Ковалентные связи углерода

Число групп, связанных с углеродом	Тип гибридизации	Типы участвующих химических связей	Примеры формул соединений
4	sp3	Четыре  - связи
3	sp2	Три   - связи и одна  - связь
2	sp	Две   - связи и две  -связи	H–C C–H

Метод Гиллеспи (Теория отталкивания электронных пар валентного уровня) Рассматривается многоатомная молекула или ее фрагмент в которой центральный атом А связан с каждым из атомов В, которые между собой не связаны. В могут быть и одинаковыми и разными. Электронные пары валентного уровня делятся на связывающие (по числу двухэлектронных связей с атомами В) и на неподеленные-не участвующие в образовании связей. Минимуму отталкивания отвечает такое расположение пар вокруг центрального атома, при котором они максимально удалены друг от друга. Определяем Стерическое число равное сумме присоединенных атомов и неподеленных электронных пар. Согласно значению стерического числа определяем конфигурацию молекулы. 2-линейная,3-плоская тригональная, 4-тетраэдрическая,5-тригональная бипирамида.6-октаэдр.

16. Межмолекулярные взаимодействия: ориентационное, индукционное, дисперсионное. Энергия межмолекулярного взаимодействия.

Силы межмолекулярного взаимодействия имеют электрическую природу. Они характеризуют электростатическое притяжение или отталкивание, возникающее между полярными молекулами и неполярными, в которых возникают диполи под действием внешних факторов. Такие силы называют силами Ван-дер-Ваальса.

На сравнительно больших расстояниях между молекулами, когда их электронные оболочки не перекрываются, проявляется только действие сил притяжения. Если молекулы полярны, то возникает электростатическое взаимодействие их друг с другом, называемое ориентационным. Оно тем значительнее, чем больше дипольный момент молекул (Мерой полярности связи служит электрический момент диполя μсв, равный произведению эффективного заряда δ на длину диполя lд μсв= δ* lд). Повышение температуры ослабляет это взаимодействие, так как тепловое движение нарушает взаимную ориентацию молекул. Притяжение полярных молекул быстро уменьшается с расстоянием между ними. Теория (В. Кеезом, 1912 г.) дает следующее соотношение для энергии ориентационного взаимодействия между двумя одинаковыми полярными молекулами: где m – дипольный момент молекулы; N_A – число Авогадро; R – универсальная газовая постоянная; Т –абсолютная температура; r – расстояние между двумя взаимодействующими молекулами. Это соотношение выполняется вполне точно для условий высоких температур и небольших давлений, когда расстояние между диполями значительно больше длины диполя.

Неполярные молекулы, попав в поле соседних полярных частиц (молекул, ионов), поляризуются, в них возникает индуцированный дипольный момент. Взаимодействие индуцированных диполей тем значительнее, чем легче деформируется молекула. Энергия взаимодействия таких молекул возрастает с увеличением дипольного момента и быстро уменьшается с ростом расстояния r между ними, но от температуры не зависит, так как наведение диполей происходит при любом пространственном расположении молекул. Для энергии индукционного взаимодействия между двумя одинаковыми полярными молекулами следующее соотношение: где a – поляризуемость молекулы.

Энергия межмолекулярного притяжения не ограничивается слагаемыми Uср, Uинд. Для таких неполярных веществ, как Ne и Ar, оба этих слагаемых равны нулю, тем не менее благородные газы сжижаются, что свидетельствует о наличии еще одной составляющей межмолекулярных сил.

Эта составляющая связана с движением электронов в молекулах. Систему электрон – ядро можно рассматривать как диполь, отрицательный полюс которого (электрон) быстро перемещается. В молекулах, находящихся на небольшом расстоянии друг от друга, движение электронов становится в известной мере согласованным, так что диполи «ядро-электрон» оказываются часто обращенными друг к другу противоположно заряженными полюсами. Это обусловливает притяжение молекул. Данное взаимодействие называют дисперсионным (это название связано с тем, что колебания электрических зарядов вызывают дисперсию света – различное преломление лучей света, имеющих разные длины волн). Дисперсионные силы действуют между частицами любого вещества. Энергия дисперсионного взаимодействия между двумя одинаковыми частицами приближенно выражается уравнением где – постоянная Планка; n0 – частота колебаний молекулы, отвечающая нулевой энергии частицы Е0, т. е. энергии при T = 0 (нулевая энергия колеблющейся частицы выражается соотношением E0 = hn0/2); a – поляризуемость частицы, величину hv0 приближенно можно считать равной энергии ионизации.

Кроме сил притяжения между молекулами действуют силы отталкивания. Энергия отталкивания приблизительно пропорциональна r–12. Суммарная энергия межмолекулярного взаимодействия описывается соотношением где m и n –постоянные, зависящие от природы вещества.

Уравнение называется формулой Леннарда-Джонса (1924г.). Энергия межмолекулярного взаимодействия составляет, как правило, 8-16 кДж/моль. Вклад индукционного взаимодействия обычно невелик.

17. Основные классы неорганических веществ: оксиды, кислоты, основания, соли. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксосоединений s и р-элементов в зависимости от положения элементов в периодической системе Д.И. Менделеева. Связь с радиусами и степенями окисления. Амфотерные соединения.

Оксидами называются соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в СО -2. По функциональным признакам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.  Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами (или с кислотными оксидами) с образованием солей. К основным оксидам относятся оксиды типичных Ме, им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований (основные гидроксиды), причем степень окисления элемента не изменяется при переходе от оксида к гидроксиду. Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями (или основными оксидами) с образованием солей. Кислотные оксиды представляют собой оксиды неМе или переходных Ме в высоких степенях окисления, им соответствуют кислотные гидроксиды, обладающие свойствами кислот. Например,S+6O3 → H2S+6O4; N2+5O5 → HN+5O3, причем СО элемента не изменяется при переходе от оксида к гидроксиду. Элементы, проявляющие в соединениях металлические и неметаллические свойства, называются амфотерными, к ним относятся элементы главных подгрупп периодической системы Be, Al, Ga, Ge, Sn, Pb,Sb, Bi, Po и др., а также большинство элементов побочных подгрупп Cr, Mn,Fe, Zn, Cd, Au и др. Амфотерные оксиды обладают двойственной природой; они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, т.е. реагируют и с кислотами (кислотными оксидами) и со щелочами (основными оксидами) с образованием двух рядов солей.

Основаниями (основными гидроксидами) с позиции ТЭД являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН-. (КОН – гидроксид калия, гидроксид хрома (II) – Cr(OH)2, гидроксид хрома (III) – Cr(OH)3) Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba и поэтому называемые щелочами) и нерастворимые в воде. Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН- в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее, небольшие равновесные концентрации иона ОН- даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений. По числу гидроксильных групп (кислотность), способных замещаться на кислотный остаток, различают: однокислотные основания – KOH, NaOH; двухкислотные основания – Fe(OH)2, Ba(OH)2; трехкислотные основания – Al(OH)3, Fe(OH)3

Кислотами (кислотными гидроксидами) с позиции ТЭД называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода. Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты. По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты – азотная HNO3, серная H2SO4, и соляная HCl. По наличию кислорода различают кислородсодержащие кислоты (HNO3, H3PO4 и т.п.) и бескислородные кислоты (HCl, H2S, HCN и т.п.). По основности, т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли, кислоты подразделяются на одноосновные (например, HNO3,  HCl), двухосновные (H2S, H2SO4), трехосновные (H3PO4). !!! Если один и тот же элемент образует несколько оксидов с разными степенями окисления, то чем выше степень окисления элемента в оксиде, тем выше его кислотные свойства. Например:   и   – первый оксид основной, а второй амфотерный.    ,   – первый оксид основной, второй – амфотерный, последний – кислотный.