9. Электронное строение молекул. Причина возникновения химических связей в молекулах.

В ходе химических реакций происходит перегруппировка атомов в молекулах реагентов и образуются новые соединения. Поэтому одна из фундаментальных химических проблем состоит в выяснении расположения атомов в исходных соединениях и характера изменений при образовании из них других соединений. Первые представления о структуре молекул основывались на анализе химического поведения вещества. Эти представления усложнялись по мере накопления знаний о химических свойствах веществ.

Новая теория химической связи, которую мы собираемся здесь изложить, исходит из однозначной достоверности факта одинакового состава и формы молекул химических соединений, при одинаковых условиях (температура, давление, внешние воздействия в виде волн и наличие катализаторов).

Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая всеми свойствами, присущими данному веществу. Строение атомов химических элементов оказывается решающим в процессах образования молекул. Оно (строение атомов)зависит только от количества электронов в данном атоме и от суммарной энергии, которой обладают электроны в каждом реагирующем (взаимодействующем) атоме (если Вам не будут не понятны некоторые дальнейшие термины, то Вы можете познакомиться с основами на странице общая теория взаимодействий).

В молекулах, есть два вида химической связи, но в обоих случаях для связи необходимы вакансии (пустоты) в электронных оболочках реагентов, а также постоянство формы атомов. При проведении химической реакции нам просто надо создать условия для притяжения отрицательных областей одного атома с положительными областями другого. Вакансия является носителем положительного заряда, а электрон отрицательного. Когда электрон одного атома заполняет вакансию в другом атоме, возникает первый вид химической связи (пример на рисунке).

10.Способы образования химической связи: ковалентные, донорно-акцепторные и дативные взаимодействия. Типы химической связи: сигма- пи- и дельта связи.

Существует 2 способа образования ковалентной связи:

1. Каждый атом для образования связи использует свой неспаренный электрон Cl· + Cl· = Cl:Cl – это обменный способ или как его еще называют механизм

2. Один атом для образования химической связи использует электронную пару, у другой вакантную орбиталь NH3+H+=NH4+ - этодонорно-акцепторный способ (механизм).Расстояние между ядрами атомов называют длиной связи или межъядерным расстоянием.Чем размеры атомов больше, тем больше и межъядерное расстояние

Энергия химической связи – это минимальная энергия необходимая для разрыва химической связи. Энергия химической связи возрастает с увеличением кратности химической связи. Кратность связи численно равна числу электронных пар участвующих в образовании химической связи. Энергия химической связи увеличивается с уменьшением межъядерного расстояния.

Ионная связь образуется в результате контакта двух атомов металла и неметалла. Электрон от атома металла переходит на вакантные орбитали атома неметалла. Атом металла заряжается положительно, а атом неметалла – отрицательно. Противоположно заряженные ионы удерживаются силами электростатического взаимодействия.

Донорно-акцепторный механизм (иначе координационный механизм) — способ образования ковалентной химической связи между двумя атомами или группой атомов, осуществляемый за счет неподеленной пары электронов атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора.

Термины «донорно-акцепторная связь» или «координационная связь» некорректны, поскольку это не есть вид химической связи, а лишь теоретическая модель, описывающая особенность её образования. Свойства ковалентной химической связи, образованной по донорно-акцепторному механизму, ничем не отличаются от свойств связей, образованных по обменному механизму (например, связи N—H в ионе аммония NH4+ или связи O—H в ионе гидроксония Н3O+).

Образование аддукта аммиака и трифторида бора

Донорами обычно выступают атомы азота, кислорода, фосфора, серы и др., имеющие неподелённые электронные пары на валентных орбиталях малого размера. Роль акцептора могут выполнять ионизированный атом водорода H+, некоторые p-металлы (напр., алюминий при образовании иона AlH4-) и, в особенности, d-элементы, имеющие незаполненные энергетические ячейки в валентном электронном слое. Именно с позиций донорно-акцепторного механизма описывается образование локализованных ковалентных связей в молекулах и молекулярных ионах комплексных (координационных) соединений: связь формируется за счёт неподелённой пары электронов лиганда и свободной орбитали атома-комплексообразователя. Донорно-акцепторный механизм также описывает образование промежуточных продуктов (интермедиатов) реакции, например, комплексов с переносом заряда. Модель донорно-акцепторного механизма существует только в рамках представлений о валентности как о локализации электронной плотности при образовании ковалентных связей (метод валентных схем). В рамках метода молекулярных орбиталей необходимости в подобных представлениях нет.

11. Кратность двухцентровой связи: одинарные, двойные, тройные связи. Степень ионности связи. Степень окисления элемента.

КРАТНЫЕ СВЯЗИ — хим. связи двухцентрового типа, к рые в отличие от простой связи образованы более чем одной парой электронов. По числу пар электронов, образующих К. с., различают двойные, тройные и четверные связи. Атом — (от греч. atomos неделимый) частица вещества микроскопических размеров и очень малой массы (микрочастица), наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств.

Химическая связь — явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы. Одинарная ковалентная химическая связь создаётся связывающей электронной парой. Во всех существующих теориях (теория валентных связей, теория молекулярных орбиталей, теория отталкивания валентных электронных пар, боровская модель химической связи) связывающая электронная пара располагается в пространстве между атомами молекулы. Различают полярную и неполярную ковалентную связи.

Неполярная ковалентная связь имеет место в гомоядерных двухатомных молекулах, в которых связывающая электронная пара равноудалена от обоих ядер молекулярной системы (рис.2). Расстояние d между атомными ядрами можно рассматривать как сумму ковалентных радиусов соответсвующих атомов.

Электронная пара в трёхцентровой химической связи становится общей для трёх ядер атомов. В простейшем представителе трёхцентровой химической связи – молекулярном ионе водорода H3+ электронная пара удерживает в едином целом три протона

Кратные ковалентные связи представлены непредельными органическими соединениями, содержащими двойную и тройную химические связи. Для описания природы непредельных соединений Л.Полинг вводит понятия сигма- и π-связей, гибридизации атомных орбиталей.

Если от молекулы метана отнять два атома водорода, то получится остаток, или радикал, метилен=СН2. Этот радикал двухвалентен, так как он может, соответственно валентности углерода, присоединить два атома водорода или иного одновалентного элемента. Поэтому вполне естественно предположить, что два метилена, соединившись друг с другом, могут образовать молекулу. Строение вещества этилена С2Н4, представляющего собой два связанных друг с другом метилена, выражается формулой СН2=СН2. Такая формула означает, что в молекуле этого вещества атомы углерода связаны между собой двумя валентностями. Поэтому такая связь называется двойной связью, в отличие от простой, или ординарной, связи.

Путем таких же рассуждений, которые применялись для вывода гомологического ряда метана, т. е. последовательным замещением атомов водорода на метил, можно вывести другой гомологический ряд — ряд гомологов этилена. Второй член этого ряда С3Н6 будет иметь строение СН3—СН=СН2, а третий C4H8 уже может'существовать в трех изомерных формах:

Ионность связи − может быть определена с помощью энергетических характеристик атомов молекул. Наибольшая ионность связи проявляется во фторидах и хлоридах s−элементов. Идеальной (100%−ной) ионной связи практически не существует: даже в ионных соединениях не происходит полного перехода электронов от одного атома к другому (электроны частично остаются в общем пользовании)

Сте́пень окисле́ния (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.