Pi связь имеется в молекуле. Ковалентные связи

Существуют два типа ковалентной связи: сигма- и пи-связи. сигма-связью называется одинарная ковалентная связь, образованная при перекрывании АО по прямой (оси), соединяющей ядра двух связываемых атомов с максимумом перекрывания на этой прямой. сигма-связь может возникать при перекрывании любых (s-, р-гибридных) АО. У органогенов (углерод, азот, кислород, сера) в образовании сигма-связей могут принимать участие гибридные орбитали, обеспечивающие более эффективное перекрывание. Кроме осевого возможен еще один вид перекрывания - боковое перекрывание р-АО, приводящее к образованию пи-связи. пи-связью называется связь, образованная при боковом перекрывании негибридизованных р-АО с максимумом перекрывания по обе стороны от прямой, соединяющей ядра атомов. Часто встречающиеся в органических соединениях кратные связи являются сочетанием сигма- и пи-связей; двойная - одной сигма- и одной пи-, тройная - одной сигма- и двух пи-связей.

Энергия связи - это энергия, выделяющаяся при образовании связи или необходимая для разъединения двух связанных атомов. Она служит мерой прочности связи: чем больше энергия, тем связь прочнее.

Длина связи - это расстояние между центрами связанных атомов. Двойная связь короче одинарной, а тройная - короче двойной. Для связей между атомами углерода, находящихся в разном состоянии гибридизации, характерна общая закономерность: с увеличением доли s-орбитали в гибридной орбитали уменьшается длина связи. Например, в ряду соединений пропан СН3-СН2-СН3, пропен СН3-СН=СН2, пропин СН3-С-=СН длина связи СН3-С соответственно равна 0,154, 0,150 и 0,146 нм.

В химии широко используется представление о гибридных орбиталях атома углерода и других элементов. Понятие о гибридизации как способе описания перестройки орбиталей необходимо в тех случаях, когда число неспаренных электронов в основном состоянии атома меньше числа образуемых связей. Постулируется, что различные атомные орбитали, имеющие близкие значения уровня энергии, взаимодействуют между собой, образуя гибридные орбитали с одинаковой формой и энергией. Гибридные орбитали за счет большего перекрывания образуют более прочные связи по сравнению с негибридизованными орбиталями.

Тип гибридизации определяет направленность гибридных АО в пространстве и, следовательно, геометрию молекул. В зависимости от числа вступивших в гибридизацию орбиталей атом углерода может находиться в одном из трех состояний гибридизации. sp3-Гибридизация. В результате sp3-гибридизации атом углерода из основного состояния 1s2-2s2-2р2 за счет перемещения электрона с 2s- на 2р-орбиталь переходит в возбужденное состояние 1s2-2s1-2р3. При смешении четырех внешних АО возбужденного атома углерода (одной 2s- и трех 2р-орбиталей) возникают четыре равноценные sр-гибридные орбитали. Они имеют форму объемной восьмерки, одна из лопастей которой значительно больше другой. Вследствие взаимного отталкивания sp3-гибридные АО направлены в пространстве к вершинам тетраэдра и углы между ними равны 109,5° (наиболее выгодное расположение). Каждая гибридная орбиталь в атоме заполняется одним электроном. Атом углерода в состоянии sр3-гибридизации имеет электронную конфигурацию 1s2(2sр3)4.

Такое состояние гибридизации характерно для атомов углерода в насыщенных углеводородах (алканах) и соответственно в алкильных радикалах их производных. sp2-Гибридизация. В результате sp2-гибридизации за счет смешения одной 2s- и двух 2р-АО возбужденного атома углерода образуются три равноценные sp2-гибридные орбитали, располагающиеся в одной плоскости под углом 120’. Негибридизованная 2р-АО находится в перпендикулярной плоскости. Атом углерода в состоянии sр2-гибридизации имеет электронную конфигурацию 1s2-(2sр2)3-2р1. Такой атом углерода характерен для ненасыщенных углеводородов (алкенов), а также некоторых функциональных групп, например карбонильной, карбоксильной и др. sр-Гибридизация. В результате sр-гибридизации за счет смешения одной 2s- и одной 2р-орбиталей возбужденного атома углерода образуются две равноценные sр-гибридные АО, расположенные линейно под углом 180°. Оставшиеся негибридизованными две 2р-АО располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях. Атом углерода в состоянии sр-гибридизации имеет электронную конфигурацию 1s2-(2sр)2-2p2. Такой атом встречается в соединениях, имеющих тройную связь, например в алкинах, нитрилах. В гибридизованном состоянии могут находиться и атомы других элементов. Например, атом азота в ионе аммония NH4+ и соответственно алкиламмония RNН3+ находится в состоянии sр3-гибридизации; в пирроле и пиридине - sр2-гибридизаыии; в нитрилах - sр-гибридизации.

Состоит из одной сигма- и одной пи-связи, тройная - из одной сигма- и двух ортогональных пи-связей.

Концепцию сигма- и пи-связей разработал Лайнус Полинг в 30-х годах прошлого века .

Концепция Л.Полинга сигма- и пи-связей вошла составной частью в теорию валентных связей . В настоящее время разработаны анимированные изображения гибридизации атомных орбиталей.

Однако сам Л.Полинг не был удовлетворён описанием сигма- и пи-связей. На симпозиуме по теоретической органической химии, посвящённой памяти Ф. А. Кекуле (Лондон, сентябрь 1958 г.) он отказался от σ, π-описания, предложил и обосновал теорию изогнутой химической связи . Новая теория чётко учитывала физический смысл ковалентной химической связи.

Энциклопедичный YouTube

1 / 3

Пи-связи и гибридизованные орбитали sp2

Строение атома углерода. Сигма - и пи-связи. Гибридизация. Часть 1

Химия. Ковалентная химическая связь в органических соединениях. Центр онлайн-обучения «Фоксфорд»

Субтитры

В прошлом ролике речь шла о сигма-связи. Давайте я нарисую 2 ядра и орбитали. Вот sp3-гибридная орбиталь этого атома, её большая часть здесь. И здесь тоже sp3-гибридная орбиталь. Вот её малая часть, вот большая часть. В месте перекрытия орбиталей образуется сигма-связь. Как здесь можно образовать другой тип связи? Для этого придётся кое-что объяснить. Вот это - сигма-связь. Она образуется при перекрытии 2 орбиталей на оси, соединяющей ядра атомов. Связь другого типа может образовываться двумя p-орбиталями. Я нарисую ядра 2 атомов и по одной p-орбитали. Вот ядра. Сейчас я нарисую орбитали. P-орбиталь похожа на гантель. Нарисую их чуть ближе друг к другу. Вот p-орбиталь в форме гантели. Это одна из p-орбиталей атома. Я нарисую ее побольше. Вот одна из p-орбиталей. Вот так. И у этого атома тоже есть p-орбиталь, параллельная предыдущей. Допустим, вот такая. Вот так. Надо бы ее подправить. И эти орбитали перекрываются. Вот так вот. 2 p-орбитали параллельны друг другу. Вот гибридные sp3-орбитали друг на друга направлены. А эти параллельны. Итак, p-орбитали параллельны друг другу. Они перекрываются вот здесь, наверху и внизу. Это P-связь. Подпишу. Это 1 P-связь. Записывается одной греческой малой буквой «P». Ну или так: «P-связь». И эта - P связь образуется за счёт перекрывания p-орбиталей. Сигма-связи - это обычные одинарные связи, а P-связи добавляются к ним, образуя двойные и тройные связи. Для лучшего понимания рассмотрим молекулу этилена. Его молекула устроена вот так. 2 атома углерода, связанные двойной связью, плюс по 2 атома водорода у каждого из них. Для лучшего понимания образования связей нам нужно изобразить орбитали вокруг атомов углерода. Значит так... Сначала я нарисую sp2-гибридные орбитали. Я поясню, что происходит. В случае метана 1 атом углерода связан с 4 атомами водорода, при этом образуя трёхмерную тетраэдрическую структуру, вот так. Этот атом направлен на нас. Этот атом лежит в плоскости страницы. Этот атом лежит за плоскостью страницы, А этот торчит вверх. Это метан. Атом углерода образует sp3-гибридные орбитали, каждая из которых формирует одинарную сигма-связь с одним атомом водорода. Теперь давайте распишем электронную конфигурацию атома углерода в молекуле метана. Начнём с 1s2. Дальше должны идти 2s2 и 2p2, но но на самом деле всё интереснее. Смотрите. На 1s-орбитали 2 электрона, а вместо 2s- и 2p-орбиталей с 4 электронами в сумме на них будут sp3-гибридные орбитали: вот одна, вот вторая, вот третья sp3-гибридная орбиталь и четвёртая. У изолированного атома углерода 2s-орбиталь и 3 2p-орбитали вдоль оси х, вдоль оси у и вдоль оси z. В прошлом ролике мы видели, что они смешиваются для образования связей в молекуле метана и электроны распределяются вот так. В молекуле этилена 2 атома углерода, а по окончанию понятно, что это алкен с двойной связью. В этой ситуации электронная конфигурация углерода выглядит иначе. Вот 1s-орбиталь, и она по-прежнему заполнена. На ней 2 электрона. А для электронов второй оболочки я возьму другой цвет. Итак, что на второй оболочке? Здесь нет s- и p-орбиталей, потому что эти 4 электрона для образования связей нужно сделать неспаренными. Каждый атом углерода образует 4 связи за счёт 4 электронов. 1,2,3,4. Но теперь s-орбиталь гибридизуется не с 3 p-орбиталями, а с 2 из них. Вот 2sp2-орбиталь. S-орбиталь смешивается с 2 p-орбиталями. 1 s и 2 p. И одна p-орбиталь остаётся прежней. И эта оставшаяся p-орбиталь отвечает за образование P-связи. Наличие P-связи приводит к новому явлению. Явлению отсутствия вращения вокруг оси связи. Сейчас вы поймёте. Я нарисую оба атома углерода в объёме. Сейчас вы всё поймёте. Возьму для этого другой цвет. Вот атом углерода. Вот его ядро. Отмечу его буквой C, это углерод. Первой идёт 1s-орбиталь, эта маленькая сфера. Затем идут гибридные 2sp2-орбитали. Они лежат в одной плоскости, образуя треугольник, ну или «пацифик». Покажу его в объёме. Эта орбиталь направлена сюда. Эта направлена туда. У них есть вторая, маленькая часть, но я не буду её рисовать, потому что так проще. Они похожи на p-орбитали, но одна из частей гораздо больше второй. И последняя направлена сюда. Немного похоже на знак компании Mercedes, если нарисовать здесь окружность. Это левый атом углерода. С ним 2 атома водорода. Вот 1 атом. Вот он, прямо здесь. С одним электроном на 1s-орбитали. Вот второй атом водорода. Этот атом будет здесь. А теперь правый атом углерода. Теперь рисуем его. Я нарисую атомы углерода близко друг к другу. Вот этот атом углерода. Вот его 1s-орбиталь. У него та же электронная конфигурация. 1s-орбиталь вокруг и те же гибридные орбитали. Из всех орбиталей второй оболочки я нарисовал эти 3. P-орбиталь я ещё не рисовал. Но я это сделаю. Сначала нарисую связи. Первой будет вот эта связь, образованная sp2-гибридной орбиталью. Нарисую тем же цветом. Вот эта связь образована sp2-гибридной орбиталью. И это сигма-связь. Орбитали перекрываются на оси связи. Тут всё просто. И есть 2 атома водорода: одна связь здесь, вторая связь тут. Эта орбиталь чуть больше, потому что ближе. И этот атом водорода находится здесь. И это тоже сигма-связи, если вы заметили. S-орбиталь перекрывается с sp2, перекрытие лежит на оси, соединяющей ядра обоих атомов. Одна сигма-связь, вторая. Вот ещё один атом водорода, также связанный сигма-связью. Все связи на рисунке - сигма-связи. Зря я их подписываю. Я отмечу их малыми греческими буковками «сигма». И здесь вот тоже. Так что вот эта связь, эта связь, эта связь, эта связь, эта связь - это сигма-связи. А что с оставшейся p-орбиталью этих атомов? Они не лежат в плоскости знака Mercedes, торчат вверх и вниз. Возьму для этих орбиталей новый цвет. Например, фиолетовый. Вот эта p-орбиталь. Надо нарисовать её побольше, очень большой. Вообще p-орбиталь не настолько большая, но я рисую её так. И эта p-орбиталь расположена, например, вдоль оси z, а остальные орбитали лежат в плоскости ху. А ось z направлена вверх и вниз. Нижние части тоже должны перекрываться. Изображу их побольше. Вот так и вот так. Это p-орбитали, и они перекрываются. Так образуется эта связь. Это второй компонент двойной связи. И здесь надо кое-что пояснить. Это P-связь, и это тоже. Это всё одна и та же P-связь. j Вторая часть двойной связи. Что дальше? Сама по себе она слабая, но в сочетании с сигма-связью сближает атомы сильнее, чем обычная сигма-связь. Поэтому двойная связь короче, чем одинарная сигма-связь. Теперь начинается самое интересное. Будь здесь одна сигма-связь, обе группы атомов могли бы вращаться вокруг оси связи. Для вращения вокруг оси связи подходит одинарная связь. Но эти орбитали параллельны друг другу и перекрываются, и эта P-связь не даёт вращаться. Если одна из этих групп атомов вращается, другая вращается с ней. P-связь входит в состав двойной связи, а двойные связи жёсткие. И эти 2 атома водорода не могут вращаться отдельно от 2 других. Их расположение друг относительно друга постоянно. Вот что происходит. Надеюсь, теперь вы понимаете разницу между сигма- и P-связями. Для лучшего понимания давайте рассмотрим пример ацетилена. Он похож на этилен, но в нём есть тройная связь. С каждой стороны по атому водорода. Очевидно, что эти связи являются сигма-связями, образованными sp-орбиталями. 2s-орбиталь гибридизируется с одной из p-орбиталей, получившиеся sp-гибридные орбитали образуют сигма-связи, вот они. Оставшиеся 2 связи - это P-связи. Представьте ещё одну p-орбиталь, направленную на нас, а здесь ещё одну, их вторые половины направлены от нас, и они перекрываются, а здесь по одному атому водорода. Возможно, мне стоит сделать ролик об этом. Надеюсь, я не слишком запутал вас.

Одиночная связь – ковалентная связь, при которой между двумя атомами образуется только одна общая электронная пара.

Сигма-связь – ковалентная связь, при образовании которой область перекрывания электронных облаков находится на линии, соединяющей ядра атомов. Одинарные связи всегда являются сигма-связями.

Пи-связь – ковалентная связь, при образовании которой область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра. Образуются в тех случаях, когда между двумя атомами возникают две или три общие электронные пары. Число общих электронных пар между связанными атомами характеризует кратность связи.

Если связь между двумя атомами образована двумя общими электронными парами, то такая связь называется двойной связью. Любая двойная связь состоит из одной сигма-связи и одной пи-связи.

Если связь между двумя атомами образована тремя общими электронными парами, то такая связь называется тройной связью . Любая тройная связь состоит из одной сигма-связи и двух пи-связей.

Двойные и тройные связи имеют общее название: кратные связи.

Перекрываемые орбитали должны иметь одинаковую симметрию относительно межъядерной оси. Перекрывание атомных орбиталей вдоль линии, связывающей ядра атомов, приводит к образованию σ-связей . Между двумя атомами в химической частице возможна только одна σ-связь. Все σ-связи обладают осевой симметрией относительно межъядерной оси. Фрагменты химических частиц могут вращаться вокруг межъядерной оси без нарушения степени перекрывания атомных орбиталей, образующих σ-связи. Совокупность направленных, строго ориентированных в пространстве σ-связей создает структуру химической частицы.
При дополнительном перекрывании атомных орбиталей, перпендикулярных линии связи, образуются π-связи . В результате этого между атомами возникают кратные связи: Одинарная (σ), Двойная (σ +π), Тройная (σ + π + π) .F−F, O=O, N≡N.
С появлением π-связи, не имеющей осевой симметрии, свободное вращение фрагментов химической частицы вокруг σ-связи становится невозможным, так как оно должно привести к разрыву π-связи. Помимо σ- и π-связей, возможно образование еще одного вида связи - δ-связи : Обычно такая связь образуется после образования атомами σ- и π-связей при наличии у атомов d- и f-орбиталей путем перекрывания их "лепестков" сразу в четырех местах. В результате кратность связи может возрасти до 4-5.

Основные типы структур неорганических соединений. Вещества с молекулярной и
немолекулярной структурой. Атомные, молекулярные, ионные и металлические
кристаллические решетки.

Тип	молекулярная	ионная	атомная	металлическая
В узлах	молекулы	Положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы)	Атомы	Атомы и положительно заряженные ионы металлов
Хар-тер связи	Силы межмолекулярного взаимодействия (в т.ч. водородные связи)	Электростатические ионные связи	Ковалентные связи	Металлическая связь между ионами металлов и свободными электронами.
Прочн	Слабая	Прочная	Очень прочная	Разной прочности
Отл. Физ. Св-ва	Легкоплавкие, небольшой твердости, многие растворимы в воде.	Тугоплавкие, твердые, многие растворимы в воде, растворы и расплавы проводят электрический ток (проводники 2 рода)	Очень тугоплавкие, очень твердые, практически нерасворимы в воде	Разнообразны по свойствам: имеют блеск, обладают электропроводностью (проводники 1 рода) и теплопроводностью.
прим	Йод, лёд, «сухой лед».	NaCl, KOH, Ba(NO 3) 2	Алмаз, кремний	Медь, калий, цинк.

Молекулярные и немолекулярные вещества - один из признаков химических веществ относительно их строения.

Молекулярные вещества - это вещества, мельчайшими структурными частицами которых являются молекулы

Молекулы - наименьшая частица молекулярного вещества, способная существовать самостоятельно и сохраняющая его химические свойства. Молекулярные вещества имеют низкие температуры плавления и кипения и находятся в стандартных условиях в твердом, жидком или газообразном состоянии.

Немолекулярные вещества - это вещества, мельчайшими структурными частицами которых являются атомы или ионы.

Ион - это атом или группа атомов, обладающих положительным или отрицательным зарядом.

Немолекулярные вещества находятся в стандартных условиях в твердом агрегатном состоянии и имеют высокие температуры плавления и кипения.

Существуют вещества с молекулярным и немолекулярным строением. Молекулярное строение имеют все газы, все жидкости. Твердые вещества могут иметь молекулярное и немолекулярное строение. Молекулярное строение имеют летущие твердые вещества (лед, иод, белый фосфор, органические вещества). В узлах кристаллической решетки легколетучих твердых веществ находятся молекулы. Большинство неорганических твердых веществ имеют немолекулярное строение, в узлах решеток находятся ионы (соли, основания) или атомы (металлы, алмаз, кремний). Вещества с молекулярным строением составляют более 95% от всех известных веществ, так как органические вещества имеют молекулярное строение, а органических веществ известно гораздо больше, чем неорганических.
Химические реакции. Классификация химических реакций. Основные задачи химической кинетики и химической термодинамики.

Химические реакции – это явления, при которых происходит превращение одних веществ в другие.

Признаки химических реакций:

ü Выделение газа

Na 2 CO 3 +2HCl=2NaCl+H 2 O+CO 2

ü Выпадение или растворение осадка

BaCl 2 +H 2 SO 4 =BaSO 4 +2HCl

ü Изменение цвета

FeCl 3(желтый) +3KSCN (бесцветный) =Fe(SCN) 3(красный) +3KCl

ü Появление запаха.

ü Излучение света и тепла

H 2 SO 4 +2NaOH=Na 2 SO 4 +2H 2 O+Q

2Mg+O 2 =2MgO+hv

Для протекания химических реакций необходимы условия: соприкосновения реагирующих веществ, нагревание, освещение.

Классификации химических реакций:

I. По числу и составу исходных реагентов:

a) Реакция соединения – реакция, при которой из нескольких веществ образуется одно вещество, более сложное, чем исходные: А+В=АВ

SO 3 +H 2 O=H 2 SO 4

NH 3 +HCl=NH 4 Cl

b) Реакция разложения – реакция, при которой из одного сложного вещества образуется несколько веществ. Конечными продуктами могут быть как простые, так и сложные вещества: АВ=А+В

2KClO 3 =2KCl+3O 2

c) Реакция замещения – реакция, при которых атомы адного элемента замещают атомы другого элемента в сложном веществе и при этом образуются два новых – простое и сложное: Х+АВ=АХ+В

Fe+CuSO 4 =FeSO 4 +Cu

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2

d) Реакция обмена – реакция, при которой реагирующие вещества обмениваются своими составными частями, в результате чего из двух сложных веществ образуются два новых сложных вещества: АВ+СХ=АХ+СВ

BaCl 2 +Na 2 SO 4 =2NaCl+BaSO 4

AgNO 3 +HCl=HNO 3 +AgCl

II. По знаку теплового эффекта реакции делятся на:

a) эндотермические - реакции, протекающие с поглощением тепла

b) экзотермические - реакции, в результате которых тепло выделяется.

III. С учетом явления катализа:

a) каталитическими (протекающие с участием катализатора)

b) некаталитическими .

IV. По признаку обратимости реакции делят на:

a) обратимые – протекающие одновременно в пярмом и обратном направлении

b) необратимые – протекающие толкьов одном направлении

V. По признаку изменений степеней окисления элементов в молекулах реагирующих веществ:

a) ОВР – реакции с переносом электронов

b) Не ОВР – реакции без переноса электронов.

VI. По признаку однородности реакционной системы:

a) Гомогенные – протекающие в однородной системе

b) Гетерогенные – протекающие в неоднородной системе

14. Основные характеристики ковалентной связи. Длина и энергия связи. Насыщаемость и направленность. Кратность связи. Сигма - и пи- связи.

- Химическая связь, осуществляемая общими электронными, парами называется атомной или ковалентной. Каждая ковалентная химическая связь имеет определенные качественные или количественные характеристики. К ним относятся:

Длина связи

Энергия связи

Насыщаемость

Направленность связи

Полярность связи

Кратность связи

- Длина связи – расстояние между ядрами связанных атомов. Она зависит от размеров атомов и от степени перекрывания их электронных оболочек. Длина связи определяется порядком связи: чем выше порядок связи, тем меньше ее длина.

Энергия связи – это энергия, которая выделяется при образовании молекулы из одиночных атомов. Она выражается обычно в Дж/моль (или кал/моль). Энергия связи определяется порядком связи: чем больше порядок связи, тем больше ее энергия. Энергия связи является мерой её прочности. Её величина определяется работой, необходимой для разрушения связи, или выигрышем в энергии при образовании вещества из отдельных атомов. Более устойчива та система, которая содержит меньше энергии. Для двухатомных молекул энергия связей равна энергии диссоциации, взятой с обратным знаком. Если в молекуле соединяются более 2-х различных атомов, то средняя энергия связи не совпадает с величиной энергии диссоциации молекулы. Энергии связей в молекулах, состоящих из одинаковых атомов, уменьшаются по группам сверху вниз. По периоду энергии связей растут.

- Насыщаемость – показывает, сколько связей может образовывать данный атом с другими за счет общих электронных пар. Она равна числу общих электронных пар, которыми данный атом соединен с другими. Насыщаемость ковалентной связи – это способность атома участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей.

Направленность – это определенное взаимное расположение связывающих электронных облаков. Она приводит к определенному расположению в пространстве ядер химически связанных атомов. Пространственная направленность ковалентной связи характеризуется углами между образуемыми связями, которые носят название валентных углов.

- Кратность связи. Определяется количеством электронных пар, участвующих в связи между атомами. Если связь образуется более чем одной парой электронов, то она называется кратной. С увеличением кратности связи увеличивается энергия и уменьшается длина связи. В молекулах с кратной связью отсутствует вращение вокруг оси.

- Сигма - и пи-связи . Химическая связь обусловлена перекрыванием электронных облаков. Если это перекрывание происходит вдоль линии, соединяющей ядра атомов, то такая связь называется сигма-связью. Она может быть образована за счет s-s электронов, p-p электронов, s-p электронов. Химическая связь, осуществляемая одной электронной парой, называется одинарной. Одинарные связи – это всегда сигма-связи. Орбитали типа s образуют только сигма-связи. Но известно большое количество соединений, в которых есть двойные и даже тройные связи. Одна из них – сигма-связь, а другие называются пи-связями. При образовании таких связей перекрывание электронных облаков возникает в двух областях пространства, симметричных межъядерной оси.

15. Гибридизация атомных орбиталей на примере молекул: метана, хлорида алюминия, хлорида бериллия. Валентный угол и геометрия молекулы. Метод молекулярных орбиталей (МО ЛКАО). Энергетические диаграммы гомо- и гетеро-ядерных молекул (N 2, Cl 2, NH 3, Be 2).

- Гибридизация. Новый набор смешанных орбиталей носит название гибридных орбиталей, а сам прием смешивания называется гибридизацией атомных орбиталей.

Смешение одной s- и одной p-орбитали, как в BeCl2, называется sp-гибридизацией. В принципе, возможна гибридизация s-орбитали не только с одной, но и с двумя, тремя или нецелым числом p-орбиталей, так же, как и гибридизация с участием d-орбиталей.

Рассмотрим линейную молекулу BeCl2. Атом бериллия в валентном состоянии способен к образованию двух связей за счет одного s- и одного p-электрона. Очевидно, что при этом должны получиться две разные по длине связи с атомами хлора, так как радиальное распределение этих электронов различно. Реальная же молекула BeCl2 симметрична и линейна, в ней две связи Ве-Сl совершенно одинаковы. Это значит, что они обеспечиваются одинаковыми по своему состоянию электронами, т.е. здесь атом бериллия в валентном состоянии имеет уже не один s- и один p-электрон, а два электрона, находящихся на орбиталях, образованных «смешением» s- и p-атомных орбиталей. Молекула метана будет иметь sp3-гибридизацию, а молекула хлорида алюминия – sp2-гибридизацию.

Условия устойчивости гибридизации:

1) По сравнению с исходными орбитальными атомами, гибридные орбитали должны более плотно перекрываться.

2) В гибридизации принимают участие атомные орбитали, близкие по уровню энергии, следовательно, устойчивые гибридные орбитали должны образовываться в левой части периодической системы.

Гибридизация	Форма молекулы	Валентный угол
	Линейная
	Треугольник
	Тетраэдр

- Валентный угол и геометрия молекулы. В каждом случае гибридные орбитали имеют определенную направленность, что способствует образованию молекул с определенными углами между связями, валентными углами. Каждому типу гибридизации соответствует определенный валентный угол и определенная форма молекулы:

- МО ЛКАО . Молекулярные орбитали можно рассматривать как линейную комбинацию атомных орбиталей. Молекулярные орбитали должны иметь определенную симметрию. При заполнении электронами атомных орбиталей необходимо учитывать правила:

1. Если атомная орбиталь – некоторая функция, являющаяся решением Уравнения Шредингера и описывающая состояние электрона в атоме, метод МО так же является решением уравнения Шредингера, но для электрона в молекуле.

2. Молекулярная орбиталь находится в результате сложения или вычитания атомных орбиталей.

3. Молекулярные орбитали и их число равны сумме атомных орбиталей реагирующих атомов.

Если решение для молекулярных орбиталей получено в результате сложения функций атомных орбиталей, то энергия молекулярных орбиталей будет ниже, чем энергия исходных атомных орбиталей. И такая орбиталь называется связывающей орбиталью.

В случае вычитания функций молекулярная орбиталь имеет большую энергию, и она называется разрыхляющей .

Имеются сигма- и пи-орбитали. Они заполняются согласно правилу Хунда.

Число связей (порядок связи) равно разности между общим числом электронов, находящихся на связывающей орбитали, и числом электронов, находящихся на разрыхляющей орбитали, деленной на 2.

В методе МО применяются энергетические диаграммы:

16. Поляризация связи. Дипольный момент связи. Характеристики взаимодействующих атомов: потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Степень ионности связи.

- Дипольный момент - физическая величина, характеризующая электрические свойства системы заряженных частиц. В случае диполя (две частицы с разноимёнными зарядами) электрический дипольный момент равен произведению положительного заряда диполя на расстояние между зарядами и направлен от отрицательного заряда к положительному. Дипольный момент химической связи обусловлен смещением электронного облака в сторону одного из атомов. Связь называется полярной, если соответствующий дипольный момент существенно отличается от нуля. Возможны случаи, когда отдельные связи в молекуле полярны, а суммарный дипольный момент молекулы равен нулю; такие молекулы называются неполярными (напр., молекулы СО 2 и CCl 4). Если же дипольный момент молекулы отличен от нуля, молекула называется полярной. Например, молекула Н 2 О. Порядок величины дипольного момента молекулы определяется произведением заряда электрона (1,6.10 -19 Кл) на длину химической связи (порядка 10 -10 м).

Химическая природа элемента обуславливается способностью его атома терять и приобретать электроны. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону.

- Энергией ионизации атома называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома. Она выражается в килоджоулях на моль. Для многоэлектронных атомов энергии ионизации Е1, Е2, Е3, …, Еn соответствуют отрыву первого, второго и т.д. электронов. При этом всегда E1

- Сродство атома к электрону – энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому с превращением его в отрицательный ион. Сродство атома к электрону выражают в кДж/моль. Сродство к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации отрицательно заряженного иона и зависит от электронной конфигурации атома. Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы 7 группы. Сродства к электрону не проявляют атомы с конфигурацией s2 (Be, Mg, Ca) и s2p6(Ne, Ar, Kr) или наполовину заполненные p-подслоем (N, P, As).

- Электроотрицательность - усредненная характеристика способности атома, находящегося в соединении, притягивать электрон. При этом пренебрегают разницей в состояниях атомов в различных соединениях. В отличие от потенциала ионизации и сродства к электрону, ЭО – не строго определенная физическая величина, а полезная условная характеристика. Наиболее электроотрицательный элемент – фтор. ЭО зависит от энергии ионизации и сродства к электрону. Согласно одному из определений ЭО атома может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону. Элементу нельзя приписать постоянную ЭО. Она зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния элемента, типа соединения, в которое он входит, и пр.

17. Поляризационная способность и поляризующее действие. Объяснение некоторых физических свойств веществ с точки зрения этой теории.

- Теория поляризации рассматривает все вещества чисто ионные. В отсутствие внешнего поля все ионы имеют сферическую форму. При сближении ионов поле катиона влияет на поле аниона, и они деформируются. Поляризация ионов – смещение внешнего электронного облака ионов относительно их ядра.

Поляризация состоит из двух процессов:

поляризуемость иона

поляризующее действие на другой ион

Поляризуемость иона – мера способности электронного облака иона к деформации под влиянием внешнего электрического поля.

Закономерности поляризуемости ионов:

Анионы поляризуются сильнее, чем катионы. Избыточная электронная плотность приводит к большой диффузности, рыхлости электронного облака.

Поляризуемость изоэлектронных ионов увеличивается с уменьшением положительных увеличением отрицательных зарядов. Изоэлектронные ионы имеют одинаковую конфигурацию.

У многозарядных катионов заряд ядра намного превышает число электронов. Это уплотняет электронную оболочку, она стабилизируется, поэтому такие ионы подвержены деформации в меньшей степени. Поляризуемость катионов уменьшается при переходе от ионов с внешней электронной оболочкой, заполненной 18 электронами, к незаполненной, и далее к ионам благородного газа. Это связано с тем, что для электронов одного периода d-электронная оболочка более диффузна по сравнению с s- и p-электронными оболочками, т.к. d-электроны проводят больше времени у ядра. Поэтому d-электроны сильнее взаимодействуют с окружающими анионами.

Поляризуемость ионов – аналогов возрастает с увеличением числа электронных слоев. Труднее всего поляризуемость происходит у малых по размеру и многозарядных катионов, с электронной оболочкой благородных газов. Такие катионы называют жесткими. Легче всего поляризуются объемные многозарядные анионы и малозарядные объемные катионы. Это мягкие ионы.

- Поляризующее действие . Зависит от зарядов, размеров и строения внешнего электронного слоя.

1. Поляризующее действие катиона увеличивается с увеличением его заряда и уменьшением радиуса. Максимальное поляризующее действие характерно ля Катонов с малыми радиусами и большими зарядами, поэтому они образуют соединения ковалентного типа. Чем больше заряд, тем больше поляризующая связь.

2. Поляризующее действие катионов увеличивается при переходе о ионов с s-электронным облаком к неполному и к 18-электронному. Чем больше поляризующее действие катиона, тем больший вклад ковалентной связи.

- Применение теории поляризации для объяснения физических свойств :

Чем больше поляризуемость аниона (поляризующее действие катиона), тем более вероятно, что он образует ковалентную связь. Поэтому температура кипения и плавления у соединений с ковалентной связью будет меньше, чем у соединений ионной связью. Чем больше ионность связи, тем выше температура плавления и кипения.

Деформация электронной оболочки оказывает влияние на возможность отражать или поглощать световые волны. Отсюда с позиции теории поляризации можно объяснить окраску соединений: белое – все отражает; черное – поглощает; прозрачное – пропускает. Это связано: если оболочка деформирована, то квантовые уровни электронов сближаются, уменьшая энергетический барьер, поэтому для возбуждения требуется малая энергия. Т.к. поглощение связано с возбуждением электронов, т.е. с переходом их на высоколежащие уровни, то при наличии высокой поляризации уже видимый свет может возбуждать внешние электроны и вещество окажется окрашенным. Чем выше заряд аниона, тем меньше интенсивность окраски. Поляризующее действие оказывает влияние на реакционную способность соединений, поэтому для многих соединений соли кослород-содержащих кислот более устойчивы, чем сами соли. Самое большое поляризующее действие у d-элементов. Чем больше заряд, тем больше поляризующее действие.

18. Ионная связь как предельный случай ковалентной полярной связи. Свойства веществ с различным типом связи.

Природу ионной связи можно объяснить электростатическим взаимодействием ионов. Способность элементов образовывать простые ионы обусловлено структурой их атомов. Катионы легче всего образуют элементы с малой энергией ионизации, щелочные и щелочноземельные металлы. Анионы легче всего образуются p-элементами 7 группы, вследствие их высокого сродства к электрону.

Электрические заряды ионов обуславливают их притяжение и отталкивание. Ионы можно представить как заряженные шары, силовые поля которых равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве. Поэтому каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении. Ионная связь, в отличие от ковалентной, характеризуется ненаправленностью.

Взаимодействие друг с другом ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. В силу этого, они сохраняют способность притягивать ионы и по другим направлениям. Следовательно, в отличие от ковалентной, ионная связь характеризуется ненасыщаемостью.

19.Металлическая связь. Сходство и различие с ионной и ковалентной связями

Металлическая связь – такая связь, в которой электроны каждого отдельного атома принадлежат всем атомам, находящемся в контакте. Разность энергии «молекулярных» орбиталей в такой связи мала, поэтому электроны легко могут переходить с одной «молекулярной» орбитали на другую и, следовательно, двигаться в объёме металла.

Металлы отличаются от других веществ высокой электрической проводимостью и теплопроводностью. В обычных условиях являются кристаллическими веществами (за исключением ртути) с высокими координационными числами атомов. В металле число электронов значительно меньше числа орбиталей, поэтому электроны могут переходить из одной орбитали в другую. Атомы металлов характеризуются высокой энергией ионизации – валентные электроны слабо удерживаются в атоме, т.е. легко перемещаются в кристалле. Возможность перемещения электронов по кристаллу определяет электрическую проводимость металлов.

Таким образом, в отличие от ковалентных и ионных соединений, в металлах большое число электронов одновременно связывают большое число атомных ядер, а сами электроны могут перемещаться в металле. Иначе говоря, в металлах имеет место сильно делокализованная химическая связь. Металлическая связь имеет определенное сходство с ковалентной, поскольку основана на обобществлении валентных электронов. Однако в образовании ковалентной связи участвуют валентные электроны только двух взаимодействующих атомов, в то время как при образовании металлической связи в обобществлении электронов принимают участие все атомы. Именно поэтому металлическая связь не обладает пространственной направленностью и насыщаемостью, что во многом определяет специфические свойства металлов. Энергия металлической связи в 3-4 раза меньше значений энергии ковалентной связи.

20. Водородная связь. Межмолекулярная и внутримолекулярная. Механизм образования. Особенности физических свойств веществ с водородной связью. Примеры.

- Водородная связь является особым видом химической связи. Она характерна для соединений водорода с наиболее электроотрицательными элементами(фтор, кислород, азот и в меньшей степени хлор и сера).

Водородная связь очень распространена и играет важную роль при ассоциации молекул, в процессах кристаллизации, растворения, образования кристаллогидратов и др. Например, в твердом, жидком и даже в газообразном состоянии молекулы фторида водорода соединены в зигзагообразной цепочке, что обусловлено именно водородной связью.

Особенность его в том, что атом водорода, входящий в состав одной молекулы, образует вторую, более слабую связь с атомом в другой молекуле, в результате чего обе молекулы объединяются в комплекс. Характерной чертой такого комплекса является так называемый водородный мостик – А – Н...В– . Расстояние между атомами в мостике больше, чем между атомами в молекуле. Первоначально водородная связь трактовалась как электростатическое взаимодействие. В настоящее время пришли к выводу, что большую роль в водородной связи играет донорно-акцепторное взаимодействие. Водородная связь образуется не только между молекулами различных веществ, но и в молекулах одного и того же вещества H2O, HF, NH3 и др. Это объясняет и отличие свойств этих веществ по сравнению с родственными соединениями. Известна водородная связь внутри молекул, особенно в органических соединениях. Образованию ее способствует наличие в молекуле акцепторной группы А-Н и донорной группы В-R. В молекуле А-Н в качестве А выступает наиболее электроотрицательный элемент. Образование водородной связи в полимерах, например, в пептидах, приводит к спиральной структуре. Подобные структуры имеет и ДНК – дезоксирибонуклеиновая кислота – хранитель кода наследственности. Водородные связи не прочные. Они легко возникают и разрываются при обычной температуре, что весьма важно в биологических процессах. Известно, что соединения водорода с сильно электроотрицательными неметаллами имеют аномально высокие температуры кипения.

Межмолекулярное взаимодействие. Силы притяжения между насыщенными атомами и молекулами крайне слабы по сравнению с ионными и ковалентными связями. Вещества, в которых молекулы удерживаются крайне слабыми силами, чаще являются газами при температуре 20 градусов, и во многих случаях их точки кипения очень низки. Существование таких слабых сил было обнаружено Ван-дер-Ваальсом. Существование таких сил в системе можно объяснить:

1. Наличие у молекулы постоянного диполя. В этом случае в результате простого электростатического притяжения диполей возникают слабые силы взаимодействия – диполь-дипольные(H2O, HCl, CO)

2. Дипольный момент очень мал, но при взаимодействии с водой может образовываться индуцированный диполь, который возникает в результате полимеризации молекул диполями окружающих молекул. Это эффект может накладываться на диполь-дипольное взаимодействие и увеличивать притяжение.

3. Дисперсионные силы. Эти силы действуют между любыми атомами и молекулами независимо от их строения. Это понятие ввел Лондон. Для симметричных атомов единственно действующие силы – это Лондонские силы.

21. Агрегатные состояния вещества: твердое, жидкое, газообразное. Кристаллическое и аморфное состояния. Кристаллические решетки.

- В обычных условиях атомы, ионы и молекулы не существуют индивидуально. Он всегда составляют только части более высокой организации вещества, практически участвующего в химических превращениях – так называемого агрегатного состояния. В зависимости от внешних условий все вещества могут находиться в разных агрегатных состояниях – в газовом, жидком, твердом. Переход из одного агрегатного состояния в другое не сопровождается изменением стехиометрического состава вещества, но обязательно связан с большим или меньшим изменением его структуры.

Твердое состояние – это такое состояние, в котором вещество имеет собственный объем и собственную форму. В твердых телах силы взаимодействия между частицами очень велики. Практически все вещества существуют в виде нескольких твердых тел. Реакционная способность и другие свойства этих тел, как правило, различны. Идеальному твердому состоянию соответствует гипотетический идеальный кристалл.

Жидкое состояние – это такое состояние, в котором вещество имеет собственный объем, но не имеет собственной формы. Жидкость обладает определенной структурой. По структуре жидкое состояние является промежуточным между твердым состоянием со строго определенной периодической структурой и газом, в котором отсутствует какая-либо структура. Отсюда, для жидкости характерно, с одной стороны, наличие определенного объема, а с другой – отсутствие определенной формы. Непрерывное перемещение частиц в жидкости определяет сильно выраженную самодиффузию и ее текучесть. Структура и физические свойства жидкости зависят от химической индивидуальности образующих ее частиц.

Газообразное состояние . Характерная особенность газового состояния заключается в том, что молекулы (атомы) газа не удерживаются вместе, а свободно движутся в объеме. Силы межмолекулярного взаимодействия проявляются, когда молекулы подходят друг к другу на близкое расстояние. Слабое межмолекулярное взаимодействие обуславливает малую плотность газов и их основные характерные свойства – стремление к бесконечному расширению и способность оказывать давление на стенки сосудов, препятствующих этому стремлению. Вследствие слабого межмолекуярного взаимодействия при малом давлении и высоких температурах все типичные газы ведут себя приблизительно одинаково, но уже при обычных температурах и давлении начинают проявлятся индивидуальности газов. Состояние газа характеризуется его температурой, давлением и объемом. Газ считается находящимся при н.у. если его температура 0 градусов и давление 1* 10 Па.

- Кристаллическое состояние . Среди твердых тел основным является кристаллическое состояние, характеризующееся определенной ориентацией частиц(атомов, ионов, молекул) относительно друг друга. Это определяет и внешнюю форму вещества в виде кристаллов. Одиночные кристаллы – монокристаллы существуют в природе, но их можно получить искусственно. Но чаще всего кристаллические тела представляют собой поликристаллические образования – это сростки большого числа мелких кристаллов. Характерной особенностью кристаллических тел, вытекающей из их строения, является анизотропия. Она проявляется в том, что механические, электрические и другие свойства кристаллов зависят от направления внешнего воздействия сил на кристалл. Частицы в кристаллах совершают тепловые колебания около положения равновесия или около узлов кристаллической решетки.

Аморфное состояние . Аморфное состояние подобно жидкому. Характеризуется не полной упорядоченностью взаимного расположения частиц. Связи между структурными единицами не равноценны, поэтому у аморфных тел нет определенной температуры плавления – в процессе нагревания они постепенно размягчаются и плавятся. Например, температурный интервал процессов плавления для силикатных стекол 200 градусов. В аморфных телах характер расположения атомов при нагревании практически не меняется. Изменяется лишь подвижность атомов – увеличиваются их колебания.

- Кристаллические решетки:

Кристаллические решетки могут быть ионными, атомными (ковалентными или металлическими) и молекулярными.

Ионная решетка состоит из ионов противоположного знака, чередующихся в узлах.

В атомных решетках атомы связаны ковалентной или металлической связью. Пример: алмаз (атомно-ковалентная решетка), металлы и их сплавы (атомно-металлическая решетка). Узлы молекулярной кристаллической решетки образованы молекулами. В кристаллах молекулы связаны за счет межмолекулярного взаимодействия.

Различия в типе химической связи в кристаллах определяют существенные различия в типе физических и химических свойств вещества со всеми типами кристаллической решетки. Например, вещества с атомно-ковалентной решеткой характеризуются высокой твердостью, а с атомно-металлической – высокой пластичностью. Вещества с ионной решеткой обладают высокой температурой плавления, не летучи. Вещества с молекулярной решеткой (межмолекулярные силы слабы) – легкоплавки, летучи, твердость их не высока.

22. Комплексные соединения. Определение. Состав.

Комплексные соединения – это молекулярные соединения, сочетание компонентов которых приводит к образованию сложных ионов способных к свободному существованию, как в кристалле, так и в растворе. Комплексные ионы – это результат взаимодействия между центральным атомом (комплексообразователем) и окружающими его лигандами. Лиганды – это как ионы, так и нейтральные молекулы. Чаще всего комплексообразователем является металл, который вместе с лигандами образует внутреннюю сферу. Имеется внешняя сфера. Внутренняя и внешняя сферы связаны между собой ионной связью.

РАЗДЕЛ И. ОБЩАЯ ХИМИЯ

3. Химическая связь

3.5. Сигма - и пи-связь

Пространственно различают два типа связи - сигма - и пи-связь.

1. Сигма-связь (σ-связь) - простой (одинарный) ковалентная связь, образующаяся перекрыванием электронных облаков по линии, соединяющей атомы. Связь характеризуется осевой симметрией:

В образовании σ-связи могут принимать участие как обычные, так и гібридизовані орбитали.

2. Пи-связь (π-связь). Если у атома после образования σ-связи остались неспаренные электроны, он может использовать их на образование второго типа связи, который называют π-связью. Рассмотрим его механизм на примере образования молекулы кислорода O 2 .

Электронная формула атома Кислорода - 8 O 1 s 2 2 s 2 2 p 2 , или

Два неспаренные р-электроны в атоме Кислорода могут образовать две совместные ковалентные пары с электронами второго атома Кислорода:

Одна пара идет на образование σ-связи:

Другая, перпендикулярная к ней, - на образование π-связи:

Еще одна p -орбиталь (р в), как и s -орбиталь, на которой находятся по две спаренные электроны, участия в связи не берут и не обобществляются.

Аналогичным образом при образовании органических соединений (алкенов и алкадієнів) после sp 2 -гибридизации у каждого из двух атомов Углерода (между которыми образуется связь) остается по одной негібридизованій р-орбитали.

которые размещаются в плоскости, которая является перпендикулярной к оси соединения атомов Карбона:

В сумме σ - и π-связи дают двойную связь.

Тройная связь образуется аналогично и состоит из одной σ-связи (р х) и двух я-связей, которые образованы двумя взаимноперпендикулярными парами p -орбиталей (р у, p z ):

Пример: образование молекулы азота N 2 .

Электронная формула атома Азота- 7 N 1s 2 2s 2 2 p 3 или Три p -электроны в атоме Азота является неспареними и могут образовать три совместные ковалентные пары с электронами второго атома Азота:

В результате образования трех общих электронных пар N≡N каждый атом Азота приобретает устойчивую электронную конфигурацию инертного элемента 2 s 2 2 p 6 (октет электронов).

Тройная связь возникает и при образовании алкінів (в органической химии). В результате s г-гибридизации внешней электронной оболочки атома Углерода образуется две s р-орбитали, расположенные по оси 0Х. Одна из них идет на формирование в-связи с другим атомом Углерода (вторая - на формирование σ-связи с атомом Водорода). А две не гібридизовані р-орбитали (р у, p z ) размещаются перпендикулярно друг к другу и к оси соединения атомов (0Х).

С помощью π-связи формируется молекула бензену и других аренов. Длина связи (ароматического, «полуторного», сказывается ) 1 является промежуточной между длиной простого (0,154 нм) и двойной (0,134 нм) связи и составляет 0,140 нм. Все шесть атомов Углерода имеют общую π-электронное облако, плотность которой локализована над и под плоскостью ароматического ядра и равномерно распределена (делокалізована) между всеми атомами Углерода. По современным представлениям она имеет форму тороида: