π – связь возникает при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов( р_у- р_у , р_z – p_z).

Представления о направленности ковалентной связи позволяет объяснить формы молекул.

Например, при образовании молекулы HCl , область перекрывания электронных облаков находится на линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов, поэтому молекула имеет линейное строение.

При образовании молекулы воды 2 неспаренных р-электрона атома кислорода , расположенных по оси x и у, перекрываются с s-электронными облаками 2х атомов водорода, поэтому молекула имеет угловое строение ( 105⁰ ).                                                             

Молекула NH₃ имеет

пирамидальное строение,                                                       

т.к. атом азота использует

три р – орбитали, расположенные

по оси х, у, z. ( 107⁰)

Форма молекулы зависит и от гибридизации атомных орбиталей, участвующих в образовании связи.

S и Р орбитали энергетически неравноценны, поэтому 2 ковалентные связи, которые может образовать атом Ве, должны быть не одинаковы.

Однако установлено, что обе связи одинаковы, т.к. происходит гибридизация атомных орбиталей – перераспределение электронной плотности. В итоге образуются новые по форме , но одинаковые для всех, валентные (гибридные) электронные орбитали.

Тип гибридизации – SP.

Две гибридные орбитали атома Ве располагаются под углом 180⁰, поэтому форма молекулы

ВеН₂ – линейная.       

Тип гибридизации атомных орбиталей бора – SP²

В результате образуется три гибридные орбитали, расположенные под углом 120 ⁰.                 

Форма молекулы –                                     

плоский треугольник.

Тип гибридизации атомных орбиталей атома углерода – SP³.

Гибридные орбитали располагаются под углом

109⁰28^,                                                         

Форма молекулы тетраэдрическая.

Насыщаемость  ковалентной связи – понимают наиболее полное использование атомом валентных орбиталей. Насыщаемость связи зависит от количества неспаренных электронов в атоме, которое может увеличиваться за счёт перехода атома в возбуждённое состояние, например:

Валентность- это способность атома присоединять определенное число других атомов с образованием молекулы.

Валентность обозначают черточками у символа элемента.

Водород одновалентный, кислород двухвалентный.

Число валенных черточек определяет число химических связей, которые данный атом может образовать с другими атомами.

Химическая связь- это совокупность взаимодействий между электронами и ядрами, приводящих к соединению атомов в молекулу.

Полярность хим.связи- это величина, измеряемая электрическим моментом данной связи.

Степень окисления- это формальный заряд атома элемента. Вычисляется из предположения, что валентные электроны переходят к атомам с большей относительной электроотрицательностью и все связи в молекуле соединения являются ионными.

Донорно-акцепторная связь:

Донорно-акцепторная связь осуществляется за счёт пары электронов одного атома (донора) и свободной (незаполненной) орбитали другого (акцептора). В обоих случаях электроны становятся общими для двух атомов. Типичным примером является образование иона аммония при реакции аммиака с ионом водорода (протоном).

Условия образования донорно-акцепторной связи:

1. Наличие не поделённой электронной пары у одного атома(молекулы)

2. Наличие свободной орбитали у другого атома(молекулы)

Ионная связь

-это крайний случай ковалентной полярной связи: разница электроотрицательностей элементов настолько велика (>2), что один из них полностью "забирает" электрон у второго и превращается в отрицательно заряженный ион (анион), а второй, отдав электроны, превращается в положительно заряженный ион (катион).

Как правило, связь образуется между атомами металлов и неметаллов.

Например: NaF: натрий-катион, фтор-анион.

5.

Гибридизация орбиталей – это выравнивание формы и энергии некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи. Гибридные орбитали представляют собой линейную комбинацию АО и обладают определенной ориентацией в пространстве (симметрией).

Таким образом, когда один атом образует несколько связей, а его валентные электроны принадлежат разным орбиталям (s и p; s, p и d), для объяснения геометрии молекул в МВС необходимо привлекать теорию гибридизации атомных орбиталей. Основные положения теории следующие:

1) гибридные орбитали обладают более высокой энергией, чем исходные атомные, зато они обеспечивают максимальное перекрывание АО в направлении локализованных σ-связей и, соответственно, дают больший выигрыш в энергии при образовании связи;

2) число гибридных орбиталей равно числу АО, участвующих в гибридизации;

3) гибридизуются близкие по энергии валентные АО независимо от того, заполнены они в атоме полностью, наполовину или пусты;

4) химические связи и неподеленные электронные пары в молекулах стремятся расположиться как можно дальше друг от друга.

Если валентная оболочка атома включает электроны на одной s-орбитали и одной p-орбитали, имеет место sp-гибридизация.Рассмотрим её на примере молекулы BeCl₂.

Э лектронная конфигурация валентной оболочки бериллия 2s². 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_x-электрона бериллия, то связи Be-Cl не были бы равноценными. Однако на самом деле обе связи имеют одинаковую длину, прочность и расположены под углом 180° за счёт того, что одна s– орбиталь и одна p– орбиталь “смешиваются” и выравниваются по форме и энергии, давая две одинаковые sp– гибридные орбитали (рисунок 13).

Рисунок 13 - sp-гибридизация валентных орбиталей бериллия

Каждая гибридная орбиталь несимметрична (вытянута в сторону от ядра). Обе гибридные орбитали бериллия отталкиваются и лежат на одной прямой и благодаря этому молекула BeCl₂ имеет линейную форму, а обе связи Be-Cl совершенно одинаковы. Такова геометрия и у всех других sp-гибридизованных молекул - независимо от элементов, которые входят в эти молекулы: HC≡CH, MgН₂ и т. д.

Е сли валентная оболочка атома включает электроны на однойs-орбиталии двух p-орбиталях, то наблюдается sp²-гибридизация, которая даёт несколько иную геометрию молекулы. Примером может служить sp²-гибридизация бора при образовании молекулы BF₃ (рисунок 14). Три sp²-гибридные орбитали лежат в одной плоскости под углом 120°. Они располагаются как можно дальше друг от друга и молекула имеет форму плоского треугольника.

Рисунок 14 - sp²-гибридизация валентных орбиталей бора

Такую же форму будут иметь и молекулы BH₃, H₂C=CH₂, C₆H₆ и т. д.

Н аконец, когда смешиваютсяодна s- и три p-орбитали, возникают sp³-гибридизованные молекулы, имеющие геометрию тетраэдра (рисунок 15).

Рисунок 15 - sp³-гибридизация валентных орбиталей углерода

Примером может служить соединение углерода с водородом СН₄ (метан). В стационарном состоянии углерод двухвалентен, а для образования связи с водородом необходимо четыре свободных электрона. Они появляются при распаривании s-электронов. В результате образуется четыре гибридных орбитали, которые расположатся максимально далеко друг от друга только тогда, когда молекула примет форму правильного тетраэдра, у которого в центре находится атом C, а в вершинах – атомы H. Углы между всеми связями равны и составляют 109°28'.

Такой же тип гибридизации будет характерен для молекул CCl₄, H₃C–CH₃.

Все вышеописанные молекулы образуются, когда все периферические атомы в многоэлектронной молекуле (или ионе) одинаковы и их число совпадает с числом гибридных орбиталей. Однако, если число гибридных орбиталей больше числа связанных атомов, то часть гибридных орбиталей заселена электронными парами, не участвующими в образовании связи, – несвязывающимиили неподеленными электронными парами.

Рисунок 16 - Несвязывающие электронные пары и углы связи в молекулах NH3 и H2O в сравнении с молекулой CH4

В качестве примера рассмотрим молекулы NH₃ и H₂O. Атомы азота и кислорода склонны к sp³-гибридизации. У азота на sp³-ГО, помимо трех связывающих пар электронов, образующих связь с тремя атомами водорода, остается одна неподелённая пара. Именно она, занимая одну sp³-ГО, искажает угол связи H–N–H до 107,3°. В молекуле H₂O таких неподелённых пар две, и угол H–O–H равен 104,5° (рисунок 16).

Объясняется это тем, что электроны связывающих и несвязывающих пар по-разному взаимодействуют между собой. Обычно считается, что несвязывающие пары занимают больший объем, чем связывающие, а объем связывающих пар тем меньше, чем больше электроотрицательность периферийных атомов, то есть неподеленные пары отталкиваются между собой несколько сильнее, чем от поделенных пар, и чем поделенные пары отталкиваются друг от друга.

Поэтому реально этот тетраэдр в молекулах NH₃ и H₂O слегка искажен, потому что реальный угол составляет не 109^о, а 107,3^о и 104,5^о соответственно.

При образовании иона аммония NH₄⁺ по донорно-акцепторному механизму неподелённая электронная пара азота занимает свободную атомную орбиталь протона водорода и угол в ионе увеличивается до 109°28'.

Аналогичное явление наблюдается при образовании иона аксония Н₃О⁺, но угол увеличивается до 107,3^о, поскольку только одна из двух неподелённых пар находит себе свободную орбиталь. А вот в ледяной воде угол увеличивается до109°28', поскольку ещё одна неподелённая пара электронов оказывается вовлечённой в водородную связь.

6.

ОВР- это реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Пример, H₂+2Na=2NaH (1)

1) восстановитель 2Na^o–2ē=2Na⁺ окисление

2) окислитель Н₂+2ē=2Н^¯ восстановление

Н₂ – окислитель, восстанавливается до гидрид-иона Н^¯.

В реакции Н₂+Br₂=2HBr (2)

бром является окислителем, он приобретает электрон и восстанавливается, а водород – восстановитель.

1) окислитель Br₂+2ē=2Br ^¯ восстановление

2) восстановитель Н₂ – 2ē=2Н⁺ окисление