9) Направленность ковалентной связи. Строение молекул h2, Cl2, hCl, h2o, h2s, nh3, ch4, bCl3, BeCl2. Гибридизация электронных облаков, s и p связь. Строение молекул этилена, ацетилена.

В случае ковалентной связи взаимное перекрытие электронных облаков в пространстве определяет форму молекулы.

1)AA, BB.Этот тип молекул характерен для Н₂ (s-связь), галогенов, и соединений Н с галогенами. (см.рис).Молекулы водорода имеют линейную структуру. Химическая связь действует по кратчайшему расстоянию, связывая атомыs-связью(см.рис).

2)А₂В.Этот тип характерен для соединений, образованных элементами главной подгруппы 6-ой группы: Н₂О, Н₂S.(см.рис) ( Н₂О – угол –105⁰, Н₂S – 92⁰35’) Максимальная плотность возникает при темп.=4 градуса цельсия.

3)А₃В.Элементы главной подгруппы 3 группы(N,P,As,Sb). NH₃ (см.рис).

4)А₄В Главная подгруппа 4 группа(Si,C,Ge,Sn). СН₄– электроны последнего уровня углерода – s²p². После возбуждения - sp³. (см.рис).Гибридизация электронных облаков. s²p²®sp³®q⁴Гибридизация требует затрат энергии, но эта энергия компенсируется при протекании реакции образования связи. Все связи энергетически равноценны.

5)АВ₃ – характерно для соединений гл. подгруппы 3-ей группы.(B,Al,Ga,In,Tl) BCl3. s²p®sp²®q³(см.рис).

6)АВ₂–для некоторых соединений, образованными элементами главной подгруппы 2 группы. ВеCl₂(линейная структура, угол – 180⁰). sp®spàq²d²sp³®q⁶ (см.рис)Сигма и p - связь.Если в молекуле имеется кратная связь между атомами (двойная и тройная), то только одна связь является прочной -s-связь. 1)C₂H₄– этилен 2)C₂Н₂– ацетилен При образовании молекул этилена происходит неполная гибридизация электронов оболочки атомов углерода. s²p²®sp³®sp²p®q³p Негибридизорованные электроны в плоскости, перпендикулярной плоскости, где расположены атомы этилена, образуютp- связь(см.рис).Повышение электронной плотности образуется между ядрами – стягивание ядер. При образованииp- связи электронные облака перекрываются в меньшей степени, чем сигма-связь (в случае сигма-связи облака гибридизированы, что обеспечивает их большее перекрывание), поэтомуp- связь менее прочная

10) Полярная связь. Π –полярная молекула.

Предположим, что мы имеем соединение АB, при этом взаимодействуют атомы A B с большим значением энергии сродства к электрону. ЭОa>Эоb -> общая электронная пара в молекуле AB смещена от атома B к атому А. Электронейтральность нарушается, в молекуле появляются положительный и отрицательный полюса.(см.рис5) Такая структура молекулы носит название полярная структура. Полярная молекула HCl (см.рис6) Связь в результате которой возникает полярная молекула носит название П.К.С. Очевидно чем больше расстояние между полюсами, тем ярче выражена полярная структура молекулы. 1) Cl2-чисто ков.связь(см.рис7), 2) НСl-полярная связь(см.рис8) 3) NaCl-ионная связь(см.рис9).Вывод: любая химическая связь образованна электронными парами. Расположение электронных пар в молекуле опред. отн. ЭО атомов вступающих в связь. Если ЭО одинаковы, то электронные пары располагаются симметрично относит. атомов, вступивших в связь. Если ЭО неодинаковы, то электронная пара смещается к одному из атомов.(полярная связь) При низких различиях ЭО мы имеем ионную связь. (см.рис10) Полярная молекула – диполь. Основной характеристикой диполя является дипольный момент. µ=ē*l. l-плечо диполя, µ-характеризует напряженность электростатического поля, создаваемое диполем. ē(?)~4,8*10**-10 эл.стат.ед. µ=D*10**-18. D-единица Дебая. Для полярных соединений µ=0ч4D, для ионных соединений µ=4ч11D(?), для ковалентных соединений µ=0. Наличие полярных структур молекул приводит к тому, что могут возникать ассоциаты-агрегаты состояний из нескольких молекул. Возн. ассоциат есть рез-т проявления водородных связей.(Н2О)x (НF)y (см.рис11) Общая эл. пара смещена к атому О. Атом Н практически лишен электронной оболочки. Несимметричная структура воды приводит к поляризации связи => наличие водородных связей =>аномальные свойства воды. 1) dmax(максимальная плотность) при +4?C – (Н2О)2 2) Вода обладает максимальной теплоемкостью среди всех жидкостей. При нагревании воды энергия идет на разрыв водородных связей (энергия затрачивается не только на движение молекул воды) 3) lo-н=0,96А? lо…н=1,76А? Е(водородной связи)=20ч40кДж/моль. Водородная связь(?)

11. Понятие о методе электронных орбиталей.

Метод валентных связей в целом ряде случаев не может объяснить механизм возникновения ряда соединений и свойств образованных молекул. Согласно методу валентных связей хим. связь образуется с помощью общих электронных пар. 1) Н2-энергия разрыва связи=259кДж/моль 2) так возникает молекула О2. В молекуле кислорода нет не спаренных электронов.(см.рис12) Изучение магн. св-ва молекулы кислорода показывает, что есть не спаренные электроны. Если вещество не имеет не спаренных электронов, то оно не имеет магнитного ноля – диамагнетическое вещество. Если вещество имеет не спаренные электроны оно обладает магнитным полем, оно втягивается внутрь магнитного поля – парамагнитное вещество. С т.з. валентных св-в трудно объяснить, что ряд веществ теряя электроны становится более прочным. О2-498кДж/моль, О2-664кДж/моль. Электроны в атомах располагаются на атомных электронных орбиталях, При возникновении химических связей электроны переходят на молекулярные электронные орбитали. Различают два вида молекулярных орбитали.1) связывающие молекулярные орбитали, 2) разрыхляющие молекулярные орбитали. При возникновении первой электронной орбитали волновые функции электрона складываются т.о., что в пространстве между ядрами плотность(?) электронного облака увеличивается. Ядра притягиваются к этой области с повышенной электронной плотностью. Избыточная энергия электрона, находящегося на связывающей молекулярной орбитали, минимальна. Сложение волновых функций электрона может произойти таким образом, что в пространстве между ядрами возникает разряжение электронной плотности. Электроны поступают на разрыхляющую электронную орбиталь. Электроны перешедшие на разрыхляющую орбиталь обладают большим запасом избыточной энергии. Электроны стремятся разрушить молекулу. Если молекула теряет электрон, то она его теряет с разрыхляющей орбитали. Молекула становится более прочной.

12.1) Донорно-акцепторная связь. Комплексные соединения. Является разновидностью ковалентной связи. Соединения первого порядка или валентно насыщенные соединения. H2O, AgCl, NH3, HCl, KJ, HgJ2, CuSO4, FeCl3 и т.д. Они могут давать соединения высшего порядка или комплексные соединения. 1)NH3+ HClà[NH4]Cl, 2)AgCl+2NH3=[Ag(NH3)2]Cl, 3)CuSO4+4NH3= [Cu(NH3)4]SO4, 4)2KJ+HgJ2= K2[HgJ4], 5)FeCl3+6H2Oà[Fe(H2O)6]Cl3. Комплексные соединения- соединения, которые образуются без возникновения новых электронных пар, а за счет проявления дон.-акц. связи.(см.рис) BF3+NH3àBF3NH3, B-акцептор, N-донор.Общие св-ва ков. и дон.-акцепторных связей. Возникают за счет общих электрон- ных пар. В случае ковалентной связи все участники равноправны (каждый участник дает по 1 электрону) , д-а (каждый участник дает электронную пару).[Cu(NH3)4]SO4. Cu-комплексообразователь, 4-координационное число. ( )- внутренняя сфера, [ ]-внешняя сфера, NH3-лиганды. Заряд внутри сферы представляет собой сумму зарядов центрального иона и заряда лиганд. В целом заряд нейтрален.

Константа нестойкости. Двойные соли.

К4[Fe(CN)₆]₄=желтая гравитая соль = 4K⁺+ [Fe(CN)₆]^4-

Комплексный ион может распадаться на простые соли, например, [Fe(CN)₆]^4-=Fe²⁺+ 6CN^-

Kn- константа нестойкости молекулярного иона.Kn = ([Fe²⁺]*[CN^-]^6) / [Fe(CN)₆]^4.

Очевидно: чем меньше Kn, тем прочнее комплексное соединение. Kn ~ 10^(-4) (для )

Наряду с комплексными соединениями существуют так называемые двойные соли.

K₂Al₂(SO₄)₄*24H₂O , etc... В отличие от комплексных соединений, у которых очень прочная внутренняя сфера, двойные соли при диссоциации сразу распадаются на простые ионы:K[MgCl₃] =K⁺+Mg²⁺+ 3Cl^-.