1 Курс Общая химия Лектор: проф. Майстренко Валерий Николаевич Башкирский

химии

Тел.: 273-67-29; E-mail: V_maystrenko@mail.ru

локализован-ных электронных пар. В основе метода лежит предположение, что хими-ческая

связь между двумя атомами осуществляется с помощью одной или нескольких электронных пар, которые локализованы между ними. Число химических связей, которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности. Впервые эту концепцию выдвинул Льюис.

при переходе одного или нескольких электронов с занятых орбиталей на

свободные (или занятые лишь одним электроном). Наименьшими энергиями обладают возбужденные состояния, связанные с переходами во внешних или между внешними электронными оболочками. Более высокие энергии имеют возбужденные состояния, возникающие при переходе электронов с внутренних оболочек многоэлектронных атомов на внешние.

Возбуждение валентного
состояния атома углерода

орбиталей атома при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного

перекрывания орбиталей. Различные орбитали, не сильно отличающиеся энергиями, образуют соответствующее число гибридных орбиталей. Число гибридных орбиталей равно числу атомных орбиталей, участ-вующих в гибридизации. Гибридные орбитали одинаковы по форме электронного облака и по энергии. По сравнению с атом-ными орбиталями они более вытянуты в направлении образо-вания химических связей и поэтому обуславливают лучшее перекрывание электронных облаков.
В гибридизации могут участвовать не только s- и p-орбитали, но s-, p- и d орбитали и, например, s- и d-орбитали без p-орбита-лей или только p- и d-орбитали. Теория гибридизации с участием f-орбиталей не разработана.
Прочность связей увеличивается в ряду: p < sp3 < sp2 < sp. Возрастанию прочности связей способствует включение в гибридизацию d-орбиталей. Понятие гибридизации является теоретическим и не имеет практического подтверждения. Оно было введено Лайнусом Полингом в 20-е годы XX века.

BeCl2
с sp-гибридными орбиталями

BCl3
с sp2-гибридными орбиталями

CH4
с sp3-гибридными орбиталями

sp3d2-гибридными орбиталями
SF6, PF6-, SiF62-

орбиталей

рассредоточена между несколькими (более 2) ядрами атомов (подобно металлической связи).

Делокализация (рассредоточе-ние) электронов характерна для сопряженных p-связей, т.е. кратных связей, чередующихся с одинарными, например, в анионах кислородсодержащих солей, в ненасыщенных органических соединениях и др. Это приводит к тому, что связи становятся нецелочисленными (дробными), т. е. ни двойными или тройными, ни одинарными. Иначе говоря, делокализован-ные связи имеют нецелочисленный порядок.

между атомом водорода H, ковалентно связанным с атомом A группы

A-H молекулы RA-H и электроотрицательным атомом B другой молекулы (или функ-циональной группы той же молекулы) BR'. Результатом таких взаимодействий являются комплексы RA-H•••BR' различной степени стабильности, в которых атом водорода выступает в роли «моста», связывающего фрагменты RA и BR'.
Особенностями водородной связи, по которым её выделяют в отдельный вид, является её не очень высокая прочность, распространенность и важность, особенно в органических соединениях.
Ранее образование водородной связи объясняли действием электростатических сил, то есть атом водорода, несущий слабый положительный заряд, притягивается к электро-отрицательному атому, который несет небольшой отрицатель-ный заряд. Теперь ученые склоняются к тому, что водородная связь может быть частично ковалентной - это означает, что при ее формировании происходит обобщение электронов водорода и второго образующего связь атома.

взаимодействием электронного газа (валентные электроны) в металлах с остовом положительно

заряженных ионов кристал-лической решетки. Внутри кристаллов положительно заряженные ионы держатся посредством электростатического притяжения облака окружающих электронов, которые могут двигаться под различными воздействиями. Движение электронов под влиянием приложенного напряжения создает электрический ток, являясь причиной электропроводности металлов.

положитель-ного и отрицательного зарядов не совпадают, например HCl, H2O, NH3,

ориентируются таким образом, чтобы рядом находились диполи с противоположными зарядами. Между ними возникает притяжение.



Для взаимодействия двух диполей энергия притяжения между ними (энергия Кеезома) выражается соотношением



где μ1 и μ2 - дипольные моменты взаимодействующих диполей, r - расстояние между ними. Притяжение диполь-диполь может осуществляться только тогда, когда энергия притяжения превышает тепловую энергию молекул; обычно это имеет место в твердых и жидких веществах. Диполь-дипольное взаимодей-ствие проявляется в полярных жидкостях (вода, фтороводород).

неполярными, она начнет влиять на них. Поляризация нейтральной молекулы под

действием поля другой молекулы (наведение диполя) происхо-дит благодаря поляризуемости. Под действием диполей поляр-ных молекул электронные облака неполярных молекул смеща-ются в сторону положительного заряда и отдаляются от отрица-тельного. Неполярная молекула становится полярной, и моле-кулы начинают притягиваться друг к другу, только слабее, чем полярные молекулы.



Энергия притяжения между постоянным и наведенным диполем (энергия Дебая) определяется выражением

,

где  – поляризуемость неполярных молекул. Этот вид взаимодействия проявляется главным образом в растворах полярных соединений в неполярных растворителях.

притяжение. Электроны, которые находятся в постоянном движении, на миг могут

оказаться с одной стороны молекулы, т. е. неполярная частица станет полярной. Это вызывает пере-распределение зарядов в соседних молекулах, и между ними устанавливаются кратковременные связи



Энергия такого взаимодействия (энергия Лондона) имеет следующий вид:

,

где ν0 – частота возникновения мгновенного диполя. Лондонов-ские силы притяжения между неполярными частицами являются весьма короткодействующими. Значения энергии такого притяжения зависят от размеров частиц и числа электронов в наведенных диполях. Эти связи очень слабые - самые слабые из всех межмолекулярных взаимодействий.

друг к другу, это привело бы к их слиянию. Но

на очень малых расстояниях их электронные оболочки начинают отталкиваться. Энергия оттал-кивания дается выражением

,

где k - постоянная отталкивания, n принимает различные целые значения (5-15). Общее уравнение межмолекулярного взаимо-действия при постоянной температуре (уравнение Леннарда-Джонсона) в большинстве случаев имеет вид



и носит название "потенциала 6-12", поскольку энергия притя-жения пропорциональна 1 / r6, а энергия отталкивания - 1 / r12.