9. Ионная (электронная) связь.

Ионная связь – такая связь, при которой преобладают электростатические взаимодействия между атомами. И.с. возникает между элементами, которые значительно отличаются по величинам электроотрицательности. (NaCl: Na – 1ee -> Na^+    ; Cl + 1ee -> Cl^-   ;    Na⁺ + Cl^- -> NaCl

Ионы натрия и хлора сближаются, пока силы притяжения не компенсируются силами отталкивания  одноимённых зарядов электронных оболочек. Ионы занимают в пространстве строго определённое место. Если взаимодействуют тв. Na и г. Cl, то образуется твердокристаллическая решётка  NaCl. Если взаимодействие происходит в растворе – ионы Na и Cl – в сольватированном виде (в сл. воды – в гидротированном).  Вокруг ионов образуется оболочка растворителя. При кристаллизации из раствора образуется кристаллическая решётка. Валентность атомов в соединениях определяется по числу потерянных или приобретённых электронов. Координационное число показывает сколько ионов противоположного знака в растворе ион данного знака (к.ч. Na=6, к.ч. Cl=6). Понятие молекулы не применимо в случае ионной связи. Весь кристалл представляет собой одну гигантскую молекулу. Соединений с чисто ионной связью не существует (имеет место определённая ковалентность). Электростатическое взаимодействие очень мощное. Это объясняет высокую прочность соединений с ионной связью, высокую температуру плавления и кипения. Соединения с ионной связью – проводники второго рода.

10. Метод молекулярных орбиталей.

Молекула- единое целое(а не совокупность атомов, каждый электрон принадлежит молекуле в целом и движется в поле всех ее ядер).

-состояние электрона описывается молекулярной орбиталью (набор квантовых чисел, молекулярная орбиталь- многоцентровая, каждой мол орбите соответствует своя энергия(орбит энергия= кинет Е электрона + Е потенц электрона по всем ядрам + усредненная Е отталкивания электрона от всех остальных электронов)).

-движение Е взаимозависимое.

-Е молекулы = сумма Е орб – Е усредненная межэлекронного отталкивания + Е отталкивания между ядрами.

-совокупность мол орбиталей определяет электронная конфигурация молекулы, основывающаяся на 2 положениях: 1)принцип наименьшей энергии 2)принцип Паули применительно к молекуле(не может быть больше двух 2 с антипараллельными спинами).

Различают два вида молекулярных орбиталей: связывающие и разрыхляющие. При возникновении связывающих волновые ф-ции электронов складываются таким образом, что в межъядерном пространстве  плотность электронного облака повышается, ядра притягиваются к этой области.  В случае разрыхляющих орбиталей – между ядрами происходит разрежение электронной плотности и ядра отталкиваются. Разрежённые  электроны обладают избыточной энергией, если молекула теряет электрон, то она теряет его с разрыхляющей орбитали и становится прочнее.

Энергия электронов на связывающей орбитали ниже, а на разрыхляющей выше, чем на атомных орбиталях.

 11. Полярность связи. Полярность молекул и их дипольный момент.Предположим, что мы имеем соединение АB, при этом взаимодействуют атомы A B с большим значением энергии сродства к электрону. ЭОa>ЭОb -> общая электронная пара в молекуле AB смещена от атома B к атому А. Электронейтральность нарушается, в молекуле появляются положительный и отрицательный полюса. Такая структура молекулы носит название полярная структура. Полярная молекула HCl. Связь в результате которой возникает полярная молекула носит название П.К.С. Очевидно чем больше расстояние между полюсами, тем ярче выражена полярная структура молекулы. 1) Cl2-чисто ков.связь, 2) НСl-полярная связь  3) NaCl-ионная связь. Вывод: любая химическая связь образована электронными парами. Расположение электронных пар в молекуле опред. отн. ЭО атомов вступающих в связь. Если ЭО одинаковы, то электронные пары располагаются симметрично относит. атомов, вступивших в связь. Если ЭО неодинаковы, то электронная пара смещается к одному из атомов.(полярная связь) При низких различиях ЭО мы имеем ионную связь. (см.рис10) Полярная молекула – диполь. Основной характеристикой диполя является дипольный момент. µ=ē*l. l-плечо диполя, µ-характеризует напряженность электростатического поля, создаваемое диполем. ē~4,8*10**-10 эл.стат.ед. µ=D*10 в минус 18. D-единица Дебая. Для полярных соединений  µ=0-4 D, для ионных соединений µ=4ч11D, для ковалентных соединений µ=0.