13. Полярная связь. 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 образованна 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**-18. D-единица Дебая. Для полярных соединений µ=0-4 D, для ионных соединений µ=4ч11D(?), для ковалентных соединений µ=0.

14. Донорно-акцепторный механизм ковалентной связи. Комплексные соединения.

Является разновидностью ковалентной связи. Соединения первого порядка или валентно насыщенные соединения. H2O, AgCl, NH3, HCl, KJ, HgJ2, CuSO4, FeCl3 и т.д. Они могут давать соединения высшего порядка или комплексные соединения. 1)NH3+ HClàа [NH4]Cl, 2)AgCl+2NH3=[Ag(NH3)2]Cl, 3)CuSO4+4NH3= [Cu(NH3)4]SO4, 4)2KJ+HgJ2= K2[HgJ4], 5)FeCl3+6H2Oàа [Fe(H2O)6]Cl3. Комплексные соединения- соединения, которые образуются без возникновения новых электронных пар, а за счет проявления дон.-акц. связи. BF3+NH3àаBF3NH3, B-акцептор, N-донор. Общие св-ва ков. и дон.-акцепторных связей. Возникают за счет общих электронных пар. В случае ковалентной связи все участники равноправны (каждый участник дает по 1 электрону) , д-а (один участник дает электронную пару, другой – пустую орбиталь). [Cu(NH3)4]SO4. Cu-комплексообразователь, 4-координационное число. Внутри []- внутренняя сфера, за []-внешняя сфера, NH3-лиганды. Заряд внутри сферы представляет собой сумму зарядов центрального иона и заряда лиганд. В целом заряд нейтрален.

Существует 2 теории возникновения комплексных соединений. 1 – теория Полинга – на основе донорно-акцепторных связей, вторая – Бете – теория кристаллического поля, т.е. электростатического взаимодействия.

15. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь.

Между валентно-насыщенными и в сумме электронейтральными молекулами вещества в различных агрегатных состояниях действуют силы притяжения и отталкивания, имеющие электростатическую природу. Относительная интенсивность этих сил во многом определяет физико-химические свойства вещества. Например, проявление сил отталкивания объясняет малую сжимаемость жидкостей и твердых тел. Силы притяжения лежат в основе таких явлений, как сжимаемость газов, адсорбция и т.д. Силы отталкивания есть результат взаимного отталкивания одноименно заряженных электронных оболочек. Силы отталкивания проявляются лишь на очень маленьких расстояниях и быстро убывают с увеличением расстояния. Eотт. =Ar^-n , n=12 r - расстояние между молекулами. A и n - константы, характеризующие конкретное вещество. Часто силы межмолекулярного притяжения называют силами Ван-Дер-Ваальса, так как в газах и жидкостях мера взаимного притяжения определяется как a/V² из уравнения Ван-Дер-Ваальса. Притяжение АА и ВВ – проявление когезии, АВ – адгезии. Различают

а) ориентационные силы

б) деформационные (индукционные)

в) дисперсионные силы.

a) ориентационные: они проявляются в случае, если молекула- ярко выраженный диполь. Такие молекулы стремятся расположиться упорядоченно: (+-) (-+) (+-) - уменьшение Eизб. В системе.

Е_ориент=

б)одна молекула полярна, другая – легко поляризуема. Под действием э.с. поля первой молекулы на 2 наводится диполь и они взаимодействуют. Е_инд=

в) дисперсионное. Если молекулы не полярны, возникает так называемые мгновенные диполи. В случае многоатомных молекул в эл.оболочке в одних местах сгущение, а в других - разряжение электронов : на какой-то момент времени молекула - диполь. Дисперсионные силы суммируются. Это преобладающий вид взаимодействия. Eд= (3h₁₂ *I₁*I₂) / (2r^6* (I₁+I₂) [I₁ ,I₂- потенциалы ионизации.

Ориентационное взаимодействие преобладает, если молекулы - яркие диполи. В общем виде:

Eпритяж.=-B*r^-m , m=6.

Eсум. = Eпритяж.+Eотталк. = A*r^-n -B*r^-6. Эти силы действуют на расстояниях 3-5 A (10^-8 см.)

E ~ 0.4*10^-4 кДж/Моль

Водородная связь наблюдается при взаимодействии водорода с сильно электроотрицательными элементами – O, F, N, реже Cl, S. Природа водородной связи до конца не изучена, так как она характеризуется как межмолекулярным, так и электростатическим взаимодействием.

В молекуле воды (сильной диполи) атомы водорода практически лишены электронных оболочек – они почти протоны, что дает им возможность притягиваться к кислороду из другой молекулы. Возникают ассоциаты (H₂O)_x, где х зависит от температуры.

В случае возникновения водородной связи водород ведет себя как двухвалентный элемент. L_O…H=1.76 ангстрем, l_{O-H (ковал)}=0,96 ангстрем. Энергия водородной связи 20-40 кДж/моль.

Водородная связь объясняет т.н. аномальные свойства воды – макс плотность при 4С (в этом случае (H₂O)₂, максимально плотно упаковываются), макс теплоемкость – т.к. энергия нагрева идет на разрыв водородных связей.