Ковалентний зв'язок - найпоширеніший тип хімічного зв'язку, що здійснюється при взаємодії з однаковими або близькими значеннями електронегативності.
Ковалентний зв'язок – це зв'язок атомів за допомогою загальних електронних пар.
Після відкриття електрона було багато спроб розробити електронну теорію хімічного зв'язку. Найбільш вдалими стали роботи Льюїса (1916), який запропонував розглядати утворення зв'язку як наслідок виникнення спільних для двох атомів електронних пар. І тому кожен атом надає однакову кількість електронів і намагається оточити себе октетом чи дублетом електронів, характерним зовнішньої електронної конфігурації інертних газів. Графічно утворення ковалентних зв'язків за рахунок неспарених електронів методом Льюїса зображують за допомогою точок, що позначають зовнішні електрони атома.
Освіта ковалентного зв'язку відповідно до теорії Льюїса
Основною ознакою ковалентного зв'язку є наявність загальної електронної пари, що належить обом хімічно з'єднаним атомам, оскільки перебування двох електронів у полі дії двох ядер енергетично вигідніше ніж знаходження кожного електрона в полі свого ядра. Виникнення загальної електронної пари зв'язку може відбуватися за різними механізмами, частіше — обмінним, а іноді — донорно-акцепторним.
за принципом обмінного механізму утворення ковалентного зв'язку кожен із атомів, що взаємодіють, поставляє на утворення зв'язку однакову кількість електронів з антипаралельними спинами. Наприклад:
Загальна схема утворення ковалентного зв'язку: а) за обмінним механізмом; б) за донорно-акцепторним механізмом за донорно-акцепторним механізмом двоелектронний зв'язок виникає при взаємодії різних частинок. Одна з них – донор А:має нерозділену пару електронів (тобто таку, що належить лише одному атому), а інша – акцептор У- має вакантну орбіталь.
Частка, що надає для зв'язку двоелектронне (нерозділене пару електронів), називається донором, а частка з вільною орбіталлю, яка приймає цю електронну пару, - акцептором.
Механізм утворення ковалентного зв'язку за рахунок двоелектронної хмари одного атома та вакантної орбіталі іншої називається донорно-акцепторним механізмом.
Донорно-акцепторний зв'язок інакше називається семиполярним, оскільки на атомі-донорі виникає частковий ефективний позитивний заряд δ+ (за рахунок того, що його нерозділена пара електронів відхилилася від нього), а на атомі-акцепторі - частковий ефективний негативний заряд δ- (завдяки тому , що відбувається зміщення у його бік нерозділеної електронної пари донора).
Як приклад простого донора електронної пари можна навести іон Н — що має нерозділену електронну пару. В результаті приєднання негативного гідрид-іону до молекули, центральний атом якої має вільну орбіталь (на схемі позначена як порожній квантовий осередок), наприклад ВН 3 утворюється складний комплексний іон ВН 4 — з негативним зарядом (Н — + ВН 3 ⟶⟶ [ВН 4 ] —) :
Акцептор електронної пари - іон водню, або просто протон Н+. Його приєднання до молекули, центральний атом якої має нерозділену електронну пару, наприклад до NH 3 теж призводить до утворення комплексного іона NH 4 + , але вже з позитивним зарядом:
Перша квантово-механічна теорія ковалентного зв'язкубула створена Гейтлером і Лондоном (1927 р.) для опису молекули водню, а потім була застосована Полінг до багатоатомних молекул. Ця теорія називається методом валентних зв'язків, основні положення якого коротко можна викласти так:
Незважаючи на те, що в утворенні ковалентних зв'язків беруть участь електрони s-, p- або d-орбіталей, що мають різні форми та різну орієнтацію у просторі, у багатьох сполуках ці зв'язки виявляються рівноцінними. Для пояснення цього явища було запроваджено поняття «гібридизація».
Гібридизація - це процес змішування та вирівнювання орбіталей за формою та енергії, при якому відбувається перерозподіл електронних щільностей близьких по енергії орбіталей, внаслідок чого вони стають рівноцінними.
Основні положення теорії гібридизації:
Форма гібридизованих орбіталей та валентних кути (геометричні кути між осями симетрії орбіталей) залежно від типу гібридизації: а) sp-гібридизація; б) sp 2 -гібридизація; в) sp 3 -гібридизація При утворенні молекул (або окремих фрагментів молекул) найчастіше зустрічаються такі типи гібридизації:
Загальна схема sp-гібридизації Зв'язки, які утворюються за участю електронів sp-гібридизованих орбіталей, також розміщуються під кутом 180 0 що призводить до лінійної форми молекули. Такий тип гібридизації спостерігається в галогеніда елементів другої групи (Be, Zn, Cd, Hg), атоми яких у валентному стані мають неспарені s-і р-електрони. Лінійна форма характерна і молекул інших елементів (0=C=0,HC≡CH), у яких зв'язки утворюються sp-гибридизованными атомами.
Схема sp 2 -гібридизації атомних орбіталей і плоска трикутна форма молекули, яка обумовлена sp 2 -гібридизацією атомних орбіталей Цей тип гібридизації найбільш характерний для молекул р-елементів третьої групи, атоми яких у збудженому стані мають зовнішню електронну структуру ns 1 np 2 де n - номер періоду, в якому знаходиться елемент. Так, в молекулах ВF 3 BCl 3 AlF 3 і в інших зв'язку утворені за рахунок sp 2 -гібридизованих орбіталей центрального атома.
Схема sp 3 -гібридизації атомних орбіталей Розміщення гібридизованих орбіталей центрального атома під кутом 109028` викликає тетраедричну форму молекул. Це дуже характерно для насичених сполук чотиривалентного вуглецю СН 4 , СCl 4 , C 2 H 6 та інших алканів. Прикладами сполук інших елементів з тетраедричною будовою внаслідок sp 3 -гібридизації валентних орбіталей центрального атома є іони: BН 4 - , BF 4 - , PO 4 3 - , SO 4 2 - FeCl 4 - .
Загальна схема sp 3d -гібридизації Цей тип гібридизації найчастіше зустрічається в галогеніда неметалів. Як приклад можна навести будову хлориду фосфору PCl 5 , при утворенні якого атом фосфору (P … 3s 2 3p 3) спочатку переходить у збуджений стан (P … 3s 1 3p 3 3d 1), а потім піддається s 1 p 3 d-гібридизації - п'ять одноелектронних орбіталей стають рівноцінними і орієнтуються витягнутими кінцями до кутів уявної тригональної біпіраміди. Це визначає форму молекули PCl 5 , яка утворюється при перекритті п'яти s 1 p 3 d-гібридизованих орбіталей з 3р-орбіталями п'яти атомів хлору.
Метод гібридизації атомних орбіталей пояснює геометричну структуру великої кількості молекул, проте згідно з досвідченими даними частіше спостерігаються молекули з дещо іншими значеннями валентних кутів. Наприклад, в молекулах СН 4 , NH 3 і Н 2 Про центральні атоми знаходяться в sp 3 -гібридизованому стані, тому можна було б очікувати, що валентні кути в них дорівнюють тетраедричного (~ 109,5 0). Експериментально встановлено, що валентний кут молекули СН 4 насправді становить 109,5 0 . Однак у молекулах NH 3 і Н 2 O значення валентного кута відхиляється від тетраедричного: він дорівнює 107,3 0 молекули NH 3 і 104,5 0 в молекулі Н 2 О. Такі відхилення пояснюється наявністю нерозділеної електронної пари в атомів азоту і кисню. Двоелектронна орбіталь, що містить нерозділену пару електронів, завдяки підвищеній щільності відштовхує одноелектронні валентні орбіталі, що призводить до зменшення валентного кута. У атома азоту в молекулі NH 3 з чотирьох sp 3 -гібридизованих орбіталі три одноелектронні орбіталі утворюють зв'язки з трьома атомами Н, а на четвертій орбіталі міститься нерозділена пара електронів.
Незв'язана електронна пара, яка займає одну з sp 3 -гібридизованих орбіталей, спрямованих до вершин тетраедра, відштовхуючи одноелектронні орбіталі, викликає асиметричний розподіл електронної щільності, що оточує атом азоту, і як наслідок стискає валентний кут до 107,3 0 . Аналогічна картина зменшення валентного кута від 109,5 0 до 107 0 внаслідок впливу нерозділеної електронної пари атома N спостерігається і в молекулі NCl 3 .
Відхилення валентного кута від тетраедричного (109,5 0) у молекулі: а) NН3; б) NCl3 У атома кисню в молекулі Н 2 Про чотири sp 3 -гібридизовані орбіталі припадає по дві одноелектронні і дві двоелектронні орбіталі. Одноелектронні гібридизовані орбіталі беруть участь в утворенні двох зв'язків з двома атомами Н, а дві двоелектронні пари залишаються нерозділеними, тобто належать тільки атому H. Це збільшує асиметричність розподілу електронної щільності навколо атома і зменшує валентний кут порівняно з тетраедрическим до 1045.
Отже, число незв'язаних електронних пар центрального атома та його розміщення на гібридизованих орбіталях впливає геометричну конфігурацію молекул.
Ковалентна зв'язок має набір певних властивостей, які визначають її специфічні особливості, чи характеристики. До них, крім уже розглянутих характеристик «енергія зв'язку» та «довжина зв'язку», належать: валентний кут, насиченість, спрямованість, полярність тощо.
1. Валентний кут- Це кут між сусідніми осями зв'язків (тобто умовними лініями, проведеними через ядра хімічно з'єднаних атомів у молекулі). Розмір валентного кута залежить від природи орбіталей, типу гібридизації центрального атома, впливу нерозділених електронних пар, які беруть участь у освіті зв'язків.
2. Насиченість. Атоми мають можливості для утворення ковалентних зв'язків, які можуть формуватися, по-перше, за обмінним механізмом за рахунок неспарених електронів незбудженого атома і за рахунок тих неспарених електронів, які виникають в результаті його збудження, а по-друге, за донорно-акцепторним механізмом. Проте загальна кількість зв'язків, які може утворювати атом, обмежена.
Насиченість - це здатність атома елемента утворювати з іншими атомами певну, обмежену кількість ковалентних зв'язків.
Так, другого періоду, які мають на зовнішньому енергетичному рівні чотири орбіталі (одну s- та три р-), утворюють зв'язки, кількість яких не перевищує чотирьох. Атоми елементів інших періодів з більшим числоморбіталі на зовнішньому рівні можуть формувати більше зв'язків.
3. Спрямованість. Відповідно до методу, хімічний зв'язок між атомами обумовлений перекриттям орбіталей, які, за винятком s-орбіталей, мають певну орієнтацію в просторі, що призводить до спрямованості ковалентного зв'язку.
Спрямованість ковалентного зв'язку - це таке розміщення електронної щільності між атомами, яке визначається просторовою орієнтацією валентних орбіталей та забезпечує їх максимальне перекриття.
Оскільки електронні орбіталі мають різні форми і різну орієнтацію у просторі, їх взаємне перекриття може реалізуватися різними способами. Залежно від цього розрізняють σ-, π- та δ- зв'язки.
Сигма-зв'язок (σ-зв'язок) - це таке перекриття електронних орбіталей, при якому максимальна електронна щільність концентрується вздовж уявної лінії, що з'єднує два ядра.
Сигма-зв'язок може утворюватися за рахунок двох s-електронів, одного s- та одного р-електрона, двох р-електронів або двох d-електронів. Такий σ-зв'язок характеризується наявністю однієї області перекриття електронних орбіталей, вона завжди одинарна, тобто утворюється лише однією електронною парою.
Різноманітність форм просторової орієнтації «чистих» орбіталей і гібридизованих орбіталей який завжди допускають можливість перекриття орбіталей на осі зв'язку. Перекривання валентних орбіталей може відбуватися по обидва боки від осі зв'язку — так зване «бічне» перекривання, яке найчастіше здійснюється під час утворення π-зв'язків.
Пі-зв'язок (π-зв'язок) - це перекриття електронних орбіталей, при якому максимальна електронна щільність концентрується по обидва боки лінії, що з'єднує ядра атомів (тобто від осі зв'язку).
Пі-зв'язок може утворитися при взаємодії двох паралельних р-орбіталей, двох d-орбіталей або інших комбінацій орбіталей, осі яких не збігаються з віссю зв'язку.
Схеми утворення π-зв'язків між умовними А і В атомами при бічному перекритті електронних орбіталей 4. Кратність.Ця характеристика визначається кількістю загальних електронних пар, що зв'язують атоми. Ковалентний зв'язок за кратністю може бути одинарним (простим), подвійним і потрійним. Зв'язок між двома атомами за допомогою однієї загальної електронної пари називається одинарним зв'язком (простий), двох електронних пар - подвійним зв'язком, трьох електронних пар - потрійним зв'язком. Так, у молекулі водню Н 2 атоми з'єднані одинарним зв'язком (Н-Н), у молекулі кисню О 2 - подвійним (В = О), у молекулі азоту N 2 - потрійним (N N). Особливого значення кратність зв'язків набуває в органічних сполуках - вуглеводнях та їх похідних: в етані С 2 Н 6 між атомами С здійснюється одинарний зв'язок (С-С), в етилені С 2 Н 4 - подвійний (С = С) в ацетилені С 2 Н 2 - потрійна (C ≡ C) (C ≡C).
Кратність зв'язку впливає енергію: з підвищенням кратності зростає її міцність. Підвищення кратності призводить до зменшення між'ядерної відстані (довжини зв'язку) та збільшення енергії зв'язку.
Кратність зв'язку між атомами вуглецю: а) одинарний σ-зв'язок в етані Н3С-СН3; б) подвійний σ+π-зв'язок в етилені Н2С = СН2; в) потрійний σ+π+π-зв'язок в ацетилені HC≡CH 5. Полярність і поляризованість. Електронна густина ковалентного зв'язку може по-різному розташовуватися в міжядерному просторі.
Полярність — це властивість ковалентного зв'язку, що визначається областю розташування електронної щільності міжядерному просторі щодо з'єднаних атомів.
Залежно від розміщення електронної щільності у міжядерному просторі розрізняють полярний та неполярний ковалентні зв'язки. Неполярним зв'язком називається такий зв'язок, при якому загальна електронна хмара розміщується симетрично щодо ядер з'єднаних атомів і однаково належить обом атомам.
Молекули з таким типом зв'язку називають неполярними або гомоядерними (тобто такими, до складу яких входять атоми одного елемента). Неполярний зв'язок проявляється зазвичай у гомоядерних молекулах (Н 2 , Cl 2 , N 2 тощо.) чи — рідше — у сполуках, утворених атомами елементів із близькими значеннями електронегативності, наприклад, карборунд SiC. Полярним (або гетерополярним) називається зв'язок, при якому загальна електронна хмара несиметрична і зміщена до одного з атомів.
Молекули з полярним зв'язком називаються полярними або гетероядерними. У молекулах з полярним зв'язком узагальнена електронна пара зміщується у бік атома з більшою електронегативністю. У результаті цьому атомі виникає деякий частковий негативний заряд (δ-), який називається ефективним, а й у атома з меншою електронегативністю — однаковий за величиною, але протилежний за знаком частковий позитивний заряд (δ+). Наприклад, експериментально встановлено, що ефективний заряд на атомі водню в молекулі хлориду водню HCl - δH=+0,17, а на атомі хлору δCl=-0,17 абсолютного заряду електрона.
Щоб визначити, в який бік зміщуватиметься електронна щільність полярного ковалентного зв'язку, необхідно порівняти електрони обох атомів. За зростанням електронегативності найбільш поширені хімічні елементи розміщуються в такій послідовності:
Полярні молекули називаються диполями — системами, у яких центри тяжкості позитивних зарядів ядер та негативних зарядів електронів не збігаються.
Диполь - це система, яка є сукупністю двох точкових електричних зарядів, однакових за величиною і протилежних за знаком, що знаходяться на деякій відстані один від одного.
Відстань між центрами тяжіння називаються довжина диполя та позначаються буквою l. Полярність молекули (або зв'язку) кількісно характеризується дипольним моментом μ, який у разі двоатомної молекули дорівнює добутку довжини диполя величину заряду електрона: μ=el.
В одиницях СІ дипольний момент вимірюється в [Кл × м] (Кулон-метри), але частіше користуються позасистемною одиницею [D] (дебай): 1D = 3,33 · 10 -30 Кл × м. Значення дипольних моментів ковалентних молекул змінюється в межах 0-4 D, а іонних - 4-11D. Чим більша довжина диполя, тим полярнішою є молекула.
Спільна електронна хмара в молекулі може зміщуватися під дією зовнішнього електричного поля, у тому числі поля іншої молекули або іона.
Поляризованість - це зміна полярності зв'язку в результаті зміщення електронів, що утворюють зв'язок, під дією зовнішнього електричного поля, в тому числі силового поля іншої частинки.
Поляризуемість молекули залежить від рухливості електронів, яка є тим сильнішою, чим більша відстань від ядер. Крім того, поляризація залежить від спрямованості електричного поля і від здатності електронних хмар деформуватися. Під дією зовнішнього поля неполярні молекули стають полярними, а полярні ще полярнішими, тобто в молекулах індукується диполь, який називається наведеним, або індукованим диполем.
Схема утворення індукованого (наведеного) диполя з неполярної молекули під дією силового поля полярної частки - диполя На відміну від постійних, індуковані диполі виникають лише за дії зовнішнього електричного поля. Поляризація може викликати як поляризуемость зв'язку, а й її розрив, у якому відбувається перехід сполучного електронної пари одного з атомів і утворюються негативно і позитивно заряджені іони.
Полярність і поляризованість ковалентних зв'язків визначає реакційну здатність молекул по відношенню до полярних реагентів.
Речовини з ковалентними зв'язками поділяються на дві нерівні групи: молекулярні та атомні (або немолекулярні), яких значно менше, ніж молекулярних.
Молекулярні сполуки у звичайних умовах можуть перебувати в різних агрегатних станах: у вигляді газів (CO 2 , NH 3 , CH 4 , Cl 2 , O 2 , NH 3), легколетких рідин (Br 2 , H 2 O, C 2 H 5 OH ) або твердих кристалічних речовин, більшість з яких навіть при дуже незначному нагріванні здатні швидко плавитися і легко сублімуватися (S 8 , P 4 , I 2 , цукор З 12 Н 22 Про 11 , «сухий лід» СО 2).
Низькі температури плавлення, сублімації та кипіння молекулярних речовин пояснюються дуже слабкими силами міжмолекулярної взаємодії в кристалах. Саме тому для молекулярних кристалів не властива велика міцність, твердість та електрична провідність (лід чи цукор). При цьому речовини з полярними молекулами мають вищі температури плавлення та кипіння, ніж неполярні. Деякі їх розчинні в або інших полярних розчинниках. А речовини з неполярними молекулами, навпаки, краще розчиняються у неполярних розчинниках (бензол, тетрахлорметан). Так, йод, у якого молекули неполярні, не розчиняється у полярній воді, але розчиняється у неполярній CCl 4 та малополярному спирті.
Немолекулярні (атомні) речовини з ковалентними зв'язками (алмаз, графіт, кремній Si, кварц SiO 2 , карборунд SiC та інші) утворюють надзвичайно міцні кристали, за винятком графіту, якого має шарувату структуру. Наприклад, кристалічні грати алмазу — правильний тривимірний каркас, у якому кожен sр 3 -гібридизований атом вуглецю з'єднаний з чотирма сусідніми атомами С зв'язками. По суті, весь кристал алмазу — це одна величезна і дуже міцна молекула. Аналогічну будову мають і кристали кремнію Si, який широко застосовується у радіоелектроніці та електронній техніці. Якщо замінити половину атомів С в алмазі на атоми Si, не порушуючи каркасну структуру кристала, то отримаємо кристал карборунду — карбіду кремнію SiC — дуже твердої речовини, яка використовується як абразивний матеріал. А якщо в кристалічній решітці кремнію між кожними двома атомами Si вставити по атому О, то утворюється кристалічна структура кварцу SiO 2 теж дуже твердої речовини, різновид якої також використовують як абразивний матеріал.
Кристали алмазу, кремнію, кварцу та подібні до них за структурою — це атомні кристали, вони є величезними «супермолекулами», тому їх структурні формули можна зобразити не повністю, а лише у вигляді окремого фрагмента, наприклад:
Кристали алмазу, кремнію, кварцу Немолекулярні (атомні) кристали, що складаються із з'єднаних між собою хімічними зв'язками атомів одного або двох елементів, відносяться до тугоплавких речовин. Високі температури плавлення обумовлені необхідністю витрати великої кількості енергії для розриву міцних хімічних зв'язків при плавленні атомних кристалів, а не слабкої міжмолекулярної взаємодії, як у молекулярних речовин. З цієї ж причини багато атомних кристалів при нагріванні не плавляться, а розкладаються або відразу переходять у пароподібний стан (ліхтаря), наприклад, графіт сублімується при 3700 o С.
Немолекулярні речовини з ковалентними зв'язками нерозчинні у воді та інших розчинниках, більшість із них не проводить електричний струм(крім графіту, якому властива електропровідність, та напівпровідників - кремнію, германію та ін.).
Метод валентних зв'язків ґрунтується на положенні, що кожна пара атомів у хімічній частинці утримується разом за допомогою однієї або кількох електронних пар. Ці пари електронів належать двом атомам, що зв'язуються, і локалізовані в просторі між ними. За рахунок тяжіння ядер атомів, що зв'язуються до цих електронів і виникає хімічний зв'язок.
При описі електронної будови хімічної частки електрони, у тому числі узагальнені, відносять до окремих атомів та їх стану описують атомними орбіталями. При вирішенні рівняння Шредінгера наближену хвильову функцію вибирають так, щоб вона давала мінімальну електронну енергію системи, тобто найбільше значенняенергії зв'язку. Ця умова досягається при найбільшому перекриванні орбіталей, що належить одному зв'язку. Таким чином, пара електронів, що зв'язують два атоми, знаходиться в області перекривання їх атомних орбіталей.
Орбіталі, що перекриваються, повинні мати однакову симетрію щодо між'ядерної осі.
Перекривання атомних орбіталей уздовж лінії, що зв'язує ядра атомів, призводить до утворення зв'язків σ. Між двома атомами в хімічній частині можливий лише один σ-зв'язок. Всі σ-зв'язки мають осьову симетрію щодо між'ядерної осі. Фрагменти хімічних частинок можуть обертатися навколо міжядерної осі без порушення ступеня перекривання атомних орбіталей, що утворюють зв'язки σ. Сукупність спрямованих, суворо орієнтованих просторі σ-зв'язків створює структуру хімічної частки.
При додатковому перекриванні атомних орбіталей, перпендикулярних лінії зв'язку, утворюються π-зв'язки.
Внаслідок цього між атомами виникають кратні зв'язки:
| Одинарна (σ) | Подвійна (σ+π) | Потрійна (σ + π + π) |
| F−F | O=O | N≡N |
З появою π-зв'язку, що не має осьовий симетрії, вільне обертання фрагментів хімічної частки навколо σ-зв'язку стає неможливим, оскільки воно має призвести до розриву π-зв'язку. Крім σ- і π-зв'язків, можливе утворення ще одного виду зв'язку - δ-зв'язку:
Зазвичай такий зв'язок утворюється після утворення атомами σ- і π-зв'язків за наявності атомів d- І f-орбіталей шляхом перекривання їх "пелюсток" відразу в чотирьох місцях В результаті кратність зв'язку може зрости до 4-5.
Наприклад, в октахлородиренат(III)-іоні 2 між атомами ренію утворюються чотири зв'язки.
Розрізняють кілька механізмів утворення ковалентного зв'язку: обмінний(рівноцінний), донорно-акцепторний, дативний.
При використанні обмінного механізму утворення зв'язку сприймається як результат спарювання спинів вільних електронів атомів. При цьому здійснюється перекриття двох атомних орбіталей сусідніх атомів, кожна з яких зайнята одним електроном. Таким чином, кожен із атомів, що зв'язуються, виділяє для усуспільнення пари по електрону, як би обмінюючись ними. наприклад, при утворенні молекули бору трифториду з атомів три атомні орбіталі бору, на кожній з яких є по одному електрону, перекриваються з трьома атомними орбіталями трьох атомів фтору (на кожній з них також знаходиться по одному неспареному електрону). В результаті парування електронів в областях перекривання відповідних атомних орбіталей з'являється три пари електронів, що зв'язують атоми молекулу.
За донорно-акцепторним механізмом перекривається орбіталь з парою електронів одного атома та вільна орбіталь іншого атома. У цьому випадку в області перекриття також виявляється пара електронів. За донорно-акцепторним механізмом відбувається, наприклад, приєднання фторид-іону до молекули бору трифториду. Вакантна р-орбіталь бору (акцептора електронної пари) у молекулі BF 3 перекривається з р-орбіталлю іона F − , що у ролі донора електронної пари. У іоні, що утворився, - всі чотири ковалентні зв'язки бор-фтор рівноцінні по довжині і енергії, незважаючи на відмінність у механізмі їх утворення.
Атоми, зовнішня електронна оболонка яких складається лише з s- І р-орбіталей можуть бути або донорами, або акцепторами електронної пари. Атоми, у яких зовнішня електронна оболонка включає d-орбіталі можуть виступати в ролі і донора, і акцептора пар електронів. І тут розглядається дативний механізм освіти зв'язку. Прикладом прояву дативного механізму освіти зв'язку служить взаємодія двох атомів хлору. Два атоми хлору в молекулі Cl 2 утворюють ковалентний зв'язок по обмінному механізму, поєднуючи свої неспарені 3 р-Електрони. Крім того, відбувається перекриття 3 р-орбіталі атом Cl-1, на якій є пара електронів, і вакантної 3 d-орбіталі атома Cl-2, а також перекривання 3 р-орбіталі атом Cl-2, на якій є пара електронів, і вакантної 3 d-орбіталі атома Cl-1 Дія дативного механізму призводить до збільшення міцності зв'язку. Тому молекула Cl 2 є міцнішою, ніж молекула F 2 , в якій ковалентний зв'язок утворюються тільки за обмінним механізмом:
При визначенні геометричної форми хімічної частки слід враховувати, що пари зовнішніх електронів центрального атома, у тому числі й не утворюють хімічний зв'язок, розташовуються у просторі якнайдалі один від одного.
При розгляді ковалентних хімічних зв'язків нерідко використовують поняття про гібридизацію орбіталей центрального атома – вирівнювання їхньої енергії та форми. Гібридизація є формальним прийомом, який застосовується для квантово-хімічного опису перебудови орбіталей у хімічних частинках порівняно з вільними атомами. Сутність гібридизації атомних орбіталей полягає в тому, що електрон поблизу ядра зв'язаного атома характеризується не окремою атомною орбіталлю, а комбінацією атомних орбіталей з однаковим квантовим числом. Така комбінація називається гібридною (гібридизованою) орбіталлю. Як правило, гібридизація зачіпає лише вищі та близькі за енергією атомні орбіталі, зайняті електронами.
В результаті гібридизації з'являються нові гібридні орбіталі (рис.24), які орієнтуються у просторі таким чином, щоб розташовані на них електронні пари (або неспарені електрони) виявилися максимально віддаленими один від одного, що відповідає мінімуму енергії міжелектронного відштовхування. Тому тип гібридизації визначає геометрію молекули чи іона.
ТИПИ ГІБРИДИЗАЦІЇ
| Тип гібридизації | Геометрична форма | Кут між зв'язками | Приклади |
| sp | лінійна | 180 o | BeCl 2 |
| sp 2 | трикутна | 120 o | BCl 3 |
| sp 3 | тетраедрична | 109,5 o | CH 4 |
| sp 3 d | тригонально-біпірамідальна | 90 o; 120 o | PCl 5 |
| sp 3 d 2 | октаедричні | 90 o | SF 6 |
У гібридизації беруть участь як зв'язувальні електрони, а й неподілені електронні пари. Наприклад, молекула води містить два ковалентні хімічні зв'язки між атомом кисню та двома атомами водню.
Крім двох пар електронів, спільних з атомами водню, атом кисню має дві пари зовнішніх електронів, що не беруть участі в утворенні зв'язку (неподілені електронні пари). Усі чотири пари електронів займають певні області у просторі навколо атома кисню.
Оскільки електрони відштовхуються один від одного, електронні хмари розташовуються на більшій відстані один від одного. При цьому в результаті гібридизації змінюється форма атомних орбіталей, вони витягнуті та спрямовані до вершин тетраедра. Тому молекула води має кутову форму, а кут між зв'язками кисень-водень дорівнює 104,5 o .
Для передбачення типу гібридизації зручно використовувати донорно-акцепторний механізмутворення зв'язку: відбувається перекриття порожніх орбіталей менш електронегативного елемента і орбіталей більш електронегативного елемента з парами електронів, що знаходяться на них. При складанні електронних конфігурацій атомів враховують їх ступеня окислення− умовне число, що характеризує заряд атома в поєднанні, розрахований виходячи з припущення іонної будови речовини.
Щоб визначити тип гібридизації та форму хімічної частинки, надходять таким чином:
Наявність π-зв'язків не впливає на тип гібридизації. Однак наявність додаткового зв'язування може призвести до зміни валентних кутів, оскільки електрони кратних зв'язків сильніше відштовхуються один від одного. З цієї причини, наприклад, валентний кут молекули NO 2 ( sp 2 -гібридизація) збільшується від 120 o до 134 o .
Кратність зв'язку азот-кисень у цій молекулі дорівнює 1,5, де одиниця відповідає одному σ-зв'язку, а 0,5 дорівнює відношенню числа орбіталей атома азоту, що не беруть участі в гібридизації (1) до активних електронних пар, що залишилися, у атома кисню, що утворюють π-зв'язку (2). Таким чином, спостерігається справакалізація π-зв'язків (делокалізовані зв'язки – ковалентні зв'язки, кратність яких не може бути виражена цілим числом).
В разі sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 d 2 гібридизації вершини в багатограннику, що описує геометрію хімічної частинки, рівноцінні, і тому кратні зв'язки та неподілені пари електронів можуть займати будь-які з них. Однак sp 3 d-гібридизації відповідає тригональна біпіраміда, В якій валентні кути для атомів, розташованих у підставі піраміди (екваторіальної площини), дорівнюють 120 o , а валентні кути за участю атомів, розташованих у вершинах біпіраміди, дорівнюють 90 o . Експеримент показує, що неподілені електронні пари завжди розміщуються в екваторіальній площині тригональної біпіраміди. На цій підставі робиться висновок, що вони вимагають більше вільного простору, ніж пари електронів, що беруть участь у освіті зв'язку. Прикладом частинки з таким розташуванням електронної пари неподіленої є тетрафторид сірки (рис. 27). Якщо центральний атом одночасно має неподілені пари електронів і утворює кратні зв'язки (наприклад, у молекулі XeOF 2), то у випадку sp 3 d-Гібридизації саме вони розташовуються в екваторіальній площині тригональної біпіраміди (рис. 28).
Ідеальний ковалентний зв'язок існує лише в частках, що складаються з однакових атомів (Н2, N2 і т.д.). Якщо утворюється зв'язок між різними атомами, то електронна щільність зміщується одного з ядер атомів, тобто відбувається поляризація зв'язку. Характеристикою полярності зв'язку є її дипольний момент.
Дипольний момент молекули дорівнює векторній сумі дипольних моментів її хімічних зв'язків (з огляду на наявність неподілених пар електронів). Якщо полярні зв'язки розташовані в молекулі симетрично, то позитивні та негативні заряди компенсують один одного і молекула в цілому є неполярною. Так відбувається, наприклад, з молекулою діоксиду вуглецю. Багатоатомні молекули з несиметричним розташуванням полярних зв'язків (і, отже, електронної густини) є загалом полярними. Це стосується, зокрема, молекули води.
На результуюче значення дипольного моменту молекули може вплинути неподілена пара електронів. Так, молекули NH 3 та NF 3 мають тетраедричну геометрію (з урахуванням неподіленої пари електронів). Ступені іонності зв'язків азот-водень та азот-фтор становлять 15 і 19%, відповідно, а їх довжини - 101 і 137 пм, відповідно. Виходячи з цього, можна було б зробити висновок про більший дипольний момент NF3. Проте експеримент показує протилежне. При більш точному передбаченні дипольного моменту слід враховувати напрямок дипольного моменту неподіленої пари (рис. 29).
ВИКОРИСТАННЯ НОВИХ ІНФОРМАЦІЙНИХ
ТЕХНОЛОГІЙ НА УРОКАХ ХІМІЇ
Час швидко біжить уперед, і якщо раніше школа потребувала створення теоретичної бази та навчально-методичного забезпечення, то зараз є все необхідне для того, щоб підвищити ефективність її роботи. І це велика заслуга національного проекту «Освіта». Звичайно, ми, педагоги, маємо великі труднощі в плані освоєння сучасних технологій. Дається взнаки наше невміння працювати з комп'ютером, а щоб його освоїти, потрібна велика кількість часу. Але все одно дуже цікаво, цікаво! Тим більше, що результат очевидний. Дітям цікаво на уроках, різноманітні заняття проходять дуже швидко та пізнавально.
Люди нерідко думають, що хімія шкідлива та небезпечна. Ми часто чуємо: «Екологічно чисті продукти!», «Чув, що вас хімією труять!»... Але ж це не так! Перед нами, вчителями хімії, стоїть завдання - переконати школярів у тому, що хімія - наука, що творить, що це продуктивна сила суспільства, а її продукти використовуються у всіх галузях промисловості, сільського господарстваі без хімізації неможливий подальший розвиток цивілізації.
Повсюдне використання хімічних засобів, речовин, методів і технологічних прийомів вимагає високоосвічених фахівців, мають солідну основу хімічних знань. Для цього у нашій школі існує профільний хіміко-біологічний клас, який забезпечує якісну підготовку школярів до продовження хімічної освіти. Для того, щоб учні у старших класах обирали саме цей профіль, у 9-му класі існує елективний курс «Хімія в побуті», мета якого – допомогти хлопцям ознайомитися з професіями, пов'язаними безпосередньо з предметами хімії та біології. Навіть якщо учні не виберуть хіміко-біологічний профіль у старших класах, то знання про речовини, з якими вони постійно зустрічаються у побуті, знадобляться у житті.
На заняттях курсу перше місце відводиться лекціям. Під час підготовки до них я використовую інформаційні інтернет-ресурси. Багато ілюстрацій, схем, відеоколекцій, матеріалів лабораторних робіт, слайдів відображаються на екрані, і на їх основі я веду свою розповідь. Моя технологія пояснення суттєво змінилася. Хлопцям дуже цікаво, вони слухають оповідання з великою увагою та бажанням.
Хімія – наука експериментальна. Багато часу приділяється для лабораторних занять. Але буває так, що деяких реактивів у лабораторії немає і на допомогу приходить віртуальна лабораторія. За допомогою спеціальної програми учні можуть здійснити віртуальний експеримент. Хлопці вивчають дію синтетичних миючих засобівна різні видитканин, розчинність у воді мінеральних добрив, середовище їхнього розчину, якісний склад їжі (вуглеводи, білки, жири). За допомогою комп'ютера вони ведуть свій власний експериментальний щоденник, де фіксують тему лабораторної роботи, свої спостереження, висновки щодо правильного застосування цих речовин у побуті. Переваги віртуальної лабораторії - це безпека, відсутність необхідності в лабораторному обладнанні та й тимчасові витрати мінімальні.
Наприкінці курсу хлопці мають здати залік з будь-якої вивченої теми. Перед ними стоїть завдання – вибрати, в якій формі підбити підсумок. Найтрадиційніша - залік у вигляді реферату, повідомлення або доповіді. Для підготовки дітей використовують матеріали інтернет-ресурсів. У цьому, звичайно, я допомагаю їм: чітко ставлю завдання, сформулювавши при цьому питання, на які учні мають відповісти, вказую адресу сайту з інформацією на відповідну тему.
Але ця форма вже застаріла, і деякі хлопці почали обирати проектну діяльність. Працюють індивідуально, групами, колективами. Пошук інформації не обходиться без можливостей Інтернету. Перш ніж випустити їх у вільний пошук, даю їм орієнтування: прийом пошуку, ключові слова, фрази, назви пошукових систем, робота з якими може бути корисною, адреси сайтів в Інтернеті.
Діти також обирають залік у вигляді гри, завдання та вправи до якої вони розробляють самі. Це може бути залік-вертушка, «Розумники та розумниці», «Як стати мільйонером?», «Що? Де? Коли?» різні головоломки.
Презентацію отриманого продукту теж влаштовую із залученням дистанційних технологій. Розмістивши результати діяльності в Інтернеті на сайті школи або класу, учні отримують можливість оцінити свою працю не лише за допомогою своїх однокласників, а й хлопців та вчителів з інших шкіл, обговорити ці результати, подивитися на них іншими очима.
З погляду нової медійної педагогіки ми живемо у надзвичайно цікавий час. Швидке впровадження сучасних технологій змушує нас підійти по-новому до старих позицій. Передпрофільне навчання у нас у школі існує чотири роки, і щоразу я переглядаю хід уроків, т.к. відкриваються нові перспективи, намічаються плідні зв'язки між традиційними методами навчання та новими завданнями суспільства, інформацією та знаннями. Справді, медійна освіта стала частиною загальної освіти. При цьому у хлопців розвиваються комунікативні здібності, інтерес до нових технологій, захопленість, індивідуальна активність, творчість, вони активно співпрацюють, обмінюються власною думкою.
Я переконана, що використання інформаційних технологій може забезпечити розвинену навчальну культуру. Це успіх у викладанні та навчанні. Застосовуйте інформаційні технології! Переходьте від старих форм занять, що втратили свою ефективність, до нових, просунутих і сучасних!
Використання нових інформаційних технологій у навчальному процесі можна проілюструвати на прикладі одного з уроків загальної хімії в 11-му класі.
Механізм освіти та властивості ковалентного зв'язку
Ціль уроку.Згадати з курсу 8-го класу механізм утворення ковалентного зв'язку, вивчити донорно-акцепторний механізм та властивості ковалентного зв'язку.
Устаткування. Таблиця електронегативності хімічних елементів, кодограми ст- та л-зв'язків, навчальний диск «Загальна хімія» із серії навчальних програм Кирила та Мефодія зі схемами та моделями молекул, шарострижневі моделі молекул, робоча картка із завданнями та тестами, інтерактивна дошка, комп'ютер, завдання для закріплення та контролю знань з дистанційним керуванням.
Хід уроку
Лекція проводиться за допомогою навчального диска "Загальна хімія".
Повторення пройденого матеріалу
Згадати з учнями, рахунок чого утворюється зв'язок між атомами неметалів. Виконати завдання 1, 2 на робочій картці (див. Додаток).
Вивчення нового матеріалу
Механізм утворення ковалентного зв'язку:
а) обмінний (з прикладу Н 2 , Cl 2 , НС1);
б) донорно-акцепторний (з прикладу NH 4 C1).
Відразу ж учні записують домашнє завдання на полях: Зобразити утворення іона гідроксонію Н 3 Про + з іона Н + та молекули води.
Види ковалентного зв'язку: полярна та неполярна (за складом молекули).
Властивості ковалентного зв'язку.
Кратність(Одинарна, полуторна, подвійна, потрійна).
Енергія зв'язку- це кількість енергії, що виділяється при утворенні хімічного зв'язку або витрачається на її розрив.
Довжина зв'язку- це відстань між ядрами атомів у молекулі.
Енергія та довжина зв'язку між собою взаємопов'язані. Показати на прикладі, як ці властивості взаємопов'язані, як вони впливають на міцність молекули (проеціювати на дошку):
Зі збільшенням числа зв'язків між атомами в молекулі довжина зв'язку зменшується, а її енергія збільшується, наприклад (проеціювати на дошку):Насичуваність- це здатність атомів утворювати певну та обмежену кількість зв'язків. Показати на прикладах шарострижневих
молекул Cl2, Н2О, СН4, HNО3.
Спрямованість.Розглянути малюнки перекривання електронних хмар при утворенні σ- та π-зв'язків, проектувати на дошку (рис.).
Закріпити завдання 6, 7 на робочій картці (див. додаток).
Невелика перерва!
1. Почнемо ж список по порядку,
Бо перший елемент.
(Він утворює, до речі, воду –
Дуже суттєвий момент).
Молекулу його представимо
Зручною формулою Н2.
Багатозначно додамо –
Немає у світі легше речовини!
2. N 2 – молекула азоту.
Відомо, він безбарвний
газ. Чимало знань, але давайте
Поповнимо все ж таки їх запас.
3. Він скрізь і скрізь:
І в камені, у повітрі, у воді,
Він і в ранковій росі,
І в небесах блакиті.
(Кисень.)
4. Грибники знайшли у лісі невелике болото, з якого виривалися місцями бульбашки газу. Від сірника газ спалахнув, і полум'я, що слабо світилося, стало блукати по болоту. Що це за газ? (Метан.)
Продовження уроку.
Поляризованість- це здатність ковалентного зв'язку змінювати свою полярність під дією зовнішнього електричного поля (звернути увагу на такі різні поняття, як полярність зв'язку та поляризованість молекули).
Закріплення вивченого матеріалу
Контроль з вивченої теми здійснюється за допомогою пультів дистанційного керування.
Опитування проводиться протягом 3 хв., 10 питань ціною в один бал, на відповідь приділяється 30 сек., питання проектуються на інтерактивну дошку. При наборі 9-10 балів – оцінка «5», 7-8 балів – оцінка «4», 5-6 балів – оцінка «3».
Питання для закріплення
1. Зв'язок, який утворюється за рахунок загальних електронних пар, називається:
а) іонної; б) ковалентною; в) металевої.
2. Ковалентний зв'язок утворюється між атомами:
а) металів; б) неметалів; в) металу та неметалу.
3. Механізм утворення ковалентного зв'язку за рахунок неподіленої електронної пари одного атома та вільної орбіталі іншого називається:
а) донорно-акцепторний; б) інертний; в) каталітичний.
4. У якій із молекул ковалентний зв'язок?
a) Zn; б) Сu Про; в) NH3.
5. Кратність зв'язку в молекулі азоту дорівнює:
а) трьох; б) двом; в) одиниці.
6. Довжина зв'язку найменша у молекулі:
a) H 2 S; б) SF 6; в) SO 2; г) SOr
7. При перекриванні електронних хмар уздовж осі, що з'єднує ядра атомів, що взаємодіють, утворюється:
а) σ-зв'язок; б) π-зв'язок; в) ρ-зв'язок.
8. У атома азоту можливе число неспарених електронів:
а) 1; б)2; у 3.
9. Міцність зв'язку збільшується у ряду:
a) H 2 O - H 2 S; 6) NH 3 - PH 3; в) CS 2 - C Про 2; г) N 2 – O 2
10. Гібридна s-орбіталь має форму:
а) кулі; б) неправильної вісімки; в) правильної вісімки.
Результати відразу відображаються на екрані, робимо звіт щодо кожного питання.
Розбір домашнього завдання (див. додаток – робочу картку), § 6 підручника О.С.Габрієляна, Г.ГЛисова «Хімія. 11 клас» (М.: Дрофа, 2006), конспект у зошиті.
додаток
Робоча картка
1. Співвіднесіть назви речовини та тип зв'язку.
1) Хлорид калію;
2) кисень;
3) магній;
4) тетрахлорметан.
а) Ковалентна неполярна;
б) іонна;
в) металева;
г) ковалентна полярна.
2. Між атомами яких елементів хімічний зв'язок матиме іонний характер?
a) NnO; б) Si та С1; в) Na та Про; г) Р і Вr.
3. Довжина зв'язку виражається в:
а) нм; б) кг; в) дж; г) м3.
4. Де хімічний зв'язок найбільш міцний: у молекулі Сl 2 або О 2?
5. У якій молекулі більша міцність водневого зв'язку: Н 2 Про чи H 2 S?
6. Продовжіть пропозицію: «Зв'язок, утворений перекриттям електронних хмар по лінії, що з'єднує ядра атомів, називається ................. ......»,
7. Замалюйте схеми перекривання електронних орбіталей під час утворення π-зв'язку.
8. Домашнє завдання. «Загальна хімія в тестах, завданнях, вправах» О.С.Габрієляна (М: Дрофа, 2003), робота 8А, варіант 1, 2.
Ковалентний зв'язок Механізм освіти за Льюїсом.
Зв'язок між атомами виникає при перекриванні їх атомних орбіталей із заснуванням молекулярних орбіталей (МО). Розрізняють два механізми утворення ковалентного зв'язку.
ОБМІННИЙ МЕХАНІЗМ - у освіті зв'язку беруть участь одноелектронні атомні орбіталі, тобто. кожен з атомів надає у спільне користування по одному електрону:
ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНИЙ МЕХАНІЗМ - утворення зв'язку відбувається за рахунок пари електронів атома-донора та вакантної орбіталі атома-акцептора: \\
Характеристики ковалентного зв'язку не залежить від механізму її утворення.
Властивості ковалентного зв'язку: насичуваність, спрямованість, гібридизація, кратність.
Особливостями ковалентного зв'язку є її спрямованість та насичуваність. Оскільки атомні орбіталі просторово орієнтовані, то перекриття електронних хмар відбувається за певними напрямами, що зумовлює спрямованість ковалентного зв'язку. Кількісно спрямованість виявляється у вигляді валентних кутів між напрямами хімічного зв'язку в молекулах і твердих тілах. Насичення ковалентного зв'язку викликається обмеженням числа електронів, що знаходяться на зовнішній оболонках, які можуть брати участь в утворенні ковалентного зв'язку.
Властивості КС:
1. Міцність КС– це властивості характеру довгого зв'язку (між'ядерний простір) та енергії енергією зв'язку.
2. Полярність КС. У молекулах, що містять ядра атомів одного і того ж елемента, одна або кілька пар електронів однаково належать обом атомам, кожне ядро атома з однаковою силою притягує пару електронів, що зв'язують. Такий зв'язок називається неполярним ковалентним зв'язком.
Якщо пара електронів, що утворюють хімічний зв'язок, зміщена до одного з ядер атомів, то зв'язок називають полярним ковалентним зв'язком.
3. Насичуваність КС– це здатність атома брати участь лише у певному числі КС, насичуваність характеризує валентністю атома. Кількісні заходи валентності явл. число не спарених електронів у атома в основному та у збудженому стані.
4. Спрямованість КС.Найбільш міцні КС утворюються у бік максимального перекривання атомних орбіталей, тобто. мірою спрямованості є валентний кут.
5. Гібридизація КС -при гібридизації відбувається усунення атомних орбіталей, тобто. відбувається вирівнювання по енергії та формою. Існує sp, sp 2 , sp 3 –гібридизація. sp –форма молекули лінійна (кут 180 0), sp 2 –форма молекули плоска трикутна (кут 120 0) , sp 3 -форма тетраедрична (кут 109 028).
6. Кратність КС або справаколізація зв'язку– Число зв'язків, що утворюються між атомами, називається кратністю (порядком)зв'язку. Зі збільшенням кратності (порядку) зв'язку змінюється довжина зв'язку та його енергія.
Білет №11
Білет №12
Білет №13
Білет №14
Білет №15.
ЕКЗАМЕНАЦІЙНИЙ КВИТОК № 11
Окисно-відновні реакції. Ступінь окислення елемента. Приклади окислювачів та відновників.
Метод валентних зв'язків (МВС). Обмінний та донорно-акцепторний механізми утворення ковалентного зв'язку.
Відповідь:
Окисно-відновні реакції(ОВР) – реакції, що йдуть зі зміною в.о. атомів.Окислювально-відновні реакції - це хімічні реакції, що протікають із зміною ступенів окислення атомів, що входять до складу реагуючих речовин, що реалізуються шляхом перерозподілу електронів між атомом-окислювачем і атомом-відновником.
Ступінь окислення(С.о.) – заряд, який приписується атому, вважаючи його іоном
Окислювач (Ox) – приймає електрони.
Відновник (Red) – віддає електрони
Ox 1 + Red 2 Red 1 + Ox 2
Ox1 + ne– → Red1
Cu2+ + 2e– → Cu0
CuSO 4+Zn → ZnSO 4+Cu
Red2 – ne– → Ox2
Zn0 – 2e– → Zn2+
|
Обмінний А + BА : У |
Донорно-акцепторний А : +ВА : У BF 3 + F – – : NH 3 + H + + |
МВС дозволяє розрізняти три механізми утворення ковалентного зв'язку: обмінний, донорно-акцепторний, дативний.
Обмінний механізм. До нього відносять ті випадки утворення хімічного зв'язку, коли кожен з двох атомів, що зв'язуються, виділяє для усуспільнення по одному електрону, як би обмінюючись ними. Для зв'язування ядер двох атомів потрібно, щоб електрони перебували у просторі між ядрами. Ця область у молекулі називається областю зв'язування (область найбільш можливого перебування електронної пари в молекулі). Щоб відбувся обмін не спареними електронами, у атомів необхідне перекривання атомних орбіталей. У цьому полягає дія обмінного механізму освіти ковалентного хімічного зв'язку. Атомні орбіталі можуть перекриватися тільки в тому випадку, якщо вони мають однакові властивості симетрії щодо між'ядерної осі.
|
|
Донорно-акцепторний механізм пов'язаний із передачею неподіленої пари електронів від одного атома на вакантну атомну орбіталь іншого атома. Наприклад, освіта іона - :
Вакантна р-АТ в атомі бору в молекулі BF 3 акцептує пару електронів від фторид-іону (донор). У аніоні, що утворився, чотири ковалентні зв'язки В-F рівноцінні по довжині і енергії. У вихідній молекулі всі три зв'язку В-F утворилися за обмінним механізмом.
Атоми, зовнішня оболонка яких складається лише з s-або р-електронів, можуть бути донорами, або акцепторами неподіленої пари електронів. Атоми, у яких валентні електрони перебувають і на d-АТ, можуть одночасно виступати і ролі донорів, й у ролі акцепторів. Щоб розрізнити ці два механізми запровадили поняття дативного механізму освіти зв'язку.
Другий закон термодинаміки. Ентропія, її фізичний зміст та способи обчислення. Зміна ентропії системи як імовірнісний критерій напряму перебігу процесу.
Осмос. Осмотичний тиск. Закон Вант-Гоффа для розчинів неелектролітів.
Відповідь:
Другий закон термодинаміки
У ізольованісистемі мимовільний процес можливий лише зі збільшенням ентропії.
