Строение атома

Поляризуемость рассматривают на основе представлений о том, что ковалентная связь может быть неполярной (чисто ковалентной) или полярной.

6. Концепция гибридизации валентных атомных орбиталей была предложена американским химиком Лайнусом Полингом  для ответа на вопрос, почему при наличии у центрального атома разных (s, p, d) валентных орбиталей, образованные им связи в многоатомных молекулах с одинаковыми лигандами  оказываются эквивалентными по своим энергетическим и пространственным характеристикам. Представления о гибридизации занимают центральное место в методе валентных связей. Сама гибридизация не является реальным физическим процессов, а только удобной моделью, позволяющей объяснить электронное строение молекул, в частности гипотетические видоизменения атомных орбиталей при образовании ковалентной химической связи. Концепция гибридизации с успехом была применена для качественного описания простых молекул, но позднее была расширена и для более сложных. В отличие от теории молекулярных орбиталей не является строго количественной, например она не в состоянии предсказать фотоэлектронные спектры даже таких простых молекул как вода. В настоящее время используется в основном в методических целях и в синтетической органической химии. (на рисунке:sp- гибридизация).

Представления о гибридизации атомных орбиталей  лежат в основе теории отталкивания электронных пар Гиллеспи-Найхолма. Каждому типу гибридизации соответствует строго определённая пространственная ориентация гибридных орбиталей центрального атома, что позволяет её использовать как основу стереохимических представлений в неорганической химии.

7. Более универсальным квантово-механическим методом описания химической связи является метод молекулярных орбиталей (МО).(на рисунке:метод молекулярных орбиталей) В этом методе состояние электронов в многоатомной системе описывается молекулярными орбиталями подобно тому, как состояние электронов в атоме характеризуется атомными орбиталями. Метод основан на следующих принципах: 
-молекула рассматривается как единое целое, каждый электрон принадлежит молекуле в целом и движется в поле всех ее ядер и электронов; 
-состояние i-го электрона описывается одноэлектронной волновой функцией, характеризуемой определенным набором квантовых чисел; 
-функция . называемая молекулярной орбиталью, в отличие от атомной орбитали является многоцентровой и делокализованной; 
-квадрат модуля волновой функции, как и для электрона в атоме, определяет плотность электронного облака; 
-полное описание состояния электрона характеризует молекулярная спин-орбиталь, выражаемая произведением МО и спиновой функции; 
-каждой МО соответствует определенная энергия, которая слагается из кинетической энергии электрона, потенциальной энергии притяжения электрона ко всем ядрам и усредненной потенциальной энергии отталкивания данного электрона от всех остальных электронов; 
-совокупность МО, называемая электронной конфигурацией молекулы, строится на основе фундаментальных положений квантовой механики: принципа наименьше энергии, принципа Паули, правила Хунда; -движение электронов взаимно независимое, и общая волновая функция основного состояния молекулы задается как произведение одноэлектронных волновых функций; 
-образование МО упрощенно рассматривается как линейная комбинация атомных орбиталей. 
Способ построения МО путем линейной комбинации атомной орбитали, наиболее часто используют для приближенных расчетов электронного строения и реакционной способности молекул. При сложении волновых функций двух валентных электронов атомные орбитали разных атомов, имеющих близкие значения энергии, электронная плотность между ядрами атомов увеличивается (под действием сил притяжения положительно заряженных атомных ядер). Это ведет к образованию связывающей молекулярной орбитали, имеющей более низкое значение энергии, чем исходные атомные орбитали. При вычитании волновых функций (имеют разные знаки) двух валентных атомных орбиталей разных атомов, имеющих близкие значения энергии, электронная плотность между ядрами атомов уменьшается , что ведет к образованию разрыхляющей молекулярной орбитали (химическая связь не образуется), имеющей более высокое значение энергии, чем исходных атомных орбитале. Показателем прочности молекулы может служить порядок связи , который определяется разностью чисел электронов, находящихся на связывающей молекулярной орбитали и электронов, находящихся на разрыхляющей молекулярной орбитали. 
Характер распределения электронов по молекулярным орбиталям позволяет объяснить магнитные свойства частиц. Молекулы, суммарный спин которых равен нулю, проявляют диамагнитные свойства, т.е. во внешнем магнитном поле их собственные магнитные моменты ориентируются против направления поля. Молекулы, суммарный спин которых отличен от нуля, проявляют парамагнитные свойства, т.е. во внешнем магнитном поле их собственные магнитные моменты ориентируются в направлении поля. Таким образом молекула водорода диамагнитна. 
Заряд иона зависит от количества свободных, не вступивших в химическую связь электронов, имеющих определенный спин (суммарный спин не равен нулю), следовательно ионы диамагнитны.

8. (на рисунке: Схема молекулярных орбиталей молекулы кислорода).

9. Донорно-акцепторный механизм (иначе координационный механизм) — способ образования ковалентной химической связи между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора. (на рисунке: схема образования доноро- акцепторных связей)

Термины «донорно-акцепторная связь» или «координационная связь» некорректны, поскольку это не есть вид химической связи, а лишь теоретическая модель, описывающая особенность её образования. Свойства ковалентной химической связи, образованной по донорно-акцепторному механизму, ничем не отличаются от свойств связей, образованных по обменному механизму.  Донорами обычно выступают атомы азота, кислорода, фосфора, серы и др., имеющие неподелённые электронные пары на валентных орбиталях малого размера. Роль акцептора могут выполнять ионизированный атом водорода, некоторые p-металлы и, в особенности, d-элементы, имеющие незаполненные энергетические ячейки в валентном электронном слое. Именно с позиций донорно-акцепторного механизма описывается образование локализованных ковалентных связей в молекулах и молекулярных ионах комплексных (координационных) соединений: связь формируется за счёт неподелённой пары электронов лиганда и свободной орбитали атома-комплексообразователя. Донорно-акцепторный механизм также описывает образование промежуточных продуктов реакции, например, комплексов с переносом заряда. Модель донорно-акцепторного механизма существуют только в рамках представлений о валентности как о локализации электронной плотности при образовании ковалентных связей). В рамках метода молекулярных орбиталей необходимости в подобных представлениях нет.

10. Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Ионная связь — крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы. Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей, то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Вернее, такой взгляд удобен. На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно на деле связь носит частично ионный, а частично ковалентный характер. В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной. Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов. Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, «растаскивают» молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы окружённые диполями растворителя. При растворении подобных соединений, как правило, выделяется энергия, так как суммарная энергия образованных связей растворитель-ион больше энергии связи анион-катион. Исключения составляют многие соли азотной кислоты, которые при растворении поглощают тепло (растворы охлаждаются). Последний факт объясняется на основе законов, которые рассматриваются в физической химии.

11.Водородная связь – химическая связь, образованная положительно заряженным водородом молекулы и электроотрицательным атомом другой или той же молекулы. Если водородная связь образуется между разными молекулами, она называется межмолекулярной, если связь образуется между двумя группами одной и той же молекулы, то она называется внутримолекулярной. Образование водородной связи обусловлено тем, что в полярных молекулах или полярных группах поляризованный атом водорода обладает уникальными свойствами: отсутствием внутренних электронных оболочек, значительным сдвигом электронной пары к атому с малым размером. Поэтому водород способен глубоко внедряться в электронную оболочку соседнего отрицательно поляризованного атома. (на рисунке: пример межмолекулярных водородных связей).

Энергия водородной связи возрастает с увеличением электроотрицательности и уменьшением размеров атомов.

При возникновении  водородных связей образуются димеры, тримеры  или полимерные структуры, кольцевые структуры некоторых органических кислот, например уксусной кислоты, или более сложные конфигурации, например у льда, у которого молекулы воды образуют по четыре водородные связи. Соответственно в жидком состоянии молекулы, вступающие в водородные связи, ассоциированы, а в твердом состоянии образуют сложные кристаллические структуры.

Образование межмолекулярных водородных связей приводит к существенному изменению свойств веществ: повышению вязкости, диэлектрической постоянной, температур плавления и кипения, теплот парообразования и плавления. Например, вода, фтороводород и аммиак имеют аномально высокие температуры кипения и плавления. Под влиянием водородных связей изменяются и химические свойства. Так как многие соединения содержат ковалентные полярные связи. Они проявляются не только в воде, но и в различных кристаллических веществах, полимерах, белках, живых организмах. Например, практически все соли образуют кристаллогидраты, в которых имеются водородные связи. Между полярными молекулами, содержащими в одной или обеих молекулах атом водорода, возникают водородные связи, которые существенно влияют на свойства вещества.

12. Ван-дер-ваальсовы силы — силы межмолекулярного взаимодействия с энергией 0,8 — 8,16 кДж/моль. Этим термином первоначально обозначались все такие силы, в современной науке он обычно применяется к силам, возникающим при поляризации молекул и образовании диполей. Открыты Я. Д. ван дер Ваальсом в 1869 году. К ван-дер-ваальсовым силам относятся взаимодействия между диполями (постоянными и индуцированными). Название связано с тем фактом, что эти силы являются причиной поправки на внутреннее давление в уравнении состояния реального газа Ван-дер-Ваальса. Эти взаимодействия в основном определяют силы, ответственные за формирование пространственной структуры биологических макромолекул. Ван-дер-ваальсовы силы также возникают между частицей (макроскопической частицей или наночастицей) и молекулой и между двумя частицами. Ван-дер-ваальсовое взаимодействие состоит из трех типов слабых взаимодействий:

Ориентационные  силы, диполь-дипольное притяжение. Осуществляется между молекулами, являющимися постоянными диполями. Примером может служить соляная кислота в жидком и твердом состоянии. Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна кубу расстояния между диполями.

• Дисперсионное притяжение (лондоновские силы). Взаимодействием между мгновенным и наведенным диполем. Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между диполями.
• Индукционное притяжение. Взаимодействие между постоянным диполем и наведенным (индуцированным). Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между диполями. (на рисунке: Межмолекулярная сила Ван-дер-Ваальса).