1 В соответствии с современными представлениями -Атом- мельчайшая химически недели-

мая частица вещества. В результате экспериментов было установлено, что атомы состоят

из ядер, в которых сосредоточена основная масса атома, и электронной оболочки. Атом-

ное ядро содержит положительно заряженные частицы- протоны и приблизительно равные

им по массе нейтроны, не имеющие заряда. Границы атома определяются электронной обо-

лочкой, состоящей из элетронов- частиц , имеющих массу, значительно меньшую масс

протонов и нейтронов и отрицательный заряд, равный заряду протонов. Число электронов

равно числу протонов, таким образом, в целом атом электронейтрален. Атомный номер═Z

равен числу протонов в атомном ядре. В электронной оболочке электронейтрального атома

содержится Z электронов. Массовое число═A равно числу протонов Z и числу нейтронов N

в атомном ядре; A = Z + N. Совокупность атомов, имеющих одинаковое количество

протонов в ядре, а следовательно и одинаковые атомный номер и заряд называют

химическим элементом. Изотопы-атомы одного элемента, различающиеся количеством

нейтронов в ядре. Ионы- электрически заряженные частицы, образующиеся при потере или

присоединении электронов атомами или группами атомов. Основы атомно-молекулярного

учения: все вещества состоят из атомов, атом-мельчайшая химически неделимая частица в-ва,

атомы разных элементов отличаются по массе, элемент-совокупность одинаковых атомов,

атомы взаимодействуют в целочисленных отношениях, образуя молекулы, молекула-

наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

Относительная атомная масcа (Ar) – безразмерная величина, равная отношению средней

массы атомов к 1/12 массы изотопа атома углерода ¹²С. Относительная молекулярная масса

(Mr) - безразмерная величина, равная отношению средней массы молекулы вещества к 1/12

массы изотопа атома углерода ¹²С. Моль ( ) –количество вещества, содержащее столько же

структурных единиц, сколько содержится в 12г изотопа атома углевода ¹²С. Моль любого

вещества содержит одинаковое число частиц 6,02*10²³. Молярная масса – масса одного моля

вещества Молярная масса – отношение массы (m) к количеству вещества ( )

2 модель Бора не дает логического обоснования природы квантования и устойчивости

стационарных состояний. Она оказывается не­пригодной для многоэлектронных атомов. Возникает

необходимость в новой модели атома. Современное квантово-механическое описание строения

атома основывается на корпускулярно-волновой природе элементарных частиц.

Корпускулярно волновой дуализм был предложен Эйнштейном для фотонов и распространен на все

эл. частицы Де-Бройлем. Гейзенберг постулировал принцип неопределенности, согласно которому

положение и импульс движения микрочастицы принципиально невозможно определить в любой

момент времени, увеличение точности определения одного уменьшает точность определения другого,

следовательно, теряет смысл понятие траектории. Шредингером было сформулировано уравнение

движения квантовой частицы. Из него вытекает в частности понятие орбитали –поверхности,

охватывающей область пространства, в которой вероятность обнаружения электрона составляет

90-95 процентов.

3 Атомы характеризуются определенным значением заряда ядра и равным ему числом электронов, которые распределяются по энергетическим уровням. Поведение электронов в атоме можно охарактеризовать четырьмя квантовыми числами: Главное квантовое число n - определяет энергию электрона и размеры электронных облаков. Энергия зависит от расстояния между электроном и ядром: чем ближе к ядру электрон, тем меньше его энергия. Т.е. главное квантовое число определяет расположение электрона на том или ином энергетическом уровне. n совпадает с номером периода, принимает численные значения 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…∞. и имеет, соответственно, буквенные обозначения К L M N O P Q. Орбитальное квантовое число l (называемое также побочным ) определяет форму электронного облака и расщепление энергетического уровня на подуровни. Принимает целочисленные значения от 0 до (n - 1) и обозначается строчными буквами l = 0 ( s ), 1( p ), 2 ( d ), 3 ( f ). Пусть n = 1, l = 0. Таким значением l характеризуются электронные облака, имеющие сферическую симметрию. Такие электроны называются s – электронами

Пусть n = 2, l = 0, 1. орбитальному квантовому числу l = 1 соответствует гантелевидная форма электронного облака (объемная восьмерка). Электроны, у которых l = 1, называются p-электронами. Электроны 2-го энергетического уровня образуют два подуровня: 2s и 2p.

Если n = 3, l = 0, 1, 2. Орбитальному квантовому числу l = 2 соответствует более сложная форма электронных облаков. Электроны, орбитальное квантовое число которых равно 2, называются d-электронами. Третий энергетический уровень содержит три подуровня: 3s, 3p, 3d.

Если n = 4, l = 0, 1, 2, 3.Орбитальному квантовому числу l = 3 соответствует еще более сложная форма электронных облаков, а электроны с l = 3, называются f - электронами. Четвертый энергетический уровень содержит четыре подуровня: 4s, 4p, 4d, 4f.

Магнитное квантовое число m_l. Характеризует ориентацию облаков в пространстве. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения – l,..,0,..,+ l. при l = 0(s), m_l = 0 соответствует одной атомной орбитали на s-подуровне;  l = 1(p), m_l = ±1, 0 – три возможных ориентации соответствуют трем атомным орбиталям на p – подуровне, и т.д. Спиновое квантовое число m_s. Оно имеет только два значения + 1/2 и -1/2. Положительные и отрицательные значения спина связаны с его направлением. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками 

4 Электронные формулы описывают распределение электронов в атомах по энергетическим уровням и орбиталям. Пример электронной формулы: 1S22S22P1 . Формула соответствует элементу B(бор) и говорит о том что на 1 уровне на S-орбитали находится 2 электрона , на 2 уровне на S и P орбиталях находится соответственно 2 и 1 электронов. Заполнение орбиталей происходит в соответствии с принципом Паули, правилом Хунда и двумя правилами Клечковского. Принцип Паули. В атоме не может быть 2 электронов, имеющих одинаковые значения всех 4 квантовых чисел. На одной орбитали может расположиться не более 2 электронов. Правило Хунда. При заполнении энергетического подуровня суммарный спин должен быть максимальным. Правила Клечковского: первыми заполняются орбитали с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l) . При одинаковых значениях (n+l) первой заполняется орбиталь с меньшим значением n.

5. В 1869 г. Д. И. Менделеев сообщил об открытии периодического закона, современная формулировка которого сле­дующая. Свойства элементов, а также строение и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов и определяются однотипными периодически повторяющимися конфигурациями атомов. Наглядным выражением закона служит периодическая сис­тема Д. И. Менделеева. Все элементы делятся на s p d f в зависимости о того, на какой подуровень попадает последний электрон. S и p- элементы главных подгрупп, d и f –побочных Номер периода совпадает с главным квантовым числом, числом энергетических уровней, номером внешнего уровня . Для элементов главных подгрупп число электронов = номеру группы. На внешнем уровне не может быть больше 8 электронов. У элементов побочных подгрупп идет заполнение предвнешнего слоя, внешняя оболочка образована 1 или 2 s-электронами, поэтому химические свойства всех элементов побочных подгрупп близки друг к другу . Каждый период начинается s - элементом (s¹ щелочной металл) и заканчивается p – элементом (s²p⁶ инертный газ). 1 период содержит 2 s – элемента. 2-3 содержит по 2 s – элемента и 6 р – элементов. В 4-5 между s и p вклиниваются d и f элементы.

6-7 Свойства всех химических элементов зависят от конфигурации электронной оболочки атома элемента. Различают металличность -способность атомов отдавать электроны и неметалличность -способность электроны присоединять. Энергия ионизации -энергия необходимая для отрыва электрона от атома, чем она меньше, тем сильней металлические свойства элемента, энергия сродства к электрону - энергия, выделяющиеся при присоединению электрону к нейтральному атому, чем она больше, тем сильнее неметаллические свойства элемента. Электроотрицательность- величина , характеризующая способность атомов отдавать электроны. Электроотрицательность равна сумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Чем она выше, тем силнее неметаллшические свойства элемента. Вследствие того, что заполнение электронных орбиталей происходит в соответствии с определенными закономерностями (принцип Паули, правило Хунда, правила Клечковского) конфигурации электронных оболочек оказываются периодически повторяющимися. Для элементов, находящихся в одной группе и подгруппе они совпадают, вследствие этого они имеют схожие свойства(так все элементы первой группы- щелочные металлы) Также на химические свойства оказывает влияние изменение радиуса атома -чем больше радиус, тем легче атомы отдают электрон. Кроме того существенным является экранирование ядра атома при увеличении количества электронных оболочек. В группе при движении вниз растет количество энергетических уровней, радиус увеличивается, растет экранирование ядра , ослабевает взаимодействие атома с внешним электроном, снижается энергия ионизации, падает сродство к электрону, снижается электроотрицательность. Как следствие- металлические свойства элементов растут. В периоде при движении слева направо количество уровней не меняется, растет заряд ядра, радиус не меняется, усиливается взаимодействие атома с внешним электроном, Как следствие растут энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность. Неметаллические свойства усиливаются.

8 Ковалентная связь между атомами возникает при перекрывании их атомных орбиталей с образованием молекулярных орбиталей (МО). Различают два механизма образования ковалентной связи.

ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ - в образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному электрону:

ДOНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ - образование связи происходит за счет пары электронов атома-донора и вакантной орбитали атома-акцептора:

Характеристики ковалентной связи не зависят от механизма ее образования.

Ковалентная связь характеризуется направленностью , насыщаемостью, кратностью, длиной и энергией связи. Энергия связи – энергия, выделяющаяся при ее образовании, или необходимая для разъединения двух связанных атомов. Энергия связи характеризует ее прочность. Длина связи – расстояние между центрами связанных атомов. Чем меньше длина, тем прочнее химическая связь Кратность-число электронных- пар связывающих атомы. Чем выше кратность связи, тем она короче и прочнее. Так как атомные орбитали пространственно ориентированы, то перекрывание электронных облаков происходит по определенным направлениям, что обусловливает направленность ковалентной связи. Количественно направленность выражается в виде валентных углов между направлениями химической связи в молекулах и твердых телах. Связь направлена так, чтобы возможность перекрывания электронных облаков была максимальной .Насыщаемость определяется количеством неспаренных электронов на внешнем слое. При возбуждении атома происходит распаривание и промотирование электронов на свободные орбитали. В результате валентные возможности атома возрастают. Промотирование энергетически выгодно только в пределах одного уровня. Промотирование обьясняет переменную валентность атомов.

Полярность ковалентной связи. Если ковалентная связь образо­вана одинаковыми атомами, например Н—Н, О=О, Сl—Сl, N=N, то обобществленные электроны равномерно распределены между ними. Такая связь называется ковалентной неполярной связью . Если же один из атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается в сторону этого атома. В этом случае возникает полярная ковалентная связь. Критерием спо­собности атома притягивать электрон может служить электроотрица­тельность. Чем выше ЭО у атома, тем более вероятно смещение элек­тронной пары в сторону ядра данного атома. Поэтому разность электроотрицательности атомов характеризует полярность связи.

Ковалентная неполярная связь.

При взаимодействии атомов с одинаковой электроотрицательностью образуются молекулы с ковалентной неполярной связью. Такая связь существует в молекулах следующих простых веществ: H2, F2, Cl2, O2, N2. Химические связи в этих газах образованы посредством общих электронных пар, т.е. при перекрывании соответствующих электронных облаков, обусловленном электронно-ядерным взаимодействием, которые осуществляет при сближении атомов.

Ковалентная полярная связь.

При взаимодействии атомов, значение электроотрицательностей которых отличаются, но не резко, происходит смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому. Это наиболее распространенный тип химической связи, которой встречается как в неорганических, так и органических соединениях. К ковалентным связям в полной мере относятся и те связи, которые образованы по донорно-акцепторному механизму. образование иона аммония по донорно-акцепторному механизму.

9 Метод валентных связей.

Метод валентных связей впервые был использован в 1927 г. Немецким учеными В. Гейтлером и Ф. Лондоном, которые провели квантово-механический расчет атома водорода. В методе ВС предполагается, что атомы в молекуле сохраняют свою индивидуальность. Электронная пара заселяет орбиталь то одного, то другого атома. Гейтлер и Лондон показали, что при сближении двух атомов водорода с антипаралельными спинами происходит уменьшение энергии системы, что обусловлено увеличением электронной плотности в пространстве между ядрами взаимодействующих атомов. При сближении атомов с параллельными спинами энергия системы возрастает и молекула в этом случае не образуется. Метод ВС базируется на следующих основных положениях: 1) химическая связь между двумя атомами возникает как результат перекрывания АО с образованием электронных пар. 2) атомы, вступающие в химическую связь, обмениваются между собой электронами, которые образуют связывающие пары. В образовании общих электронных пар могут участвовать только не спаренные электроны атомов. Энергия обмена электронами между атомами вносит основной вклад в энергию химической связи. Дополнительный вклад дают кулоновские силы взаимодействия частиц. 3) в соответствии с принципом Паули химическая связь образуется лишь при взаимодействии электронов с антипаралельными спинами. 4) характеристики химической связи определяются типом перекрывания АО

Кривая зависимости энергии связи между молекулами от расстояния

10 Валентность – способность атома к образованию химических связей. Мера валентности - число химических связей. Валентные возможности атома определяются числом неспаренных(валентных) электронов на внешнем слое и числом связей, которые могут быть образованы по донорно-акцепторному механизму.Степень окисления - условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что все связи имеют ионный характер. Это означает, что более электроотрицательный атом, смещая к себе одну электронную пару, приобретает заряд -1, две электронных пары - заряд -2. Связь между одинаковыми атомами не дает вклада в степень окисления. Таким образом, связь между атомами С-С соответствует нулевой степени их окисления. В связи C-H углероду как более электроотрицательному атому соответствует заряд -1, а в связи C-O заряд углерода (менее электроотрицательного) равен +1. Степень окисления атома в молекуле подсчитывается как алгебраическая сумма зарядов, которые дают все связи данного атома.Так, в молекуле CH₃Cl три связи C-H дают суммарный заряд на атоме C, равный -3, а связь C-Cl - заряд +1. Следовательно, степень окисления атома углерода в этом соединении равна:

- 3+1=-2.

В возбужденном состоянии валентность атомов увеличивается. Это связано с явлением распаривания и промотирования(перехода на свободную орбиталь) электронов внешнего слоя.

11.

Химическая связь - межатомное взаимодействие, обусловленное перекрыванием внешних электронных оболочек атомов сопровождающееся понижением общей энергии образовавшейся системы. Химическая связь может образовываться путем предоставления от каждого из атомов по одному или нескольким неспаренным электронам (кратные связи) с образованием электронных пар (ковалентная связь), либо при доминировании одним атомом электронной пары, а другим атомом вакантной электронной орбитали (донорно-акцепторная связь). В образовании химической связи участвуют только электроны внешней электронной оболочки, а внутренние электронные уровни не затрагиваются. В результате, при образовании химической связи у каждого атома образуется заполненная электронная оболочка внешнего электронного уровня, состоящая из двух (дуплет) или восьми (октет) электронов. Химическая связь характеризуется длиной и энергией. Длина химической связи это расстояние между ядрами связанных атомов. Энергия химической связи показывает сколько необходимо затратить энергии на разведение двух атомов, между которыми существует химическая связь, на расстояние, при котором эта химическая связь будет разорван. Основные типы химической связи- ковалентная , ионная, водородная, металлическая.

Насыщаемость связи обеспечивает постоянный состав молекул и определяет понятие валентность. Если в атоме имеется п неспаренных электронов, то этот атом может образовать п химических связей с другими атомами, имеющими по одному неспаренному электрону. Поэтому валентность элемента равна числу неспаренных электронов в атоме или числу образующихся ковалентных связей. Положение о насыщаемости выводится из принципа Паули и означает, что каждый электрон может участвовать в образовании только одной ковалентной связи. 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.

В качестве количественной меры полярности связи используются так называемые эффективные заряды на атомах.

Эффективный заряд определяется как разность между зарядом электронов, находящимся в некоторой области пространства вблизи ядра, и зарядом ядра. Однако эта мера имеет лишь условный и приблизительный смысл, поскольку невозможно однозначно выделить в молекуле область, относящуюся исключительно к отдельному атому, а при нескольких связях — к конкретной связи.

Наличие эффективного заряда может быть указано символами зарядов у атомов (например, Н^+δ — Cl^−δ, где δ — некоторая доля элементарного заряда).

12 Водородная связь. Данный вид связи лишь условно можно назвать химическими и правильней его относить к межмолекулярным и внутримолекулярным взаимодействиям. Водородная связь возникает между связанным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой молекулы. Водородная связь имеет частично электростатическую, а частично донорно-акцепторную природу. Наглядным примером реализации такой связи может служить объединение нескольких молекул воды в кластеры. В молекуле воды атом кислорода смещает на себя электронную плотность приобретая частичный отрицательный заряд, а водород соответственно - частично положительный и может взаимодействовать с неподеленной электронной парой кислорода соседней молекулы. Водородная связь может возникать не только между разными молекулами, но и внутри самой молекулы.. Ван-дер-ваальсово взаимодействие возникает за счет возникновения наведенных дипольных моментов. Такой вид взаимодействия может возникать как между разными молекулами, так и внутри одной молекулы между соседними атомами за счет возникновения дипольного момента у атомов при движении электронов. Ван-дер-ваальсово взаимодействие может быть притягивающим и отталкивающим. Межмолекулярное взаимодействие носит характер притяжения, а внутримолекулярное - отталкивания. Внутримолекулярное ван-дер-ваальсово взаимодействие оказывает существенный вклад в геометрию молекулы. Образование межмолекулярных водородных связей приводит к существенному изменению свойств веществ: повышению вязкости, диэлектрической постоянной, температур плавления и кипения, теплот парообразования и плавления. Например, вода, фтороводород и аммиак имеют аномально высокие температуры кипения и плавления. Под влиянием водородных связей изменяются и химические свойства. Так как многие соединения содержат ковалентные полярные связи Н–О и Н–N, то водородные связи очень распространены. Они проявляются не только в воде, но и в различных кристаллических веществах, полимерах, белках, живых организмах.. Вследствие невысоких значений энергии водородные связи относительно легко разрушаются и вновь возникают. Энергия водородной связи возрастает с увеличением электроотрицательности (ЭО) и уменьшением размеров атомов В. Поэтому наиболее прочные водородные связи возникают, когда в качестве атомов В выступают F, О или N

13-14 В зависимости от расстояния между частицами, составляющими вещество, и от характера и энергии межмолекулярного взаимодействия(ММВ) между ними вещество может находиться в одном из трех агрегатных состояний: в твердом, жидком и газообразном.

В газовом состоянии энергия взаимодействия частиц между собой гораздо меньше их кинетической энергии:

Е_ММВ << Е_кин.

Поэтому молекулы (атомы) газа не удерживаются вместе, а свободно перемещаются в объеме, значительно превышающем объем самих частиц. Силы межмолекулярного взаимодействия проявляются, когда молекулы подходят друг к другу на достаточно близкое расстояние. Слабое межмолекулярное взаимодействие обусловливает малую плотность газа, стремление к безграничному расширению, способность оказывать давление на стенки сосуда, препятствующие этому стремлению. Молекулы газа находятся в беспорядочном хаотическом движении, и в газе отсутствует какой-либо порядок относительно расположения молекул.

Состояние газа характеризуют: температурой - T, давлением - р и объемом - V. При малых давлениях и высоких температурах все типичные газы ведут себя приблизительно одинаково. Но уже при обычных и, особенно, пониженных температурах и высоких давлениях начинают проявляться индивидуальности газов. Повышение внешнего давления и понижение температуры сближает частицы газа, поэтому межмолекулярное взаимодействие начинает проявляться в большей степени. Для таких газов уже нельзя применять уравнение Менделеева-Клапейрона, а следует применять уравнение Ван-дер-Ваальса:

где a и b - постоянные члены, учитывающие наличие сил притяжения между молекулами и собственный объем молекул, соответственно.При сжатии газов, когда происходит значительное увеличение их плотности, силы ММВ становятся все более ощутимыми, что приводит к созданию условий для образования из молекул различных ассоциатов. Ассоциаты относительно неустойчивые группы молекул. Из природы составляющих ММВ следует, что универсальные силы взаимодействия увеличиваются при увеличении размеров атомов (резко растет поляризуемость, поэтому чем тяжелее однотипные частицы (атомы или молекулы) вещества, тем обычно выше степень их ассоциации при данной температуре, тем при более низких температурах такое вещество переходит из газа в жидкость.

В жидкости силы ММВ соизмеримы с кинетической энергией движения молекул:

Еммв  Екин.

Поэтому жидкость обладает свойством текучести, принимает форму сосуда, в который она помещена. Особенность структуры жидкости заключается в том, что отсутствует дальний, но присутствует ближний порядок расположения молекул. Проявление ближнего порядка заключается в том, что молекулы, расположенные в 1-й сфере окружения данной молекулы, в большей мере задерживаются около нее и, таким образом, определяют некоторую упорядоченность. Однако, в жидкостях может проявляться и еще большая упорядоченность с элементом дальнего порядка. Это происходит в тех случаях, когда универсальные силы ММВ дополняются специфическими силами ММВ.(водородная связь)

Для твердого состояния справедливо соотношение энергий:

Е_ММВ > Е_кин.

Твердое состояние вещества, в основном, встречается в виде кристаллов. Кристаллы состоят из частиц (атомов, молекул, ионов) вещества, определенным образом ориентированных друг относительно друга. Характер этой ориентации таков, что и достаточно удаленные от выбранной частицы вещества находятся в строго определенном положении и на фиксированном расстоянии. Это свойство называется наличием дальнего порядка в кристаллах. Формы кристаллов могут быть различными.

15 Характерным признаком кристаллического состояния является наличие системы строго упорядоченных частиц, которая называетсякристаллической решеткой. Кристаллическая решетка может быть получена определенным перемещением (трансляцией) в пространстве некоторой наименьшей группировки частиц, называемой элементарной ячейкой.

Особенностями кристаллов являются: высокая степень упорядоченности (наличие ближнего и дальнего порядка), определенная симметрия образуемых ими элементарных ячеек и, как следствие, анизотропия (т.е. зависимость от направления) свойств.

В зависимости от того, какие частицы лежат в узлах кристаллической решетки, различают ионные, атомные, молекулярные и металлические решетки.

Ионная решетка состоит из ионов противоположного знака, чередующихся в узлах. При этом ионы могут быть простыми (Na⁺, Cl^- ..) и сложными (NH₄⁺, NO₃^-...). В связи с тем, что ионная связь - ненасыщенна и ненаправленна, ионная решетка характеризуется высокими координационными числами (к.ч. = 6,8) . Координационое число - количество ближайших частиц, окружающих выбранную. Из-за высокой прочности ионной связи ионные кристаллические решетки прочны, а их кристаллы имеют высокие температуры плавления. Примеры соединений с ионными кристаллическими решетками: NaCl, NH₄NO₃ и др.

Атомная решетка состоит из атомов, связанных ковалентными связями, например, в алмазе, графите. Координационные числа здесь определяются количеством s-связей центрального атома с окружающими его и не достигают больших значений (часто около 4). Вследствие высокой прочности ковалентной связи такие решетки очень прочные, а вещества характеризуются высокими температурами плавления. Известно, что алмаз - самое твердое естественное вещество.

Молекулярная решетка содержит в узлах молекулы, которые связаны между собой за счет межмолекулярных сил. Молекулярные решетки - малопрочные, а вещества с такими решетками (твердые H₂, O₂, N₂, CO₂, H₂O) имеют обычно низкие температуры плавления.

Металлическая решетка может быть условно изображена в виде положительно заряженных ионов, располагающихся в узлах, и электронов, движущихся в междоузлиях. Координационное число здесь достигает больших значений (8-12). Прочность металлической решетки изменяется в широких пределах и сильно зависит от наличия чужеродных примесей. В металлах существует химическая связь, называемая металлической связью. В принципе, металлическая связь - особый вид ковалентной связи. Она возникает в результате “массового” перекрывания облаков внешних (валентных) электронов атомов металла.

16  Одно из наиболее существенных свойств атомов элементов, определяющих, какая связь образуется между ними – ионная или ковалентная, - это Электроотрицательность, т.е. способность атомов в соединении притягивать к себе электроны. Условную количественную оценку электроотрицательности дает шкала относительных электроотрицательностей. В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности элементов, а в группах – их падения. Элементы по электроотрицательностям располагают в ряд, на основании которого можносравнить электроотрицательности элементов, находящихся в разных периодах. Тип химической связи зависит от того, насколько велика разность значенийэлектроотрицательностей соединяющихся атомов элементов. Чем больше отличаются по электроотрицательности атомы элементов, образующих связь,тем химическая связь полярнее. Провести резкую границу между типами химических связей нельзя. В большинстве соединений тип химической связи оказывается промежуточным; например, сильнополярная ковалентная химическая связь близка к ионной связи. В зависимости от того, к какому из предельных случаев ближе по своему характеру химическая связь, ее относят либо к ионной, либо к ковалентной полярной связи. Ионная связь является крайним случаем поляризованной ковалентной связи, когда общая электронная пара полностью принадлежит одному из атомов. В таком случае на одном из атомов реализуется полностью положительный заряд, а на другом - полностью отрицательный. Такой тип связи характерен для солей. Например, хлорид натрия - NaCl. Каждый из атомов предоставляет по одному электрону для образования общей электронной пары. Однако Cl полностью смещает к себе образовавшуюся электронную пару и тем самым приобретает полный отрицательный заряд, а Na, не имеющий в таком случае на внешнем электронном уровне ни одного электрона, имеет полный положительный заряд. Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.

17 Пространственное строение молекул зависит от природы химической связи, возникающей между атомами, а следовательно, структуры их электронной оболочки. Так как в химической связи могут участвовать электроны s -, p -, d - и f - типа от каждого из взаимодействующих атомов, то от типа и числа электронов, а также от возможности образования гибридных связей зависит строение молекул. Часто химические связи образуются за счёт электронов, расположенных на разных атомных орбиталях (например, s – и р – орбитали). Несмотря на это, связи оказываются равноценными и расположены симметрично, что обеспечено гибридизацией атомных орбиталей. Гибридизация орбиталей - это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей.В результате гибридизации появляются новые гибридные орбитали, которые ориентируются в пространстве таким образом, чтобы после их перекрывания с орбиталями других атомов образующиеся электронные пары оказались максимально удалёнными друг от друга. Это сводит к минимуму энергию отталкивания электронов в молекуле.Гибридизация не является реальным процессом. Это понятие введено для описания геометрической структуры молекулы. Форма частиц, возникающих при образовании ковалентных связей, в которых участвуют гибридные атомные орбитали, зависит от числа и типа этих орбиталей. При этом σ – связи создают жёсткий «скелет» частицы:

Орбитали, участвующие в гибридизации. Тип гибридизации Пространственная форма молекулы Примеры

S,P sp – гибридизация Линейная BeCl2

s, p, p sp² – гибридизация Треугольная (плоская тригональная) AlCl₃

s, p, p, p sp³ – гибридизация Тетраэдрическая СH₄

Если электронные облака перекрываются по линии, соединяющий центры атомов, то такую ковалентную связь называют сигма( )-связью

Ковалентная связь, образующаяся путем бокового перекрывания р-орбиталей соседних углеродных атомов, называется пи( )-связью.