ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
- и -молекулярные орбитали
•При образовании ковалентной связи за счет слияния атомных орбиталей (АО) взаимодействующих атомов возникает единая МОЛЕКУЛЯРНАЯ ОРБИТАЛЬ (МО). Отличие молекулярной орбитали от атомной заключается в том, что она охватывает оба ядра соединяемых атомов. В то же время, как и на атомной, на молекулярной орбитали может находиться не более двух электронов и спины их должны быть противоположны. В случае ковалентной связи электронная плотность между ядрами соединяемых атомов значительна. Это является следствием сильного взаимодействия общей электронной пары
сядрами обоих соединяемых атомов.
31
СВОЙСТВА КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
Полярность ковалентной связи
•Для описания степени равномерности обобществления электронов атомами удобно пользоваться понятием полярность связи. Если обобществляемые электроны равномерно распределяются между атомами, то они образуют неполярную связь. Если один из атомов сильнее притягивает обобществляемые электроны, чем другой, между ними возникает полярная ковалентная связь.
•Неполярная ковалентная связь образуется между атомами, разность относительных электроотрицательностей которых менее 0,4.
•Полярная ковалентная связь образуется между атомами, разность относительных электроотрицательностей которых от 0,4 до 1,7 32
ПОЛЯРНОСТЬ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
•Мерой полярности связи служит дипольный момент
= × l, где - заряд полюса диполя, а l – длина
диполя.
•Диполь – частица, в которой центры распределения положительных и отрицательных зарядов не совпадают и находятся на некотором расстоянии l.
•Дипольный момент – величина векторная, причем за положительное направление обычно принимают направление от + к -.
•Единицей измерения полярности связи является Дебай (Д):
•1Д = 3,3 × 10-30 Кл × м
33
ПОЛЯРНОСТЬ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
•Следует различать полярность химической связи и полярность молекулы.
•Для двухатомных молекул величина дипольного момента связи является мерой полярности молекул в целом. Для многоатомных молекул дипольный момент равен векторной сумме дипольных моментов отдельных связей.
•Молекула будет полярной, если она содержит полярные связи и имеет несимметричную структуру, при которой центры распределения положительных и отрицательных зарядов в молекуле не совпадают.
34
ПОЛЯРНОСТЬ и ПОЛЯРИЗУЕМОСТЬ СВЯЗИ
•Значения дипольного момента как связи, так и молекулы являются важными характеристиками их реакционной способности. Чем больше полярность системы, тем выше ее реакционная способность. Вещества, молекулы которых полярны, обычно имеют более высокие температуры плавления и кипения, чем вещества с приблизительно той же молекулярной массой, молекулы которых полярны.
•Поляризуемость химической связи – это способность электронной плотности этой связи смещаться под действием внешнего электрического поля или других воздействий.
35
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
- и -молекулярные орбитали
•Пространственная форма - и -молекулярных
орбиталей двухатомных молекул
•
36
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
- и -молекулярные орбитали
•Ковалентную связь, при которой движение общей электронной пары описывается -молекулярной орбиталью, называют -связью. Между двумя
атомами в молекуле может быть только одна
-связь.
•Ковалентную связь, при которой движение общей электронной пары описывается -молекулярной орбиталью, называют -связью. Образование -
связи между двумя атомами происходит только в том случае, если эти атомы уже соединены
•-связью. Между двумя атомами в молекуле совместно с одной -связью могут быть одна или
две -связи.
37
СТРУКТУРА ЛЬЮИСА И ФОРМАЛЬНЫЙ ЗАРЯД
•Дж. Льюис (1895-19460 предположил, что существует связь между электронной структурой элементов, их положением в периодической системе, зарядом их ионов и числом связей, образуемых элементами. Согласно Льюису, атом можно представить в виде «остова» и внешних электронов; остов состоит из ядра и внутренних электронов и остается неизменным при всех обычных химических изменениях. Химические изменения по Люьису затрагивают только внешние электроны (их обычно называют
валентными электронами).
38
СТРУКТУРА ЛЬЮИСА И ФОРМАЛЬНЫЙ ЗАРЯД
•Комбинация из восьми валентных электронов рассматривается как весьма стабильная. Подтверждением этого служат инертные газы, атомы которых содержат на внешней оболочке восемь электронов.
•При написании химических формул мы часто пользуемся формой изображения молекул, предложенной Льюисом. В этой форме записи под символом элемента подразумевается остов данного элемента. Валентные электроны обозначаются точками. В подобных формулах, называемых структурами Льюиса, у всех элементов должно быть по 8 электронов.
39
СТРУКТУРА ЛЬЮИСА И ФОРМАЛЬНЫЙ ЗАРЯД
•Формальный заряд – нужно сложить число валентных электронов в структуре Льюиса, принадлежавших только рассматриваемому атому, с половиной числа электронов, образующих ковалентную связь данного атома с другими атомами. Если эта сумма (А) равна числу валентных электронов свободного атома, то формальный заряд атома равен нулю. Если сумма А больше числа валентных электронов на 1, 2, 3 и т.д., то формальный заряд атома равен -1, -2, -3 и т.д. Если сумма А меньше числа валентных
электронов свободного атома на 1, 2,3 и т.д., то
формальный заряд на атоме равен +1, +2, +3 и т.д.
40