6. Перекрывание ао как условие образования связи. Типы химической связи и их характеристики

Химичес-кая связь	Связываемые атомы	Процесс в электронной оболочке	Образую-щиеся частицы	Кристаллическая решетка	Характер вещества	Пример
Ионная	Атом металла и атом неметалла	Переход валентных электронов	Положительные и отрицатель-ные ионы	Ионная	Солеобразный	NaCl CaO NaOH
Ковален ная	Атомы неметаллов (реже-атомы металлов)	Образование общих электронных пар, заполнение молекулярных орбиталей	Молекулы	Молекулярная	Летучий или нелетучий	Br2 CO2 C6H6
			---------	Атомная	Алмазоподоб ный	Алмаз Si SiC
Металли-ческая	Атомы металлов	Отдача валентных электронов	Положительные ионы и электрон-ный газ	Металлическая	Металличес-кая	Металлы и сплавы

В общем случае все множество химических связей может быть классифицировано по различным критерям, например:

1. в зависимости от типа: ионную; ковалентную (неполярную и полярную); металлическую; специфические (например, водородная, семиполярная и др.)

2. в зависимости от расстояний, на которых проявляется действие между атомами или молекулами: дальнедействующие (или слабые: ван-дер-ваальсова и водородная химические связи); короткодействующие (или сильные)

3. в зависимости от распределения электронной плотности между атомами связи: неполярные; полярные; ионные (сильно полярные)

4. в зависимости от степени обобществления электронной плотности между несколькими атомами: делокализованные; локализованные

5. в зависимости от количества ядер, между которыми локализована электронная плотность: двухцентровые; многоцентровые

6. в зависимости от степени ориентированности электронной плотности в пространстве: направленные; ненаправленные

7. в зависимости от количества взаимодействующих между собой частиц: насыщаемые; ненасыщаемые

остальное в группе женина фигня т.е. выучить или списать с телефона

7. Метод вс. Гибридизация (sp, sp2 , sp3,sp3d2) и её связь с пространственным строением молекул

Основные положения метода валентных связей (теория Г. Лондона):

1. Ковалентная химическая связь образуется 2-мя электронами с противоположно направленными спинами, причём эта электронная пара принадлежит 2-м атомам одновременно. Комбинаций таких 2-х электронных, 2-х центровых связей, отражающих электронную структуру молекул получило название валентных схем.

2. Валентная связь образуется в том направлении, в котором расположена наибольшая часть электронного облака, соответствующего валентным электронам. При этом осуществляется максимальное перекрывание облаков, связывающих электронов. Это означает, что ковалентная связь имеет направленный характер.

3. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

4. Число общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами или иначе число образуемых атомом ковалентных связей, называется ковалентностью элемента соответствующим соединением, которая равна валентности элемента по отношению к водороду

Существует два механизма образования ковалентной связи

• Обменный механизм. Связь образована путем обобществления валентных электронов двух нейтральных атомов. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:

 

• Д онорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.

Соединения, образованные по донорно-акцепторному механизму, относятся к комплексным соединениям

Механизмы разрыва ковалентной связи: гомолитический и гетеролитический 

Параметры КС: длина, энергия, валентный угол, полярность

Ковалентная связь имеет определенные характеристики.

1. Насыщаемость – свойство атомов образовывать строго определенное число ковалентных связей. Благодаря насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав.

2. Направленность – т. е. связь образуется в направлении максимального перекрытия электронных облаков. Относительно линии соединяющей центры атомов образующих связь различают: σ и π (рис. 9):  σ-связь – образована перекрыванием АО по линии соединяющей центры взаимодействующих атомов; π-связь – это связь, возникающая в направлении оси перпендикулярной прямой, соединяющей ядра атома.

Направленность связи обусловливает пространственную структуру молекул, т. е. их геометрическую форму.

Гибридизация – это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей. Химическая связь, образуемая с участием электронов гибридных орбиталей, более прочная, чем связь с участием электронов негибридных s- и р-орбиталей, так как происходит большее перекрывание.

Различают следующие виды гибридизации:

sp-гибридизация – одна s-орбиталь и одна p-орбиталь превращаются в две одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 180°. Молекулы, в которых осуществляется sp-гибридизация, имеют линейную геометрию (BeCl₂).

sp²-гибридизация – одна s-орбиталь и две p-орбитали превращаются в три одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 120°. Молекулы, в которых осуществляется sp²-гибридизация, имеют плоскую геометрию (BF₃, AlCl₃).

sp³-гибридизация – одна s-орбиталь и три p-орбитали превращаются в четыре одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 109°28'. Молекулы, в которых осуществляется sp³-гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию (CH₄, NH₃).

Представление о гибридизации атомных орбиталей лежат в основе теории отталкивания электронных пар Гиллеспи-Найхолма. Каждому типу гибридизации соответствует строго определённая пространственная ориентация гибридных орбиталей центрального атома, что позволяет её использовать как основу стереохимических представлений в неорганической химии.

Гибридные орбитали и геометрия молекул

Тип гибридизации	Число гибридных орбиталей	Геометрия	Структура	Примеры	Угол
sp	2	Линейная		BeF2, CO2, NO2+	180°
sp2	3	Треугольная		BF3, NO3-, CO32-	120°
sp3	4	Тетраэдрическая		CH4, ClO4-, SO42-, NH4+	109°28
dsp2	4	Плоскоквадратная		Ni(CO)4, [PdCl4]2-	90°
sp3d	5	Гексаэдрическая		PCl5, AsF5	90°, 120°
sp3d2, d2sp3	6	Октаэдрическая		SF6, Fe(CN)63-, CoF63	90°