21. Квантово-механическое представление о химической связи.

Согласно квантово-механическим представлениям ковалентная химическая связь в молекуле осуществляется за счет притяжения атомных ядер, возникающего при взаимодействии двух электронов с антипараллельными спинами. Притяжение между атомами тем сильнее, чем больше перекрывание электронных облаков, поэтому ковалентная связь образуется в направлении наибольшего их перекрывания. Химическая связь - это совокупность сил электростатического притяжения и отталкивания, создающее динамически устойчивую систему из двух и более атомов. Основной принцип образования молекул из атомов – это стремление к минимальной энергии и к максимальной устойчивости (пример: H_(г)+H_(г)=H_2(г) + 435 кДж/моль энергии).

По Гейтлер-Лондону химическая связь осуществляется в результате взаимодействия спиновых моментов реагирующих атомов. По этой теории для возникновения гомеополярной связи необходимо участие по крайней мере двух электронов, взаимодействующих своими спинами. В этом отношении теория Гейтлера-Лондона является квантовой моделью для пар электронов Льюиса. Характерно для этой теории то обстоятельство, что в молекуле участвующие атомы сохраняют свою индивидуальность. Вся теория дает ответ на вопрос о тенденции атомов к соединению в молекулу, если их сближать с бесконечного расстояния.

Виды химической связи:

1. Ковалентная связь – связь атомов за счет обществления электронной пары с антипараллельными спинами. Ковалентная неполярная связь возникает между неметаллами, разность электроотрицательности между которыми невелика: 0< Э.О.<0,4 (пример: PH₃; Э.О.(P)=2,1; Э.О.(H)=2,2;  Э.О.=0,1). Соответственно ковалентная полярная связь возникает между элементами с большой электроотрицательностью: 0,4< Э.О.<2 (пример: HCl Э.О.(H)=2,2; Э.О.(Cl)=3,1;  Э.О.=0,9).

2. Ионная связь

3. Водородная связь

4. Металлическая связь

22. Энергия связи, длина связи, как мера прочности химической структуры.

Только благородные газы в природных условиях находятся в состоянии одноатомного газа. Свободные атомы остальных элементов образуют намного более сложные системы - молекулы. Это явление называется образованием химической связи. Различают четыре основных типа химических связей: ковалентную, ионную, металлическую и водородную. Важной характеристикой химической связи является ее энергия. Энергия связи — разность между полной энергией связанного состояния системы тел или частиц и энергией состояния, в котором эти тела или частицы бесконечно удалены друг от друга и находятся в состоянии покоя. Это мера прочности связи. Ее величина определяется выделенной или поглощенной энергией при разрушении или образовании связи. Также важна длина связи - расстояние между центрами ядер атома в молекуле или кристалле.

23. Направленность химической связи. Ее зависимость от электронных орбиталей.

Направленность – определенное направление химической связи, которое возникает в результате перекрывания электронных облаков.

Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными. Так, угол между связями, образованными p-орбиталями атома, должен быть равен примерно 90°. Примером может служить молекула сероводорода H2S (валентный угол составляет 92°). Однако в большинстве молекул аналогичного с сероводородом состава AB2 (CO2, H2O, BeCl2) валентные углы значительно отличаются от прямого и составляют величину от 104,5° в молекулах H2O до 180° в молекулах CO2 и BeCl2. 

24. Насыщенность химической связи обусловлена тем, что в химическом взаимодействии участвует ограниченное или неограниченное число электронов, в зависимости от типа связи. В ковалентной, например, участвует ограниченное число электронов.

В основном, под валентностью химических элементов понимается способность свободных его атомов к образованию определённого числа ковалентных связей. В соединениях с ковалентными связями валентность атомов определяется числом образовавшихся двухэлектронных двухцентровых связей. Очевидно, что если в атоме имеется n неспаренных электронов и m неподелённых электронных пар, то этот атом может образовывать n + m ковалентных связей с другими атомами.