Compound Structure and Properties · ⁨Структура соединений и их свойства⁩

AP Chemistry · ⁨AP Химия⁩ · Topic 2 · ⁨Тема 2⁩

View Slides · ⁨Просмотр слайдов⁩ Train · ⁨Тренировать⁩

Video lesson for this topic · ⁨Видеоурок по этой теме⁩ Open the video page · ⁨Открыть страницу видео⁩

2.1

Types of Chemical Bonds · ⁨Типы химических связей⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 2.1.A: Explain the relationship between the type of bonding and the properties of the elements participating in the bond.

2.1.A.1 Electronegativity values for the representative elements increase going from left to right across a period and decrease going down a group. These trends can be understood qualitatively through the electronic structure of the atoms, the shell model, and Coulomb's law.
2.1.A.2 Valence electrons shared between atoms of similar electronegativity constitute a nonpolar covalent bond. For example, bonds between carbon and hydrogen are effectively nonpolar even though carbon is slightly more electronegative than hydrogen.
2.1.A.3 Valence electrons shared between atoms of unequal electronegativity constitute a polar covalent bond.
- i. The atom with a higher electronegativity will develop a partial negative charge relative to the other atom in the bond.
- ii. In single bonds, greater differences in electronegativity lead to greater bond dipoles.
- iii. All polar bonds have some ionic character, and the difference between ionic and covalent bonding is not distinct but rather a continuum.
2.1.A.4 The difference in electronegativity is not the only factor in determining if a bond should be designated as ionic or covalent. Generally, bonds between a metal and nonmetal are ionic, and bonds between two nonmetals are covalent. Examination of the properties of a compound is the best way to characterize the type of bonding.
2.1.A.5 In a metallic solid, the valence electrons from the metal atoms are considered to be delocalized and not associated with any individual atom.

Русский

Цель обучения 2.1.A: Объяснить связь между типом химической связи и свойствами элементов, участвующих в ней.

2.1.A.1 Значения электроотрицательности для представленных элементов увеличиваются слева направо в периоде и уменьшаются сверху вниз в группе. Эти закономерности можно качественно объяснить электронной структурой атомов, оболочковой моделью и законом Кулона.
2.1.A.2 Валентные электроны, общие для атомов с одинаковой электроотрицательностью, образуют неполярную ковалентную связь. Например, связи между углеродом и водородом являются фактически неполярными, хотя электроотрицательность углерода несколько выше, чем у водорода.
2.1.A.3 Валентные электроны, общие для атомов с разной электроотрицательностью, образуют полярную ковалентную связь.
- i. Атом с более высокой электроотрицательностью приобретает частичный отрицательный заряд по отношению к другому атому в связи.
- ii. В одинарных связях большие различия в электроотрицательности приводят к большему дипольному моменту связи.
- iii. Все полярные связи имеют некоторую ионную природу, а граница между ионной и ковалентной связью не является четкой, а представляет собой непрерывный спектр.
2.1.A.4 Разница в электроотрицательности — не единственный фактор при определении того, следует ли называть связь ионной или ковалентной. Как правило, связи между металлом и неметаллом являются ионными, а связи между двумя неметаллами — ковалентными. Анализ свойств соединения является лучшим способом характеристики типа химической связи.
2.1.A.5 В металлическом твердом теле валентные электроны атомов металла считаются делокализованными и не принадлежащими какому-либо отдельному атому.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

A chemical bond 化学键 is an attraction that holds atoms together. Which type forms depends on the atoms' electronegativities:

Ionic bond 离子键: electrons transfer from a metal to a nonmetal (large electronegativity difference).
Covalent bond 共价键: nonmetals share electrons (small difference). A big-but-not-huge difference gives a polar covalent 极性共价 bond.
Metallic bond 金属键: metal atoms share a "sea" of mobile electrons.

Русский

Кристаллы хлорида натрия: ионные твердые вещества образуют решетку из oppositely charged ионов

Химическая связь — это притяжение, удерживающее атомы вместе. Какой тип образуется, зависит от электроотрицательности атомов:

Ионная связь: металл передает свои валентные электроны неметаллу

Ионная связь: электроны передаются от металла к неметаллу (большая разница в электроотрицательности).
Ковалентная связь: неметаллы делят электроны (малая разница). Большая, но не слишком большая разница дает полярную ковалентную связь.
Металлическая связь: атомы металла разделяют «море» подвижных электронов.

Кристалл алмаза: гигантские ковалентные сети объясняют исключительную твердость и высокие температуры плавления

Explore · ⁨Исследовать⁩

Form an ionic bond by electron transfer · ⁨Образование ионной связи путём переноса электронов⁩

An ionic bond forms when a metal gives electrons to a non-metal, making oppositely charged ions that attract; a covalent bond shares electrons instead. · ⁨Ионная связь образуется, когда металл отдаёт электроны неметаллу, создавая oppositely charged ions, которые притягиваются; ковалентная связь образуется за счёт общего использования электронов.⁩

2.2

Intramolecular Force and Potential Energy · ⁨Межъядерные силы и потенциальная энергия⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 2.2.A: Represent the relationship between potential energy and distance between atoms, based on factors that influence the interaction strength.

2.2.A.1 A graph of potential energy versus the distance between atoms (internuclear distance) is a useful representation for describing the interactions between atoms. Such graphs illustrate both the equilibrium bond length (the separation between atoms at which the potential energy is lowest) and the bond energy (the energy required to separate the atoms).
2.2.A.2 In a covalent bond, the bond length is influenced by both the size of the atom's core and the bond order (i.e., single, double, triple). Bonds with a higher order are shorter and have larger bond energies.
2.2.A.3 Coulomb's law can be used to understand the strength of interactions between cations and anions.
- i. Because the interaction strength is proportional to the charge on each ion, larger charges lead to stronger interactions.
- ii. Because the interaction strength increases as the distance between the centers of the ions (nuclei) decreases, smaller ions lead to stronger interactions.

Русский

Цель обучения 2.2.A: Изобразить зависимость потенциальной энергии от расстояния между атомами на основе факторов, влияющих на силу взаимодействия.

2.2.A.1 График зависимости потенциальной энергии от расстояния между атомами (межъядерного расстояния) является удобным инструментом для описания взаимодействий между атомами. Такие графики иллюстрируют как равновесную длину связи (расстояние между атомами, при котором потенциальная энергия минимальна), так и энергию связи (энергию, необходимую для разделения атомов).
2.2.A.2 В ковалентной связи длина связи зависит как от размера ядра атома, так и от кратности связи (т.е. одинарной, двойной, тройной). Связи с большей кратностью короче и обладают большей энергией связи.
2.2.A.3 Закон Кулона может быть использован для объяснения силы взаимодействия между катионами и анионами.
- i. Поскольку сила взаимодействия пропорциональна заряду каждого иона, бо́льшие заряды приводят к более сильному взаимодействию.
- ii. Поскольку сила взаимодействия возрастает при уменьшении расстояния между центрами ионов (ядрами), меньшие размеры ионов приводят к более сильному взаимодействию.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

As two atoms approach, a potential energy 势能 curve captures the balance of attraction and repulsion. It dips to a minimum at the bond length 键长 (the stable separation) whose depth is the bond energy 键能. Shorter, stronger bonds sit in deeper, tighter wells; more shared pairs (double, triple bonds) give shorter, stronger bonds.

Русский

При приближении двух атомов кривая потенциальной энергии отражает баланс притяжения и отталкивания. Она имеет минимум на длине связи (стабильном расстоянии), глубина которого равна энергии связи. Более короткие и прочные связи находятся в более глубоких и узких потенциальных ямах; большее количество общих пар (двойные, тройные связи) приводит к более коротким и прочным связям.

2.3

Structure of Ionic Solids · ⁨Структура ионных твердых веществ⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 2.3.A: Represent an ionic solid with a particulate model that is consistent with Coulomb's law and the properties of the constituent ions.

2.3.A.1 The cations and anions in an ionic crystal are arranged in a systematic, periodic 3-D array that maximizes the attractive forces among cations and anions while minimizing the repulsive forces.
- Exclusion statement: Knowledge of specific crystal structures is not essential to an understanding of the learning objective and will not be assessed on the AP Exam.

Русский

Цель обучения 2.3.A: Изобразить ионное твердое тело с использованием частицевой модели, согласующейся с законом Кулона и свойствами составляющих ионов.

2.3.А.1 Катионы и анионы в ионном кристалле расположены в систематической, периодической 3-мерной решетке, которая максимизирует силы притяжения между катионами и анионами при минимизации сил отталкивания.
- Исключение: Знание конкретных кристаллических структур не требуется для понимания цели обучения и не будет проверяться на экзамене AP.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

An ionic solid 离子固体 is a repeating 3-D lattice 晶格 of alternating cations and anions, held by strong electrostatic attraction. This explains their high melting points, brittleness, and why they conduct only when molten or dissolved (ions freed to move). The lattice energy rises with larger ion charges and smaller ions, so MgO (both $2+/2-$) melts far higher than NaCl (both $1+/1-$).

Русский

Ионное твердое вещество представляет собой повторяющуюся 3D решетку из чередующихся катионов и анионов, удерживаемую сильным электростатическим притяжением. Это объясняет их высокие температуры плавления, хрупкость и то, что они проводят ток только в расплавленном или растворенном виде (ионы освобождаются для движения). Решеточная энергия возрастает при увеличении зарядов ионов и уменьшении их размеров, поэтому MgO (оба $2+/2-$) плавится значительно выше, чем NaCl (оба $1+/1-$).

Ионы упаковываются в гигантскую решетку из чередующихся положительных и отрицательных ионов

Vocabulary · ⁨Словарь⁩ Train · ⁨Тренировать⁩

English	Русский
lattice/ˈlætɪs/	решетка
delocalized/dɪˈlɒkəlaɪzd/	делокализованы

2.4

Structure of Metals and Alloys · ⁨Структура металлов и сплавов⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 2.4.A: Represent a metallic solid and/or alloy using a model to show essential characteristics of the structure and interactions present in the substance.

2.4.A.1 Metallic bonding can be represented as an array of positive metal ions surrounded by delocalized valence electrons (i.e., a "sea of electrons").
2.4.A.2 Interstitial alloys form between atoms of significantly different radii, where the smaller atoms fill the interstitial spaces between the larger atoms (e.g., with steel in which carbon occupies the interstices in iron).
2.4.A.3 Substitutional alloys form between atoms of comparable radius, where one atom substitutes for the other in the lattice. (e.g., in certain brass alloys, other elements, usually zinc, substitute for copper.)

Русский

Цель обучения 2.4.A: Изобразить металлическое твердое тело и/или сплав с помощью модели, демонстрирующей основные характеристики структуры и взаимодействия, присущие данному веществу.

2.4.A.1 Металлическую связь можно представить как массив положительных ионов металла, окруженных делокализованными валентными электронами (т.е. «электронным газом» или «морем электронов»).
2.4.A.2 Междоузельные сплавы образуются между атомами со значительно разными радиусами, когда меньшие атомы заполняют междоузельные пространства между крупными атомами (например, сталь, где углерод занимает междоузельные позиции в железе).
2.4.A.3 Заместительные сплавы образуются между атомами сопоставимых размеров, когда один атом замещает другой в кристаллической решетке (например, в некоторых латунных сплавах другие элементы, обычно цинк, замещают медь).

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

In a metal, cations sit in a lattice bathed in delocalized 离域 electrons, which explains conductivity, malleability, and luster. An alloy 合金 mixes metals: a substitutional alloy swaps in similar-sized atoms; an interstitial alloy (like steel) fits small atoms into the gaps, making it harder.

Русский

В металле катионы расположены в решетке, погруженной в ** делокализованные** электроны, что объясняет проводимость, пластичность и блеск. Сплав смешивает металлы: заместительный сплав заменяет атомы на атомы похожего размера; междоузельный сплав (например, сталь) вписывает мелкие атомы в промежутки, делая его тверже.

Атомы разного размера в сплаве препятствуют скольжению слоёв, поэтому он твёрже

Металлическая связь: положительные ионы в море делокализованных электронов

Естественная медь: металлическая связь придает блестящее, пластичное твердое тело с делокализованными электронами

Explore · ⁨Исследовать⁩

Slide layers in a metallic lattice · ⁨Сдвигайте слои в металлической решётке⁩

A metal is positive ions in a sea of delocalised electrons. The layers can slide without breaking the bond, so metals are malleable and conduct. · ⁨Металл представляет собой положительные ионы в море делокализованных электронов. Слои могут смещаться без разрыва связей, поэтому металлы пластичны и проводят электрический ток.⁩

Vocabulary · ⁨Словарь⁩ Train · ⁨Тренировать⁩

English	Русский
chemical bond/ˈkemɪkl bɒnd/	химическая связь
Ionic bond/aɪˈɒnɪk bɒnd/	Ионная связь
Covalent bond/ˈkəʊvələnt bɒnd/	Ковалентная связь
polar covalent/ˈpəʊlə ˈkəʊvələnt/	полярная ковалентная
Metallic bond/məˈtælɪk bɒnd/	Металлическая связь
potential energy/pəˈtenʃl ˈenədʒi/	потенциальная энергия
bond length/bɒnd leŋθ/	длина связи
bond energy/bɒnd ˈenədʒi/	энергия связи
ionic solid/aɪˈɒnɪk ˈsɒlɪd/	ионное твердое тело
alloy/ˈælɔɪ/	сплавом
Lewis diagram/ˈluːɪs ˈdaɪəɡræm/	диаграмма Льюиса
lone pairs/ləʊn peəz/	неподеленные пары
octet/ɒkˈtet/	октет
resonance/ˈrezənəns/	резонансом
Formal charge/ˈfɔːml tʃɑːdʒ/	Формальный заряд

2.5

Lewis Diagrams · ⁨Диаграммы Льюиса⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 2.5.A: Represent a molecule with a Lewis diagram.

2.5.A.1 Lewis diagrams can be constructed according to an established set of principles.

Русский

Учебная цель 2.5.A: Изобразить молекулу с помощью диаграммы Льюиса.

2.5.A.1 Диаграммы Льюиса могут быть построены в соответствии с установленным набором принципов.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

A Lewis diagram 路易斯结构 shows valence electrons as bonding pairs and lone pairs 孤对电子, giving most atoms an octet 八隅体 (8 valence electrons; H wants 2). Steps: count total valence electrons, connect atoms with single bonds, complete octets on outer atoms, then form multiple bonds if the central atom is short.

Worked example. Draw carbon dioxide, $\text{CO}_2$. Total valence electrons $=4+2(6)=16$. Put C in the centre; single bonds to each O use $4$ electrons and leave the outer O atoms short. Completing octets forces two double bonds, $\text{O}=\text{C}=\text{O}$: each O then has two lone pairs, C has none, and all $16$ electrons are placed with every atom at an octet.

Русский

Диаграмма Льюиса показывает валентные электроны как связывающие пары и неделокализованные (одиночные) пары, обеспечивая большинству атомов октет (8 валентных электронов; H хочет 2). Шаги: подсчитайте общее число валентных электронов, соедините атомы одинарными связями, завершите октеты на внешних атомах, затем образуйте множественные связи, если центральному атому не хватает электронов.

Точки и крестики диаграммы показывают связывающие пары и одиночные пары в молекуле

Разобранный пример. Нарисуйте углекислый газ, $\text{CO}_2$. Общее число валентных электронов $=4+2(6)=16$. Поместите C в центр; одинарные связи к каждому O используют $4$ электронов и оставляют внешние атомы O без достаточного количества. Завершение октетов вынуждает образование двух двойных связей, $\text{O}=\text{C}=\text{O}$: каждый O тогда имеет две одиночные пары, у C их нет, и все $16$ электронов размещены так, что каждый атом находится в октете.

2.6

Resonance and Formal Charge · ⁨Резонанс и формальный заряд⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 2.6.A: Represent a molecule with a Lewis diagram that accounts for resonance between equivalent structures or that uses formal charge to select between nonequivalent structures.

2.6.A.1 In cases where more than one equivalent Lewis structure can be constructed, resonance must be included as a refinement to the Lewis structure. In many such cases, this refinement is needed to provide qualitatively accurate predictions of molecular structure and properties.
2.6.A.2 The octet rule and formal charge can be used as criteria for determining which of several possible valid Lewis diagrams provides the best model for predicting molecular structure and properties.
2.6.A.3 As with any model, there are limitations to the use of the Lewis structure model, particularly in cases with an odd number of valence electrons.

Русский

Учебная цель 2.6.A: Изобразить молекулу с помощью диаграммы Льюиса, учитывающей резонанс между эквивалентными структурами или использующей формальный заряд для выбора между неэквивалентными структурами.

2.6.A.1 В случаях, когда можно построить более одной эквивалентной диаграммы Льюиса, резонанс должен быть включен как уточнение диаграммы Льюиса. Во многих таких случаях это уточнение необходимо для получения качественно точных предсказаний структуры и свойств молекул.
2.6.A.2 Правило октета и формальный заряд могут использоваться в качестве критериев для определения того, какая из нескольких возможных корректных диаграмм Льюиса представляет собой лучшую модель для предсказания структуры и свойств молекул.
2.6.A.3 Как и любая модель, модель диаграмм Льюиса имеет ограничения, особенно в случаях с нечетным числом валентных электронов.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

When two or more valid Lewis diagrams differ only in electron placement, the true structure is an average – resonance 共振. Formal charge 形式电荷 (valence electrons minus lone-pair electrons minus half the bonding electrons) picks the best structure: the one with formal charges closest to zero, and any negative charge on the most electronegative atom.

Worked example. Assign formal charges in the nitrate ion, $\text{NO}_3^{-}$ (one double bond, two single bonds). For N (4 bonds, no lone pairs): $5-0-4=+1$. For the double-bonded O (2 lone pairs): $6-4-2=0$. For each single-bonded O (3 lone pairs): $6-6-1=-1$. The total is $+1+0+(-1)+(-1)=-1$, matching the ion's overall charge – a good check that the structure is drawn correctly. Because the three O atoms are equivalent by resonance, the real ion has three identical bonds.

Русский

Когда две или более допустимые диаграммы Льюиса отличаются только расположением электронов, истинная структура является усреднением – резонанс. Формальный заряд (валентные электроны минус электроны одиночных пар минус половина связывающих электронов) выбирает лучшую структуру: ту, где формальные заряды ближе всего к нулю, а любой отрицательный заряд находится на наиболее электроотрицательном атоме.

Разобранный пример. Расставьте формальные заряды в нитрат-ионе $\text{NO}_3^{-}$ (одинарная двойная связь, две одинарные). Для N (4 связей, нет неподеленных пар): $5-0-4=+1$. Для кислорода с двойной связью (2 неподеленных пар): $6-4-2=0$. Для каждого кислорода с одинарной связью (3 неподеленных пар): $6-6-1=-1$. Сумма составляет $+1+0+(-1)+(-1)=-1$, что совпадает с общим зарядом иона — это хорошая проверка правильности построения структуры. Поскольку три атома кислорода эквивалентны благодаря резонансу, реальный ион обладает тремя идентичными связями.

2.7

VSEPR and Bond Hybridization · ⁨VSEPR и гибридизация связей⁩

Syllabus · ⁨Программа⁩

English

Learning Objective 2.7.A: Based on the relationship between Lewis diagrams, VSEPR theory, bond orders, and bond polarities:

i. Explain structural properties of molecules.
ii. Explain electron properties of molecules.
2.7.A.1 VSEPR theory uses the Coulombic repulsion between electrons as a basis for predicting the arrangement of electron pairs around a central atom.
2.7.A.2 Both Lewis diagrams and VSEPR theory must be used for predicting electronic and structural properties of many covalently bonded molecules and polyatomic ions, including the following:
- i. Molecular geometry (linear, trigonal planar, tetrahedral, trigonal pyramidal, bent, trigonal bipyramidal, seesaw, T-shaped, octahedral, square pyramidal, square planar)
- ii. Bond angles
- iii. Relative bond energies based on bond order
- iv. Relative bond lengths (multiple bonds, effects of atomic radius)
- v. Presence of a dipole moment
- vi. Hybridization of valence orbitals for atoms within a molecule or polyatomic ion
2.7.A.3 The terms "hybridization" and "hybrid atomic orbital" are used to describe the arrangement of electrons around a central atom. When the central atom is $sp$ hybridized, its ideal bond angles are $180°$; for $sp^2$ hybridized atoms the bond angles are $120°$; and for $sp^3$ hybridized atoms the bond angles are $109.5°$.
- Exclusion statement: An understanding of the derivation and depiction of hybrid orbitals will not be assessed on the AP Exam. The course includes the distinction between sigma and pi bonding, the use of VSEPR to explain the shapes of molecules, and the $sp$, $sp^2$, and $sp^3$ nomenclature.
- Exclusion statement: Hybridization involving d orbitals will not be assessed on the AP Exam. When an atom has more than four pairs of electrons surrounding the central atom, students are only responsible for the shape of the resulting molecule.
2.7.A.4 Bond formation is associated with overlap between atomic orbitals. In multiple bonds, such overlap leads to the formation of both sigma and pi bonds. The overlap is stronger in sigma than pi bonds, which is reflected in sigma bonds having greater bond energy than pi bonds. The presence of a pi bond also prevents the rotation of the bond and leads to geometric isomers.
- Exclusion statement: Molecular orbital theory is recommended as a way to provide deeper insight into bonding. However, the AP Exam will neither explicitly assess molecular orbital diagrams, filling of molecular orbitals, nor the distinction between bonding, nonbonding, and antibonding orbitals.

Русский

Учебная цель 2.7.A: На основе взаимосвязи между диаграммами Льюиса, теорией VSEPR, порядками связей и полярностью связей:

i. Объяснять структурные свойства молекул.
ii. Объяснять электронные свойства молекул.
2.7.A.1 Теория VSEPR использует кулоновское отталкивание между электронами как основу для предсказания расположения электронных пар вокруг центрального атома.
2.7.A.2 Для предсказания электронных и структурных свойств многих ковалентно связанных молекул и многоатомных ионов необходимо использовать как диаграммы Льюиса, так и теорию VSEPR, включая следующие аспекты:
- i. Молекулярную геометрию (линейную, тригонально-плоскую, тетраэдрическую, тригонально-пирамидальную, угловую, тригонально-бипирамидальную, «весы», Т-образную, октаэдрическую, квадратно-пирамидальную, квадратно-планарную)
- ii. Углы связи
- iii. Относительные энергии связей на основе порядка связи
- iv. Относительные длины связей (кратные связи, влияние атомного радиуса)
- v. Наличие дипольного момента
- vi. Гибридизацию валентных орбиталей атомов внутри молекулы или многоатомного иона
2.7.A.3 Термины «гибридизация» и «гибридная атомная орбиталь» используются для описания расположения электронов вокруг центрального атома. Когда центральный атом находится в состоянии $sp$-гибридизации, его идеальные углы связи равны $180°$; для $sp^2$-гибридизированных атомов углы связи составляют $120°$; а для $sp^3$-гибридизированных атомов углы связи равны $109.5°$.
- Исключение: Понимание вывода и изображения гибридных орбиталей не будет проверяться на экзамене AP. Курс включает различия между сигма- и пи-связями, использование VSEPR для объяснения форм молекул, а также номенклатуру $sp$, $sp^2$ и $sp^3$.
- Исключение: Гибридизация с участием d-орбиталей не будет проверяться на экзамене AP. Когда вокруг центрального атома находится более четырех пар электронов, студенты отвечают только за форму resulting молекулы.
2.7.A.4 Образование связи связано с перекрыванием атомных орбиталей. В кратных связях такое перекрывание приводит к образованию как сигма-, так и пи-связей. Перекрывание сильнее в сигма-связях, чем в пи-связях, что отражается в большей энергии сигма-связей по сравнению с пи-связями. Наличие пи-связи также предотвращает вращение вокруг связи и приводит к появлению геометрических изомеров.
- Исключение: Теория молекулярных орбиталей рекомендуется как способ получения более глубокого понимания природы связи. Однако на экзамене AP не будут проверяться ни диаграммы молекулярных орбиталей, ни заполнение молекулярных орбиталей, ни различие между связывающими, несвязывающими и антисвязывающими орбиталями.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Источник: Описание курса и экзамена College Board AP⁩

English

VSEPR: molecular shapes

VSEPR 价层电子对互斥 theory predicts shape: electron pairs (bonds and lone pairs) around a central atom spread out as far apart as possible. Counting electron domains gives the geometry (linear, trigonal planar, tetrahedral, …); lone pairs push bonds closer, bending the shape. Hybridization 杂化 ($sp$, $sp^2$, $sp^3$) describes the mixed orbitals matching that geometry. Molecular shape and bond polarity together decide whether the whole molecule is polar.

Worked example. Predict the shape of ammonia, $\text{NH}_3$. Nitrogen has $3$ bonding pairs and $1$ lone pair – four electron domains, so the electron geometry is tetrahedral and the hybridization is $sp^3$. The lone pair is invisible in the shape but still pushes the bonds together, so the molecular shape is trigonal pyramidal with a bond angle of about $107^{\circ}$ (a little less than the ideal $109.5^{\circ}$). The three N–H dipoles do not cancel, so the molecule is polar.

Bonds form when atomic orbitals overlap. Every single bond is one sigma bond σ键 – orbitals overlapping head-on along the line joining the two atoms. A multiple bond adds a pi bond π键, made by $p$ orbitals overlapping sideways above and below that line: a double bond is one sigma + one pi, a triple bond one sigma + two pi. Head-on overlap is more effective, so a sigma bond is stronger (higher bond energy) than a pi bond – which is why a double bond is stronger than a single bond but not twice as strong. A pi bond also locks the two atoms so they cannot rotate about the bond; a C=C double bond therefore has fixed cis and trans forms – geometric isomers 几何异构体 that a freely-rotating single bond could never show.

Worked example. Count the bonds in ethene, $\text{H}_2\text{C}=\text{CH}_2$. The four C–H bonds are single bonds (one sigma each); the C=C is one sigma plus one pi. So ethene has 5 sigma and 1 pi bond, and that single pi bond is exactly what stops the two $\text{CH}_2$ ends from twisting relative to each other.

Русский

VSEPR: молекулярные формы

Теория VSEPR предсказывает форму: электронные пары (связи и неподелённые пары) вокруг центрального атома размещаются максимально далеко друг от друга. Подсчёт электронных доменов даёт геометрию (линейная, тригональная плоская, тетраэдрическая, …); неподелённые пары выталкивают связи ближе, искажая форму. Гибридизация ($sp$, $sp^2$, $sp^3$) описывает смешанные орбитали, соответствующие этой геометрии. Форма молекулы и полярность связей вместе определяют, является ли вся молекула полярной.

Гибридизация и форма: sp3 тетраэдрическая, sp2 плоская, sp линейная

Типичные формы VSEPR и углы между связями

Разобранный пример. Предскажите форму аммиака $\text{NH}_3$. Азот имеет $3$ связывающие пары и $1$ неподеленную пару — четыре электронные области, поэтому электронная геометрия тетраэдрическая, а гибридизация составляет $sp^3$. Неподеленная пара невидима в форме молекулы, но все же отталкивает связи, поэтому молекулярная форма представляет собой тригональную пирамиду с валентным углом около $107^{\circ}$ (немного меньше идеального значения $109.5^{\circ}$). Три диполя N–H не компенсируют друг друга, поэтому молекула полярна.

Химические связи образуются за счет перекрывания атомных орбиталей. Каждая одинарная связь — это одна сигма-связь σ – перекрывание орбиталей торцом вдоль линии, соединяющей два атома. К кратной связи добавляется пи-связь π, образованная $p$ орбиталями, которые боково перекрываются над и под этой линией: двойная связь состоит из одной сигма- и одной пи-связи, тройная — из одной сигма- и двух пи-связей. Торцевое перекрывание эффективнее, поэтому сигма-связь прочнее (обладает большей энергией связи), чем пи-связь; именно поэтому двойная связь прочнее одинарной, но не вдвое. Пи-связь также фиксирует положение двух атомов, не позволяя им вращаться вокруг связи; поэтому двойная связь C=C имеет фиксированные цис- и транс- формы — геометрические изомеры, которые свободновращающаяся одинарная связь проявить не может.

Разобранное решение. Посчитайте связи в этене, $\text{H}_2\text{C}=\text{CH}_2$. Четыре связи C–H являются одинарными (по одной σ-связи каждая); связь C=C состоит из одной σ- и одной π-связи. Таким образом, в этене 5 σ- и 1 π-связь, и эта единственная π-связь как раз и не позволяет двум $\text{CH}_2$ группам крутиться относительно друг друга.

Explore · ⁨Исследовать⁩

Predict molecular shape with VSEPR · ⁨Предскажите форму молекулы с помощью ВЭПР⁩

VSEPR: electron pairs repel and spread as far apart as possible, setting the molecule's shape. Add bonding and lone pairs and watch the geometry change. · ⁨ВЭПР: электронные пары отталкиваются и максимально удаляются друг от друга, определяя форму молекулы. Добавляйте связывающие и неподелённые пары и наблюдайте изменение геометрии.⁩

Vocabulary · ⁨Словарь⁩ Train · ⁨Тренировать⁩

English	Русский
VSEPR/ˈvespə/	VSEPR (теория отталкивания пар валентных электронов)
Hybridization/ˌhaɪbrɪdaɪˈzeɪʃn/	Гибридизация
sigma bond/ˈsɪɡmə bɒnd/	σ-связь
pi bond/paɪ bɒnd/	пи-связь
geometric isomers/ˌdʒiːəʊˈmetrɪk ˈaɪsəməz/	геометрические изомеры

2.7

Exam tips · ⁨Советы для экзамена⁩

English

Decide the bond type from the atoms: ionic (metal + non-metal, electron transfer), covalent (non-metals, sharing), metallic (sea of delocalised electrons).
An ionic solid conducts only when molten or dissolved (ions free to move), never as a solid.
Draw Lewis structures to satisfy the octet (H wants 2), then use VSEPR — electron pairs spread as far apart as possible — to predict the shape.
Lone pairs take up space and push bonds closer, bending the shape (water is bent, ammonia pyramidal).
A molecule can have polar bonds yet be non-polar overall if its symmetry makes the dipoles cancel ($\text{CO}_2$).
A single bond is 1 sigma bond; a double bond is 1 sigma + 1 pi, a triple bond 1 sigma + 2 pi. Sigma is stronger than pi, and a pi bond blocks rotation, giving cis/trans geometric isomers.

Русский

Определите тип связи по атомам: ионная (металл + неметалл, передача электрона), ковалентная (неметаллы, разделение), металлическая (морь делокализованных электронов).
Ионное твердое тело проводит ток только когда оно расплавлено или растворено (ионы свободно движутся), никогда — в твердом состоянии.
Нарисуйте структуры Льюиса для удовлетворения октета (H требует 2), затем используйте VSEPR — электронные пары рассредоточены максимально далеко друг от друга — чтобы предсказать форму.
Неподелённые пары занимают пространство и выталкивают связи ближе, искривляя форму (вода — угловая, аммиак — пирамидальная).
Молекула может иметь полярные связи, но быть неполярной в целом, если её симметрия приводит к взаимной компенсации диполей ($\text{CO}_2$).
Одинарная связь — 1 σ-связь; двойная связь — 1 σ + 1 π, тройная связь — 1 σ + 2 π. σ-связь прочнее π-связи, а π-связь блокирует вращение, давая цис/транс геометрические изомеры.

Interactive lessons on this topic · ⁨Интерактивные уроки по этой теме⁩

Work through it step by step, with instant-check exercises. · ⁨Пройдите его шаг за шагом с упражнениями мгновенной проверки.⁩

Past Papers · ⁨Архив экзаменационных работ⁩

More topics in AP Chemistry · ⁨AP Химия⁩ · ⁨Больше тем в AP Chemistry · ⁨AP Химия⁩⁩