Билет №11 Химическая связь и строение молекул.

Химическая связь — явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрываниемэлектронных облаковсвязывающихся частиц, которое сопровождается уменьшениемполной энергиисистемы. При образованииковалентной химической связиважную роль в уменьшении полной энергии играетобменное взаимодействие.

Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) парывалентныхэлектронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называютсяобщей электронной парой.

Св-ва: Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.

Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные.

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер. Ковалентная связь это когда два атома делятся электронами и держатся вместе.

А́нгстрем (Å,швед.Ångström, в русском языке произносится а́нгстрем^[1], по-шведски — о́нгстрём) — единица измерениярасстояний, равная 10⁻¹⁰ м(1 Å = 0,1нм= 100пм; 10000 Å = 1мкм).

Длина химической связи— расстояние между ядрами химически связанныхатомов^[1][2]. Длина химической связи — важная физическая величина, определяющая геометрические размеры химической связи, её протяжённость в пространстве.

Считается, что длина химической связи является аддитивной величиной, определяемой суммойковалентных радиусоватомов, составляющих химическую связь.Л.Полингв своей книге^[5] привёл значения ковалентных радиусов большого числа элементов.

Однако, длина химической связи (d_AB) между электроотрицательным и электроположительным атомами несколько короче, чем длина, полученная сложением ковалентных радиусов элементов (r_A и r_B), составляющих молекулу. Поправка на отклонение от принципа аддитивности ковалентных радиусов учитывается уравнением Шомакера-Стивенсона:

d_AB = r_A + r_B — 0,09 (χ_A — χ_B)

Спин валентность определяется числом неспаренных электронов на внешнем (валентном) электронном слое. Например у атома углерода в основном состоянии 2 неспаренных электрона - спин валентность равна 2-м. Валентность в возбужденном состоянии: при возбуждении атома происходит расспаривание 2-х электронов с последующим переходом одного электрона на свободную орбиталь вышестоящего подуровня. Например при sp3 гибридизации углерода происходит распаривание 2-х электронов 2s2 и один переходит на свободную 2p орбиталь. И теперь, когда 4 неспаренных электрона, спин валентность равна 4.

Билет №12

Метод Валентных связей.

Приближённый квантовохимическийрасчётный метод, основанный на представлении о том, что каждая параатомоввмолекулеудерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар.

Теория валентных связей заложена в 1927 году В.ГайтлеромиФ.Лондономна примере квантовохимического расчётамолекулы водорода. В основе теории валентных связей лежит гипотеза о том, что при образовании молекулы из атомов, последние в значительной мере сохраняют своюэлектронную конфигурацию, а связывание атомов достигается в результате обменаэлектроновмежду ними и спариванияспиновдвух электронов, находящихся наатомных орбиталяхисходных атомов.

Электронная пара оказывается размазанной по всему пространству молекулы с различной плотностью, причём на линии связи между ядрами имеется сгущение электронной плотностипо сравнению с другими областями пространства. Это сгущение электронной плотности на линии, связывающей ядра атомов, вызывает стягивающее действие на ядра и, соответственно, приводит к образованию химической связи. Энергия связи определяется в основном обменным интегралом, величина которого существенно зависит от степени перекрывания атомных орбиталей атомов.

Представление о гибридизации атомных орбиталей занимают центральное место в теории валентных связей. Концепция гибридизации атомных орбиталей была предложена в 1931 году Л.Полингом для объяснения тетраэдрического строения соединений насыщенного атома углерода. По Полингу, смешанные, или гибридные орбитали углерода можно рассчитать с помощью простых алгебраических действий. Для этого важно учесть зависимость электронных s- и p- орбиталей от направления их в пространстве и сложить их так, чтобы гибридные орбитали приняли максимально вытянутую конфигурацию. В тех местах, где гибридные орбитали наиболее вытянутые, как раз и образуются химические связи между атомами. И связи эти направлены от ядра в углы правильного тетраэдра (рис.2).

Позднее Полинг распространил идею гибридизации и на ненасыщенные органические соединения. Так возникли различные виды гибридизации: sp³ — гибридизация используется для описания предельных органических соединений — алканов; sp² — гибридизация используется для описания непредельных соединений, содержащих двойную связь — алкенов (рис.3); sp — гибридизация используется для описания непредельных соединений, содержащих тройную связь — алкинов (рис.4). Сама гибридизация атомных орбиталей не является реальным физическим процессом, а только удобной моделью, позволяющей объяснить распределение электронной плотности в молекулах при образовании ковалентной химической связи.

Валентный угол — угол, образованный направлениями химических связей, исходящими из одного атома. Знание валентных углов необходимо для определения геометрии молекул. Валентные углы зависят как от индивидуальных особенностей присоединенных атомов, так и от гибридизации атомных орбиталей центрального атома. Для простых молекул валентный угол, как и другие геометрические параметры молекулы, можно рассчитать методами квантовой химии. Экспериментально их определяют из значений моментов инерции молекул, полученных путем анализа их вращательных спектров (смотри Инфракрасная спектроскопия, Молекулярные спектры, Микроволновая спектроскопия). Валентный угол сложных молекул определяют методами дифракционного структурного анализа.

Строение молекул: BrF₂ – линейная, BF₃- плоскостная ,ССl₄- тетраэдрическая, SF₆- октаэдрическая,Н₂О-плоскостная,NH₃- тригональная пирамида