Наибольшее смещение испытывают при поляризации электроны внешнего слоя; в первом приближении можно считать, что деформации подвергается только внешняя электронная оболочка. Однако под действием одного и того же электрического поля различные ионы деформируются в разной степени. Иначе говоря, поляризуемость различных ионов неодинакова: чем слабее связаны внешние электроны с ядром, тем легче поляризуется ион, тем сильнее он деформируется в электрическом поле. У ионов одинакового заряда, обладающих аналогичным строением внешнего электронного слоя, поляризуемость возрастает с увеличением размеров иона, так как внешние электроны удаляются все дальше от ядра, экранируются все большим числом электронных слоев и, в результате, слабее удерживаются ядром. Так, у ионов щелочных металлов поляризуемость возрастает в ряду:

Li⁺ < Nа⁺ < К⁺ < Rb⁺< Сs⁺ 

Точно также поляризуемость ионов галогенов изменяется в следующем порядке:

F^- < Сl^- < Вr^- < I^- 

Превращение атома в положительно заряженный ион всегда приводит к уменьшению его размеров. Кроме того, избыточный положительный заряд катиона затрудняет деформацию его внешних электронных облаков. Напротив, отрицательно заряженные ионы всегда имеют большие размеры, чем нейтральные атомы, а избыточный отрицательный заряд приводит здесь к отталкиванию электронов и, следовательно, к ослаблению их связи с ядром. По этим причинам поляризуемость анионов, как правило, значительно выше поляризуемости катионов.

Поляризующая способность ионов, т. е. их способность оказывать деформирующее воздействие на другие ионы, также зависит от заряда и размера иона. Чем больше заряд иона, тем сильнее создаваемое им электрическое поле, следовательно, наибольшей поляризующей способностью обладают многозарядные ионы. При одном и том же заряде напряженность электрического поля вблизи иона тем выше, чем меньше его размеры. Поэтому поляризующая способность ионов одинакового заряда и аналогичного электронного строения падает с увеличением ионного радиуса. Так, в ряду катионов щелочных металлов поляризующая способность изменяется в порядке, обратном порядку изменения поляризуемости:

Li⁺ > Nа⁺ > К⁺ > Rb⁺ > Сs⁺ .

Металлическая связь.

Существенные сведения о природе химической связи в металлах можно получить на основании их двух характерных особенностей по сравнению с ковалентными и ионными соединениями. Металлы, во-первых, отличаются от других веществ высокой электрической проводимостью и теплопроводностью, во-вторых, в обычных условиях являются кристаллическими веществами.

---

Из первого характерного свойства металла следует, что по крайней мере часть электронов может передвигаться по всему объему куска металла. Из второго свойства металлов следует. Что их атомы не связаны друг с другом локализованными двухэлектронными связями. Число валентных электронов атома металла недостаточно для образования подобных связей со всеми его соседями.

Природу химической связи и характерные особенности металлов можно объяснить на примере лития следующим образом. В кристалле лития орбитали соседних атомов перекрываются. Каждый атом предоставляет на связь четыре валентные орбитали и всего лишь один валентный электрон.

Значит. В кристалле металла число электронов значительно меньше числа орбиталей. Поэтому электроны могут переходить из одной орбитали в другую. Тем самым электроны принимают участие в образовании связи меду всеми атомами кристалла металла. К тому же атомы металлов характеризуются невысокой энергией ионизации – валентные электроны слабо удерживаются в атоме, т.е. легко перемещаются по всему кристаллу. Возможность перемещения электронов по кристаллу определяет электрическую проводимость металла.

Таким образом, в отличие от ковалентной и ионных соединений в металлах небольшое число электронов одновременно связывает большое число атомных ядер, а сами электроны могут перемещаться в металле. Иначе говоря, в металлах имеет место сильно делокализованная химическая связь.

Связь, которую осуществляют относительно свободные электроны между ионами или атомами металлов в кристаллической решетке – называется металлической.

Металлическую связь образуют элементы, атомы которых на внешнем уровне имеют мало валентных электронов по сравнению с общим числом внешних энергетически близких орбиталей.

Валентные электроны из-за небольшой энергии ионизации слабо удерживаются в атоме.

Электроны, осуществляющие связь, обобществлены («электронный газ») и перемещаются по всему куску металла, в целом электронейтрального.

Металлическая связь характерна для металлов твердом и жидком состоянии.

Водородная связь.

Водородная связь представляет собой результат электростатического притяжения положительно поляризованных атомов водорода к отрицательному полюсу полярных молекул.

---

Образование водородной связи обязано ничтожно малому размеру положительно поляризованного атома водорода и его способности глубоко внедряться в электронную оболочку соседнего (ковалентно с ним не связанного отрицательно поляризованного атома). Вследствие этого при взаимодействии водородной связи наряду с электростатическим взаимодействием проявляется и донорно-акцепторное взаимодействии.

Энергия связи водородной связи Н---О в димере воды составляет 21,5 кДж/моль, а ее длина 2,04 А. Таким образом, эти связи более длинные и примерно в 10-20 раз менее прочные, чем обычные ковалентные, но именно они заставляют воду быть жидкостью или льдом (а не газом) в обычных условиях. Водородные связи разрушаются только тогда, когда жидкая вода переходит в пар.

7) Полярность ς- и π- связи. Форма молекул.

Область перекрывания электронных облаков — это область высокой плотности отрицательного заряда, который притягивает положительно зараженные ядра атомов.

ς-связи - это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится на линии, соединяющей ядра атомов.

π-связи - это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

1) ς-связь возникает при перекрывании s-s, s-p, d-d облаков вдоль по осевой линии,

соединяющей центры атомов (линии связи).

2) π-связи осуществляются при перекрывании р_y -р_y, р_z -р_z и d-d облаков в плоскости

перпендикулярно линии связи.

3) связи возникают при перекрывании двух d-d облаков, расположенных в параллельных

плоскостях, перпендикулярных линии связи.

Порядок связи — это число обобществленных поделенных пар между двумя связанными атомами. Порядок связи выше трех не встречается.

Чем выше порядок связи, тем прочнее связаны между собой атомы и тем короче сама связь.

8) Гибридизация атомных орбиталей: Sp1-, Sp2-, Sp3 – гибридизация.

Возбуждение атомов приводит к тому, что у них появляются орбитали, способные к образованию химических связей (валентные орбитали).

Как правило эти орбитали получаются различных типов (s,p,d,f), и следовательно обладают различными энергиями и казалось бы связи в таких молекулах как ВеСI2, ВСI3, ССI4 должны были быть разные, но они одинаковы, что противоречит в свою очередь эквивалентности химической связи в молекуле т.е. все связи в молекуле – одинаковы.

---

Для объяснения этих фактов в методе валентных связей вводится понятие гибридизация.

Гибридизация – это изменение формы всех валентных орбиталей таким образом, что они приобретают одинаковую конфигурацию, обеспечивающую наибольший уровень перекрывания с орбиталями других атомов. А образующиеся в результате орбитали называются –гибридными.

Гибридизация атомных орбиталей – это смешение атомных орбиталей (электронных облаков) различного типа , в результате которого образуются одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали .



Электронная конфигурация валентной оболочки бериллия. Для реакции с двумя атомами хлора необходим переход электронов бериллия в возбужденное состояние:



Если бы один атом хлора связывался с бериллием за счет 2s-электрона бериллия, а другой - за счет 2p-электрона бериллия, то связи Be—Cl не были бы равноценными. Однако на самом деле обе связи имеют одинаковую длину, прочность и расположены под одинаковым углом.

Чтобы объяснить равноценность связей Be—Cl, говорят о sp-гибридизации валентных атомных орбиталей бериллия, при которой одна s-орбиталь и одна p-орбиталь как бы смешиваются и выравниваются по форме и энергии, давая две одинаковые sp-гибридные орбитали.



Каждая гибридная орбиталь несимметрична (вытянута в сторону от ядра). Обе гибридные орбитали бериллия лежат на одной прямой, под углом 180 градусов.

Считается, что благодаря sp-гибридизации молекула имеет линейную форму и все три ее атома находятся на одной прямой, а обе связи Be—Cl совершенно одинаковы. Такова геометрия и у всех других sp-гибридизованных молекул - независимо от элементов, которые входят в эти молекулы.

Если валентная оболочка атома включает электроны на одной s-орбитали и двух p-орбиталях, то имеет место sp2-гибридизации орбиталей. Примером может служить sp2-гибридизация бора при образовании молекулы.



Три sp2-гибридные орбитали бора лежат в одной плоскости под углом 120 градусов.

Наконец, когда смешиваются одна s- и три p-орбитали, возникают sp3-гибридизованные молекулы, имеющие геометрию тетраэдра. Примером может служить молекула метана.

---

Четыре sp3-гибридные орбитали углерода направлены в вершины правильного тетраэдра. Атом углерода находится в центре тетраэдра. Углы между всеми связями равны и составляют 109°.



Существует важное правило:

При гибридизации ЧИСЛО ГИБРИДНЫХ ОРБИТАЛЕЙ всегда РАВНО ЧИСЛУ ИСХОДНЫХ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ.

Тип гибридизации и форма молекул.
	Гибридизация	Геометрическая форма молекул.	Угол между связями
Основные типы	sp	линейная	180°
	sp2	треугольная	120°
	sp3	тетраэдрическая	109°28'
Другие типы	sp2d	октаэдрическая	90°
	sp3d	треугольно-бипирамидальная	90° и 120°
	sp3d2	квадратная	90° и 180°
	И т.д.

9) Описание молекулы по методу линейной комбинации атомных орбиталей. Молекулярная орбиталь. Связывающие и разрыхляющие МО. Основные положения (ЛКАО-МО).

10) Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере NO, CO, O2, F2. По методам МВС и ММО и сравнение этих методов.

Для описания ковалентной связи используются два взаимодополняющих и квантовомеханических метода: МВС (метод валентных связей) и ММО (метод молекулярных орбиталей).

---

Смотрите также файлы

• Атомы и химические элементы. Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева. Изотопы.doc

• 2Жргізуші Добрый день! Дорогие учителя и ученики! 1жргізуші Бгінгі бізді Роза Баланованы 100 жылдыына орай йымдастырылы отыран Отбасылы таланеттылар.docx

• Таырыбы "Табиат жне біз" Масаты.docx

• Урок 34 Раздел Искусство Кабдолдина А. Б.pptx

• Сценарий сказки Колобок.docx