини насичується негативним електричним полем. Навколо атома водню, чим більше він позбавлений свого єдиного електрона, все навпаки, його електронне поле набагато слабкіше, а результат - позитивний заряд. І як відомо, позитивні та негативні заряди легко притягуються, так і утворюється водневий зв’язок.
РОЗДІЛ 2

. СЧАСНІ ТЕОРІЇ ХІМІЧНОГО ЗВ’ЯЗКУ
Сукупність сил, що утримують атоми в молекулах простих і складних речовин, називається хімічним зв'язком. Перебіг хімічних реакцій обумовлено розривом старих і утворенням нових зв'язків. Відповідно до сучасних уявлень хімічний зв'язок утворюється за рахунок перекривання електронних хмар взаємодіючих атомів, при цьому відбувається перерозподіл електронної щільності. Залежно від характеру розподілу електронної щільності розрізняють три основних типи хімічного зв'язку: ковалентний, йонний і металевий.
2.1 Метод валентних зв’язків, теорія гібридизації атомних орбіталей

Ковалентний хімічний зв’язок утворюється двома електронами з протилежно направленими спінами, причому ця пара електронів належить до двох атомів.

При написанні структурних формул електронні пари, що зумовлюють зв'язок, часто зображуються рисками (замість точок, що зображують усуспільнені електрони).

Важливими є енергетичні характеристики хімічного зв’язку. Коли утворюється хімічний зв’язок, загальна енергія системи (молекули) менша, ніж енергія її основних частин (атомів), тобто ЕAB<ЕА+ЕB.

Валентність - це властивість атома хімічного елемента зв'язувати або замінювати ряд атомів іншого елемента. У цьому відношенні валентність атома найлегше визначається кількістю атомів водню, що утворюють з ним хімічні зв’язки, або кількістю атомів водню, замінених атомом цього елемента.

З розвитком квантово-механічних концепцій атома валентність визначалася за кількістю непарних електронів, що беруть участь у формуванні хімічних зв’язків. Крім непарних електронів, валентність атома також залежить від кількості порожніх і повністю заповнених орбіталей валентного електронного шару.

Енергія зв’язку - це енергія, яка вивільняється під час утворення молекули з атомів. Енергія зв'язку зазвичай виражається в кДж / моль (або ккал / моль). Це одна з найважливіших характеристик хімічного зв’язку. Система, яка містить менше енергії, більш стабільна. Наприклад, атоми водню, як відомо, мають тенденцію до злиття в молекулу. Це означає, що система, що складається з молекул Н₂, містить менше енергії, ніж система, що складається з однакової кількості атомів Н, але не об'єднується в молекули.



Рис. 2.1 Залежність потенційної енергії Е системи з двох атомів водню від між'ядерної відстані r: 1 - при утворенні хімічного зв'язку; 2 - без її утворення

На малюнку 1 показана енергетична крива, характерна для взаємодії атомів водню. Підхід атомів супроводжується вивільненням енергії, яка буде більше, чим більше хмари електронів перекриваються. Однак у нормальних умовах через відштовхування Кулона неможливо домогтися злиття ядер двох атомів. Так на певній відстані, замість притягування атомів, вони будуть відбиватися. Тому відстань між атомами rO, що відповідає мінімуму на кривій енергії, буде відповідати довжині хімічного зв’язку (крива 1). Якщо обертання електронів на взаємодіючих атомах водню однакові, вони будуть відбиватись (крива 2). Енергія зв’язку для різних атомів становить між 170-420 кДж / моль (40-100 ккал / моль).

Процес переходу електрона на більш високий енергетичний підрівень або рівень (тобто процес збудження або розпарювання, про який говорилося раніше) вимагає витрати енергії. При утворенні хімічного зв'язку відбувається виділення енергії. Для того, щоб хімічний зв'язок був стійким, необхідно, щоб збільшення енергії атома за рахунок порушення було менше енергії утворюється хімічний зв'язок. Іншими словами, необхідно, щоб витрати енергії на збудження атомів були компенсовані виділенням енергії за рахунок утворення зв'язку.

ГІБРИДИЗАЦІЯ ОРБІТАЛЕЙ – ця зміна форми деяких орбіталей при утворенні ковалентного зв'язку. Гібридизація - це зміна електронної густини декількох орбіталей різної форми і енергії і утворення однакових орбіталей. Кути між орбіталями називаються валентними.

sp-гібридизація: одна s-орбіталь і одна p-орбіталь (вони обведені на орбітальній діаграмі) взаємодіють та вирівнюються формою і енергією утворюючи дві однакові "гібридні" орбіталі, кут між осями яких рівний 180°.

sp²-гібридизація. Одна s-орбіталь і дві р-орбіталі перетворюються на три однакові "гібридні" орбіталі, кут між осями яких рівний 120°. Молекули, в яких здійснюється sp2- гібридизація, мають плоску геометрію (С2Н4 - етен, С6Н6 - бензен).

sp³-гібридизація. Одна s-орбіталь і три р-орбіталі перетворюються на чотири однакові "гібридні" орбіталі, кут між осями яких рівний 109°28'. Молекули, в яких здійснюється sp3 - гібридизація, мають тетраедричну геометрію (СН4, NH4+).

При гібридизації ЧИСЛО ГІБРИДНИХ ОРБІТАЛЕЙ завжди ДОРІВНЮЄ ЧИСЛУ ПОЧАТКОВИХ АТОМНИХ ОРБІТАЛЕЙ.
2.2 Метод молекулярних орбіталей (МО)

Метод ВЗ часто використовується хіміками. У цьому методі вважається, що велика і складна молекула складається з окремих зв’язків з двома центрами і двома електронами. Передбачається, що електрони, відповідальні за хімічний зв’язок, розташовані між двома атомами. Метод BЗ може бути успішно застосований до більшості молекул. Однак є кілька молекул, які не охоплені цим методом, або його висновки суперечать досвіду.

Було встановлено, що в деяких випадках вирішальну роль у формуванні хімічного зв’язку відіграють не електрони, а окремі електрони. Можливість хімічного зв’язку одиничним електроном вказується на існування іона . Типи взаємодії молекул. Коли цей іон утворюється, з атома водню та атома водню вивільняється 255 кДж (61 ккал) енергії. Таким чином, хімічний зв’язок в іоні досить сильний.

Якщо ми спробуємо описати хімічний зв’язок у молекулі кисню методом BЗ, то робимо висновок, що по-перше, він повинен бути подвійним (σ- і p-зв’язки), по-друге, всі електрони в молекулі кисню повинні бути парними, тобто молекула O₂ повинна бути діамагнітною. [У діамагнітних речовинах атоми не мають постійного магнітного моменту, і речовина видавлюється з магнітного поля. Парамагнітна речовина - це речовина, атоми чи молекули якої мають магнітний момент і мають властивість потрапляти в магнітне поле]. Експериментальні дані показують, що енергетичний зв’язок у молекулі кисню дійсно подвійний, але молекула не діамагнітна, а парамагнітна. У нього два непарних електрона. Сонячний метод безсилий пояснити цей факт.

В даний час метод молекулярної орбіталі (МО) вважається найкращим способом квантово-механічної інтерпретації хімічних зв’язків. Однак це набагато складніше, ніж метод VS, і не так зрозуміло, як останній.

Метод МО враховує всі електрони молекули, розташовані на молекулярних орбітах. У молекулі електрон знаходиться на конкретному МО, описаному відповідною хвильовою функцією ψ.

МО типи. Коли електрон одного атома по мірі наближення потрапляє в сферу дії іншого атома, змінюється природа руху, а отже, хвильова функція електрона. У отриманій молекулі не відомі хвильові функції або електронні орбіталі. Існує кілька способів визначення типу МО, відомих AO. Найчастіше МО отримують лінійною комбінацією атомних орбіталей (LCAO). Принцип Паулі, правило Гунда, принцип найменшої енергії застосовується і до методу МО.
2.3 Метод кристалічного поля для комплексних сполук

У теорії кристалічного поля хімічний зв'язок комплексоутворювач – ліганд вважається електростатичним. Відповідно до цієї теорії ліганди розташовуються навколо комплексоутворювача у вершинах правильних багатогранників (поліедрів) у вигляді точкових зарядів. Реальний об'єм ліганда теорією до уваги не приймається.

Ліганди, як точкові заряди, створюють навколо комплексоутворювача електростатичне поле (“кристалічне поле”, якщо розглядати кристал комплексної сполуки або поле лігандів), у якому енергетичні рівні комплексоутворювача й насамперед d-підрівні розщеплюються, і їх енергія змінюється. Характер розщеплення, енергія нових енергетичних рівнів залежать від симетрії розташування лігандів (октаедричене, тетраедричне або інше кристалічне поле ). Коли в якості лігандів координуються молекули H₂O, NH₃, CO та інші, їх розглядають як диполі, що орієнтовані негативним зарядом до комплексоутворювача.

Розглянемо основні положення теорії кристалічного поля на прикладі одноядерних комплексів d-елементів. У вільному атомі або йоні всі п'ять d-орбіталей одного рівня вироджені (мають однакову енергію). В октаедричному комплексі енергія d(z² ) –d(x² -y² ) орбіталей ( їх позначають dg) зростає, бо електрони на них зазнають електростатичного відштовхування від негативного поля лігандів, розміщених також на осях координат біля комплексоутворювача.

Інші три d-АО – d(xy), d(xz) і d(yz), що розташовані між осями координат і між лігандами, перебувають на більш значній відстані від них. Взаємодія таких d-АО з лігандами мінімальна, а отже – енергія d(xy), d(xz) і d(yz)-АО знижується в порівнянні з вихідною (рис.4.1а).



Рис. 2.2 Орієнтація d_x²–_y² – орбіталей комплексоутворювача в октаедричному (а) та тетраедричному (б) полях лігандів

Таким чином, п'ятикратно вироджені d-АО комплексоутворювача, потрапляючи в октаедричне поле лігандів, піддаються розщепленню на дві групи нових орбіталей – тричі вироджені орбіталі з більш низькою енергією, d(xy), d(xz) і d(yz), і двічі вироджені орбіталі з більш високою енергією, d(z² ) і d(x² -y² ). Ці нові групи d-орбіталей з більш низькою й більш високою енергією позначають de і dg. Різниця енергій двох нових підрівнів de і dg одержала назву параметра розщеплення D₀:

E₂ – E₁ = D₀.
2.4 Теорія поляризації для йонного зв’язку

В йонних кристалах (наприклад, NaCl) можна умовно виділити підгратки, які утворені позитивними і негативни­ми іонами. Дією зовнішнього поля обидві підгратки зміщуються у протилежні боки і на поверхні діелектрика з'являється зв'язаний заряд.

Спонтанна поляризація. У кристалах-сегнетоелектриках при відсутності зовнішнього електричного поля існують області, всередині яких дипольні моменти молекул однаково направлені. Такі області самовільної (спонтанної) поляризації називають доменами. Електричний момент до­мену має великі значення, оскільки в домені міститься значна кількість молекул (об'єм домену 10-1 мм ). Поляризація сегнетоелектриків зводиться до орієнтації доменів у зовнішньому полі ео (мал. 2.3). Діелектрична проникність є зростає при збільшенні Е₀(в міру посилення поля зростає впорядкованість доменів) і досягає значень є