Главная страница | Контакты | Случайная страница Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Химическая связь

1) Типы химической связи. Ковалентная (полярная и неполярная) связи. Ионная связь. Свойства и различия ковалентной и ионной связей. Степень ионности. Примеры соединений с указанными типами химических связей.

Типы ХС. Ковалентная наиболее общий тип ХС, возникает за счёт обобществления электронов (Пример – гомоядерная молекула). Энергия связи от 200 до 2000 кДж/моль. Свойства-направленность и насыщаемость (способность образовывать определённое кол-во связей). При разных электроотрицательностях (ЭО) атомов электронная плотность разделяется неравномерно и связь становится неполярной. У гомоядерных молекул – полярная. Ионная связь- прочная ХС, образующаяся между с атомами с большой разностью ЭО(>1,7 по Полингу) в результате смещения электронной плотности к наиболее электроотрицательному. Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое и называется ионной связью. (A.+.B->A⁺[:B]^-). Свойства – ненаправленность и ненасыщаемость; хорошая растворимость в полярных растворителях (воде, кислоте и т.п.). В таких р-рах получаются ионы, окруженные диполями растворителя, что препятствует дальнейшему взаимодействию ионов. Металлическая связь. Связь в металлах, при которой электронная плотность делокализована по всему металлу. Ван-дер-Ваальсова связь. Тип межмолекулярного воздействия. Эта связь невалентного типа, возникающая без передачи атомами электронов. Основа силы – кулоновские взаимодействия. Три подраздела взаимодействия: диполь-дипольное(между полярными молекулами), индукционное(воздействие полярной молекулы на неполярную), дисперсионное(взаимодействие между возникающими микродиполями). Этот тип связи влияет только на нек. Физические свойства(т.плавл и т.п.) Энергия- от 2 до 10 кДж/моль. Водородная связь. Тип межмолекулярного воздействия(иногда внутримолекулярного). Если водород образует с молекулами с большой ЭО и малым радиусом(F,O,N), то возникают межмолекулярные связи, называемые водородными. В основном обусловлены кулоновскими силами, но присутствует и донорно-акцепторное взаимодействие (это определяет направленность связей). В соединениях с водородными связями образуются ассоциаты, что обуславливает изменение ожидаемых физ-свойств(Ткип, Тплавл). πδ

2) Ковалентая химическая связь: основные характеристики и свойства ковалентной связи. σ- и π - Связи.

Ковалентная (полярная и неполярная) связь – за счет обобществления электронов. Например у гомоядерных молекул. Свойство:направленность и насыщаемость(т.е. способность образововать определенное кол-во связей). При объединение атомов с разной эо плотность распределяется несеместрично. Прочная химическая связь. σ-связь -Связь, образующаяся при перекрывании гибридных орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра атома. Характеризуется осевой симметрией.

π-связь — образующаяся перекрыванием p-атомных орбиталей. возникают при перекрывании p-атомных орбиталей по обе стороны от линии соединения атомов. Считается, что пи-связь реализуется в кратных связях — двойная связь состоит из одной сигма- и одной пи-связи, тройная — из одной сигма- и двух ортогональных пи-связей.

3) Свойства ковалентной связи в рамках МВС: направленность, насыщаемость, полярность.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. Направленность связи обусловливает молекулярное строение органических веществ и геометрическую форму их молекул(связь образуется в направлении максимального перекрытия электронных облаков). Максимальная валентность проявляется при использовании и донорно-акцепторного меъанизма и обменного – называется насыщаемостью. Равна числу валентных атомных орбиталей. Число общих эл. пар. – красность связи.

4. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи. Валентность атомов с позиций МВС. Чему равна максимальная валентность элементов второго периода.

Обменный механизм – участвуют неспаренные е. Каждый атом отдает по 1 неспарен. Е в общую ел. Формулу(единичная связь).Число неспраненных увелич. При возбуждении(NH₃ ). Донорно-акцепторный – акцептор предоставляет свободную орбиталь(BH₃) Число элементарных химических связей(она обусловлена перекрыванием валентных орбиталей и энергия уменьшается), которое образует атом, определяет его валентность. У элементов 2-ого периоданасыщаемость равна сумме неспаренн. Е, неподеленных е. пар, т.е. числу АО – т.е. 4.

5. Теория гибридизации атомных орбиталей. Условия, определяющие возможность гибридизации. Основные типы гибридизации s и р-орбиталей. Геометрия молекул и валентные углы (привести примеры).

гибридизуются валентн. АО близкие по энергии. Способность уменьшается с увеличение Z. Орбитали с примерно однинаковой симметрией.гибридные орбитали опеспечивают максмимальное перекрывание АО.в гибридизации участвуют свободные валентные орбитали, заселенные 1 е. образуются сигма связи только!число Гибридных=числу атомных.sp- молекула линейная 180^о BeCl2, C2H2. Sp² – 3 гибридных орбиталей ориентированы под 120^о. B(OH)2, BCl3. Sp3-все орбитали эквивалентны к вершинам тетраэдра 109,28^о для центрального атома. CH4, CCl4. У NH3 угол = 107,3^О, у Н2О – 104,5^о(угол уменьшается из-за оставшихся несвязывающих электронных пар)

6. Основные положения теории гибридизации атомных орбиталей. Возможные пространственные конфигурации молекул в случае sp-, sp2-, sp3-, d2sp3- гибридизации атомных орбиталей центрального атома.

7. Понятие о гибридизации атомных орбиталей. Геометрия молекул и валентные углы на примере молекул СН4, NH3 и H2O.

Гибридизация – процесс перестройки разных по форме и энергии валентных АО при образовании связей в молекуле.

8. Какие условия определяют возможность гибридизации? Гибридизация каких орбиталей реализуется в молекулах BeH2, AlCl3, PF6? Почему при образовании октаэдра (d2sp3_гибридизация) участвуют только две d-орбитали?

см.5. В соединениях шестивалентной серы взаимное отталкивание электронов минимизируется при sp ³ d ² - гибридизации, когда все орбитали эквивалентны и направлены к вершинам правильного октаэдра. BeH2 – sp гибридизация. AlCl3 – sp2, PF6 – sp3.

9. Полярная и неполярная химическая связь. Дипольный момент молекулы. Полярность связи и полярность.

Неполярная -между гомоядерными или разными атомами с одинаковой ЭО. Полярность связи оценивается дипольным моментом. Возникает диполь,т.е.система из 2 разных по занаку одникаковых по значению. Измеряется в дебаях. Полярность молекулы =сумме векторной дипольных моментов всех связей и определяется 3 факторами а)разность ЭО, б)наличие неподеленных эл.пар. в)геометрия молекулы, т.е. расположением двухцентровой связи. Полярная связь при равной длине связи и кратности сильнее.

Дипольный момент молекулы симметричной=0. Дипольный момент равен произведению заряда диполя на длину диполя(расст. Между центрами диполя)

10. Полярность ковалентной связи. Дипольный момент связи и дипольный момент молекулы. Факторы, влияющие на дипольный момент молекулы.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением эл.плотности. ЭО атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные мещается в сторону одного из атомов.

11. Основные положения метода молекулярных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие орбитали. Схема молекулярных орбиталей и кратность связи для молекулы СО.

12. Основные положения метода молекулярных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие орбитали. Строение, порядок связи и магнитные свойства молекул и молекулярных ионов с позиций ММО

13. Энергетические схемы распределения электронов на молекулярных орбиталях двухатомной гомоядерной молекулы, кратность связи, магнитные свойства молекул с позиций метода молекулярных орбиталей (ММО) на примере элементов первого и второго периодов

–молекула как единая многоцентровая система. –МО аналог АО. -Для образования МО АО должны обладать приблизительно одинаковой Е и симметрией относительно направления взаимодействия - - число МО=АО. МО-связывающий, разрыхляющие, несвязывающие. Уровень Е связывающих лежит ниже АО. разрыхляющих выше. По правила Паули и Гунда. Кратность связи. Есть есть неспаренные-парамагнетик, если нету-диамагнетик.