Три основных свойства ковалентной связи (поляризуемость, насыщаемость, направленность).

Поляризуемость–способность молекул поляризваться под влиянием внешнего электрического поля. Это может происходить и под влиянием поля, создаваемого приблизившейся полярной молекулой. Всегда важно учитывать полярность молекулы и ее электрический момент диполя. С последним связана реакционная способность веществ. Как правило, чем больше электрическиймомет диполя молекулы, тем выше реакционная способность вещества. С электрическим моментом диполя связана также растворимость вещества.

Насыщаемость - способность атома образовывать столько ковалентных связей сколько у него имеется энергетически доступных атомных орбиталей.

Направленность – определяет пространственную структуру молекул.Ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания атомных орбиталей реагирующих атомов.

8) Образование σ- и π- связей (показать графически).

Алгебраическая сумма и линейная комбинация 2-х S-орбиталей

Алгебраическая сумма и линейная комбинация 2-х P-орбиталей

Распределение электронов по молекулярным орбиталям происходит в соответствии с принципом «минимум энергии», т.е. электронами заполняются орбитали, которые имеют минимум энергии и которые являются очень прочными (связывающие орбитали)

Переход электронов на молекулярные орбитали всегда способствует повышению энергии, и этот энергетический выигрыш равен энергии связи между атомами в молекуле

9) Метод молекулярных орбиталей (ММО). Основные положения. Понятия связывающей и разрыхляющей молекулярных орбиталей(на примере образования молекулы или иона).

ММО позволяет представить как происходит распределение электронов по молекулярным орбиталям.

В основе этого метода лежит представление о том, что все электроны данной молекулы или иона распределены по соответствующим молекулярным орбиталям. Описать молекулы по теории молекулярных орбиталей – это значит определить ее орбитали, их энергию и выяснить характер распределения электронов по орбиталям в порядке возрастания их энергии. Распределение электронов происходит в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда, все молекулярные орбитали представляют в виде алгебраической суммы (линейной комбинации) атомных орбиталей.

Молекулярные параметры (энергия связи, межъядерное расстояние, кратность связи).

Молекулярные параметры (энергия связи, межъядерное расстояние, кратность связи).

Длиной связи – межъядерным расстоянием между двумя химически

связанными атомами.

Энергией связи – количеством энергии, затрачиваемой на ее разрыв в

газообразном состоянии. Распределение электронов по молекулярным орбиталям происходит в соответствии с принципом минимума энергии: электронами заполняются орбитали, которые имеют минимум энергии и которые являются очень прочными – это связь орбиталей. Переход на молекулярные орбитали всегда способствует понижению энергии системы и этот энергетический выигрыш равен энергии связи между атомами в молекуле.

Кратностью связи – числом электронных пар, посредством

которых осуществляется химическая связь между атомами.

Согласно методу молекулярныхорбитаелей, возможно определить порядок или кратность связи n. Порядок определяется полуразностью числа связанных и разрыхленных электронов n= (Nсв-Nраз)/2.если кратность связи =0, то молекула не образуется.

При наложении π -связи на σ-связь образуется двойная связь. Кратная связь изображается двумя черточками О=О, О=С=О. Суммарная энергия двойной связь выше одинарной, а длина двойной связи меньше длины одинарной.

При наложении двух π-связей на σ-связь, например молекулы азота, оксида углерода, возникает тройная связь, изображается тремя черточками. Энергия тройной связи выше, а длина связи ниже, чем энергии и длины простой и двойной связи.

Применение ММО к двухатомным гомоядерным молекулам. Энергетические диаграммы В2, С2, О2.

Должны выполняться условия: АО должны иметь близкие энергии, перекрываться в значительной степени, иметь одинаовую симметрию относительно линий связи, число АО =числу МО.

Применение ММО к двухатомным гетероядерным молекулам.Примеры.

В случае гетероядерных молекул связывающей молекулярные орбитали, значительный вклад вносят атомы с большей электроотрицательностью. В этом случае связывающие орбитали по энергии ближе к орбиталям более электроотрицательного атома. В отличии от гомоядерных, гетероядерные молекулы образованы атомами с неодинаковыми зарядами атомов.

Метод валентных связей (МВС). Основные положения теории МВС. Понятия гибридизации орбиталей (sp, sp2, sp3). Неподеленые электронные пары (искажение правильных геометрических фигур). Примеры NH3 и H2O.

МВС иначе называют теорией локализованных электронных пар. Поскольку в основе метода лежит предположение о том, что химическая связь между двумя атомами осуществляется с помощью одной или нескольких электронных пар, которые находятся между этими атомами.В этом методе химическая связь всегда двухэлектронная и обязательно двухцентровая. Число элементарных химических связей, которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности. Также как и в методе молекулярныхорбиталей, в образовании химической связи принимают участие валентные электроны.

В соответствии с принципом Паули электроны должны иметь противоположно направленные спины. И в этом методе все электроны спарены, и поэтому молекулы все диамагнетики.

Этот метод имеет ряд важных преимуществ: предсказывает валентные возможности атомов и геометрию образующейся молекулы. Последнее обстоятельство связано с так называемой гибридизацией атомных орбиталей (АО).

Гибридизация была введена для объяснения того факта, что двухэлектронныедвухцентровые химические связи, образованные за счет АО в разных энергетических состояниях, имеют одинаковую энергию.

Согласно представлению о гибридизации, химические связи образуются смешанными – гибридными орбиталями (ГО), которые представляют собой линейную комбинацию АО данного атома. Эти смешанные ГО обладают одинаковыми энергией и формой, определенной ориентацией в пространстве (симметрией).

s-орбиталь + p-орбиталь и две sp-ГО

S+p+p

sp2

По теории валентных связей один атом образует несколько связей, а его валентные электроны принадлежат разныморбиталям.

Для объяснения геометрии молекул в МВС необходимо привлекать теорию гибридизации атомных орбиталей. Основные положения теории следующие:

1. Введение гибридных орбиталей служит для описания направленных локализованных связей. Гибридные орбитали обеспечивают максимальное перекрывание АО в направлении локализованных σ-связей.

2. Число гибридных орбиталей равно числу АО, участвующих в гибридизации.

3. Гибридизуются близкие по энергии валентные АО независимо от того, заполнены они в атоме полностью, наполовину или пусты.

4. В гибридизации участвуют АО, имеющие общие признаки симметрии.

Правильные геометрические фигуры образуются, когда все периферические атомы в многоэлектронной молекуле (или ионе) одинаковы и их число совпадает с числом гибридных орбиталей. Если число гибридных орбиталей больше числа связанных атомов, то часть гибридных орбиталей заселена электронными парами, не участвующими в образовании связи.

В качестве примера рассмотрим молекулы NH3 и H2O. У азота, поимо трех связывающих пар электронов, образующих связь с тремя атомами водорода, остается одна несвязывающая пара. Она занимает гибриднуюорбиталь искажает угол связи и изменяет его значение.