Лишь немногие химические элементы (благородные газы) в обычных условиях находятся в состоянии одноатомных газов. Атомы остальных элементов в индивидуальном. - презентация

1

2 Лишь немногие химические элементы (благородные газы) в обычных условиях находятся в состоянии одноатомных газов. Атомы остальных элементов в индивидуальном виде не существуют, а входят в состав молекул или кристаллических решеток

3 ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

4 Основные понятия ХС – процесс образования устойчивой многоатомной системы из отдельных частиц (атомов, молекул, ионов, радикалов). Характеристики ХС - энергия (Е св ), длина (r) и валентный угол (ω).

5 Энергия химической связи Энергия ХС (Е св., кДж/моль) - энергия, необходимая для разрыва ХС. Для двухатомной молекулы она численно равна энергии диссоциации (Е Д ), т.е. энтальпии реакции разложения молекулы.

6 Энергия связи в некоторых молекулах [Л.Полинг. Общая химия.М.:Мир, С.797] МолекулаЕ св, кДж/моль H2H2 435 H2+H2+ 255,7 F2F2 158 Cl Br I2I2 151 O2O2 143 N2N2 940 H2OH2O464

7 Длина ХС Длина ХС (r, Å) - расстояние между ядрами взаимодействующих атомов. r < R 1 +R 2, где r - длина ХС, R 1, R 2 - радиусы атомов.

8 Кривая энергии для иона Н 2 +

9 Характеристики связи в молекуле водорода Н + Н Н 2 r = 0,74 Å R = 0,525 Å 2R > r E ХС = 435 кДж/моль

10 Валентный угол Валентный угол (º) - угол между воображаемыми линиями, проходящими через ядра химически связанных атомов.

11 Характеристики связи в молекуле воды Е св. (Н-О) = 1/2Е Д (Н 2 О) Н 2 О = 2Н + О Н = 928 кДж/моль Е св (НО) = 0,5 928 = 464 (кДж/моль)

12 При образовании ХС уменьшается энергия системы, перераспреде- ляется электронная плотность у взаимодействующих атомов. В образовании ХС участвуют только валентные электроны.

13 Распределение электронной плотности в молекуле воды [Н.С.Ахметов. Общая и неорганическая химия. М.: ВШ, С.41]

14 Природа ХС Природа ХС электромагнитная. Гравитационная составляющая в Е ХС меньше электромагнитной примерно в раз.

15 Типы ХС В зависимости от характера распределения электронной плотности в веществе различают 4 типа ХС: 1. ковалентная 2. ионная 3. металлическая 4. водородная

16 КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ

17 Теория валентной связи Ковалентная связь - ХС, образованная за счет одной или нескольких общих электронных пар (ОЭП).

18 СПОСОБЫ (МЕХАНИЗМ) ОБРАЗОВАНИЯ КС Обменный механизм Происходит перекрывание электронных облаков неспаренных электронов A B A B + ОЭП

19 Способы изображения образования ковалентной связи в молекуле водорода H H H H + H H H H + *.. * H H + *. 1s s-s

20 σ-Связь – область перекрывания электронных облаков находится на линии, связывающей ядра взаимодействующих атомов

21 СПОСОБЫ (МЕХАНИЗМ) ОБРАЗОВАНИЯ КС Донорно-акцепторный механизм A B A B + ОЭП АкцепторДонор

22 Образование донорно- акцепторных связей

23

24 Свойства ковалентной связи Кратность Полярность Насыщаемость Направленность

25 Кратность ковалентной связи Кратность определяется числом общих электронных пар данной связи

26 Кратность ковалентной связи СвязьПримерR, Å [Ахметов, с.77] E, кДж/моль [Полинг,с.798] ПростаяН 3 С-СН ДвойнаяН 2 С=СН Тройная НС СН

27 Полярность ковалентной связи Полярность КС определяется степенью смещения общей электронной пары к более электроотрицательному атому Электроотрицательность – свойство атома притягивать к себе валентные электроны других атомов

28

29 Полярность ковалентной связи (основные понятия) Неполярные и полярные связи и дипольный момент связи как характеристика полярности связи Неполярные и полярные молекулы и дипольный момент молекулы как характеристика ее полярности Степень ковалентности связи

30 Полярность ковалентной связи Примеры неполярная связь Молекула Н 2 Н-Н Δ(ОЭО) = 0 полярная связь Молекула НСl Н + -Cl - Δ(ОЭО) = 3,0-2,1=0,9

31 Полярность ковалентной связи характеристика полярности связи – дипольный момент (μ, D). μ = ql, где q - заряд, К; l - расстояние между центрами «+» и «-» зарядов, м Дипольный момент – векторная величина (от – к +).

32 Полярность связи и полярность молекулы = 0 = 5, К.м

33 Степень ковалентности связи Разность ОЭО атомов, образующих химическую связь, величиной 1,7 соответствует 50% ионному характеру связи. Если разность ОЭО меньше 1,7, то связь считается ковалентной, если больше – ионной.

34

35 Насыщаемость ковалентной связи Атомы образуют ограниченное число связей, равное их валентности. Это соответствует насыщаемости ковалентной связи.

36 Валентность – свойство атома данного элемента присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента По ТВС валентность равна числу неспаренных электронов на внешнем (валентном) уровне атома в основном или возбужденном состоянии

37 Валентность атома углерода C 2s 2 2p 2 C* 2s 1 2p 3 V = 2 V = 4O=C=O C=O

38 Валентность атомов кислорода и серы O 2s 2 2p 4 S 3s 2 3p 4 3d 0 V = 2 V = 2,4,6 H2OH2O H 2 S, SO, SO 2, SO 3

39 Направленность ковалентной связи Ковалентная связь образуется в направлении максимального перекрывания орбиталей, образующих общую электронную пару

40 Способы перекрывания электронных облаков

41 Природа орбиталей и форма молекул

42 Молекула, 0 АтомR, Å H2OH2O104,5O0,66 H2SH2S92S1,05 H 2 Se91Se1,16

43 Гибридизация АО Гибридизация (смешивание) АО происходит в случае образования атомом нескольких химических связей за счет электронов разных подуровней Гибридизация приводит к наиболее эффективному (максимальному) перекрыванию АО и поэтому энергетически выгодна.

44 Форма sp-гибридной орбитали

45 Гибридизация валентных орбиталей

46 Гибридизация АО углерода при образовании молекулы метана

47 Гибридизация АО азота при образовании молекулы аммиака

48 КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ ТЕОРИЯ МОЛЕКУЛЯРНЫХ ОРБИТАЛЕЙ (ТМО) (Малликен, Ф.Гунд, Дж.Леннард- Джонс)

49 Недостатки ТВС ТВС не объясняет существования иона Н 2 + (Е св =256 кДж/моль) ТВС не объясняет парамагнитность молекулы О 2 На основе ТВС трудно объяснить факты упрочнения ХС в некоторых молекулах при отрыве от них электрона

50 Недостатки ТВС (пример) О2О2 О2+О2+ F2F2 F2+F2+ Е св, кДж/моль [Н.Л.Глинка. Общая химия]

51 Основные положения ТМО Модель. Молекула - система из ядер и электронов (по ТВС молекула - совокупность атомов). В молекуле электроны занимают молекулярные орбитали (МО). Структура и характеристики МО определяют свойства молекулы.

52 Основные положения Некоторые МО совпадают с АО, т.е. электроны (особенно внутренние) сохраняют свою атомную природу. Другие МО имеют сложную структуру (часто МО рассматривают как линейную комбинацию АО, ЛКАО).

53 Образование МО (закономерности) 1. При взаимодействии АО образуется такое же число МО. Энергия МО может быть ниже (связывающие МО), выше (разрыхляющие МО) или равна (несвязывающие МО) энергии соответствующих АО.

54

55 Пример

56 Пример

57 2. Для того, чтобы АО взаимодействовали, они должны удовлетворять следующим условиям: 1) иметь близкие энергии; 2) должны перекрываться; 3) иметь соответствующую симметрию (одинаковую симметрию относительно линии связи).

58 Молекула Е св., кДж/моль При возрастании радиусов взаимодействующих атомов (R) энергия химической связи (Е св ) уменьшается, так как уменьшается степень перекрывания взаимодействующих АО. H2H2 432 Li Na 2 71 K2K2 50

59 3. Типы МО По симметрии МО двухатомной молекулы делятся на следующие типы: 1) - есть ось симметрии С 2) - есть плоскость симметрии 3) - есть две взаимно перпендикулярные плоскости симметрии. 3. Типы МО По симметрии МО двухатомной молекулы делятся на следующие типы: 1) - есть ось симметрии С 2) - есть плоскость симметрии 3) - есть две взаимно перпендикулярные плоскости симметрии.

60 Примеры и -связей

61 Заполнение электронами МО происходит по тем же правилам, что и заполнение электронами АО в атоме (Принцип Паули, Правило наименьшего запаса энергии, Правило Хунда).

62 Присутствие электронов на связывающей МО уменьшает энергию системы (молекулы) по сравнению с энергией невзаимодействующих атомов. Присутствие электронов на разрыхляющих МО дестабилизирует систему, то есть ее энергия повышается по сравнению с энергией невзаимодействующих атомов.

63 Стабильность молекулы характеризуется порядком связи (n): n = 0,5 (n ē св - n ē разр ), где n ē св - число электронов на связывающих МО и n ē разр - число электронов на разрыхляющих МО.

64 МО ДВУХАТОМНЫХ ГОМОЯДЕРНЫХ МОЛЕКУЛ

65 Двухатомные молекулы элементов I периода

66 Молекулярный ион Н 2 + Е усл.ед. 1s св разр * 1s АО МО АО

67 Молекула Н 2 Е усл.ед. 1s св разр * 1s АО МО АО

68 Молекулярный ион Не 2 + Е усл.ед. 1s св разр * 1s АО МО АО

69 Молекула Не 2 Е усл.ед. 1s св разр * 1s АО МО АО

70 Молекула ЭКn Энергия связи (Е, кДж) Длина связи (R, Å) Дипольн ый момент H2+H2+ 1 ½2561,06>0 H2H ,740 He *1 ½2301,08>0 He 2 2 *2 0---

71 Молекулярные орбитали гомоядерных двухатомных молекул элементов второго периода (начало) Е, усл.ед АО МО 2s 2p АО * * 2s 2p s s x y z z x y * *

72 Молекулярные орбитали гомоядерных двухатомных молекул элементов второго периода (окончание)

73 Молекулярные орбитали молекулы кислорода

74 О 2 (12 электронов) σ s 2 σ s *2 σ z 2 σ z *2 π x 2 π y 2 π x * 1 π y * 1 n = 0,5(8-4)=2; R=1,21 Å; Е = 494 кДж/моль; µ > 0

75 Влияние на длину связи числа электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях Молекула Связыва- ющие МО Разрыхля- ющие МО R, Å O2+O2+ 831,12 O2O2 841,21 O2-O2- 851,26

76 ИОННАЯ СВЯЗЬ (Коссель, 1916 г)

77 Ионная связь – электростатическая связь между ионами противоположного знака. Ионная связь – это предельный случай полярной ковалентной связи. Ионная связь – невалентный тип связи.

78 Пример 1 H 2 Н-Н ковалентная неполярная связь (Δ ОЭО = 0) HCl H-Cl ковалентная полярная связь (Δ ОЭО = 3,0-2,1=0,9) NaCl Na + Cl - ионная связь (Δ ОЭО = 3,0-0,9 = 2,1, то есть больше 1,7)

79 Образование связей в кристалле хлорида натрия 1) Na Na + + e – E иониз E иониз = 494 кДж/моль 2) Cl + e Cl – + E сродства E сродства = 347 кДж/моль 3) Na + + Cl – Na Cl + E кулон E кулон = 587 кДж/моль E св = E кулон + E сродства - E иониз = =440 (кДж/моль)

80 Свойства ионной связи Ионная связь – ненасыщаемая, ненаправленная

81 ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ

82

83

84 Водородная связь – межмолекулярная или внутримолекулярная связь между атомом водорода группы Х-Н (Х=О, S, N, …) и высокоэлектроотрицательным атомом (F, O, N …) другой молекулы или другой части молекулы.

85 H O H H O H Межмолекулярная водородная связь +δ+δ -δ-δ +δ+δ -δ-δ -δ-δ

86 В-воТ кип, ºС Н2ОН2О100 Н2SН2S-61 Н 2 Se-42 Н 2 Te-2 Влияние водородной связи на температуру кипения

87 Внутримолекулярная водородная связь N O H + -

88 Образование МВС между достаточно сложными молекулами требует их структурного соответствия (комплементарности). Комплементарность – пространственное соответствие структур двух молекул (разных или одинаковых), благодаря которому возможно образование между ними ВС и осуществление межмолекулярных взаимодействий.

89 Гуанин Цитозин

90 Энергия водородной связи (8-150 кДж/моль) значительно меньше энергии ковалентной связи ( кДж/моль)