Продолжение лекции «Химическая связь» Юрмазова Татьяна Александровна. - презентация

1 Продолжение лекции «Химическая связь» Юрмазова Татьяна Александровна

2 Дипольный момент – количественная характеристика полярности связи μ = q эфф l дип q эфф – эффект. заряд, l дип – длина диполя Дебай (D): 1D = 3, Кл м [Кл М ]

3 Дипольный момент – векторная величина, направленная от (+) к (–) Различают дип. моменты хим. связи и молекул μ мол. = μ св

4 О С О = 0 О Н 0

5 Донорно-акцепторный механизм образования связи связывающие электронные пары образуются объединением пары валентных электронов одного атома ( донора ) со свободной АО другого атома (а кцептора ) Пример: BF 3 + F – = BF 4 – BFBF

6 Кратность хим. связи - число общих электронных пар, реализующих связь между двумя атомами Чем выше кратность связи, тем она прочнее ( кратности > 3 не бывает) Кратность обусловлена характером перекрывания АО Молекула F 2 O 2 N 2 Кратность связи1 2 3 Е св, кДж/моль

7 Гибридизация АО Это математический прием отыскания новых волновых функций, удовлетворяющих условию равнопрочности образуемых связей и уменьшению энергии

8 Основные положения гибридизации Гибридизуются только орбитали центрального атома Гибридизуются АО с близкой энергией Число гибридных орбиталей равно суммарному числу исходных орбиталей

9 Гибридные орбитали более вытянуты в пространстве и обеспечивают более полное перекрывание с соседними атомами Гибридные орбитали участвуют только в образовании -связей Теория гибридизации объясняет направленность ковалентной связи и геометрическое строение молекул и кристаллов

10 При образовании молекулы BeCl 2 происходит гибридизация АО Be Be (2s 2 ) Cl(3s 2 3p 5 ) SP – гибридизация 180

11 AlCl 3 sp 2 - гибридизация 3s 2 3p 1 Al Al* 120

12 Скелетная и пространственная модели молекулы метана

13 sp 3 d 2 – гибридизация SF 6 S 3s 2 3p 4 F 2s 2 2p 5

14 В гибридизации могут участвовать: Одноэлектронные орбитали Орбитали со спаренными электронами Орбитали без электронов Геометрия молекул и валентные углы зависят от типа орбиталей

15 Орбитали, участвующие в образовании хим. связи наз-ся связывающими Орбитали, не участвующие в образовании хим. связи наз-ся несвязывающими

16 NH 3 H 2 O sp 3 - гибридизация

17 Метод ОЭПВО (метод Гиллеспи) (отталкивание электронных пар валентной оболочки) Объясняет геометрическое строение молекул с различными орбиталями: связывающими и несвязывающими

18 Основные положения метода МО В образовании хим.св. могут участвовать как пара, так и один электрон Состояние электронов в молекулах соответствует принципам min энергии, Паули и Гунда

19 АО должны быть близкими по энергии Из n АО образуется n МО МО разр s * ns(АО) + ns(АО) МО связ s p x * np x (АО) + np x (АО) px y * z * np y p z (АО) + np y p z (АО) y z

20 Связывающие и разрыхляющие МО Для нахождения волновых функций МО используют метод ЛКАО Из двух перекрывающихся АО образуютсяся две МО МО св – min энергия МО р – max энергия

21 Распределение электронов по МО в Н 2 МО р МО св АО

22 Энергетическая диаграмма позволяет определить: Магнитные свойства вещества Порядок (кратность) связи в молекуле Порядок связи = Увеличивается или уменьшается порядок связи при отрыве или присоединении электрона e связ - e разр 2

23 Изоэлектронные частицы N 2, CO, NO + имеют одинаковый набор МО, их одинаковую энергетическую последовательность, заселенность электронами и одинаковый порядок связи

24 O2O2

25 N2N2

26 Электронная формула молекулы O 2 (KK) s 2 s * 2 p x 2 y 2 z 2 y * 1 z * 1 Обозначение (KK) относится к внутренним электронам в O 2 N 2 (KK) s 2 s* 2 p x 2 y 2 z 2

27 Ионная связь Это предельный случай полярной ковалентной связи, когда степень ионности > 50% или ЭО > 1,9 Пример: ЭО Mg =1,2; ЭО О =3,5 ЭО = 2,3

28 Ионная связь Энергия связи определяется силами электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов Ионные соединения состоят из огромного числа ионов, связанных в одно целое силами электростатического притяжения

29 В соединениях с большой долей ионности связи возникают не молекулы, а твердые тела с ионным кристаллическим строением

30

31 Свойства ионной связи: - направленность - ненасыщаемость

32 Ненаправленность и ненасыщаемость В ионном соединении каждый ион притягивает к себе независимо от направления неограниченное число противоположно заряженных ионов из-за сил электростатического взаимодействия Взаимное отталкивание противоионов ограничивает их число в окружении каждого иона

33

34 Na Cl NaCl

35 Ионные соединения при обычных условиях – твердые и прочные, но хрупкие вещества При плавлении и растворении в воде они распадаются на ионы (электролитическая диссоциация) и проводят электрический ток, т.е. являются электролитами

36 Поляризация Это влияние друг на друга ионов, которое приводит к деформации электронных оболочек Причина - действие электричяеского поля, создаваемого соседними противоположно заряженными ионами В результате электронная оболочка смещается в сторону соседнего иона и деформируется

37 Поляризуемость - деформация электронного облака в электрическом поле Поляризующая способность - деформирующее влияние на другие ионы

38 Поляризуемость иона возрастает с ув-м размеров иона Li + – Na + – K + – Rb + – Cs + F - – Cl - – Br - – I - радиус увеличивается поляризуемость возрастает r кат < r ат < r ан поэтому поляризуемость анионов выше поляризуемости катионов

39 Поляризующая способность ионов зависит от заряда, размера и типа иона Чем > заряд иона, тем > его поляризующее действие При одном и том же заряде напряженность электрического поля вблизи иона тем >, чем < его размеры

40 Катионы d-элементов обладают (при одном и том же заряде и близком радиусе) большей поляризующей способностью, чем катионы s- и p-элементов Анионы характеризуются поляризуемостью, а катионы поляризующей способностью

41 Влияние поляризации на свойства соединений: растворимость термическая устойчивость окраску

42 Пример AgCl хуже растворим в воде, чем NaCl и KСl Причина более сильное поляризующее действие Ag + на Cl – и связи становятся более ковалентны в AgCl, что ухудшает его растворимость в воде

43 Пример: Оксо-кислоты менее устойчивы при нагревании, чем их соли Причина - сильное поляризующее действие Н +. Внедряясь в анион, протон снижает его заряд, ослабляет в нем хим. связи и делает его менее устойчивым, поэтому кислоты легко разлагаются на воду и оксид

44 Металлическая связь образуется в металлах и их сплавах Осуществляется между ионами, атомами металлов и делокализованными электронами в кристаллич. решетке Причина: невысокие Е иониз. металлов обусловливают легкость отрыва валентных электронов от атомов и перемещение по всему объему кристалла Результат: высокая тепло- и электропроводность

45 Природа металлической связи основана на обобществлении валентных электронов, т.к. валентных электронов меньше, чем вакантных орбиталей, валентные электроны могут переходить с одной орбитали на другую

46 Теория электронного газа Все валентные электроны свободны и принадлежат всей кристаллической решетке. Совокупность электронов называется электронным газом

47 Метод МО – Зонная теория Е – ширина запрещенной зоны АО ЕКристал Е АО Е Зона проводимости Валентная зона Запрещенная зона

48 Е = 0 для металлов Е 4,0 эВ для диэлектриков Е от 0 до 4,0 эВ для полупроводников Металлическая связь ненасыщенна и ненаправлена

49 Межмолекулярные взаимодействия называют силами Ван дер Ваальса Обеспечивает переход из одного агрегатного состояния в другое, определяет многие физические свойства: Т пл, Т кип, электро- и теплопроводность, твердость, плотность и др. Три типа межмолекулярных взаимодействий, обусловленных электростатическим притяжением молекул

50 1.Ориентационные силы действуют между близкорасположенными полярными молекулами, противоположно заряженные полюса которых притягиваются друг к другу

51 Индукционные силы возникают между полярной и неполярной молекулами благодаря поляризуемости неполярных молекул Электроны и ядра неполярной молекулы смещаются в противоположных направлениях под действием электрического поля полярной молекулы

52 Дисперсионное взаимодействие (наиболее универсальное) Возникает в неполярных молекулах, т.е. возникают мгновенные диполи в результате взаимного притяжения в любой момент времени вследствие несовпадения электрических центров тяжести электронного облака и ядер, вызванного их независимым колебанием

53 Водородная связь Периоды t к и п е н и я

54 Водородная связь бывает внутримолекулярная (чаще в орг. молекулах) и межмолекулярная (HF, NH 3, H 2 O, H 2 O 2, H 2 SO 4, H 3 PO 4 ) Возникает мостиковая связь между положительно поляризованным атомом водорода одной молекулы и отрицательно поляризованным атомом (N, O, или F) другой молекулы

55 Cхема образования водородной связи между молекулами H 2 O НОНО Н О Н Н НОНО Н :О:О Н Н

56 Свойства водородной связи - направленность и насыщаемость Энергия водородной связи примерно на порядок ниже энергии хим.связи и в несколько раз выше энергии межмолекулярного взаимодействия