8. Основные характеристики химической связи (длина, энергия, валентный угол). Свойства ионной связи, свойства ковалентной связи. Виды химической связи на примере молекул NaCl, o2, nh3, khco3.

Длина связи – расстояние между центрами атомов в молекуле. Энергия и длина связей зависят от характера распределения Эл. плотности между атомами. На распределение е плотности влияет пространственная направленность хим. связи. Если 2-х атомные молекулы всегда линейны, то формы многоатомных молекул м.б. различны.

Угол между воображаемыми линиями, которые можно провести через центры связанных атомов называется валентным. Распределение е плотности так же зависит от размеров ат. и их эо. В гомоатомных Эл. плотность распределена равномерно. В гетероатомных смещена в том направлении, которое способствует уменьшению энергии системы.

9. Ковалентная химическая связь, механизмы ее образования и свойства (насыщаемость, направленность, кратность, полярность). Виды ковалентной связи (полярная, неполярная, донорно-акцепторная) (на примерах).

Ковалентная связь – образована объединением пары валентных электронов с антипараллельными спинами, находящимися между двумя ядрами атомов, в общую электронную пару, к-я является связующей между взаимодействующими атомами. Характерна–насыщаемость(в соответствии с принципом Паули)–одна орбиталь принимает участие в образовании только одной ковалентной химической связи. Каждый атом стремится перейти в устойчивое состояние, в котором неспаренные электроны отсутствуют. Особенности ковалентной связи: Насыщаемость – способность образовывать хим.связь в определенном направлении в зависимости от формы и взаимной ориентации электронных облаков. По направленности: 1.σ(сигма) – при перекрывании эл.облаков, где область максимальной Эл.плотности располагается на линии соединяющей ядра атомов. Максимальная прочность и энергия – выгодна для молекул. Возникает в первую очередь. 2.π(пи) – область максимального перекрывания электронных облаков лежит по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. Менее прочная – возникает, если связь двойная или тройная. 3.δ(дельта) – возникает при взаимодействии d электронных орбиталей всеми 4мя частями. Кратность(порядок связи) – кол-во общих электронных пар между взаимодействующими атомами. Н-Н(1), О=О(2), N≡N(3), Н-С-Н(1). Чем больше кратность связи, тем больше её энергия→прочнее. Валентный угол – обусловлен направленностью ковалентной связи и представляет собой угол между воображаемыми линиями, соединяющими ядра атомов. Полярность – степень смещения общей электронной пары к одному из взаимодействующих атомов( к более электроотрицательному). Н-Н неполярна – одинаковые атомы, связь симметрична, общ.эл.пара посередине между ядрами атомов,дипольный момент связи=0. Н→Cl хлор более электроотрицателен, на Cl частичный отрицательный заряд(δ-), на Н частичн.положит. (δ+) – полюсы связи. Диполь. Полярная молекула. Полярность количественно характеризуется дипольным моментом (μ=Δǽ), изм-ся в Дб – дибайтах. Поляризуемость – возможность изменения частичного заряда на взаимодействующих атомах в следствии еще большего смящения общей Эл.пары под действием внешних электростатических сил. Разновидности: 1. Неполярная 2. Полярная – атомы с разной электроотрицательностью Δǽ≤1,8 – ковал. полярн. связь, Δǽ≥1,8 – ионная связь. 3. Донорно-акцепторная связь – отличается от обычной ковалентной тем, что связующая эл.пара до образования свзи целиком принадлежала одному из взаимодействующих атомов. Атом, предоставляющий неподеленную эл.пару – донор, атом, предоставляющий свободную орбиталь(вакантную) – акцептор. Связь комплексообразователя(акц) с лигандами(дон) в комплексных соединениях – всегда донорно-акцепторная. Связи должны быть равноценны, поэтому происходит гибридизация. Гексо циано феррат калия. Сульфат тетра амин кобальта. Ион св между внеш и внут сферой. Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности–поляризацией. Полярность молекулы количественно оценивают величиной ее дипольного момента. Из дипольных моментов молекулы могут быть вычислены дипольные моменты отдельных связей. Чем больше дипольный момент, тем связь полярнее. Причиной полярности связи служит различие в электроотрицательности связанных атомов.

12.Комплексные соединения: строение, классификация. Ступенчатая диссоциация комплексных соединений. Математическое выражение константы нестойкости комплексного иона. Виды связи в комплексных соединениях. Механизм образования связей во внутренней сфере (на примерах) по методу валентных связей.

Комплексные соединения(КС) – сложные соединения, в к-х наряду с обычными ионными и ковалентными связями присутствуют связи, образованные по донорно-акцепторному принципу. Анионные-Гексо циано феррат калия. Сульфат тетра амин кобальта-катионные. Строение: КС включает внутреннюю сферу(комплексный ион) и ионы внешней сферы. Центром внутренней сферы является комплексообразователь. Как правило это ион металла(d-элемента).Вокруг комплексообразователя координируются (располагаются) лиганды – частицы, к-е имеют хотя бы одну неподеленную электронную пару. Лиганды бывают – нейтральные NH₃-амин,СО-карбонил,Н₂О-аква. – отрицательно заряженные: ОН^--гидроксо,Cl^--хлоро,F^--фторо,Br^--бромо,CN^--циано. Связь комплексообразователя с лигандами всегда донорно-акцепторная. Донор-атом в составе лиганда, акцептор-комплексообразователь. Число лигандо во внутренней сфере – координационное число. Часто равно удвоенной валентности комплексообразователя. Заряд комплексного иона складывается из зарядов комплексообразователя и лигандо. Комплексный ион связывается с ионами внешней сферы ионной связью. Кол-во ступеней диссоциации равно КЧ. Сил эл-ты. К_НЕСТ(внут сфера)=[компл-образ-тель^+_N]^M[лиганд]^E/[вся внут сфера^+_В]^Р.

13. Гибридизация атомных орбиталей при образовании химической связи. Типы гибридизации. Пространственная структура и полярность молекул (на примерах BeF₂, BCl₃, CH₄, NH₃, и комплексных ионов [Cu(NH₃)₄]⁺², [Zn(NH₃)₄]⁺²).

Гибридизация В случае, если атом образует несколько химических связей с др. атомами, образуемые им связи по возможности должны быть равноценные, т.к. симметрия увеличивает устойчивость молекулы. Однако, валентные электроны часто бывают различны по форме и энергии. В момент образования связи происходит гибридизация валентных орбиталей центрального атома, т.е. их выравнивание по форме и энергии. Гибридные орбитали располагаются в пространстве так, чтобы свести к минимуму силы отталкивания между ними(разойтись дальше). Если молекула симметричная → неполярная. Дипольный момент молекулы рассчитывается, как векторная сумма дипольных моментов всех связей μ_{МОЛЕКУЛЫ}=∑μ_СВЯЗИ s-p – гибридизация характерна для элементов IIгр А подгруппы(главной) и для всех d-элементов и для f-элементов-линейная. s-p₂ - гибридизация хар-на для элементов IIIгр А подгруппы(гл) – тригональная(плоская) s-p₃ - гибридизация хар-на для элементов IV,V,VIгр А подгруппы(главной) – тетраэдр. s-p₃-d₂ – побочные подгруппы, н-р, S – форма молекулы в пространстве – октаэдр.