- •2. Электронная плотность. Характеристика состояния электрона системой квантовых чисел, их физический смысл.
- •3. Многоэлектронные атомы. Последовательность энергетических уровней и подуровней. Правила Клечковского. Правило Гунда.
- •4. Многоэлектронные атомы. Принцип Паули. Максимальное число электронов на энергетических уровнях и подуровнях.
- •5. Периодический закон д.И. Менделеева. Структура Периодической системы. Связь Периодической системы со строением атома.
- •6. Атомные и ионные радиусы, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность; их связь с Периодической системой д.И. Менделеева.
- •7. Виды химической связи. Ковалентная связь. Механизмы её образования.
- •8. Характеристика ковалентной связи: длина, энергия, полярность. Свойства ковалентной связи: направленность, насыщаемость; валентные углы.
- •9. Гибридизация волновых функций. Типы гибридизации. Пространственное строение молекул.
- •10. Образование кратных ковалентных связей. Их особенности. Делокализованные п-связи.
- •11. Полярная и неполярная ковалентные связи. Эффективные заряды атомов в молекулах. Ионная связь как крайний случай поляризации ковалентной связи.
- •12.Виды химической связи. Ионная связь, её свойства, отличие от ковалентной связи. Металлическая связь.
- •13.Межмолекулярное взаимодействие. Природа межмолекулярных сил. Виды межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь.
- •14.Конденсированное состояние вещества. Кристаллическое состояние; ионная, атомная, молекулярная, металлическая кристаллические решётки.
7. Виды химической связи. Ковалентная связь. Механизмы её образования.
Под химической связью понимают силы притяжения, удерживающие атомы или (ионы) друг около друга и создающие тем самым достаточно стабильный агрегат атомов (или ионов). По современным представлениям, химическая связь имеет электростатическую природу. В ее образовании участвуют валентные электроны внешних и предвнешних подуровней атомов. Выделяют три основных типа химической связи: ковалентная, ионная, металлическая.
Для объяснения природы ковалентной связи и механизма ее образования используются два метода – метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО). В основе метода ВС лежит теория Льюиса об образовании ковалентной связи формированием общей пары электронов между взаимодействующими атомами. В 1927 г. немецкие физики Гейтлер и Лондон провели квантово-механический расчет с использованием уравнения Шредингера для выяснения вопроса – как изменяется энергия в системе из двух атомов водорода при их сближении.
Из расчетов были получены следующие выводы: 1. Для образования химической связи атомы должны предоставить в общее пользование электроны с противоположными спинами. 2. Атомные орбитали при образовании химической связи «перекрываются». 3. При образовании химической связи выделяется энергия, называемая энергией связи, что является движущей силой протекания химической реакции.
Связь, образованную посредством перекрывания электронных облаков, то есть осуществляемую общей парой электронов с противоположными спинами, называют ковалентной связью. Если электронные облака перекрываются вдоль линии, соединяющей ядра атомов, образуется σ-связь. Если электронные облака перекрываются выше и ниже линии, соединяющей ядра атомов, образуется π-связь. σ-Связь более прочная, вокруг нее возможно вращение без ее разрыва. π-Связь менее прочная и образуется как дополнительная. Порядок (кратность) связи определяется числом общих электронных пар, осуществляющих связь между ядрами атомов.
Общая пара связывающих электронов может образоваться в результате объединения взаимодействующими атомами неспаренных электронов с противоположными спинами (обменный механизм). Во многих случаях число связей, образованных атомом, оказывается больше числа неспаренных электронов в основном состоянии. Это объясняется возможностью образования связей из возбужденного состояния: происходит распаривание одной или нескольких внешних электронных пар с последующим переходом одного электрона от каждой пары на свободную орбиталь более высокого подуровня того же внешнего уровня. Энергия, затраченная на возбуждение атома, с большим избытком компенсируется энергией, выделяемой при образовании связей возбужденным атомом. Например, для бора характерно образование трех связей в соединениях (BF3) в результате перехода в возбужденное состояние с тремя неспаренными электронами: B …2s22p1 → B*…2s12p2.
Как правило, максимальная валентность элемента совпадает с номером группы, в которой он находится, исключение составляют N, O, F и некоторые d - металлы с почти заполненным предвнешним d - подуровнем.
Второй механизм образования ковалентной связи – донорно-акцепторный: один атом (донор) представляет неподеленную пару электронов, а другой (акцептор) свою вакантную орбиталь.