Вопрос 18

Эффективные заряды атомов в молекулах. Дипольный момент связи, дипольный момент молекул. Дипольный момент молекулы и её строение на примерах ….

Связь, образованная электронами, принадлежащими обоим атомам, называется ковалентной. Ковалентная неполярная возможна лишь между одинаковыми атомами.

АВ : А⁺ ↔ В^- (электростатическое притяжение). Это ионная связь. Строго говоря, соединения с чисто ионной связью нет. Самый частый тип связи – полярная ковалентная. В этом случае общая электронная пара смещена к одному из атомов в соответствии с их электроотрицательностью. ЭО – это суммарная хар-ка способности атома отдавать и присоединять электроны. ЭО сами по себе не очень важны, важны ΔЭО. Чем больше ΔЭО, тем полярнее (ионнее) связь.

Смещение электронной плотности при образовании полярной ков. связи можно учесть, приписав атомам эффективные заряды в единицах заряда электрона (δ,+δ, -δ). Это условные величины, т.к. электрон нельзя “разделить” между атомами. Эффективные заряды определяют экспериментально и они позволяют представить полярную ковалентную связь комбинацией “чисто” ковалентной и “чисто” ионной связей.

Если связь “чисто” ковалентная, то δ=0, если ионная, то δ = ±1 (однократная), δ=±2 (двухкратная связь) и т.п.

А для полярной ковалентной связи – промежуточные значения. пример Н+0,2∙∙∙Cl-0,2 0,8*0+0,2*1 (80% ковалентной связи и 20% ионной). Так даже у CsF δ= ±0,99, значит «чисто» ионных соединений нет!

Дипольный момент связи (μ) А∙∙∙В равен произведению эффективного заряда на расстояние между ядрами атомов: μ=δ∙d. Дипольный момент молекулы равен векторной сумме дипольных моментов связей с учетом неподеленных электронных пар. Единица μ – один Дебай (1Д), 1Д=3,3∙10-30Кл*м.

Обычно μ трудно предсказать, т.к. δ и d изменяются противоположно. Например: HF; HCl; HBr: падение δ (μ падает); CsF; CsCl; CsBr: рост d (μ растет).

Что важно – чем симметричнее молекула, тем меньше ее μ, например симметричные молекулы (CO₂; BCl₃; CCl₄; PCl₅; SF₆) неполярны и имеют μ=0.

Вопрос 19

Основные положения метода молекулярных орбиталей (МО ЛКАО). Объясните парамагнитные свойства … и найдите кратность связи в … и …

Основные положения метода МО:

1) При соединении двух атомов в молекулу возможны два состояния – две МО: с более низкой энергией (Е_связ) и более высокой энергией (Е_разр). Переход электрона на первую орбиталь ведёт к образованию связи, а на вторую – не даёт. Если атомная орбиталь “переселяется” в молекулу без изменений энергии, она наз. несвязывающей.

2) Метод МО учитывает вклад в хим. связь отдельных е.

3) В первом приближении один электрон на разрыхляющей орбитали сводит на нет действие одного связывающего электрона. Отсюда кратность связи равна полуразности числа связывающих и разрыхляющих электронов.

Вопрос 20

Основные положения метода валентных связей при описании химической связи в комплексных соединениях. Рассмотрите на примерах … и …

Согласно представлениям метода ВС хим. связь в компл. соед. носит донор-акцепторный характер. Свободные пары е, которыми обладают лиганды, заполняют пустые орбитали центрального иона. Эти орбитали объединяют в гибридные комбинации в зависимости от координационного числа (к.ч).

Компл. соед. с к.ч., равным двум, описываются с позиции sp-гибридизации.

Компл. соед. с к.ч., равным трём, обычно описываются исходя из sp²-гибрид.

Компл. соед. с к.ч., равным четырём, возможны два варианта. Е_св – энергия образования связи; Е_пары – энергия образования электронной пары из неспаренных е. Если Е_св < Е_пары, то спиновое состояние центрального иона в компл. останется тем же, связь в компл. анионе характеризует sp³-гибрид., компл. ион имеет тетраэдрическое строение и характеризуется высоким спином. Если Е_св > Е_пары, то происходит обр. пары, хим. связь в этом компл. описываем с позиций dsp²-гибрид, квадратное строение и характеризуется низким спином.

Компл. соед. с к.ч., равным пяти: dsp³-гибрид.

Компл. соед. с к.ч., равным шести: ….