Химическая связь

Содержание

Слайд 2


Теория химической связи Бертоле: в основе химической связи лежит чисто гравитационное

Теория химической связи Бертоле: в основе химической связи лежит чисто гравитационное притяжение
притяжение атомов

1748-1822

Теория химической связи Берце-лиуса: между атомами в молеку-лах и кристаллах действуют си-лы электростатического притяже-ния

1799-1848


Слайд 3

Современная теория химической связи ( Г. Льюис, 1916)

Возникновение химической связи обусловле-но стремлением

Современная теория химической связи ( Г. Льюис, 1916) Возникновение химической связи обусловле-но
атомов элементов к «элек-тронному октету» - электронной конфигура-ции ближайшего инертного газа.
При достраивании электронных оболочек происходит перераспределение электронной плотности (электронов) между двумя или нес-колькими центрами (атомами элементов) и возникновение общей для этих центров облас-ти повышенной электронной плотности, ко-торая притягивается к соответствующим центрам и удерживает их друг с другом.

Слайд 4

Радиус атома водорода –
0,53 10-10 м, а расстояние
между центрами атомов в
молекуле

Радиус атома водорода – 0,53 10-10 м, а расстояние между центрами атомов
водорода –
0,73 10-10 м.

Слайд 5

Современная теория химической связи базируется на трех основных методах:

метод валентных связей описывает

Современная теория химической связи базируется на трех основных методах: метод валентных связей
химическую связь чисто качественно, трактуя образование ее как возник-новение общей пары электронов
метод молекулярных орбиталей описывает химическую связь количественно; базируется на рассмотренных нами принципах построения электронных орбиталей (принцип запрета Паули, принцип минимальной энергии, правило Гунда)
метод отталкивания электронных пар (метод валентных углов) позволяет получить представление о простран-ственной конфигурации молекул

Слайд 6

4.2. Типы химических связей

Тип химической связи определяется характером распре-деления делокализованной электронной плотности

4.2. Типы химических связей Тип химической связи определяется характером распре-деления делокализованной электронной
меж-ду центрами образующих связь атомов
Относительная электроотрицательность (χ) – это способность атома элемента оттягивать на себя электроны, осуществляющие химическую связь
По Полингу:
F……..O………..Ti………………Li……Cs
4,1…..3,5………1,32……………1.01…0,86

Слайд 7

Cs+ F-
Δχ= 4,1-0,86 = 3,24

Химическая связь

Ковалентная
0 ≤ Δχ ≤ 3,5 (1,8-2)
Осуществляется за

Cs+ F- Δχ= 4,1-0,86 = 3,24 Химическая связь Ковалентная 0 ≤ Δχ
счет
общей пары электронов

Ионная
Δχ > 3,5 (1,8-2,0- условно ионная)
Осуществляется за счет
электростатического притяжения
ионов

Полярная
3,5 (1,8-2)>Δχ>0

Неполярная
Δχ=0

Слайд 8

Электроны, принимающие участие в образовании связи называются валентными.

Na 1s22s22p63s1
Mg 1s22s22p6

Электроны, принимающие участие в образовании связи называются валентными. Na 1s22s22p63s1 Mg 1s22s22p6
3s2
O 1s22s22p4
As 1s22s22p63s23p64s23d104p3

Sc 1s22s22p63s23p64s23d1
Mo 1s22s22p63s23p64s23d104p6 5s14d5
Pm 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s25d14f4
Eu 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s25d14f6

4.3. Механизм образования ковалентной связи

У s- и р-элементов валентными являются электроны
внешнего энергетического уровня.

У d- и f- элементов – s-электроны внешнего и d-электроны
предвнешнего уровня.

Слайд 9

По обычному механизму в обра-зовании химической связи прини-мают участие неспаренные ва-лентные электроны

По обычному механизму в обра-зовании химической связи прини-мают участие неспаренные ва-лентные электроны
с противо-положными спинами.

По донорно-акцепторному механизму в образовании химической связи принимают участие свободная орбиталь
одного атома и неподеленная пара электронов другого

Слайд 10

В ряде случаев с целью увеличения валентных возмож-ностей перед образованием химической

В ряде случаев с целью увеличения валентных возмож-ностей перед образованием химической связи
связи атом перехо-дит в «возбужденное состояние». При этом происходит «распаривание» электронов на валентном уровне.

В → В*
B: 2s22p1

Энергия, поглощенная при переходе в возбужденное состояние полностью
компенсируется энергией, которая выделяется при образовании химичес-
кой связи

S → S* → S**

S:3s23p4

S*:3s23p33d1

S**:3s13p33d2

В max = 3

Вmax =6

B*: 2s12p2

Слайд 11

Переход электронов при «возбуждении» атома возможен только в пределах одного энергетического уровня.

Переход электронов при «возбуждении» атома возможен только в пределах одного энергетического уровня.
Независимо от порядка заполнения электронами орбиталей «распариваются» электроны только внешнего электрон-ного уровня

Ti: 3d24s2

Ti*: 3d24s14p1

Fe: 3d64s2

Fe*: 3d64s2

Вmax =4

Вmax =6

Способность атома элемента образовывать химическую связь назы-
вается валентностью. Число неспаренных электронов у электрона
отвечает его валентности.

Слайд 12

Степень окисления – это условный заряд, который приоб-рел бы атом, если бы

Степень окисления – это условный заряд, который приоб-рел бы атом, если бы
валентная пара электронов полнос-тью перешла бы атому более электроотрицательного элемента.

HCl

N2

H 1s1, валентность 1, Χ=2,1
Сl …3s23p5, Χ=3, валентность 1,
Степень окисления водорода +1
Степень окисления хлора -1

N2 … 2s22p3
Валентность 3,
Степень окисления 0

Слайд 13

4.4. Параметры и свойства ковалентной связи

Основные параметры ковалентной связи:
1. Длина связи l

4.4. Параметры и свойства ковалентной связи Основные параметры ковалентной связи: 1. Длина

это расстояние между яд-
рами атомов, образу-
ющих связь.

Слайд 14

2. Кратность связи определяется количеством электронных
пар, осуществляющих связь

3. Энергия связи –

2. Кратность связи определяется количеством электронных пар, осуществляющих связь 3. Энергия связи
это энер-
гия, которую нужно затра-
тить на разрушение связи

Н

+ Н

→ Н-Н кратность 1

О

+ О

→ О=О кратность 2

N

+ N

→N≡N кратность 3

Слайд 15

Основные свойства ковалентной связи

1. Насыщаемость: одна орбиталь атома с неспаренными электронами может

Основные свойства ковалентной связи 1. Насыщаемость: одна орбиталь атома с неспаренными электронами
принимать участие в образовании только одной связи.
2. Направленность связи обусловлена определенной ориентацией связи в пространстве

σ-связь: область максимальной
электронной плотности лежит в
плоскости, на которой распола-
гаются ядра атомов

π-связь: область максимальной
электронной плотности лежит в
плоскости, перпендикулярной той,
на которой располагаются ядра
атомов

3. Поляризуемость связи – способность молекулы с неполярной
связью становиться полярной под действием внешнего поля.

Слайд 16

Основные свойства ионной связи

Ионная связь ненасыщаемая и ненаправленная

Cs+

F-

Основные свойства ионной связи Ионная связь ненасыщаемая и ненаправленная Cs+ F-

Слайд 17

4.5. Гибридизация орбиталей. Геометрическая форма молекул

В молекуле все связи, независимо от того,

4.5. Гибридизация орбиталей. Геометрическая форма молекул В молекуле все связи, независимо от
каким электронами они образованы, энергетически равноценны. Энергетическая равноценность химических связей объясняется тем, что их образованию может предшествовать изменение валентных орбиталей атома: исходные неравноценные атомные орбитали как бы «перемешиваясь», образуют энергетически равноценные орбитали.
В молекуле BeF2 бериллий – в возбужденном состоянии: Be* 2s12p1

+

=

+

S-орбиталь

р-орбиталь

Две sр-орбитали

Слайд 18

При гибридизации происходит перераспределение электронной плотности, которое требует затрат энергии.
В результате

При гибридизации происходит перераспределение электронной плотности, которое требует затрат энергии. В результате
гибридизации электронное облако вытягивается по направлению к взаимодействующему атому , благодаря чему увеличивается его перекрывание с электронными облаками последнего. Это приводит к образованию более прочной связи и следовательно к дополнительному выделению энергии, которое компенсирует затраты энергии на гибридизацию.
В гибридизации принимают участие неспаренные электроны, образующие σ-связь и неподеленные пары электронов, находящиеся на внешнем электронном уровне.

Слайд 19

Характер гибридизации

BeF2 - бериллий 2-валентный, находится в возбужденном состоянии
Be …2s22p0
BF3 - бор

Характер гибридизации BeF2 - бериллий 2-валентный, находится в возбужденном состоянии Be …2s22p0
3-валентный, находится в возбужденном состоянии
B …2s22p1,

sp-гибридизация

2s

2p

2s

2p

sp2-гибридизация

NH3 – азот 3-валентный, находится в нормальном состоянии
N …2s22p3

sp3-гибридизация

C2H2 HC≡CH – углерод 4-хвалентный, находится в возбужденном состоянии.
В тройной связи одна-σ-связь и две π-связи.

π π

sp-гибридизация

Be* …2s12p1

B* …2s12p2

С …2s22p2

C*…2s12p3

Слайд 20

Геометрическая форма молекул

Гибридные орбитали представляют собой участки повышенной электронной плотности. Они стремятся

Геометрическая форма молекул Гибридные орбитали представляют собой участки повышенной электронной плотности. Они
оттолкнуться друг от друга на максимально возможный угол.
Если в гибридизации орбиталей не принимают участие неподеленные пары электронов центрального атома, форма молекул соответствует приведенной в таблице и молекула неполярна.

Слайд 21

форма - пирамидальная

форма – плоская, угловая

Диполь- это система из двух равных по

форма - пирамидальная форма – плоская, угловая Диполь- это система из двух
величине,
но противоположных по знаку зарядов
q - заряд диполя;
l – длина диполя
μ = q l; μ – дипольный момент

q

l

Если в гибридизации
орбиталей принимают
участие неподеленные
пары электронов цен-
трального атома, фор-
ма молекулы меняется
и молекула становится
полярной, превращается
в диполь.

Слайд 22

HCl

C6H6

-

Полярная молекула воды
индуцирует диполь в непо-
лярной молекуле бензола

C6H6

В неполярной молекуле на

HCl C6H6 - Полярная молекула воды индуцирует диполь в непо- лярной молекуле
мгновения образуются диполи за счет мгновенного смещения относительно друг друга центров положительного и отрицательного зарядов

Слайд 23

4.6. Межмолекулярные взаимодействия

Возникают между мо-лекулами, одна из ко-торых обладает непо-леленной парой элек-тронов,

4.6. Межмолекулярные взаимодействия Возникают между мо-лекулами, одна из ко-торых обладает непо-леленной парой
а другая – свободной орбиталью
Е: 6-12...200 кДж/моль

Образуется между молекулами
соединений, которые содержат
атом водорода и атом элемента
с высокой электроотрицатель-
ностью (F, O и N).
Е: 8-40 кДж/моль

Силы электростатического
взаимодействия между мо-
лекулами и ионами
Е: 8-16 кДж/моль
Межмолекулярные
взаимодействия

Донорно-акцепторное

Водородная связь

Силы
Ван-дер-Ваальса

Слайд 24

Взаимодействие двух
постоянных диполей
или постоянного ди-
поля и иона

Взаимодействие постоян-
ного диполя и

Взаимодействие двух постоянных диполей или постоянного ди- поля и иона Взаимодействие постоян-
иона с
неполярной молекулой

Взаимодействие двух
мгновенных диполей
(неполярных молекул)

Энергия взаимодействия убывает

При растворении веществ друг в друге молекулы одного вещества равномерно распределяются между молекулами другого. Поэтому чем ближе энергии меж-молекулярного взаимодействия, характерные для растворителя и растворяе-мого вещества, тем лучше они растворяются друг в друге. Подобное раство-ряется в подобном.

Силы
Ван-дер-Ваальса

Ориентационное
взаимодействие

Индукционное
взаимодействие

Дисперсионное
взаимодействие

Слайд 25

Практическое использование вопросов, связанных с межмолекулярными взаимодействиями при добыче нефти и газа.

1.

Практическое использование вопросов, связанных с межмолекулярными взаимодействиями при добыче нефти и газа.
Осушка природного газа селективными растворителями

Природный газ: СnH2n+2 (неполярные молекулы). ММВ – дисперсионное
Диэтиленгликоль (ДЭГ): (СН2ОН)2 (полярные молекулы, содержат группу ОН). ММВ – ориентационное взаимодействие + водородная связь
Влага: Н2О (полярные молекулы, содержат группу ОН). ММВ – ориентационное взаимодействие + водородная связь
При обработке ДЭГом влажного газа ДЭГ избирательно растворяет воду и освобождает от нее природный газ.

Имя файла: Химическая-связь-.pptx
Количество просмотров: 533
Количество скачиваний: 2