24. Кратные связи. Механизм образования двойных и тройных связей, σ- и π- связи. Энергия и длина связи.

Двойные и тройные связи имеют общее название: кратные связи

π-Связи – это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. s-Облака не могут образовать π-связи. В образовании π-связей могут участвовать p- и d-облака. π-Связь образуется в тех случаях, когда между двумя атомами возникает две или три общие электронные пары. σ – связь образуется за счёт перекрывания электронных облаков по линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов

Число общих электронных пар между связанными атомами характеризует кратность связи.

Если связь между двумя атомами образована двумя общими электронными парами, то такая связь называется двойной связью. Любая двойная связь состоит из одной σ-связи и одной π-связи.

Если связь между двумя атомами образована тремя общими электронными парами, то такая связь называется тройной связью. Любая тройная связь состоит из одной σ-связи и двух π-связей.

• Энергия связи – это энергия, необходимая для разрыва химической связи во всех молекулах, составляющих один моль вещества, или выигрыш в энергии при образовании соединения из отдельных атомов (E_св). Чем больше энергия химической связи, тем прочнее сама связь, тем устойчивее молекула. Наиболее прочными являются ионные и ковалентные связи. Металлическая связь, как правило, несколько слабее ионных и ковалентных связей. Энергия водородной связи очень небольшая.

• Длина связи равна расстоянию между ядрами взаимодействующих атомов в соединении. Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. Имеется определенная корреляция между длиной и энергией связи: с уменьшением длины связи обычно растет энергия связи и соответственно устойчивость молекул к распаду или воздействию других веществ.

25. Водородная связь. Биологическое значение водородной связи.

Водородная связь – разновидность донорно-акцепторной связи, невалентное взаимодействие между атомом водорода H и более электроотрицательным атомом другой молекулы или функциональной группы той же молекулы. Результатом таких взаимодействий являются комплексы различной степени стабильности. Энергия водородной связи значительно меньше энергии обычной ковалентной связи. Однако этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, то есть их объединение в димеры или полимеры. Именно ассоциация молекул служит причиной аномально высоких температур плавления и кипения таких веществ, как фтороводород, вода, аммиак. Аномально высокая электропроводность и теплоёмкость воды, а также теплопроводность многоатомных спиртов обеспечивается многочисленными водородными связями. Одна молекула воды может образовать до четырёх классических водородных связей с соседями.

Водородная связь в значительной мере определяет свойства и таких биологически важных веществ, как белки и нуклеиновые кислоты.

26. Комплексообразование и комплексные соединения. Строение ком­плексных соединений.

Комплексные соединения — это соединения, характеризующиеся наличием хотя бы одной ковалентной связи, возникшей по донорно-акцепторному механизму. Например, Калий железосинеродистый: K₃[Fe(CN)₆]. Образование КС происходит за счет не поделённых электронных пар лигандов-доноров и свободных орбиталей комплексообразователя-акцептора. Свойства и строение КС объясняет теория А. Вернерa. Она наиболее удачно объясняет их свойства и строение.

Суть теории:

1) центральное место в комплексном соединении занимает комплексообразователь — обычно положительно заряженный ион (чаще всего металл);

2) вокруг комплексообразователя расположены или координированы лиганды, т. е. ионы противоположного знака или нейтральные молекулы;

3) комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного соединения;

4) ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, составляют внешнюю сферу комплексного соединения. По общепринятым обозначениям внутренняя сфера отделяется от внешней квадратными скобками.

27. Диссоциация комплексных соединений. Константы устойчивости и константы нестойко­сти.

Диссоциация комплексного иона характеризуют константа нестойкости Кн и константа устойчивости Ку. Константа нестойкости - это константа диссоциации комплексного иона. Константа нестойкости и константа устойчивости характеризуют прочность КС. Чем больше Ку и меньше Кн тем прочнее комплексный ион. Прочность комплексных ионов зависит от природы комплекса, температуры и концентрации раствора. Разбавление и нагревание раствора вызывает разложение комплексного иона. Для характеристики прочности (устойчивости) комплексов применяют также величину, обратную константе нестойкости, ее называют константой устойчивости (К_уст) или константой образования комплекса: