11.Природа химической связи. Теория валентности. Понятие о степени окисления.

Многочисленными опытами было установлено, что при образовании химической связи энергия сис-мы понижается, поэтому изучение зависимости энергии сис-мы от расстояния между атомами позволяет определить образование хим. связи. Впервые такую зависимость в 1921 г. изучили Гейтлер и Лондон. Они выбрали самую простую сис-му (Н+Н→Н₂). Используя Ур-е Шрёдингера попытались определить от каких факторов зависит энергия сис-мы. Ими было установлено, что энергия сис-мы зависит от двух составляющих. Е=~К+/-О→Е=~К+О; Е=~К-О→ -О<E<O, где К- кулоновский интеграл, включающий все электростатические взаимодействия, О- обменный интеграл, включающий образование общей электронной пары. Условию уменьшения энергии удовлетворяет функция ψ, определяющая состояние электронов с антипараллельными спинами. Таким образом, было установлено, что хим. связь образуется двумя электронами с антипараллельными спинами. Образование молекул водорода графически можно представить в виде взаимодействия электронных облаков. Из данного графика следует: при взаимодействииs-облаков происходит их перекрывание и образуется область с повышенной электронной плотностью. Таким образом были установлены условия, при которых происходит образование хим. связи. Поскольку точное решение ур-я Шрёдингера возможно для двух протонов и электрона, то для сис-мы с большим кол-вом электронов используют приближенные методы расчетов: 1) метод валентной связи, 2) метод молекулярных орбиталей. Основные положения метода ВС. 1) хим. связь образуется двумя электронами с произвольно направленными спинами, причем эта пара принадлежит обоим атомам. 2) при образовании хим. связи происходит перекрывание электронных облаков, что сопровождается понижением энергии сис-мы, и в межядерном пространстве образуется область с повышенной электронной плотностью. 3) хим. связь тем прочнее, чем в большей степени происходит перекрывание электронных облаков, поэтому в пространстве электронного облака располагаются в направлении максимального перекрывания.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ, взаимодействие атомов, обусловливающее их соединение в молекулы и кристаллы. Химическая связь имеет в основном электромагнитный характер. При образовании химической связи происходит перераспределение электронной плотности связывающихся атомов. По характеру этого распределения химические связи классифицируют на ковалентную, ионную, координационную, металлическую. По числу электронных пар, участвующих в образовании данной химической связи, различают простые (одинарные), двойные, тройные химические связи, по симметрии электронного распределения - и -связи, по числу непосредственно взаимодействующих атомов — двух-, трех- и многоцентровые

12. Ковалентная связь. Полярность ковалентной связи. Дипольный момент. Одинарные, двойные и тройные связи.

Ковалентная связь – связь осуществляемая за счет общих электронных пар двух атомов. Образование происходит за счет обобществления электронов. При объединении электроны образуют устойчивую электронную оболочку. Например водород (Н+Н -> Н:H), азот N₂ обобщаются 3 электронные пары. Общие пары электронов обозначаются черточками. Молекулы образованы из двух одинаковых атомов (двойные связи). Если соединяются разные атомы, то один из них более электроотрицательный будет перетягивать общую электронную пару на себя. Возникают положительный и отрицательный полюса. Молекулы с несимметричным распределением заряда называются полярными. Чем больше разница в относительной электроотрицательности атомов тем полярнее связь. Диполи – электрические системы состоящие из двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов находящихся на расстоянии друг от друга. Дипольный момент ()– произведение длины диполя на величину электрического заряда. . Свойства ковалентной связи. Она является прочной. Обладает свойством насыщаемости. Имеет направленность в пространстве.

13.π и σ-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. Атом или ион, поставляющий пару электронов, называется донором, а атом или ион, на свободную орбиталь которого эта пара перемещается, называется акцептором.