Одиннадцатый класс
  1. Основные концепции химии  1.1. Важность химии  1.2. Природа и область химии  1.3. законы химического соединения  1.3.1. Закон сохранения массы  1.3.2. Закон постоянства состава  1.3.3. Закон кратных отношений  1.3.4. Закон объемов газов  1.3.5. Закон Авогадро  1.4. Атомная теория Дальтона  1.5. Понятие моля и молярная масса  1.6. Процентный состав  1.7. Эмпирическая и молекулярная формула  1.8. Стехиометрия и стехиометрические расчеты  1.9. Концепция ограничивающего реагента
  2. Структура атома  2.1. Открытие электрона, протона и нейтрона  2.2. Атомная модель  2.2.1. Модель Томсона  2.2.2. Модель Резерфорда  2.2.3. Модель Бора  2.3. Квантово-механическая модель атома  2.4. Двойственная природа материи и излучения  2.5. Принцип неопределенности Гейзенберга  2.6. Квантовые числа  2.7. Атомные орбитали и их формы  2.8. Электронная конфигурация элементов  2.9. Aufbau principle  2.10. Принцип запрета Паули  2.11. Правило максимальной мультиплетности Хунда  2.12. Гипотеза де Бройля  2.13. Фотоэлектрический эффект
  3. Классификация элементов и периодичность в свойствах  3.1. Историческое развитие периодической таблицы  3.2. Современный периодический закон и периодическая таблица  3.3. Периодические тенденции в свойствах  3.3.1. Атомный и ионный радиус  3.3.2. Энтальпия ионизации  3.3.3. Энтальпия присоединения электрона  3.3.4. Электроотрицательность  3.3.5. Валентность  3.3.6. Металлические и неметаллические свойства  3.3.7. Степени окисления  3.4. Unusual Properties of the First Elements
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Подход Косселя – Льюиса к химической связи  4.2. Ionic or electrovalent bond  4.3. Ковалентная связь и ее особенности  4.4. Параметры связи  4.5. Теория ВСЭПР  4.6. Теория валентных связей  4.7. Hybridization and its types  4.8. Теория молекулярных орбиталей  4.8.1. Порядок связей и стабильность  4.9. Водородная связь
  5. Состояния вещества  5.1. Межмолекулярные силы  5.2. Газовые законы  5.2.1. Закон Бойля  5.2.2. Закон Шарля  5.2.3. Закон Авогадро  5.2.4. Dalton's law of partial pressure  5.2.5. Закон диффузии Грэма  5.3. Уравнение идеального газа и его применения  5.4. Реальные газы и отклонения от идеального поведения  5.5. Кинетическая теория газов  5.6. Сжижение газов  5.7. Свойства жидкостей  5.8. Поверхностное натяжение и вязкость
  6. термодинамика  6.1. Система и окружающая среда  6.2. Типы систем в термодинамике  6.3. Виды процедур  6.4. Первый закон термодинамики  6.5. Внутренняя энергия и энтальпия  6.6. Теплоемкость и удельная теплоемкость  6.7. Закон постоянной суммы теплот Гесса  6.8. Энтальпия диссоциации связей  6.9. Энтальпия образования и сгорания  6.10. Энтальпия раствора и нейтрализации  6.11. Спонтанность и второй закон термодинамики  6.12. Свободная энергия Гиббса и ее применения
  7. Balance  7.1. Концепция равновесия  7.2. Константа равновесия и ее приложения  7.3. Принцип Ле Шателье  7.4. Ионное равновесие в растворах  7.5. Теория кислот и оснований  7.5.1. Концепция Аррениуса  7.5.2. Концепция Бренстеда-Лоури  7.5.3. Концепция Льюиса  7.6. Шкала pH и pOH  7.7. Эффект общего иона  7.8. Гидролиз солей  7.9. Буферные растворы и их механизм действия  7.10. Равновесие растворимости малорастворимых солей
  8. Редокс-реакции  8.1. Концепции окисления и восстановления  8.2. Степень окисления и её применения  8.3. Окислительно-восстановительные реакции в терминах передачи электронов  8.4. Балансировка окислительно-восстановительных реакций (методы чисел окисления и ионо-электронный метод)  8.5. Типы окислительно-восстановительных реакций  8.6. Электрохимические ячейки и окислительно-восстановительные реакции
  9. Водород  9.1. Положение водорода в периодической таблице  9.2. Изотопы водорода  9.3. Получение водорода  9.4. Свойства водорода  9.5. Гидриды и их классификация  9.6. Вода и тяжёлая вода  9.7. Перекись водорода и ее свойства  9.8. Использование водорода и его соединений
  10. Элементы s-блока (щелочные и щелочноземельные металлы)  10.1. Элементы группы 1 - свойства и тенденции  10.2. Элементы группы 2 - свойства и тенденции  10.3. Необычные свойства лития и бериллия  10.4. Важные соединения натрия и их применения  10.5. Важные соединения магния и кальция
  11. Некоторые элементы p-блока  11.1. Общее введение в элементы р-блока  11.2. Элементы группы 13  11.2.1. Бор и его соединения  11.3. Элементы группы 14  11.3.1. Углерод и его аллотропы  11.3.2. Важные соединения углерода и кремния
  12. Органическая химия - Некоторые основные принципы и техники  12.1. Классификация и номенклатура органических соединений  12.2. Структурное представление органических соединений  12.3. Классификация органических реакций  12.4. Электронные эффекты в органической химии  12.4.1. Индуктивный эффект  12.4.2. Резонансный эффект  12.4.3. Гиперконъюгация  12.5. Механизм реакции и промежуточные виды  12.6. Очистка и качественный анализ органических соединений
  13. Углеводороды  13.1. Углеводороды  13.1.1. Получение и свойства алкенов  13.2. алкены  13.2.1. Preparation and Properties of Alkenes  13.2.2. Электрофильные реакции присоединения  13.3. Алкины  13.3.1. Подготовка и свойства алкинов  13.4. Ароматические углеводороды  13.4.1. Структура и свойства бензола  13.4.2. Электрофильные реакции замещения бензола
  14. Экологическая химия  14.1. Загрязнение окружающей среды  14.2. Атмосферное загрязнение и парниковый эффект  14.3. Загрязнение воды и методы очистки  14.4. Загрязнение почвы и его последствия  14.5. Промышленные отходы и их обработка  14.6. Стратегии контроля загрязнения

Одиннадцатый класс → Chemical Bonding and Molecular Structure ↓


Теория ВСЭПР


Теория отталкивания электронных пар валентной оболочки (ВСЭПР) — это простой, но эффективный метод, используемый в химии для предсказания формы или геометрии молекул. Эта теория, предложенная Рональдом Гиллеспи и Рональдом Найхолмом в начале 1960-х годов, является основополагающей для понимания молекулярных структур, определяемых взаимодействиями электронных пар вокруг центрального атома в молекуле.

Основы теории ВСЭПР

Теория ВСЭПР основана на нескольких фундаментальных принципах, которые направляют предсказание молекулярных форм:

  1. Электронные пары, как связанные, так и несвязанные (одиночные пары), отталкивают друг друга и, следовательно, располагаются так далеко друг от друга вокруг центрального атома, как это возможно.
  2. Геометрия молекулы определяется количеством и типом электронных пар, находящихся вокруг центрального атома.
  3. Несвязанные пары оказывают большее отталкивание, чем связанные пары, вызывая отклонение углов связей от их идеальных значений.

Типы электронных пар

Прежде чем мы исследуем молекулярные формы, необходимо понять два типа электронных пар, учитываемых в теории ВСЭПР:

  • Связывающая пара: Эти пары разделяются между двумя атомами для образования ковалентной связи.
  • Несвязанные пары (одиночные пары): Эти пары не разделяются между атомами, а принадлежат одному и тому же атому, что обычно больше влияет на форму из-за их силы отталкивания.

Общая молекулярная геометрия

Ниже приведены общие молекулярные геометрии в соответствии с теорией ВСЭПР вместе с визуальными примерами:

Линейная геометрия

AB

Молекулы типа AB 2 имеют линейную геометрию, где два атома B находятся на расстоянии 180 градусов от центрального атома A. Примером этого является углекислый газ, CO 2.

Тригональная плоская геометрия

ABB

Молекулы, такие как BF 3, имеют тригональную плоскую геометрию. Здесь атомы B расположены на расстоянии 120 градусов в одной плоскости.

Тетраэдрическая геометрия

ABBB

Тетраэдрическая геометрия, с углом связи около 109,5°, наблюдается в молекулах, таких как метан, CH 4.

Влияние одиночных пар

Одиночные пары важны для определения формы молекулы. Они занимают больше места из-за увеличенного отталкивания, что приводит к отклонениям углов связей:

Угловая геометрия

Рассмотрим воду, H 2 O Наличие двух одиночных пар на кислороде сжимает угол связи между атомами водорода до примерно 104,5 градусов, тогда как ожидается 109,5 градусов в тетраэдрической структуре.

Треугольная пирамидальная геометрия

В аммиаке, NH 3, одиночная пара вызывает, что молекула принимает тригональную пирамидальную форму, уменьшая идеальный угол в 109,5° до около 107°.

Шаги для определения молекулярной геометрии с помощью ВСЭПР

  1. Напишите структуру Льюиса: Определите структуру, расположив электроны вокруг атомов, чтобы удовлетворить их октеты.
  2. Идентифицируйте электронные пары: Рассчитайте области электронной плотности (связанные и несвязанные) вокруг центрального атома.
  3. Определите геометрию электронных пар: Свяжите общее количество областей электронных пар с соответствующей геометрией.
  4. Учитывайте одиночные пары: Скорректируйте геометрию с учетом отталкивания от одиночных пар для определения фактической молекулярной формы.

Примеры предсказания молекулярной формы

Пример 1: Метан (CH 4)

Структура Льюиса: Углерод — центральный атом с четырьмя атомами водорода, присоединенных к нему. На углероде не найдено одиночной пары.

Классификация: Четыре связывающие пары, соответствующие тетраэдрической геометрии.

Форма: Тетраэдрическая, угол связи около 109,5°.

Пример 2: Диоксид серы (SO 2)

Структура Льюиса: Сера — центральный атом с одиночной парой и связана с двумя атомами кислорода.

Классификация: Две связывающие пары и одна одиночная пара дают начальную геометрию тригональной плоскости.

Форма: Угловая или V-образная из-за отталкивания одиночной пары, угол связи около 119 градусов.

Применения в химии

Теория ВСЭПР бесценна для предсказания молекулярной геометрии в ковалентных соединениях. Это понимание важно для определения физических свойств соединения, реактивности и проектирования новых химических веществ в лабораторных условиях. Понимание молекулярных форм помогает в открытии взаимодействий между различными молекулами, что является основополагающим в таких областях, как проектирование лекарств или синтез новых материалов.


Одиннадцатый класс → 4.5


U
username
0%
завершено в Одиннадцатый класс

← Предыдущий (4.4)
Параметры связи
Следующий (4.6) →
Теория валентных связей

Комментарии 



Теория ВСЭПР

https://www.chemistryelite.com/g11/4.5?ceal=ru