Экзаменационные вопросы по курсу химии иммиТ
 Скачать 2.56 Mb.
|
   6.5 Правила Хунда ,Клечковского  Правило Клечковского возрастание энергии происходит в порядке увеличения n+l Правило Клечковского гласит: Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел n + l . При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением 6.6 Электронные формулы строения атомов . Электронные формулы атомов химических элементов, слои расположены в порядке заполнения подуровней. Электронные слои атомов заполняются электронами в порядке, согласно правилу Клечковского.   . 6.7 Валентные возможности атомов в основном и возбужденном состоянии . 7.1 Природа химической связи . 1. Природа химической связи – химическая связь приводит атомы в состояние с меньшей энергией. Также атомы стремятся завершить свой внешний энергетический уровень. 2. Типы химических связей: 1) Ковалентная химическая связь – проявляется в веществах с атомной и молекулярной кристаллической решётками. Возникает общая электронная пара в результате перекрывания электронных облаков 1. Обменный механизм – в общее пользование по электрону от каждого. 2. Донорно-акцепторный механизм – неиспользованная электронная пара помещается на вакантную орбиталь. Ион аммония. 2) Ионная связь частный случай ковалентной, когда образовавшаяся электронная пара полностью принадлежит более электроотрицательному атому Cs = Cs++e; F+e = F-; CsF – ионная связь 3) Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с положительно заряженными ионами. Пример – Cu, Fe, Zn и т.д. 4) Водородная связь. Ее образование обусловлено тем, что в результате сильного смещения электронной пары к электроотрицательному атому атом водорода, обладающий эффективным положительным зарядом, может взаимодействовать с другим электроотрицательным атомом Пример – HF 8.1 Метод валентных связей 1. Согласно методу валентных связей, образование связей происходит по обменному механизму, когда в образовании электронной пары от каждого атома участвует по одному электрону Валентность атома элемента определяется как число неспаренных электронов, принимающих участие в образовании химических связей. У возбуждённых и невозбуждённых атомов разная валентность(!). 8.2 Основные положения метода ВС: 1 Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам 2 ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака. ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ - в образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному электрону. ДOНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ - образование связи происходит за счет пары электронов атома-донора и вакантной орбитали атома-акцептора. МВС позволяет различать три механизма образования ковалентной связи: обменный, донорно-акцепторный, дативный. 8.3 Ковалентная химическая связь 1) Ковалентная химическая связь – проявляется в веществах с атомной и молекулярной кристаллической решётками. Возникает общая электронная пара в результате перекрывания электронных облаков. 1. Обменный механизм – в общее пользование по электрону от каждого. 2. Донорно-акцепторный механизм – неиспользованная электронная пара помещается на вакантную орбиталь. Ион аммония 8.4 Характеристики ковалентной связи Полярность ковалентной химической связи показывает перераспределение электронной плотности вокруг ядер атомов в молекуле в сравнении с распределением электронной плотности в нейтральных атомах, образующих данную связь. Полярность связи зависит от видов атомов, образующих связь, и от эффективных зарядов на атомах. В органической химии эффективные заряды обозначаются .Полярность связи имеет определяющее значение для механизма протекания реакции. Неполярная связь образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью. В молекулах с неполярной связью дипольный момент связи равен нулю. Полярная связи тем больше, чем больше разница электроотрицательностей элементов, ее образующих. Кратность связи — количество общих электронных пар между атомами. Энергия связи — энергия, необходимая для разрыва всех связей в веществе количеством 1 моль. Как видно из таблицы, самой короткой и самой прочной является тройная связь. Однако в этом случае речь идет о полном разрушении (разрыве) связи. Если же говорить о химической активности вещества, то есть о возможности разрыва только одной из связей (σ или π), то необходимо сравнивать характерные особенности σ- и π -связей по отдельности: Самой прочной является σ-связь, ее энергия составляет 82,3 кДж. Это связано, во-первых, с более эффективным осевым перекрыванием АО при образовании МО, а во-вторых, с тем, что σ-электроны находятся непосредственно между ядрами связываемых атомов. Энергия π-связи составляет 63,3 кДж. π-электроны, находясь вне межъядерного пространства, более подвижны, чем σ электроны, поэтому π-связь более поляризована, чем π-связь. Вокруг σ-связи возможно внутримолекулярное вращение атомов, в то время как вокруг π-связи такое вращение невозможно. направленность И насыщенность Направленность связи обуславливает строение веществ и геометрическое строение их молекул. Форма молекул определяется типом электронных облаков, участвующих в образовании связи, а также фактом наличия или отсутствия неподеленных электронных пар. Так, например, молекула СО2 является линейной (нет неподеленных электронных пар), а Н2О и SO2— уголковыми (есть неподеленные пары). Насыщаемость связи характеризует способность каждого атома образовать ограниченное число связей, которое обусловлено количеством валентных орбиталей. 8.5. Теория гибридизации Попытки применения МВС в простейшем варианте, изложенном выше для описания химического строения большинства молекул состоящих из 3 и более атомов оказались неудачными. Во многих случаях теория абсолютно не соответствовала экспериментальным данным. Для устранения этого противоречия была разработана теория гибридизации. Гибридизация - это глубокая перестройка АО, возникающая при переходе атома из нормального в возбужденное состояние. При этом АО превращаются в ГАО (гибридные атомные орбитали). ГАО резко отличаются от исходных АО по энергии, форме и ориентации в пространстве. В то же время ГАО одного атома абсолютно одинаковы по энергии и форме между собой. Основные положения теории следующие 1. Введение гибридных орбиталей служит для описания направленных локализованных связей. Гибридные орбитали обеспечивают максимальное перекрывание АО в направлении локализованных σ-связей. 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. В гибридизации участвуют АО, имеющие общие признаки симметрии. 8.6 В результате гибридизации появляются новые гибридные орбитали, которые ориентируются в пространстве таким образом, чтобы после их перекрывания с орбиталями других атомов образующиеся электронные пары оказались максимально удалёнными друг от друга. Это сводит к минимуму энергию отталкивания электронов в молекуле. |