Основные положения электронной теории валентности Косселя-Льюиса. Ионный и ковалентный характер связи. Формулы Льюиса

Билет 27.

Теория Бренстеда-Лоури (протонная теория, теория сопряженных кислот-оснований

Кислоты и основания. Кислотно-основные свойтсва по Аррениусу, Бренстеду-Лоури и Льюису.

Теория Аррениуса: Кислоты - электролиты, при дисс-ции (ионизации) к-ых образуются катионы водорода (протоны) и анионы кис-го остатка. H_nK = nH⁺ + K^n- Примеры: HCl = H⁺ + Cl^-

Важно: Следует отметить, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато!

Основания - электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла (или аммония) и гидроксид-анионы. Me(OH)_n = Meⁿ⁺ + nOH^- Примеры: NaOH = Na⁺ + OH^- Важно: Многокислотные основания так же как многоосновные кислоты диссоциируют ступечато!

Вывод: согласно теории Аррениуса кислотные свойства обусловлены отдачей молекулой вещества протонов, а основные свойства отдачей гидроксо-анионов. Взаимодействие кислоты и основания при этом сводится к связывании протонов и гидроксо-анионов в молекулы воды. H⁺ + OH^- = H₂O

Кислоты - вещества, способные отщеплять протоны. Основания - вещества, способные принимать протоны.

При взаимодействии кислоты и основания, кислота отдаёт свои протоны, а основание их принимает (связывает). При этом кислота переходит в сопряжённое её основание (более слабое), а основание переходит в сопряжённую ему кислоту (более слабую).

Кислота + Основание = Сопряжённая кислота + Сопряжённое основание

HCl + H₂O = H₃O + Cl^-

кис-та основание сопряж. кис-та сопряж. основание

Теория Льюиса (Электронная Теория Кислот-Оснований) Кислота - вещество, способное принять электронную пару с образованием ковалентной связи (акцептор неподелённой электронной пары, кислота Льюиса). Основание - вещество, способное предоставить электронную пару для образования ковалентной связи (донор неподелённой электронной пары, основание Льюиса).

Взаим-ие кислоты с основанием сводится к перераспределению между ними электронных пар.

К примеру протон является кислотой, поскольку ему не хватает электронов и требуется электронная пара для образования устойчивой электронной оболочки.

Аммиак является основанием, так как на атоме азота имеется неподелённая электронная пара.

В 1916г Льюис высказал предположение, что химическая связь возникает путем образования электронной пары, одновременно принадлежащей двум атомам; эта идея послужила исходным пунктом для разработки современной теории ковалентной связи. В том же году Коссель предположил, что при взаимодействии двух атомов один из них отдает, а другой принимает электроны; при этом первый атом превращается в положительно, а второй – в отрицательно заряженный ион; взаимное электростатическое притяжение образовавшихся ионов приводит к образованию устойчивого соединения. Дальнейшее развитие идей Косселя привело к созданию современных представлений о ионной связи.

В зависимости от типов атомов образующих химическую связь, выделяют типы хим.связи:

1)ковалентная

2)ионная

3)металлическая и.д.р

Ковалентная связь - хим. связь между двумя атомами, осуществляемая общей для этих атомов парой электронов.

а) ковалентная неполярная - неметалл + неметалл; разность электроотрицательностей = 0; б) ковалентная полярная - неметал+неметал разность электроотрицательностей от 0-1.7

Для кванто-механического описания ковалентности связи и строения молекул могут быть применены 2 подхода: 1)метод валентных связей 2) метод молекулярных орбиталей. В основе метода валентных связей лежит следующие положения: 1)ковалентная хим.связь образуется двумя электронами, обладающими противоположно-направленными спинами и принадлежащими двум атомам, между которыми осуществляется связь. Такая общая электронная пара может образоваться как в результате спаривания двух не спаренных электронов, принадлежащих разным атомам (обычный механизм образования связи), так и за счёт пары эл. одного атома- донора и вакантной орбитали второго атома-акцептора (донорно-акцепторный механизм образования связи); 2)ковалентная связь тем прочнее чем в большей степени перекрываются взаимодействующие эл. облака, поэтому ковалентная связь образуется в том направлении, где облака перекрываются максимально.

Исходные положения метода МО: 1)вся молекула рассматривается как единое целое, состоящее из ядер (бывших атомов) и электронов (ранее принадлежавших атому); 2)все эл. являются общими для всех ядер, то есть хим.связи являются многоцентровыми и каждая связь простирается между всеми ядрами в той или иной степени. Таким образом с точки зрения метода МО двух центровая связь представляет собой частный случай многоцентровой хим.связи. 3) Состояние эл. в молекуле описывается с решением соответствуешего уровнения Шреденгера для молекулярной системы.

Ионная связь - результат электростатического взаимодействия протонов, заряженных ионов обладающих обособленностью друг от друга электростатическими оболочками. Для оценки способности атома данного элем. оттягивать к себе общую эл. плотность пользуются величиной относительной электроотрицательности. Чем больше эл.отрицательность атома тем сильнее притягивает он общую эл. пару. Чем больше металлические свойства тем меньше эл.отрицательность. Чем больше неметаллические свойства тем выше эл.отрицательность. С ростом разности эл.отрицательности степень ионности связи возрастает. Свойства ковалентной связи. 1)ковалентная связь насыщенная, это значит что между атомами ограниченное число связей; 2)Связь направлена по оси ох, оу, оz; 3)Связь поляризуемая - деформируется во внешнем эл.поле.

Свойства ионной связи 1)Ионная связь ненаправленная так как эл.поле иона во всех направлениях; 2)Ионная связь ненасыщенная - вещества с ионной кристаллической решеткой – твёрдые.

Формулы Льюиса: H-Cl электроот. Н=2.1, Сl= 3, ∆Е= 3-2.1=0.9 => связь ковалентная полярная. ∆Е > 2.1 (или 1.7) – ионный характер связи, 2.1(или 1.7)>∆Е>0 – коавлентная полярная связь, ∆Е = 0 - ковалентная неполярная связь.

Дата добавления: 2015-04-24