Направленность ковалентной связи

Взаимное перекрывание облаков может происходить разными способами, ввиду их различной формы. Различают σ-, π- и δ -связи.

Сигма – связи образуются при перекрывании облаков вдоль линии, проходящей через ядра атомов. Пи – связи возникают при перекрывании облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. Дельта – связи осуществляются при перекрывании всех четырех лопастей d – электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях.

σ– связь может возникнуть при перекрывании вдоль линии, соединяющей ядра атомов в следующих орбиталей: s—s -, s — р -, р – р-, d — d -орбиталей, а также d — s -, d — р – орбиталей. (все центры орбиталей лежат на одной плоскости)

π– связь может образовываться при перекрывании по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов следующих орбиталей: р — р -, р — d -, d — d -, f — p -, f — d — и f — f — орбиталей. (все центры орбиталей параллельны)

δ‑ связь образуется при перекрывании d-орбиталей всеми четырьмя лепестками.

s — элементы способны к образованию только σ– связи, р — элементы — σ– и π– связи, d — элементы — σ–, π– и δ‑ связи. При совместном образовании π– и σ- связей получается двойная связь. Если же одновременно возникают две π–и σ- связь, то образуется тройная связь. Количество возникших связей между атомами, называется кратностью связи.

 

Донорно-акцепторный способ трактовки ковалентной связи

Для образования этого вида ковалентной связи оба электрона предоставляет один из атомов — донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу. Этот вид донорно-акцепторного взаимодействия — основной способ образования комплексных соединений. Подобное взаимодействие отвечает за многие кислотно-основные превращения, связанные с переносом иона водорода (акцептора).

 

 

Гибридизация атомных орбиталей и соответствующие им симметрии и формы молекул

Число гибридных орбиталей определяется числом одинарных связей, а также количеством неподеленных электронных пар в молекуле. Эти электроны находятся на гибридных орбиталях. Когда же происходит перекрывание негибридных орбиталей двух атомов, то образуется кратная связь.

sp- Гибридизация. Одна s- орбиталь и одна p- орбиталь превращаются в две одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 180°. Молекулы, в которых осуществляется sp- гибридизация, имеют линейную геометрию.

sp 2 - Гибридизация. Одна s- орбиталь и две p- орбитали превращаются в три одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 120°. Молекулы, в которых осуществляется sp 2 - гибридизация, имеют плоскую геометрию.

s p 3 - Гибридизация. Одна s- орбиталь и три p- орбитали превращаются в четыре одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 109°28'. Молекулы, в которых осуществляется sp 3 - гибридизация, имеют тетраэдрическую форму

Набор атомных орбиталей	Набор гибридных орбиталей	Геометрическое расположение гибридных орбиталей	Примеры
s,p	sp	Линейное (угол 180°)	Be(CH3)2, HgCl2 MgBr2, СаН2, ВаF2, C2H2
s,p,p	sp2	Плоское тригональное (угол 120°)	BF3,GaCl3, InBr3,TeI3, C2H4
s,p,p,p	sp3	Тетраэдрическое (угол 109,5°)	CH4, AsCl4—, TiCl4, SiCl4, GeF4
s,p,p,d	sp2d	Плоскоквадратнoe (угол 90°)	Ni(CO)4, [PdCl4]2—
s,p,p,p,d	sp3d	Тригонально-бипирамдальное (углы 120° и 90°)	PF5, PCl5, AsF5
s,p,p,p,d,d	sp3d2	Октаэдрическое (угол 90°)	SF6, Fe(CN)63-, CoF63-

 

Резонансные структуры

РЕЗОНАНСА ТЕОРИЯ, теория электронного строения хим. соединений, в основе к-рой лежит представление о том, что электронное распределение, геометрия и все др. физ. и хим. св-ва молекул должны быть описаны не одной возможной структурной ф-лой, а сочетанием (резонансом) всех альтернативных структур. Идея такого способа описания электронного строения принадлежит Л. Полингу (1928).

Примеры:

Резонансные структуры циклопентадиенид-иона

Резонансные структуры бензола

 

Определение константы химического равновесия на основе закона действующих масс

Константа равновесия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями, концентрациями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.

https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%97%D0%B0%D0%BA%D0%BE%D0%BD_%D0%B4%D0%B5%D0%B9%D1%81%D1%82%D0%B2%D1%83%D1%8E%D1%89%D0%B8%D1%85_%D0%BC%D0%B0%D1%81%D1%81

По этой ссылке формулы и описание к ним. В ворд оно не копируется, почему-то. И вообще эту тему не поняла особо, но вроде это оно