Читайте также:
|
|
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 180о BeCl2, C2H2. Sp2 – 3 гибридных орбиталей ориентированы под 120о. B(OH)2, BCl3. Sp3-все орбитали эквивалентны к вершинам тетраэдра 109,28о для центрального атома. CH4, CCl4. У NH3 угол = 107,3О, у Н2О – 104,5о(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.
Дата добавления: 2015-01-05; просмотров: 204 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |