Блок вопросов 3 «Химическая связь и строение молекул»

1. Свойства ковалентной связи и способы её образования.

Свойства ковалентной связи.

Длина связи – расстояние между ядрами атомов, образующих связь.

Энергия связи – количество энергии, необходимое для разрыва связи.

Насыщаемость – способность атомов образовывать определенное число ковалентных связей.

Направленность ковалентной связи – параметр, определяющий пространственную структуру молекул, их геометрию, форму.

Гибридизация – выравнивание орбиталей по форме и энергии. Существует несколько форм перекрывания электронных облаков с образованием пи - связей и сигма - связей

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+ - это донорно-акцепторный способ (механизм)

2. Основные типы гибридизации АО. Теория локализованных электронных пар.

1. sp-Гибридизация - это гибридизация, в которой участвуют атомные орбитали одного s - и одного p -электронов. В процессе гибридизации образуются 2 гибридные орбитали, которые ориентируются друг к другу под углом 180°. Примеры химических соединений, для которых характерна sp -гибридизация: BeCl₂, BeH₂, CO, CO₂, HCN. Также sp -гибридизация наблюдается во всех ацетиленовых углеводородах (алкинах): C₂H₂ (ацетилен), C₄H₆, C₆H₁₀ и т. Д

2. sp ² -Гибридизация – гибридизация, в которой участвуют атомные орбитали одного s - и двух p -электронов. В результате гибридизации образуются три гибридные sp ² орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Примеры соединений, в которых наблюдается sp ²-гибридизация: SO₃, BCl₃, BF₃, AlCl₃, CO₃^2-, NO₃^-. Кроме того, sp ²-гибридизация характерна для всех этиленовых углеводородов (алкенов) (общая формула C_nH_2n), карбоновых кислот и ароматических углеводородов (аренов) и других органических соединений: C₂H₄ (этилен), C₄H₈, C₆H₁₂, C₆H₆ (бензол), C₈H₁₀, C₉H₁₂, CH₃COOH, C₆H₅OH (фенол), СH₂O (формальдегид), C₅H₉NO₄ (глутаминовая кислота) и др.

3. sp ³- Гибридизация – гибридизация, в которой участвуют атомные орбитали одного s - и трех p -электронов. Четыре sp ³-гибридные орбитали симметрично ориентированны в пространстве под углом 109°28'. Примеры соединений, для которых характерна sp ³-гибридизация: H₂O, NH₃, POCl₃, SO₂F₂, SOBr₂, NH⁴⁺, H₃O⁺. Также, sp ³-гибридизация наблюдается во всех предельных углеводородах (алканы, циклоалканы) и других органческих соединениях: CH₄, C₅H₁₂, C₆H₁₄, C₈H₁₈ и др

Теория локализованных пар

Метод валентных связей (иначе метод локализованных электронных пар) основан на следующих положениях:

1. Ковалентная связь (КС) образуется двумя атомами за счет перекрывания двух электронных облаков с антипараллельными спинами;

2. Связь располагается в том направлении, в котором будет обеспечиваться наибольшая область перекрывания электронов;

3. КС тем прочнее, чем больше область перекрывания атомных орбиталей (АО).

3. Ионная связь и её свойства

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.

Характерной особенностью ионной связи является ее ненасыщаемость и ненаправленность. Ионная связь является прочной (энергия ионной связи, как правило, больше энергии ковалентной), а потому ионные соединения тугоплавки и высококипящи.

4. Металлическая связь и её свойства

Металлическая связь — химическая связь, обусловленная наличием относительно свободных электронов. Характерна как для чистых металлов, так и их сплавов и интерметаллических соединений.

Во всех узлах кристаллической решётки расположены положительные ионы металла. Между ними беспорядочно, подобно молекулам газа движутся валентные электроны, отцепившиеся от атомов при образовании ионов. Эти электроны играют роль цемента, удерживая вместе положительные ионы; в противном случае решётка распалась бы под действием сил отталкивания между ионами. Вместе с тем и электроны удерживаются ионами в пределах кристаллической решётки и не могут её покинуть. Силы связи не локализованы и не направлены

5. Водородная связь. Силы межмолекулярного взаимодействия.

Водородная связь – взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами одной или нескольких разных молекул при помощи атома водорода: А—Н...В (чертой обозначена ковалентная связь, тремя точками – водородная связь).

Для водородной связи характерно электростатическое притяжение водорода (несущего положительный заряд +) к атому электроотрицательного элемента, имеющего отрицательный заряд

Водородная связь отличается от межмолекулярных взаимодействий тем, что обладает свойствами направленности и насыщаемости.

Водородная связь считается разновидностью ковалентной химической связи.

Водородная связь присутствует во многих химических соединениях. Образуется между наиболее электроотрицательными элементами (фтор, азот, кислород), реже – в некоторых других (хлор, сера).

Вандерваальсовы силы — силы межмолекулярного взаимодействия с энергией 0,8 — 8,16 кДж/моль. Этим термином первоначально обозначались все такие силы, в современной науке он обычно применяется к силам, возникающим при поляризации молекул и образовании диполей. Открыты Я. Д. ван дер Ваальсом в 1869 году.

К ван-дер-ваальсовым силам относятся взаимодействия между диполями (постоянными и индуцированными). Название связано с тем фактом, что эти силы являются причиной поправки на внутреннее давление в уравнении состояния реального газа Ван-дер-Ваальса. Эти взаимодействия в основном определяют силы, ответственные за формирование пространственной структуры биологических макромолекул.

Вандерваальсовы силы также возникают между частицей (макроскопической частицей или наночастицей) и молекулой и между двумя частицами.