8. Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность, поляризуемость. Полярность связи и молекулы.

1. Насыщаемость- способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. 2. Направленность ковалентной связи определяет пространственную структуру молекул.

3. Полярность ковалентной связи. Если ковалентная связь образована одинаковыми атомами, то обобществленные электроны равномерно распределены между ними. Такая связь называется ковалентной неполярной. Если же один из атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается в сторону этого атома и в этом случае возникает полярная ковалентная связь.

Мерой полярности связи служит электрический момент диполя μ_св, равный произведению эффективного заряда на длину диполя:

Поляризация химической связи — асимметрия (смещение) электронной плотности, связывающей молекулярной орбитали ковалентной связи. Полярная связь — химическая связь, обладающая постоянным электрическим дипольным моментом вследствие несовпадения центров тяжести отрицательного заряда электронов и положительного заряда ядер.

9. Гибридизация атомных орбиталей и пространственное строение атомов и ионов.

Гибридизация – это явление смешения  атомных орбиталей или электронных облаков, приводящее к образованию новых гибридных облаков одинаковой формы и одинаковой энергии.

Гибридные орбитали вытянуты по направлению к соседним атомам, что приводит к более полному перекрыванию электронных орбиталей, образованию более прочной химической связи и к выигрышу энергии.

Форма гибридной атомной орбитали отличается от формы исходных атомных орбиталей.

Ковалентная связь, которая образуется при перекрывании атомной орбитали вдоль линии, связывающей ядра взаимодействующих атомов, называется σ– связью (сигма связь).

Если на внешней оболочке атома имеются два электрона, один в s- состоянии а другой в р- состоянии, то при затрате некоторой энергии вместо исходных s- и р- орбиталей могут образоваться две гибридные sp- орбитали . Они вытянуты вдоль прямой в противоположных направлениях.

10. Метод молекулярных орбиталей. Описание молекулы по методу мо.

Теория молекулярных орбиталей (МО) дает представление о распределении электронной плотности и объясняет свойства молекул.

В этой теории квантовомеханические зависимости для атома распространены на более сложную систему — молекулу. Молекула рассматривается как целое, а не как совокупность сохранивших индивидуальность атомов. В молекуле (как и в атоме) имеются дискретные энергетические состояния отдельных электронов (молекулярные орбитали) с их самосогласованным движением в поле друг друга и всех ядер молекулы

11. Ионная связь. Особенности структуры и свойств ионных соединений. Энергия кристаллической решетки. Координационные числа ионов и типы кристаллических структур.

Ионная связь — очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,5 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.

Характерной особенностью ионной связи является ее ненасыщаемость и ненапрвленность. Ионная связь является прочной (энергия ионной связи, как правило, больше энергии ковалентной), а потому ионные соединения, как правило, тугоплавки и высококипящи.

ЭНЕРГИЯ КРИСТАЛЛИЧЕСКОЙ РЕШЕТКИ

— энергия (U), затрачиваемая на разрыв кристаллической решетки на ее составляющие с переносом на расстояние отсутствия взаимодействия, взятая с обратным знаком.

где a — коэф. Маделунга, W₁ и W₂ — валентности ионов, R — межатомное расстояние, Ne²— произведение числа Авогадро на элементарный заряд электрона в квадрате, га — коэф. отталкивания электронных оболочек. 

Окружение иона, состоящее из ионов противоположного знака, характеризуется координационным числом этого иона.

1. Молекулярные кристаллы.

2.    Атомно-ковалентные кристаллы

3.    Ионные кристаллы.

4.    Металлические кристаллы.

5. Кристаллы со смешанными связями