2.2. Основные особенности квантового состояния электрона и электронной структуры атомов.

Движение (состояние) электрона в поле ядер атомов описывают с помощью волн де Бройля, которые в трехмерной, пространственной, системе координат математически отображаются волновой функцией Ψ(x, y, z). Волновые функции Ψ(x, y, z), «пси-функции», функции пространственных координат электрона – это разрешенные квантовые состояния электронов, определяющие энергетические уровни в атоме и области наиболее вероятного нахождения электронов в трехмерном пространстве вокруг атомного ядра.

Иначе (образно) волновую функцию Ψ(x, y, z) можно представить как амплитуду 3-х-мерной электронной волны, точнее – амплитуды колебания вероятного присутствия электрона в данной области пространства. Другими словами, колеблется не сам электрон, а вероятность его обнаружения в данной области атомного пространства.

Движение электрона в атоме носит вероятностный характер – это один из постулатов квантовой механики и квантовой химии.

Наиболее вероятное квантовое состояние электрона – область околоядерного пространства, в котором электрон может находиться в разные моменты времени с максимальной вероятностью (до 98%),– называют атомной электронной орбиталью (АО) или «электронным облаком» -

совокупностью различных положений быстро движущегося электрона.

Математически АО представляют как Ψ ²(x, y, z) ^.∆V, т.е. как произведение квадрата волновой функции Ψ ²(x, y, z) – плотности вероятности - на элементарный объем атомного пространства ∆V.

Волновое уравнение Шредингера (1926 г.):

Эрвин Шредингер, австрийский физик, предложил уравнение, связывающее энергию одноэлектронного атома водорода с его пространственными координатами (x, y, z) и волновой функцией Ψ(x, y, z), соответствующей амплитуде трехмерного волнового процесса:

[δ² Ψ(x)/ δx² + δ² Ψ(Y)/ δY² + δ² Ψ(Z)/ δZ²] = -4 π m/ h [(E_полн – E_потенц) Ψ(x, y, z)].

Уравнение Шредингера строго не выводится (скорее постулируется, исходя из уравнения двумерной волны де Бройля). Тем не менее оно описывает реальное поведение (состояние) электрона в атоме и позволяет с большой точностью рассчитывать вероятность нахождения электрона в данный момент времени в любой точке пространства, занимаемого атомом.

Квантовые числа

Решения (корни) уравнения Шредингера содержат постоянные n, l, m_l , которые назвали квантовыми числами. Это квантовые дискретные характеристики волновой функции Ψ(x, y, z), описывающие силовое поле околоядерного пространства, в котором может находиться электрон, т. е. его энергетические уровни, подуровни и атомные орбитали.

Любое устойчивое состояние электрона в атоме характеризуют определенными значениями 4-х квантовых чисел: n (главное), l (орбитальное), m_l (магнитное), m_s (спиновое).

Каждой АО, т.е. наиболее вероятному квантовому состоянию электрона, соответствует свой набор указанных квантовых чисел.

Главное квантовое число n определяет: а) уровень электронной энергии атомной орбитали и атома, если этот уровень является внешним, наиболее удаленным от ядра; б) номер (расстояние от ядра) данного квантового (энергетического) уровня и атомной орбитали. Квантовое число n принимает значения целых чисел, начиная с единицы: n = 1,2,3,…,∞. С величиной n связано и максимально возможное число электронов N(е) на энергетическом уровне: N(е) = 2n². В атоме на уровне n = 1, например. может быть не более двух электронов, на уровне n = 2 – восьми, на n = 3 – восемнадцати электронов и т.д.

Орбитальное квантовое число l принимает значения целых чисел

от 0 до (n – 1), характеризуя: а) энергию электронов на подуровне, при этом число n здесь соответствует номеру квантового уровня, на котором впервые появляется этот подуровень; б) форму электронной орбитали, АО: s–АО (l = 0) имеет форму сферы, р-АО (l = 1) – форму объемной восьмерки (гантели); d-АО (l = 2) имеет форму четырех объемных лепестков (двух гантелей); f-AO (l = 3) – еще более сложную форму

(8 гантелей и других).

Магнитное квантовое число m_l характеризует магнитный момент электрона при движении по АО и пространственную ориентацию АО, принимая значения: m_l = 0, ±1, ±2,…, ± l.

Для каждого значения l, таким образом, разрешено (2l +1) значений m_l.

Все орбитали одного подуровня (n, l = const) имеют одинаковую энергию (энергетически вырождены), но по-разному ориентированы в пространстве магнитного поля ядра относительно друг друга.

Спиновое квантовое число m_s электрона имеет два значения, ±1/2, характеризуя собственный магнитный момент количества движения электрона вокруг ядра атома при одновременном вращении вокруг своей оси в двух взаимно противоположных направлениях (“по” и “против” часовой стрелки).

Атомные орбитали, для которых значения l = 0, 1, 2, 3, называют соответ- ственно s-, p-, d-, f-АО. Так же называют и энергетические подуровни: s-, p-, d-, f- подуровни, включающие 1, 3, 5 и 7 соответствующих АО, и химические элементы, образующие s-, p-, d-, f- электронные семейства, в атомах кото-рых электроны заполняют соответствующие подуровни.

Например, квантовому состоянию электрона 3s² (второй электрон на 3s –АО) отвечает набор квантовых чисел: n = 3, l = 0, m_l = 0, m_s = - ½.

Заполнение энергетических уровней, подуровней и атомных орбиталей подчиняется четырем основным правилам и принципам:

1. Принцип Паули: в атоме не может быть даже двух электронов с одинаковым набором всех 4-х квантовых чисел.

Из этого следует, что каждая АО может быть занята не более чем двумя электронами с разными по знаку спиновыми квантовыми числами m_s, равными + ½. Такие два электрона называют спаренными или антипараллельными

(с антипараллельными спинами).

2. Принцип минимальной энергии: устойчивому (невозбужденному) состоянию атома отвечает такое расположение электронов по АО, при котором энергия атома минимальна; АО заполняются в порядке последовательного возрастания их энергий, начиная с первого энергетического, квантового, уровня (n = 1).

3. Правило Клечковского (иначе - «минимального (n + l)») определяет порядок заполнения электронами АО многоэлектронного атома:

заполнение энергетических уровней и подуровней многоэлектрон-ного атома, находящегося в основном (невозбужденном) состоянии, происходит в порядке увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при равных значениях (n + l) – в порядке возрастания n.

Не забываем при этом, что каждому типу подуровня всегда соответствует единственное значение орбитального квантового числа l:

l_s-АО = 0, l_р-АО = 1, l_d-АО = 2, l_f-АО = 3.

Исключения из правила Клечковского - так называемые «провалы электронов» с ns- на (n-1) d-АО у атомов d-металлов: Cr, Cu, Ag, Au, Mo, Ru, Rh, Pd, Pt - связаны с повышенной устойчивостью атомов в таких состояниях их валентных электронов, когда они заполняют d- подуровень либо наполовину (5 неспаренных электронов), либо полностью (10 электронов с антипараллельными спинами). В свободном атоме d-АО являются большими по размерам и размытыми в пространстве. Когда они заселены электронами наполовину или полностью, то размеры их меньше, орбитали сжаты в пространстве и, как показывают квантово-механические расчеты, их энергия меньше и, значит, выше устойчивость.

4. Правило Гунда («максимального спина», которому подчиняется размещение электронов на АО энергетического подуровня:

В данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния (АО) таким образом, чтобы суммарный спин их был максимальным, т.е. электроны заполняют АО (квантовые ячейки) сначала по одному электрону с m_S = +1/2, затем – по второму, с m_S = –1/2.

При любом ином размещении электронов в подуровне атом находится в возбужденном, неустойчивом состоянии с более высокой энергией.

Суммарный спин электронов в подуровне определяют как S(n_е-) = ½ ^. n_е- , где n_е-– число электронов в подуровне, S - спин электрона, равный 1/2.

Электронные конфигурации атомов (ионов)

Указанные принципы и правила являются выражением квантово-механических законов и позволяют построить электронные оболочки атомов элементов или ионов, т.е. их электронные конфигурации – распределение электронов по квантовым уровням, подуровням и атомным орбиталям.

Существуют следующие виды электронных конфигураций атомных структур, условно отражающих их электронное строение:

а) электронные схемы, когда изображают ядро в виде круга с атомным номером (зарядом ядра, числом электронов) в центре и справа – дугами – квантовые уровни п= 1, 2, 3, 4 и т.д.; под каждой дугой пишут число электронов на данном уровне;

б) электронные формулы - строчной записью энергетической последовательности квантовых уровней и подуровней, используя символы подуровней, перед которыми ставят число номера уровня, а в виде показателей степеней у символов указывают числа электронов в каждом подуровне; сумма показателей степеней должна быть равна общему числу электронов в атоме, т.е. порядковому номеру элемента;

в) электронно-графические формулы - схемы, представляющие, в соответствии с электронной формулой, энергетическую последовательность квантовых уровней и подуровней, а также атомные орбитали с помощью квантовых ячеек, каждая из которых графически, условно, изображает одну АО на подуровне – квадратиком, кружком или чертой.

Электрон в квантовой ячейке изображают стрелкой, направление вверх которой условно принято за положительное значение спинового квантового числа m_s (+1/2), вниз – за отрицательное (–1/2). По принципу Паули в каждой АО (квантовой ячейке) могут находиться или один, неспаренный, электрон или пара электронов с противоположными (антипараллельными) спинами.

Пример: запишем электронную конфигурацию атома кремния в основном (невозбужденном) состоянии в виде электронной формулы (б):

¹⁴Si (n=3, IVA – группа): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p².

Учитывая, что р-электроны имеют три, 2l+1, состояния (m_l = +l,0 = +1,0,-1 для соответственно р_x , р_y и р_z), а d- электроны – пять квантовых состояний (m_l = +2, +1, 0, -1, -2, для d_xy , d_xz , d_yz , d_z² и d_{x2 – y2}), электронные формулы можно записывать более подробно, например, для атома кремния:

¹⁴Si (n=3, IVA – группа): 1s² 2s² 2p_x² 2p_y² 2p_z² 3s² 3p_x¹ 3p_y¹ .

Химические свойства элемента, по современной теории строения вещества, определяются прежде всего электронной конфигурацией валентных - внешних квантовых уровней, подуровней и орбиталей, поэтому часто записывают сокращенную электронную формулу, показывающую строение именно валентных слоев электронов, а внутренние, завершенные слои заменяют символом ближайшего благородного газа с указанием его порядкового номера (общего числа электронов в атоме) и номера периода, в котором находится этот газ.

Валентные электроны:

s- и р-элементов находятся на одном энергетическом уровне – внешнем n-уровне атома;

d–элементов - на двух, внешнем (n) и предвнешнем (n – 1), квантовых уровнях;

f–элементов - на трех уровнях: внешнем (n), предвнешнем (n – 1) и предпредвнешнем (n - 2).

Пример: Запишем сокращенную электронную формулу для атома р-элемента – кремния: ¹⁴Si (n=3, IVA – группа): [¹⁰Ne, n=2] 3s² 3p² .

Недостатком электронных формул является использование только двух квантовых чисел: n и l.

Электронно-графические формулы более полно описывают состояние электронов в атомах, с помощью 4-х квантовых чисел.

Периодический Закон химических элементов Д.И.Менделеева

– один из важнейших законов природы, который в современной трактовке имеет следующую формулировку: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов (или порядковых номеров).

Периодический Закон позволяет уточнить понятие «химический элемент»: это совокупность атомов с одинаковым (положительным) зарядом ядра.

Периодическая Система элементов – это естественная классификация химических элементов на основе Периодического Закона, строго упорядоченное множество химических элементов, их систематизация.

Периодическая Система отражает закономерное изменение химических и ряда физических свойств элементов. Основные особенности химического поведения элементов определяются зарядом ядер и строением электронных оболочек внешних энергетических уровней их атомов.

Химические соединения элементов, сходные по химическому составу и электронной структуре, т.е. имеющие аналогичные молекулярные и электронные формулы, называют однотипными соединениями. Они различаются лишь одним химическим элементом, причем эти элементы принадлежат к одной группе или подгруппе Периодической системы и находятся в этих соединениях в одинаковом валентном состоянии. К ним относятся бинарные и более сложные соединения разных классов: оксиды, гидроксиды, гидриды и другие.

Например, однотипными оксидами являются СО₂, SiO₂, GeO₂.

В соответствии с Периодическим Законом химические и физические свойства таких соединений периодически изменяются в зависимости от заряда ядра.

Существует понятие и однотипных химических реакций. Это такие реакции, в которых участвуют однотипные соединения, находящиеся в одинаковых агрегатных состояниях, причем стехиометрические коэффициенты при формулах соответствующих веществ равны.

Периодическая Таблица элементов Д.И.Менделеева является табличной формой выражения Периодической Системы.

Известно более 500 графических форм Периодической системы элементов, из которых около 100 – «геометрические» (треугольные, цилиндрические, пространственные и плоскостные фигуры, кривые и т.п.) и более 400 – табличные. Однако общее признание и использование получили всего три табличных варианта, близких по форме к предложенным самим Д.И.Менделеевым: длинно-, полудлинно- и короткопериодная.

Наиболее распространена привычная для нас короткопериодная таблица, представляющая собой сочетание 10 горизонтальных рядов (7 периодов, из которых 3 первых называют малыми, с 4 по 7 – большими) и 8 вертикальных столбцов элементов – групп, каждая из которых разделена на две подгруппы.

В каждом периоде располагаются элементы с одинаковым для электронов внешнего энергетического уровня главным квантовым числом (п), т.е. с одинаковым числом энергетических уровней в атомах этих элементов.

Номер периода равен числу энергетических (квантовых) уровней в атоме.

Группы отражают последовательность заполнения электронами АО подуровней и состоят из элементов с одинаковым числом валентных электронов, определяющих высшую валентность элемента (как его способность образовывать наибольшее число химических связей), и отсюда - высшую положительную степень окисления атома при образовании химических соединений.

Именно поэтому Д.И.Менделеев в группы (и особенно в подгруппы) выделил химические элементы, имеющие сходные химические свойства.

В главной подгруппе (А) валентные электроны атомов - внешние s– или р– электроны находятся на одном, внешнем, энергетическом уровне; у атомов элементов побочных (Б) подгрупп валентные электроны располагаются на двух или трех энергетических уровнях: у d–элементов – на внешнем п и предвнешнем (п – 1), т.е. их число равно сумме внешних s– и предвнешних d– электронов); у f–элементов – на внешнем, предвнешнем и предпредвнешнем (п - 2), и число их валентных электронов равно сумме внешних s-, предвнешних s–, p–, d– и предпредвнешних s–, p–, d–, f– электронов).

Элементы одной и той же подгруппы, имеющие сходные окончания электронных формул с распределением валентных электронов, называют электронными аналогами. Таковыми являются, например, элементы IIIA- подгруппы Al, Ga и In. Они изоэлектронны. Изоэлектронными друг другу (но не электронными аналогами!) могут быть также ионы и атомы элементов разных групп, например: Al³⁺, Si⁴⁺ и Ne.

Идентичность электронного строения атомов элементов подгрупп определяет сходство не только их химических, но и физических свойств.

Строго говоря, свойства химического элемента объединяют все без исключения его характеристики в состоянии свободных атомов или ионов, гидратированных или сольватированных, простого вещества, а также формы и свойства образуемых им многочисленных сложных соединений, хотя обычно под свойствами элемента подразумевают свойства его свободных атомов и простого вещества. Большинство этих свойств проявляет явную периодическую зависимость от порядкового номера элемента.

Важнейшие среди физических и химических свойств, особо значимые при объяснении или предсказании химического поведения элементов и образуемых ими соединений, это: размеры атомов и ионов, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления.

Радиус атома (иона)как принятый показатель размера атома или иона –наиболее важное физическое свойство атома (иона), влияющее на его химические свойства. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются ядром внешние валентные электроны и тем легче вступают во взаимодействие, и, наоборот, с уменьшением радиуса атома притяжение электронов к ядру усиливается, и их отрыв требует больше энергии. Истинные размеры изолированных атомов или ионов –абсолютные радиусы– непосредственно измерить невозможно, т.к. атомы не имеют строго определенных границ вследствие волновой природы электронов. Поэтому на практике используют так называеиыеэффективные размеры – радиусы атомов или ионовв соединениях, определяемые экспериментально, в основном спектроскопическими и дифракционными физическими методами. Обычно измеряют межъядерные расстояния либо в молекулах газовой фазы, либо в кристаллах, из значений которых вычисляютрадиусысвязанных атомов,атомные или ионные, разделяя каждое межъядерное расстояние на две части и считая одну из них радиусом атома (иона) первого из двух связанных, а другую – радиусом второго атома (иона). При таком разделении учитывают степени окисления атомов, природу химической связи между атомами, ионами или молекулами вещества, характер координации частиц и др. факторы. Получаемый таким способом радиус, в зависимости от типа химической связи или кристаллической решетки, называютковалентным (равен половине расстояния между ядрами двух одинаковых атомов, связанных ординарной ковалентной сигма-связью),металлическим (в металлах и сплавах),ионным(между ядрами ионов) иливан-дер-ваальсовым (между не взаимодействующими химически, но связанными невалентными межмолекулярными силами, ассоциированными атомами или молекулами, например, атомами аргона в твердом аргоне или молекулами твердого азота), который можно приближенно считать радиусом свободного атома. В квантово-механических расчетах используюторбитальный радиус атома r, который считают лучшим описанием эффективных размеров атома – этотеоретическирассчитанное положение (расстояние от ядра) главного максимума зарядовой плотности - энергии его внешних электронов или иначе - расстояние от ядра атома до наиболее удаленной точки поверхности, описывающей атомную орбиталь:r = r_Б n², где r_Б – коэффициент пропорциональности, радиус Бора (53 пм), n – главное квантовое число, номер уровня энергии.

В периодах атомные радиусы изменяютсяпериодическиот максимальных для щелочных металлов до минимальных у благородных газов.Уменьшение значений радиусовпри переходе от щелочного металла к ближайшему по периоду благородному газу имеет, за исключением рядаLi–Ne(2 период),немонотонныйхарактер, особенно при появлении между щелочным металлом и благородным газом семейств переходных элементов,d-металлов иf- лантаноидов или актиноидов. В больших периодах в семействахd- иf- элементов наблюдается менее резкое уменьшение радиусов, так как заполняются электронами орбитали пред-внешних и пред-предвнешних - уплотняющих слоев.В подгруппах, с ростом номера периода (числа электронных слоев), радиусы атомов элементов и однотипных ионов в общем увеличиваются, за некоторыми исключениями:r(Ga)<r(Al),r(Au)<r(Ag),r(Ta)<r(Nb),r(Hf) <r(Zr) и др.- обусловленными появлением в 4-ом и 6-ом энергетических уровнях соответственноd- иf- электронов (эффект «d- и лантаноидного сжатия» электронных слоев).

Энергия (потенциал, энтальпия) ионизации (I)– минимальная энергия, которую необходимо затратить для отрыва и удаления электрона от свободного атома, иона или молекулы, находящихся в газовой фазе в устойчивом, низшем энергетическом состоянии.

Простейшей химической реакцией, характеризующей свойства свободных атомов, является процесс отрыва электронов от невозбужденного атома:

Э(г) = Э⁺(г) + е^-.

Энергия ионизации количественно характеризует способность атома (иона, молекулы) удерживать электроны, что является важнейшим показателем химической активности, восстановительной способности атома или другой структурной частицы вещества.

По мере последовательного отрыва электронов от атома положительный заряд образующегося иона возрастает. Поэтому последовательно возрастает и затрата энергии (потенциал ионизации), необходимой для отрыва электронов. Для многоэлектронных атомов определены последовательные энергии ионизации для отрыва 1-го, 2-го, 3-го и т.д. электронов: I₁<I₂<I₃ и т.д.

Обычно энергию ионизации определяют, исследуя пределы спектров, т.е. частот волн спектров поглощения или испускания, при которых отдельные линии сливаются в сплошную полосу, что соответствует уходу электрона из поля ядра, его отрыву от атома.

Cродство к электрону(Е_ср) – этоэнергия, выделяющаяся при захвате электрона свободным атомом, молекулой или радикалом в газовой фазе в основном (невозбужденном) состоянии, превращая их в анионы.

Сродство к электрону количественно характеризует склонностьатома, молекулы, ионак образованию анионов–окислительную способность определенной частицы, которая для атомов элементовв периодахв общем возрастает слева направо и убывает сверху внизвнутри группы.

Величины сродства к электрону точно определены лишь для немногих атомов неметаллов (Н, С, О, S,I,Cl,Fи др.), а для молекул и радикалов недостаточно надежны. Прямое вычисление сродства к электрону атомов выполняют по формуле: Е_ср =h.c/лямбда⁰, где лямбда⁰– длина световой волны, соответствующей порогу фотоотрыва электрона от аниона.

Электроотрицательностью(ЭО) называют величинуэнергии притяжения валентных электронов атомом элемента в сложных соединениях.

Известны разные способы расчета электроотрицательности.

Способность атома притягивать к себе электронную плотность другого атома при взаимодействии с ним зависит как от его энергии сродства к электрону, так и от способности другого атома отдавать электрон, т.е. от его энергии ионизации, поэтому почти все существующие способы приближенного расчета ЭО основаны на соотношении между этими двумя величинами.

Например, по Малликену, ЭО (Х)– это полусумма энергий ионизации (I)и сродства к электрону (Е_ср):Х=(I+Е_ср).

Поскольку энергия сродства к электрону определена не для всех элементов, а для других получены неточные ее значения, чаще используют величины относительной электроотрицательности (ОЭО) атомов –электроотрицательности, рассчитанной по отношению к ЭО какого-либо активного металла, принятой за единицу: лития (шкала Полинга), кальция (шкала Малликена) или актиния (шкала Оллреда-Рохова).

В большинстве случаев энергия ионизации атома существенно выше его сродства к электрону, поэтому закономерность периодической зависимости ЭО от заряда ядра примерно такая же, как для энергии ионизации: электроотрицательность возрастает в Периодической Системе в направлении слева направо для элементов каждого периода и уменьшается сверху вниз для элементов одной и той же группы.

Чем выше электроотрицательность элемента, тем сильнее проявляются его окислительные и неметаллические свойства, поэтому самыми сильными окислителямиявляютсянеметаллыс практически самой высокой электроотрицательностью (теоретически ЭОвыше только у инертных газов гелия и неона,ОЭО которых соответственно равны 5,5 и 4,8 по шкале Оллреда-Рахова), фтор (ОЭО ≈ 4,0) и кислород (ОЭО≈ 3,5), асамыми слабыми–наиболее активные металлы–восстановителис наименьшей электроотрицательностью:франций и цезий (ихОЭО≈0,8).

Значениями ОЭОпользуются обычно для приближенной теоретической оценки «металличности – неметалличности» илиамфотерности элемента, а такжеполярности химической связимежду атомами: значенияОЭО(наиболее активных металлов) = 0,7 - 1,3;ОЭО (неметаллов) = 1,8 – 5,5;ОЭО (амфотерных металлов)имеют значения, по разным данным (шкалам Оллреда-Рахова, Полинга или Малликена), в диапазонеот 1,3 - 1,5 до 1,8 - 2,4.

_________________________________________________________________________

Лекция № 8. Химическая связь

Из рабочей программы

Химическая связь.

1. Основные виды и природа химической связи. Количественные характеристики связи на основе квантово-механической теории: энергия, длина связи, валентный угол. 2. Ковалентная связь. Квантово-механические методы описания ковалентной связи: валентных связей (МВС), молекулярных орбиталей (ММО). Механизмы образования связи по МВС: обменный, донорно-акцепторный. Химическая связь в комплексных соединениях. Теория валентности в МВС. Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность. Кратность связи. Делокализация связей и резонансные структуры. Гибридизация связи: понятие, типы. Пространственная структура молекул. Полярность: связи, молекул. ММО ЛКАО: связывающие и разрыхляющие МО, энергетические диаграммы. Порядок связи. Магнитные свойства молекул. 3.Ионная связь и ее свойства. Металлическая связь. Водородная связь. Межмолекулярные взаимодействия: ион-дипольные, водородные и невалентные - Ван-дер-Ваальса (3 типа).

1. Развитие представлений о химической связи. Основные типы и природа химической связи.

Количественные характеристики химической связи на основе квантово-механической теории: энергия и длина связи, валентный угол, эффективный заряд и степень окисления атома в молекуле.

2. Ковалентная связь: понятие, свойства, описание механизмов образования методами квантовой механики: валентных связей (МВС) и молекулярных орбиталей (ММО). Кратность и порядок связи. Локализованные и делокализованные связи. Понятие гибридизации атомных орбиталей. Пространственные конфигурации молекул. Явление поляризации атомов и ионов. Полярность связи и молекулы.

3. Ионная, металлическая, водородная связи, их образование и свойства.

4. Типы межмолекулярных взаимодействий.

5. Химическая связь в комплексных соединениях.

__________________________________________________________________________

Лекции №№ 7, 8

Тема: Строение вещества