32. Δ, σ и π связи. Длина связи. Энергия связи.

В зависимости от типа перекрывания орбиталей различают σ-,π- δ-связи. При образовании σ-связи максимальное перекрывание атомных орбиталей происходит на линии, соединяющей центры атомов. При образовании π-связи происходит боковое перекрывание двух р-орбиталей взаимодействующих атомов с образованием максимумов электронной плотности по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов. π-Связи обычно менее прочны, чем σ-связи и образуются только тогда, когда между атомами уже есть σ-связи, т.е. в соединениях с двойными и тройными связями. Число связей, образующихся между атомами, называется кратностью связи. δ-Связи образуются при перекрывании d-орбиталей, расположенных в параллельных плоскостях. Такой тип связи встречается в комплексных соединениях d-металлов. Ковалентная связь может образовываться по двум механизмам: обменному и донорно-акцепторному. В случае обменного механизма каждый из связывающихся атомов представляет по одному электрону для образования связи, при донорно-акцепторной связи один атом предоставляет два электрона(неопределенную пару), а другой - свободную орбиталь.

33. Водородная связь. Механизм образования водородной связи.

Водородная связь – разновидность донорно-акцепторной связи, невалентное взаимодействие между атомом водорода Н, ковалентно связанным с атом А группы А-Н молекулы RА-Н и электроотрицательным атомом B другой молекулы(или функциональной группы той же молекулы) ВR’. Результатом таких взаимодействии являются комплексы RA-HBR’ различной степени стабильности, в которых атом водорода выступает в роли моста, связывающего фрагменты RA и BR’.

34. Основные положения теории валентных связей. Гибридизация.

Гибридизация орбиталей — концепция смешения разных, но близких по энергии орбиталей данного атома, с возникновением того же числа новых гибридных орбиталей, одинаковых по энергии и форме. Гибридизация атомных орбиталей происходит при возникновении ковалентной связи между атомами. Гибридизация орбиталей очень полезна при объяснении формы молекулярных орбиталей и является интегральной частью теории валентных связей. Теория гибридизации была предложена американским химиком Лайнусом Полингом для объяснения структуры таких молекул как метан. Исторически применялась только для простых молекул, но позднее была расширена и для более сложных. В отличие от теории молекулярных орбиталей не является строго количественной, например она не в состоянии предсказать фотоэлектронные спектры даже таких простых молекул как вода. Поэтому в настоящее время используется в основном в педагогических целях и в синтетической органической химии. sp³-гибридизация Четыре sp³ орбитали. Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей. Возникают четыре одинаковые орбитали, расположенные относительно друг друга под тетраэдрическими углами 109° 28’ (109,47°), длина 0,154 нм. sp²-гибридизация. Три sp² орбитали. Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей, длина 0,134 нм. sp-гибридизация Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов, длина 0,120 нм.