Метод валентных связей

1. Химическая связь образуется парой электронов с противополжным спинами, которые локализованы между двумя атомами.

2. Число связей, образованным данным атомом равно числу неспаренных частиц (ЭЛ-В) в основном и неспаренном состоянии.

3. Аддитивность () энергии связи и других св-в является средством локализации пры электронов.

4. св-во молекул опр. св-ва связи.

5. Направленность валентности определяется ортогональностью орбиталей (расположенностью).

6. Валентно насыщеные молекулы могут образовывать соединения за счет донорного акценторного взоимодействия (наличее валент. Атомн. Орбитали и неподеленной пары электронов).

Направленность спинов:

Энергия связи.

Под ней понимается та энергия, которая выделяется в результате взоимодействия данных атомов, участвующих в реакции.

Если соединение двух атомно;

m₀-атомарная энергия обр. (тепловой эффект), есть енергия связи

Пример:

Метод молекулярных орбиталей:

Характеристики:

1. Молекула рассматривается как целое, а не как совокупность сохраняющих индивидуальность атомов (индивидуальные характеристики).

1.2 Каждый электрон принадлежит целой молекуле и движется в поле ядер.

2. Состояние электрона в молекуле описывается молекулярной орбиталью, которая характерна набором квантовых чисел

2.1 Молекулярная орбиталь многоцентр –я.

3.Каждой молекулярной орбитали соответствует своя энергия, которая потенциалу ионизации данной орбитали.

Совокупность молекулярных орбиталей молекулы называют её эл конфигураций, в основе которой лежат два принципа:

1. Принцип наименьшей энергии.(электроны занимают орбиты с наименьшей энергией).

2. Принцип Паули.(на однлй молекулярной орбитале не может быть больше двух электр с антипаоралельными спинами).

Движение электр в молекуле рассматривается как взаимодействие.

Электронная энергия молекал есть сумма энергий орбиталей за вычетом суммы энергий межэлектронного отталкивания + сумма энергий отталкивания между ядрами.

Направленность ковалентных связей.

Виды ковалентных связей:

1. Ионная

2. Ковалентная

3. Металлическая

4. Водородная связь обусловлена силой Вандервальса, при взаимодействии атомы, которые вступают в связь, сильно отличны по электроотрицательности.

K и F

Na и Cl [Na⁺] + [Cl^-] Na⁺Cl^-

Na – eNa⁺

Cl + eCl^-

Взаимодействие осуществляется за счёт сил электростатического взаимодействия. За счёт перераспределения электроны образуют те или иные связи.

(2) Связь возникает между атомами, незначительно различными по энергии электроотрицательности. Практически отсутствует обмен Е, возникают общие электронные пары.

Каждая пара находится на своей орбитали. Разновидностями является и связь.

Ковалентная полярная связь: ковалентные связи в случае их полярности имеют определённые направленности и определённую форму молекулы.

Пример: 1. неполярная ковалентная связь

2. - молекула воды 2Р – электрона и 2 S – элемента

Этот L определяет отчасти сложные свойства воды

3.

Гибридизация электронных облаков

4. (Образуется линейная структура)

Дата добавления: 2014-01-06