Вопросы для самоконтроля:

1. В чем состоят модели строения атома Дж.Томсона и Бора.

2. Сформулировать современную теорию строения атома.

3. В чем заключается двойственная природа электрона?

4. Что такое орбиталь? Каков ее физический смысл?

5. Что описывает главное квантовое число n?

6. Что определяет орбитальное квантовое число ?

7. Что характеризует магнитное квантовое число m_?

8. Что такое атомная орбиталь?

9. Что характеризует спиновое квантовое число m_s?

10. В чем заключается правило В. Клечковского.

11. В чем заключается принцип минимальной энергии.

12. В чем заключается принцип запрета Паули.

13. В чем заключается правило Гунда.

14. Какой электрон называется формирующим?

15. Какие атомы относятся к s-, p- и d-элементам?

16. Что такое энергия ионизации? Как она изменяется у различных элементов?

17. Что такое сродство к электрону? Как оно изменяется у различных элементов?

18. Что такое электроотрицательность? Как она изменяется у различных элементов?

19. Как изменяются атомные радиусы в периодах и группах?

20. Что такое провал электронов? У каких атомов он наблюдается?

Вопросы для самостоятельной работы:

1. Периодические свойства элементов: энергия ионизации, сродство к электрону, ЭО, атомные радиусы.

2. Структура периодической системы элементов Д. И. Менделеева.

Литература:

1. Семенова Е. В., Кострова В. Н., Федюкина У. В. Химия. – Воронеж: Научная книга – 2006, 284 с.

2. Коровин Н.В. Общая химия. - М.: Высш. шк. – 1990, 560 с.

3. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Высш. шк. – 1983, 650 с.

4. Глинка Н.Л. Сборник задач и упражнений по общей химии. – М.: Высш. шк. – 1983, 230 с.

5. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.:Высшая шк. – 2003, 743 с.

6. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. шк. – 1997, 550 с.

Лекция 3 (2 ч)

Тема 2. Химическая связь и взаимодействия между молекулами

Цель лекции: дать общую характеристику химической связи; рассмотреть основным типы химической связи: ковалентную (полярную и неполярную), ионную и металлическую, их свойства и способ образования; рассмотреть виды взаимодействия между молекулами: ван-дер-ваальсовы силы, водородные связи и донорно-акцепторное взаимодействие; показать, что пространственная структура молекул зависит от пространственной направленности перекрывания электронных облаков, изучить виды связей, гибридизации и их влияние на геометрическую конфигурацию молекул.

Изучаемые вопросы:

2.1. Общая характеристика химической связи.

2.2. Типы химической связи.

2.3.Типы межмолекулярных взаимодействий.

2.4. Пространственная структура молекул.

2.1. Общая характеристика химической связи

Учение о строении вещества объясняет причины многообразия структуры веществ в различных агрегатных состояниях. Современные физические и физико-химические методы позволяют экспериментально определять структуру молекул.

Только благородные газы в природных условиях находятся в состоянии одноатомного газа. Свободные атомы остальных элементов образуют более сложные структуры – молекулы, ионы и другие соединения, имеющие более стабильные электронные конфигурации. Это явление носит название образование химической связи. Таким образом, химическая связь – это совокупность взаимодействий между электронами и ядрами, приводящих к соединению атомов в молекулы, ионы и др. частицы.

По своей природе химическая связь представляет собой взаимодействие между положительно заряженными ядрами и отрицательно заряженными электронами, а также электронов друг с другом. Единственным критерием химического взаимодействия атомов, ионов или молекул является изменение электронной плотности.

Образование устойчивой химической связи возможно, если:

а) образование нового соединения (структуры) сопровождается выделением энергии, т. е. энергия возникших частиц должна быть ниже энергии исходных;

б) в пространстве между ядрами частиц, образующих связь, электронная плотность возрастает. При этом происходит не просто наложение электронных плотностей каждого атома, а перераспределение электронной плотности в области химической связи (чем меньше размер связи, тем больше плотность и тем прочнее связь);

в) спины электронов взаимодействующих атомов должны быть антипараллельны, при этом электронные облака, обладающие волновыми свойствами, накладываются друг на друга в зоне между ядрами атомов, а в месте их перекрывания электронная плотность возрастает. Электронные облака с параллельными спинами при сближении отталкиваются друг от друга, и связь не возникает.

Любая химическая связь характеризуется длиной, прочностью, ориентацией, полярностью.

Длиной химической связи (r_c) называют величину, измеряемую расстоянием между ядрами связываемых атомов. В качестве единицы измерения длины химической связи r_c удобно использовать пикометр (пм): 1 пм = 10^-12 м. Характерное значение для одинарной связи r_c = 100 пм. Для молекулы воды r_он = 97 пм. Длина связи определяется рентгеноструктурным анализом и другими физическими методами.

Прочность химической связи (Е_с) – величина, измеряемая энтальпией ∆Н_с образования связи. В качестве единицы измерения прочности химической связи используют кДж/моль. Характерное значение для одинарной связи ∆Н_с = 400 кДж/моль. Для водорода ∆Н_Н-Н = 430 кДж/моль, для воды ∆Н_О-Н = 456 кДж/моль.

Ориентация химической связи (_с) – величина, измеряемая углом между направлениями связей данного атома с соседними атомами молекулы. Угол _с называют валентным. Единица измерения валентного угла _с – градус, значение которого может меняться от 90 до 180 ⁰. Для воды _НОН = 104 ⁰. Для диоксида углерода _ОСО = 180 ⁰.

Полярность химической связи (_с) – величина, измеряемая электрическим моментом данной связи. Химическая связь поляризуется, когда связываются два атома с разной ЭО. В результате на атоме с большим значением ЭО возникает избыточный отрицательный заряд -, а на другом атоме с меньшим значением ЭО – избыточный положительный заряд +.

Таким образом, при образовании химической связи действуют силы двух типов: сила притяжения между ядром одного атома и электроном другого и сила отталкивания между ядрами и электронами разных атомов. В результате образования химической связи атомы могут приобретать такую же электронную конфигурацию, как у благородных газов (1s² или ns²p⁶), которые (за исключением гелия) имеют на внешней оболочке восемь электронов (октет). Стремление к созданию такой устойчивой электронной конфигурации получило название правило октета. Оноо справедливо как для ионной, так и для ковалентной связи.

Точное распределение электронов возможно только для небольшого числа молекул. Обычно используют приближенные методы расчета двух- и многоатомных систем с ковалентной связью: метод валентных связей (МВС) или метод молекулярных орбиталей (ММО). Эти два метода не исключают, а взаимно дополняют друг друга. МВС позволяет объяснить химические связи и свойства многих соединений. ММО обеспечивает общий подход ко всем типам химических соединений, его используют при программировании.