12. Метод молекулярных орбита лей (мо). Объяснения свойств двухатомных молекул, содержит элементы I и II периода на основе метода мо.

Метод молекулярных орбиталей исходит из того, что каждую молекулярную орбиталь представляют в виде алгебраической суммы (линейной комбинации) атомных орбиталей.

-Удаление электрона со связывающей орбитали уменьшает энергию связи в молекулярном ионе (N2+ и N2 ), а удаление электрона с разрыхляющей орбитали приводит к увеличению энергии связи в молекулярном ионе в сравнении с молекулой ( O2+ и O2 ). -Потенциал ионизации молекулы ( больше потенциала ионизации атома (, если в молекуле верхний заполненный уровень – связывающий. И наоборот, меньше, чем , если верхний заполненный уровень – разрыхляющий. Схема МО легко объясняет наличие неспаренных электронов.

13.Механизм образования ионной связи, его свойства. Эффективные заряды атомов в молекулах, степень окисления, правила его исчисления. Связь между степенями окисления те положением елемтив в периодической таблице.

Ионная связь – такая связь, при которой преобладают электростатические взаимодействия между атомами. И.с. возникает между элементами, которые значительно отличаются по величинам электроотрицательности. Ионы занимают в пространстве строго определенное место. Вокруг ионов образуется оболочка растворителя. При кристаллизации из раствора образуется кристаллическая решетка. Валентность атомов в соединениях определяется по числу потерянных или приобретенных электронов. Понятие молекулы не применимо в случае ионной связи. Весь кристалл представляет собой одну гигантскую молекулу.

ЭФФЕКТИВНЫЙ ЗАРЯД АТОМА, характеризует разность между числом электронов, принадлежащих данному атому в хим. соед., и числом электронов своб. атома.

Сте́пень окисле́ния (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов. В нейтральной молекуле сумма степеней окисления всех элементов равна нулю, а в ионе - заряду иона. Степень окисления в ряде случаев не совпадает с валентностью. Степень окисления зачастую не совпадает с фактическим числом электронов, которые участвуют в образовании связей. Истинные заряды атомов в соединениях, определённые экспериментальным путём, также не совпадают со степенями окисления этих элементов.

14.Полярнисть химической связи и электроотрицательность элементов. Полярные и неполярные молекулы. Дипольный момент. Типы межмолекулярного взаимодействия. Водневний связь, его влияние на физические свойства веществ.

Полярность химических связей — характеристика химической связи, показывающая изменение распределения электронной плотности в пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах.

Эле́ктроотрица́тельность (χ) — фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары.

Молекулы, которые образованы атомами разных элементов, могут быть полярными и неполярными. Это зависит от геометрической формы.

Если форма симметрична, то молекула неполярна (BeH2, BF3, CH4, CO2, SO3), если асимметрична (из-за наличия неподелённых пар или неспаренных электронов), то молекула полярна (NH3, H2O, SO2, NO2).

Дипольный момент электрический, векторная величина, характеризующая асимметрию распределения положительных и отрицательных зарядов в электрически нейтральной системе. Два одинаковых по величине заряда +q и —q образуют электрический диполь с дипольный момент m = q l, где l - расстояние между зарядами. Для системы из n зарядов qi радиусы-векторы которых ri, мю = сумм qi*ri

Межмолекулярные связи (взаимодействия) носят как электростатический, так и донорно-акцепторный характер (орбитальное связывание). Среди межмолекулярных взаимодействий можно выделить диполь-дипольное. Очевидно, что два диполя будут ориентироваться относительно друг друга противоположными полюсами . Другой тип межмолекулярного взаимодействия – индукционное. Любой диполь, безусловно, оказывает электростатическое воздействие на рядом находящиеся неполярные молекулы, вызывая их поляризацию. Возможно межмолекулярное взаимодействие и между совершенно неполярными молекулами. Следствием подобных сдвигов электронной плотности является взаимное притяжение атомов. Данное взаимодействие называется дисперсионным и позволяет объяснить возможность существования конденсированных фаз (жидкой и твердой) для совершенно неполярных атомов и молекул, например для гелия.

Водородная связь — форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. Связь этого типа, хотя и слабее ионной и ковалентной связей, тем не менее играет очень важную роль во внутри- и межмолекулярных взаимодействиях. Водородные связи во многом обусловливают физические свойства воды и многих органических жидкостей (спирты, карбоновые кислоты, амиды карбоновых кислот, сложные эфиры).