15. Оптические спектры молекул и составляющих их атомов. Химическая связь. Роль теории электронного строения атомов. Валентные электроны и валентные возможности атомов.

Оптические спектры молекул и составляющих их атомов:

Оптические спектры молекул более богаты, чем атомные, что с одной стороны связано с меньшей симметрией системы и с появлением возможности новых форм движения (колебаний и вращений ядер) с другой. Суммарная энергия молекулы  складывается из трех существенно различающихся по порядку величины составляющих: энергия электронной оболочки (характерные разности между энергиями стационарных состояний соответствуют оптическому или ультрафиолетовому излучению), энергия колебания ядер (соответствует инфракрасной части спектра) и энергия вращения молекулы как целого (радиочастотный диапазон). В результате вместо характерных для излучения атомов линейчатых спектров молекулы дают полосатые спектры, состоящие из большого числа близкорасположенных линий.

Химическая связь:

Химическая связь — явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы.

При образовании ковалентной химической связи важную роль в уменьшении полной энергии играет обменное взаимодействие.

Роль теории электронного строения атомов:

Термин «химическое строение» впервые ввёл А. М. Бутлеров в 1861 году. Также он заложил основы классической теории химического строения. Главные положения этой теории следующие:

1. Атомы в молекулах соединены друг с другом в определённой последовательности. Изменение этой последовательности приводит к образованию нового вещества с новыми свойствами.

2. Соединение атомов происходит в соответствии с их валентностью.

3. Свойства веществ зависят не только от их состава, но и от «химического строения», то есть от порядка соединения атомов в молекулах и характера их взаимного влияния. Наиболее сильно влияют друг на друга атомы, непосредственно связанные между собой.

Валентные электроны и валентные возможности атомов:

Валентные возможности атомов – это допустимые валентности элемента, весь спектр их значений в различных соединениях.

Валентные электроны Смотри в вопросе №14.

16. Ионная теория Косселя. Роль октетной электронной конфигурации. Электровалентность.

Ионная теория Косселя:

Основные исследования посвящены развитию электронных представлений в химии. Предложил (1916) статическую электронную теорию строения атомов и молекул, согласно которой:

а) атомы благородных газов обладают особенно устойчивой восьмиэлектронной внешней оболочкой (атом гелия – двухэлектронной);

б) атомы других элементов во внешней оболочке имеют неполный электронный октет;

в) образование химических соединений происходит вследствие перехода электронов от атома одного элемента к атому другого и появления ионной химической связи, т. е. благодаря электростатическому притяжению.

Наиболее устойчивыми должны быть те соединения, в которых валентные электроны распределяются так, чтобы каждый атом был окружен оболочкой, имитирующей электронную оболочку благородного газа. Гипотеза Косселя легла в основу теории ионной связи.

Роль октетной электронной конфигурации:

Более строгая формулировка правила октета может выглядеть так:

Атомы элементов стремятся к наиболее устойчивой электронной конфигурации. Устойчивой является электронная конфигурация с завершенным внешним электронным уровнем из (s² + p⁶), т.е. из октета электронов.

Электровалентность:

На основе принципа электросродства в 1902—1904 гг. разработана теория электровалентности. Согласно этой теории, валентностью обладают ионы и её величина равна заряду иона. Каждый элемент характеризуется двумя максимальными валентностями — положительной и отрицательной; одна из них, более характерная для данного элемента, — «нормальная», другая — «контрвалентность». Сформулировал правило, согласно которому сумма положительной и отрицательной валентностей атома равна восьми (правило Абегга). Теория электровалентности Абегга заложила основу для более поздних электронных теорий химической связи.

17. Роль электронной пары в образовании химической связи. Электронная теория химической связи Льюиса-Лэнгмюра. Роль неспаренных электронов. Свободные радикалы. Образование электронных пар. Валентность (ковалентность) по Льюису-Лэнгмюру.

Роль электронной пары в образовании химической связи:

Критерием способности атома притягивать электрон может служить электроотрицательность (ЭО). Чем выше ЭО у атома, тем вероятнее смещение электронной пары в сторону ядра этого атома.

Вследствие смещения электронной пары к одному из ядер повышается плотность отрицательного заряда у данного атома, и атом получает заряд, называемый эффективным зарядом атома δ‾. У второго атома повышается плотность положительного заряда δ⁺. Вследствие этого возникает диполь, представляющий собой нейтральную частицу с одинаковыми по величине положительными и отрицательными зарядами, находящимися на определенном расстоянии (длина диполя) l_д друг от друга. Мерой полярности связи служит электрический момент диполя μ_св, равный произведению эффективного заряда на длину диполя.

Электронная теория химической связи Льюиса-Лэнгмюра:

Электронная теория химической связи была предложена и развита американским физикохимиком Льюисом Г.Н в 1912—1916 гг. Ковалентная химическая связь, по Льюису, образуется за счёт обобществления пары электронов, то есть электронная плотность распределяется между двумя атомами, в противовес господствующей в то время теории, будто один из связанных атомов несёт положительный, а другой отрицательный заряд. Льюис также предложил обозначать электроны точками у символа химического элемента. Электронная теория химической связи включает идею Льюиса, что завершённый внешний электронный слой атома содержит восемь электронов.

Электронная теория химической связи Льюиса стала основой классической теории строения в органической химии, базирующейся на представлении о парной связи между атомами, образованной дублетом электронов.

Роль неспаренных электронов:

Одно из условий образования химической связи - наличие неспаренных электронов Химическая связь — явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков, связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы

Свободные радикалы:

Свободные радикалы в химии — частицы (как правило, неустойчивые), содержащие один или несколько неспаренных электронов на внешней электронной оболочке. По другому определению свободный радикал — вид молекулы или атома, способный к независимому существованию (то есть обладающий относительной стабильностью) и имеющий один или два неспаренных электрона. Неспаренный электрон занимает атомную или молекулярную орбиталь в одиночку. Как правило, радикалы обладают парамагнитными свойствами, так как наличие неспаренных электронов вызывает взаимодействие с магнитным полем. Кроме этого наличие неспаренного электрона способно значительно усилить реакционную способность, хотя это свойство радикалов широко варьируется.

Образование электронных пар:

Элементы, атомы которых на своих электронных орбитах полностью укомплектованы по 8 электронов, не имеют склонности соединяться с другими элементами. Они находятся в стабильном состоянии (инертные газы). Элементы, которые имеют только на 1 или 2 электрона меньше или больше 8 на своей внешней орбите, стремятся перейти в стабильное состояние, и поэтому очень активны в реакциях с другими элементами.

Если, например, 4 атома водорода и 1 атом углерода соединяются вместе, то каждый атом путем приема или отдачи одного электрона из атомной оболочки другого наполнить свою оболочку. Это происходит за счет того, что каждый электрон внешней орбиты оболочки атома будет использоваться совместно, а именно парами будут крутиться вокруг атомных ядер, и тем самым они будут связаны в одну молекулу метана. Так как связь возникает с помощью совместных электронных пар, то такой вид связи называют соединением электронными парами

Валентность (ковалентность) по Льюису-Лэнгмюру:

Лэнгмюр предположил существование трёх типов валентности: положительной, отрицательной и ковалентности. Положительная и отрицательная валентности определяются числом электронов, которые атом способен соответственно отдать или принять. Ковалентность определяется числом электронных пар, которыми атом может владеть совместно с другими атомами.