Вопрос 16) Процедура наложения валентных схем в методе валентных связей для объяснения дробной кратности связи на примерах молекул … и иона …

Классический метод ВС не способен объяснить дробный характер связи, а многие частицы характеризуются именно такими связями. Был предложен оригинальный подход. Реальное распределение связей в частице представляется результатом наложения двух схем с различной кратностью связей. Например, полуторная = наложение однократной связи и двойной.

В молекуле N₂O характеристики связи между атомами азота соответствуют кратности 2,5 ((3+2)/2); а связь между атомами азота и кислорода примерно полуторная ((1+2)/2). Подобного распределения связей можно добиться наложением двух валентных схем:

N≡N⁺-O^- ↔ N^- =N⁺=O

N≡N→O ↔ N←N=O

Что приводит к след. распределению связей: N=N-O. Для нитратного аниона:

O^--N⁺ ↔O=N⁺ ↔O^--N⁺ или O^--N ↔O=N ↔O←N

В результате приходим к выводу, что все связи одинаковые, анион имеет форму правильного треугольника, кратность связи азот-кислород равна 4/3.

HN₃ : H-N=N⁺=N^-↔H-N^--N⁺≡N или H-N=N=N↔H-N^←N≡N , H-N-N=N

Вопрос 17) Модель отталкивания локализованных электронных пар (метод Гиллеспи). Основные положения на примере молекул ….

Простым и удобным методом предсказания геометрии молекул является модель отталкивания локализованных электронных пар или метод Гиллеспи, имеющий в своей основе метод ВС. Исходными данными для указанного метода являются число связанных с центральным атомом других атомов, валентные возможности всех связанных атомов, количество электронов на внешнем слое центрального атома. Основные положения:

1) Каждая электронная пара, как образующая связь, так и неподеленная, занимает определенное место в пространстве (локализованная электр. пара). Облако двойной и тройной связи рассматривается как единое. Разумеется, электронные пары (эл. облака) отталкиваются.

2) В зависимости от числа локализованных электронных пар они располагаются в пространстве след образом:

2 – линейная конфигурация

3 – правильный треугольник

4 – тетраэдр

5 – правильная тригональная бипирамида

6 – октаэдр

7 – октаэдр с искажением или правильная пентагональная пирамида.

Процедура работы: центральный атом – А (самый многовалентный атом), связанный с ним другой атом – В, неподеленная электронная пара – Е; общее число партнеров центрального тома по хим. связи – n; а число неподеленных эл. пар у него – m. AB_nE_m. Возможные дополнения:

а) облако двойной связи занимает в пространстве большее место, чем облако однократной связи.

б) облако тройной связи занимает в пространстве большее место, чем облако двойной связи и тем более, чем облако однократной связи.

в) в случае полярной ковалентной связи электронное облако сконцентрировано в большей степени возле более электроотрицательного атома.

г) облако неподеленной электронной пары занимает в пространстве большее место, чем облако однократной.

д) все электроны, образующ. хим. связи, считаются равноценными независимо от их вида (s,p,d,f).

е) атомный состав (ядро, внутр. оболочка) не оказывает влияния на расположение валентных электронов.

ж) эл. пары располагаются в пространстве таким образом, чтобы отталкивание между ними было минимальным.

з) строение молекулы определяется в пространстве связывающих электронных пар.   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.