16. Теория отталкивания электронных пар валентной оболочки. Геометрия молекул.

В реальных молекулярных стректурах углы между связями часто отличаются от углов, соответствующих типу гибридизации. Линия связи — это прежде всего область перекрывания электронных облаков при образовании сигма-связей. Поскольку пи-связи располагаются в тех же областях межъядерного пространства, что и сигма связи, и влияют только на длину и прочность связи между двумя атомами, геометрическая конфигурация молекул определяется в основном пространственной направленностью сигма-связей. Сигма-связи так же, как и неподелённые пары, представляют собой области повышенной электронной плоскости, т.е. отрицательного заряда. Устойчивому состоянию молекулы соответствует такое пространственное расположение электронных облаков валентного слоя, при котором их взаимное оталкивание минимально. Поэтому такие электронные пары стремятся максимально оттолкнуться друг от друга, располагаясь в пространстве под возможно большим углом. Не все гибридные орбитали участвуют в оразовании связей, часть из них — несвязывающие. Электронные пары, находящиеся на этих орбиталях, также называются несвязывающими (или неподелёнными). Связывающая электронная пара локализована между двумя атомами и поэтому занимает меньше пространства, чем электронное облако несвязывающей пары. Вследствие этого отталкивающее действие несвязывающей пары проявляется в большей мере, чем связывающей.

Ч исло атомов В, непосредственно связанных с центральным атомом А, называют его координационным числом. Наличие пи-связи влияет только на величину валентного угла, но не сказывается на типе гибридизации атомных орбиталей и, следовательно, на геометрии молекулы. Только углы между сигма-связями фиксируют пространственное расположение атомов относительно друг друга.

17. Характеристики ковалентной связи.

1. Насыщаемость (валентность) — количество связей с другими атомами, которые образует данный атом. Образование связывающей два атома электронной пары исключает её участие в других химических взаимодействиях. Благодаря этому общее число связей, которые способен образовывать тот или иной атом, ограничено. Оно оределяется числом орбиталей атома, использование которых для образования химических связей энергитически выгодно; 2) Кратность — число электронных пар, участвующих в образовании связи. Увеличение кратности связи приводит к уменьшению межъядерного расстояния и упрочнению связи между атомами; 3) Прочность — эффективность перекрывания орбиталей. Прочность связей определяет реакционную способность вещества. Мерой прочности является та энергия, которую необходимо затратить на её разрыв. Эту характеристику называют энергией связи. Чем меньше энергия связи, тем менее прочной является ковалентная связь, тем больше реакционная способность вещества. Ещё одной характеристикой прочности является длина связи — расстояние между ядрами химически связанных атомов. С увеличением радиуса атомов длина связи меду ними увеличивается, а прочность — уменьшается. Пи-связь слабее сигма-связи, поэтому при химических реакциях пи-связь разрывается первой; 4) Направленность. Ковалентная связь между двумя атомами располагается таким образом, чтобы обеспечить максимальное перекрывание электронных облаков. Поскольку в образовании связей принимают участие электронные облака различной формы и ориентации в пространстве, то и ковалентные связи, образованные этими облаками, также характеризуются определённой направленностью. Направленность ковалентных связей объясняется различным расположением электронных облаков в пространстве; 5) Полярность. Если связь образована атомами одного и того же элемента, и следовательно общая пара электронов располагается симметрично между двумя атомами с одинаковой электрооотрицательностью, то она называется неполярной. Если же взаимодействуют атомы с различными электрооотрицательностями, т.е. атомы разных элементов, то общая электронная пара смещается к атому с большей электрооотрицательностью. В таких случаях возникае полярная ковалентная связь. Если молекула состоит из двух атомов, связанных между собой полярной связью, то она также называется полярной, т. е. представляет собой диполь. Но существует много молекул, которые содержат полярные связи, но сами являются неполярными. Это объясняется особенностями их пространственного строения. 6) Поляризуемость — способность электронной плотности смещаться под действием внешнего электрического поля или другого воздействия (в т. ч. и другого атома). Чем меньше атом и чем меньше у него электронов, тем он хуже поляризуется.

18. Ионная связь. Энергия кристаллической решётки.

Если различие в электрооотрицательности атомов, между которыми образуется химическая связь велико, то общая электронная пара практически полностью смещается к атому с большей электрооотрицательностью. В результате этого образуются частицы, имеющие заряды — положительно и отрицательно заряженные ионы с устойчивой электронной конфигурацией атомов ближайшего благородного газа. Противополжно заряженные ионы прочно удерживаются силами электростатического притяжения — между ними возникает химическая связь, которая называется ионной. Ионная связь возникает между атомами типичных металлов и типичных неметаллов. Характерным свойством атомов металлов является то, что они легко отдают свои валентные электроны, тогда как атомы неметаллов способны легко их присоединять. Итак, химическая связь, которая осуществляется за счёт электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов, называется ионной связью. Соединения, в которых вклад ионной связи значителен, принято называть ионными. Большинство бинарных соединений, содержащих атомы металлов, являются ионными, т.е. в них химическая связь в значительной степени ионная: галогениды, оксиды, сульфиды и др. Ионная связь возникает не только между простыми катионами и простыми анионами типа F^-, Cl^-, S^2-, но и между простыми катионами и сложными анионами типа NO3, SO4, PO4 или гидроксид-ионами OH. Подавляющее большинство солей и оснований являются ионными соединениями, например Na2SO4, Cu(NO3)2.

Так как силы электростатического взаимодействия направлены от иона во все стороны, то каждый ион может притягивать ионы потивоположного знака в любом направлении. Поэтому ионное соединение представляет собой гигантскую ассоциацию ионов противоположных знаков, расположенных в определённом порядке, в форме ионного кристалла. Наименьшей структурной единицей кристалла, отражающей все особенности структуры его кристаллической решётки, является элементарная ячейка. Строение элементарной ячейки зависит от соотношения размеров катиона и аниона. Если частицы в веществе связаны ионной связью, то оно относится к веществам с немолекулярным строением. В твёрдом агрегатном состоянии такие вещества представляют собой ионные кристаллы. Так как ионная связь является прочной, то ионные кристаллы имеют обычно высокие емпературы плавления и кипения, не имеют запаха. Сильное притяжение ионов друг к другу обусловдивает хрупкость таких веществ при разрушении, а отсутствие свободных заряженных частиц объясняет тот факт, что при комнатной температуре они плохо проводят электрический ток. Энергия кристаллической решётки, равна работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить и отделить друг от друга на бесконечное расстояние частицы, образующие кристаллическую решетку; это энергия, которую нужно затратить при образовании 1 моль кристалла из свободных ионов газообразной формы. Э. к. р. является частным случаем энергии связи. Она зависит от типа частиц (молекул, атомов, ионов), из которых построена решетка кристалла, и характера взаимодействия между ними.