Химическая связь

1)Типы химической связи. Ковалентная (полярная и неполярная) связи. Ионная связь. Свойства и различия ковалентной и ионной связей. Степень ионности. Примеры соединений с указанными типами химических связей.

Типы ХС. Ковалентная наиболее общий тип ХС, возникает за счёт обобществления электронов (Пример – гомоядерная молекула). Энергия связи от 200 до 2000 кДж/моль. Свойства-направленность и насыщаемость (способность образовывать определённое кол-во связей). При разных электроотрицательностях (ЭО) атомов электронная плотность разделяется неравномерно и связь становится неполярной. У гомоядерных молекул – полярная. Ионная связь-прочная ХС, образующаяся между с атомами с большой разностью ЭО(>1,7 по Полингу) в результате смещения электронной плотности к наиболее электроотрицательному. Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое и называется ионной связью. (A.+.B->A⁺[:B]^-). Свойства – ненаправленность и ненасыщаемость; хорошая растворимость в полярных растворителях (воде, кислоте и т.п.). В таких р-рах получаются ионы, окруженные диполями растворителя, что препятствует дальнейшему взаимодействию ионов. Металлическая связь. Связь в металлах, при которой электронная плотность делокализована по всему металлу. Ван-дер-Ваальсова связь. Тип межмолекулярного воздействия. Эта связь невалентного типа, возникающая без передачи атомами электронов. Основа силы – кулоновские взаимодействия. Три подраздела взаимодействия: диполь-дипольное(между полярными молекулами), индукционное(воздействие полярной молекулы на неполярную), дисперсионное(взаимодействие между возникающими микродиполями). Этот тип связи влияет только на нек. Физические свойства(т.плавл и т.п.) Энергия- от 2 до 10 кДж/моль. Водородная связь. Тип межмолекулярного воздействия(иногда внутримолекулярного). Если водород образует с молекулами с большой ЭО и малым радиусом(F,O,N), то возникают межмолекулярные связи, называемые водородными. В основном обусловлены кулоновскими силами, но присутствует и донорно-акцепторное взаимодействие (это определяет направленность связей). В соединениях с водородными связями образуются ассоциаты, что обуславливает изменение ожидаемых физ-свойств(Ткип, Тплавл). δδππππδδδδ

2. Ковалентая химическая связь: основные характеристики и свойства ковалентной связи. σ- и π-Связи.

3. Свойства ковалентной связи в рамках МВС: направленность, насыщаемость, полярность.

4. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи. Валентность атомов с позиций МВС. Чему равна максимальная валентность элементов второго периода.

5. Теория гибридизации атомных орбиталей. Условия, определяющие возможность гибридизации. Основные типы гибридизации s и р-орбиталей. Геометрия молекул и валентные углы (привести примеры).

6. Основные положения теории гибридизации атомных орбиталей. Возможные пространственные конфигурации молекул в случае sp-, sp2-, sp3-, d2sp3- гибридизации атомных орбиталей центрального атома.

7. Понятие о гибридизации атомных орбиталей. Геометрия молекул и валентные углы на примере молекул СН4, NH3 и H2O.

8. Какие условия определяют возможность гибридизации? Гибридизация каких орбиталей реализуется в молекулах BeH2, AlCl3, PF6? Почему при образовании октаэдра (d2sp3_гибридизация) участвуют только две d-орбитали?

9. Полярная и неполярная химическая связь. Дипольный момент молекулы. Полярность связи и полярность.

10. Полярность ковалентной связи. Дипольный момент связи и дипольный момент молекулы. Факторы, влияющие на дипольный момент молекулы.

11. Основные положения метода молекулярных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие орбитали. Схема молекулярных орбиталей и кратность связи для молекулы СО.

12. Основные положения метода молекулярных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие орбитали. Строение, порядок связи и магнитные свойства молекул и молекулярных ионов с позиций ММО

13. Энергетические схемы распределения электронов на молекулярных орбиталях двухатомной гомоядерной молекулы, кратность связи, магнитные свойства молекул с позиций метода молекулярных орбиталей (ММО) на примере элементов первого и второго периодов