Химическая связь презентация

Содержание

Слайд 2

Химическая связь

Химическая связь - это понижение энергии атомов при образовании молекулы.

Химическая связь Химическая связь - это понижение энергии атомов при образовании молекулы.

Слайд 3

Параметры химической связи:

Энергия
Длина
Валентный угол
Кратность
Полярность

Параметры химической связи: Энергия Длина Валентный угол Кратность Полярность

Слайд 4

Длина связи

Длина связи – это расстояние между связанными атомами или между

Длина связи Длина связи – это расстояние между связанными атомами или между их ядрами.
их ядрами.

Слайд 5

Валентный угол

Валентный угол – это угол между воображаемыми линиями соединяющими центры

Валентный угол Валентный угол – это угол между воображаемыми линиями соединяющими центры атомов.
атомов.

Н2 ∠ (H-H) = 1800

H2O ∠ (H-O-H) = 104,50

Слайд 6

Энергия связи:

Энергией химической связи называется энергия которая выделяется при образовании связи

Энергия связи: Энергией химической связи называется энергия которая выделяется при образовании связи или
или которая затрачивается на ее разрыв.
Н2 = 2Н , Е(н-н) = 432 кДж.

Слайд 7

1А0 = 10-10м

Зависимость энергии связи от длины:

1А0 = 10-10м Зависимость энергии связи от длины:

Слайд 8

Химическая связь

Химической связью называется взаимодействие двух или нескольких атомов, которое приводит

Химическая связь Химической связью называется взаимодействие двух или нескольких атомов, которое приводит к
к образованию химически устойчивой многоатомной системы и характеризуется существенной перестройкой электронных оболочек связывающихся атомов.

Слайд 9

Кратность связи

Кратность связи – это количество связей образующихся между атомами.

Кратность связи Кратность связи – это количество связей образующихся между атомами.

Слайд 10

Примеры:

Примеры:

Слайд 11

Теории химической связи

Теории химической связи

Слайд 12

Теории химической связи

Льюис - теория ковалентной связи - химическая связь образуется

Теории химической связи Льюис - теория ковалентной связи - химическая связь образуется за
за счёт общей электронной пары, принадлежащей обоим атомам.
Коссель - теория ионной связи – молекулы образуются за счёт электростатического притяжения разноимённо заряженных ионов.

Слайд 13

Реальный заряд на атоме в соединении называют эффективным зарядом атома δ.

Реальный заряд на атоме в соединении называют эффективным зарядом атома δ.

Слайд 14

Чисто ионная связь практически никогда не образуется. Но во всех случаях

Чисто ионная связь практически никогда не образуется. Но во всех случаях при образовании
при образовании химической связи происходит обобществление электронов, т.е. возникает ковалентная связь.

Слайд 15

Полярность химической связи

Полярность химической связи

Слайд 16

Полярность химической связи

Полярность химической связи

Слайд 17

Полярность химической связи

Если электроотрицательность атомов образующих связь различна, то молекула является

Полярность химической связи Если электроотрицательность атомов образующих связь различна, то молекула является полярной
полярной и образует диполь, который характеризуется дипольным моментом.

⏐μ⏐ = q .l [μ] = Кл·м или в Дебаях: 1D = 3.3·10-30 Кл·м

l – расстояние между центрами тяжести зарядов
q – заряд электрона (1,6·10-19 Кл).

Слайд 18

Дипольный момент

Дипольный момент – это векторная величина.
Вектор дипольного момента направлен

Дипольный момент Дипольный момент – это векторная величина. Вектор дипольного момента направлен от
от положительного заряда к отрицательному.
Сложение дипольных моментов определяется сложением векторов по правилу параллелограмма.

Слайд 19

Дипольный момент

Н+

Н+

О2-

μ1=1,53D

μ2=1,53D

μ= μ1 + μ2 = 1,84D

μ

D = 3.3·10-30 Кл·м

Дипольный момент Н+ Н+ О2- μ1=1,53D μ2=1,53D μ= μ1 + μ2 = 1,84D

Слайд 20

Дипольный момент

Дипольный момент

Слайд 21

Типы химических связей

Ковалентная
а) неполярная
б) полярная
Ионная
Металлическая
Межмолекулярные связи:
а) водородная
б)

Типы химических связей Ковалентная а) неполярная б) полярная Ионная Металлическая Межмолекулярные связи: а)
силы Ван – дер - Ваальса

Слайд 22

Ковалентная связь

Ковалентная неполярная – это связь образующаяся между атомами с одинаковой

Ковалентная связь Ковалентная неполярная – это связь образующаяся между атомами с одинаковой электроотрицательностью.
электроотрицательностью.
Н – Н О = О
Ковалентная полярная – это связь образующаяся между атомами с разной электроотрицательностью.
Н – F C = O

Слайд 23

Ковалентная теория

Два основных подхода ковалентной теории, два квантово-механических метода: метод валентных

Ковалентная теория Два основных подхода ковалентной теории, два квантово-механических метода: метод валентных связей
связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).
Основоположники МВС - Гейтлер и Лондон (Германия) в 1927 г.

Слайд 24

Метод валентных связей (МВС)

Метод валентных связей (МВС)

Слайд 25

Образование химической связи в молекуле Н2

↑↑

↑↓

Образование химической связи в молекуле Н2 ↑↑ ↑↓

Слайд 27

Образование ковалентной связи

Образование химической связи согласно МВС происходит при условии:
спины электронов

Образование ковалентной связи Образование химической связи согласно МВС происходит при условии: спины электронов
сближающихся атомов антипараллельны
при сближении атомов происходит перекрывание электронных облаков, в результате образуется область повышенной электронной плотности
положительно заряженные ядра атомов притягиваются к этой области.

Слайд 28

Это Первый принцип МВС:
принцип локализованных электронных пар

Это Первый принцип МВС: принцип локализованных электронных пар

Слайд 29

Второй принцип МВС :
Принцип максимального перекрывания атомных орбиталей.
(связь образуется

Второй принцип МВС : Принцип максимального перекрывания атомных орбиталей. (связь образуется той орбиталью
той орбиталью атома, которая максимально перекрывается орбиталью другого атома, и в том направлении в котором перекрывание максимально).

Слайд 31

Свойства ковалентной связи

Насыщаемость – показывает, что атом образует не любое, а

Свойства ковалентной связи Насыщаемость – показывает, что атом образует не любое, а ограниченное
ограниченное количество связей. Их число зависит от количества не спаренных валентных электронов или свободных орбиталей.

Слайд 32

Свойства ковалентной связи

Свойства ковалентной связи

Слайд 33

Свойства ковалентной связи

Направленность – в зависимости от перекрывания и симметрии образованные

Свойства ковалентной связи Направленность – в зависимости от перекрывания и симметрии образованные орбитали
орбитали различают на сигма, пи и дельта связи.
σ- сигма
π - пи
δ - дельта

Слайд 36

σ - связь

Если перекрывание происходит вдоль линии соединяющей ядра атомов, то

σ - связь Если перекрывание происходит вдоль линии соединяющей ядра атомов, то это σ- связь.
это
σ- связь.

Слайд 38

π - связь

π – связь возникает при перекрывании электронных облаков по

π - связь π – связь возникает при перекрывании электронных облаков по обе
обе стороны от линии соединения атомов.

Слайд 39

δ - связь

δ - связь образуется за счет перекрывания всех

δ - связь δ - связь образуется за счет перекрывания всех четырех лопастей
четырех лопастей d – электронных облаков расположенных в параллельных плоскостях.

Слайд 41

Гибридизация атомных орбиталей

Гибридизация – это изменение первоначальной формы атомных орбиталей приводящее

Гибридизация атомных орбиталей Гибридизация – это изменение первоначальной формы атомных орбиталей приводящее к
к образованию гибридных орбиталей одинаковых по форме и по энергии.
Гибридная орбиталь имеет большую вытянутость по одну сторону от ядра.
Число гибридных атомных орбиталей равно числу участвующих в гибридизации исходных атомных орбиталей (АО).

Слайд 45

Тип гибридизации BeCl2

Тип гибридизации BeCl2

Слайд 47

Тип гибридизации BCl3

Тип гибридизации BCl3

Слайд 49

Тип гибридизации CH4

Тип гибридизации CH4

Слайд 50

sp3- гибридизация

Влияние количества неподеленных пар на геометрию молекул.

sp3- гибридизация Влияние количества неподеленных пар на геометрию молекул.

Слайд 51

Конфигурация молекул с ковалентными связями

Конфигурация молекул с ковалентными связями

Слайд 52

Геометрические структуры сложных молекул по Гиллеспи

Геометрические структуры сложных молекул по Гиллеспи

Слайд 53

Как определить тип гибридизации?

Нужно рассмотреть АО центрального атома в молекуле.
В гибридизации

Как определить тип гибридизации? Нужно рассмотреть АО центрального атома в молекуле. В гибридизации
участвуют АО, образующие σ – связи (по обменному или доннорно-акцепторному механизму), и неподелённые электронные пары.
АО, образующие π– связи, в гибридизации не участвуют!!!
Сначала нужно образовать все σ – связи, π– связи следует образовывать только после того, как определены все σ – связи.

Слайд 54

Достоинства МВС

1. МВС позволяет определить максимальную ковалентность. (максимальное число валентных атомных

Достоинства МВС 1. МВС позволяет определить максимальную ковалентность. (максимальное число валентных атомных орбиталей,
орбиталей, способных участвовать в образовании связей).
2. МВС позволяет не только объяснить, но и предсказать конфигурацию (геометрическую модель) молекулы.

Слайд 55

Недостатки МВС

1. МВС считает все связи локализованными, двухцентровыми.
2. МВС не

Недостатки МВС 1. МВС считает все связи локализованными, двухцентровыми. 2. МВС не может
может дать объяснение упрочнению химической связи в некоторых молекулах при ионизации. Например, во F2 энергия связи
155 кДж/моль, а в F2+ 320 кДж/моль.
В 2 раза больше! (Почему?)

Слайд 56

Поляризация и поляризуемость химической связи

Смещение электронов, осуществляющих химическую связь, в сторону

Поляризация и поляризуемость химической связи Смещение электронов, осуществляющих химическую связь, в сторону более
более электроотрицательного атома, называется поляризацией химической связи.
Способность химической связи к поляризации называют поляризуемостью химической связи.

Слайд 58

Метод молекулярных орбиталей (ММО)

В основе ММО лежит представление о химической связи

Метод молекулярных орбиталей (ММО) В основе ММО лежит представление о химической связи как
как движении всех электронов в суммарном поле всех ядер молекулы.

Слайд 59

Основные положения ММО

Основные положения ММО

Слайд 60

Основные положения ММО

МО - делокализованные и многоцентровые.
АО должны быть близкими

Основные положения ММО МО - делокализованные и многоцентровые. АО должны быть близкими по
по энергии, перекрываться в заметной степени, иметь подходящую симметрию.
Из n АО образуется n МО (т. е., из каждых двух АО образуются две МО: одна – связывающая, другая – разрыхляющая).
Энергия связывающей МО меньше энергии разрыхляющей МО.
МО обозначают: σ, π, δ, ϕ

Слайд 61

Основные положения ММО

Связывающая МО – МО, энергия которой ниже энергии исходных

Основные положения ММО Связывающая МО – МО, энергия которой ниже энергии исходных АО.
АО.
Разрыхляющая МО - МО, энергия которой выше энергии исходных АО.

Слайд 62

Модель образования σсв и σр МО


σр МО

σсв

s AO

s AO

Модель образования σсв и σр МО σр МО σсв s AO s AO

Слайд 63

Метод МО, молекула Н2

Метод МО, молекула Н2

Слайд 64

Метод МО, молекула Н2

Метод МО, молекула Н2

Слайд 65

Схема образования σ и π

связывающих и разрыхляющих МО при комбинации атомных

Схема образования σ и π связывающих и разрыхляющих МО при комбинации атомных орбиталей
орбиталей
s и s
pz и pz
px и px

Слайд 67

Двухатомные гомоядерные молекулы элементов второго периода

валентные орбитали атомов одинаковы: 2s -,

Двухатомные гомоядерные молекулы элементов второго периода валентные орбитали атомов одинаковы: 2s -, 2px
2px - , 2py - , 2pz.
2s – орбитали при сложении образуют σsсв - МО, при вычитании - σsразр..
2px – АО при сложении образуют связывающую МО – σxсв , при вычитании – разрыхляющую МО - σxразр..

Слайд 68

2pz АО при сложении образуют πzсвяз. – и πzразр. – МО.

2pz АО при сложении образуют πzсвяз. – и πzразр. – МО. Аналогично 2py
Аналогично 2py – АО образуют πyсвяз. – и πyразр. – МО.
π zсвяз. – и πyсвяз. – МО по энергии одинаковы, также πxразр. – и πyразр. – МО имеют равную энергию и располагаются на диаграмме на одном уровне.
Из 8 АО получаем 8 МО.

Слайд 69

Метод МО

Метод МО

Слайд 70

Метод МО

Метод МО

Слайд 71

ММО объясняет изменение прочности связи при ионизации молекул.

Удаление связывающего электрона (например,

ММО объясняет изменение прочности связи при ионизации молекул. Удаление связывающего электрона (например, из
из В2, С2, N2) приводит к уменьшению энергии связи.
Удаление электрона с разрыхляющей орбитали (например, из О2 и F2) приводит к упрочнению связи (повышению Есв).
Добавление электрона на связывающую МО увеличивает, а на разрыхляющую МО уменьшает энергию связи.

Слайд 72

Двухатомные гетероядерные молекулы

в связывающую МО больший вклад вносят АО более ЭО-го

Двухатомные гетероядерные молекулы в связывающую МО больший вклад вносят АО более ЭО-го атома,
атома, а в разрыхляющую МО – АО менее электроотрицательного атома. Поэтому электронная плотность связывающих электронов сильно смещена к более ЭО-му атому, а электронная плотность разрыхляющих электронов – к менее ЭО-му.
Т.о. МО не симетричны.

Слайд 73

Метод МО

Метод МО

Слайд 74

Трёхатомные линейные молекулы

Энергетическая диаграмма молекулы ВеН2
Орбитали более отрицательных атомов водорода (1s)

Трёхатомные линейные молекулы Энергетическая диаграмма молекулы ВеН2 Орбитали более отрицательных атомов водорода (1s)
лежат ниже АО атома Ве (2s, 2px, 2py, 2pz).
1s –АО двух атомов водорода образуют σ – связи с 2s и 2px – АО атома бериллия.
2py и 2pz – АО бериллия в образовании связей не участвуют и остаются в молекуле с той же энергией. Это несвязывающие МО – πyнесв. и πzнесв..

Слайд 75

Достоинства ММО

ММО позволяет:
1) рассчитать распределение электронной плотности в молекуле;
2) определить энергию

Достоинства ММО ММО позволяет: 1) рассчитать распределение электронной плотности в молекуле; 2) определить
связи;
3) кратность связи;
4) объяснить электронные спектры молекул;
5) объяснить магнитные свойства молекул.

Слайд 76

Общее в МВС и ММО

Химическая связь - обобщение электронов.
Для образования

Общее в МВС и ММО Химическая связь - обобщение электронов. Для образования связи необходимо перекрывание орбиталей.
связи необходимо перекрывание орбиталей.

Слайд 77

Различие МВС и ММО

1) ММО основывается на делокализации не только π

Различие МВС и ММО 1) ММО основывается на делокализации не только π -
- , но и σ – связей. В МВС связь – двухцентровая.
2) Согласно МВС связь двухэлектронная. В ММО нет этого ограничения.
3) МВС чётко противопоставляет два механизма образования химической связи в отличие от ММО.

Слайд 78

Ионная связь

Ионная связь

Слайд 79

Ионная связь
Энергия связи определяется силами электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов
Ионные

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

Слайд 80

Ненасыщаемость и ненаправленность

Правило Магнуса – Гольдшмидта: координационное число для данного

Ненасыщаемость и ненаправленность Правило Магнуса – Гольдшмидта: координационное число для данного иона (шара)
иона (шара) определяется тем, сколько противоионов (жёстких шаров) можно вокруг него разместить, т.е. зависит от ионного радиуса.

Слайд 81

Ненасыщаемость и ненаправленность

Ион притягивает независимо от направления неограниченное число противоположно

Ненасыщаемость и ненаправленность Ион притягивает независимо от направления неограниченное число противоположно заряженных ионов
заряженных ионов из-за сил электростатического взаимодействия.
Взаимное отталкивание противоионов ограничивает их число в окружении каждого иона.

Слайд 82

Ионная связь

Ионные соединения при обычных условиях – твердые и прочные, но

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

Слайд 83

Водородная связь это связь между сильно электроотрицательными атомами посредством атома водорода.
Водородная

Водородная связь это связь между сильно электроотрицательными атомами посредством атома водорода. Водородная связь
связь осуществляется только между атома водорода и атомами фтора, кислорода, азота, реже хлора, серы, углерода.

Слайд 84

X – H … Y
H2O … H – O – H
F

X – H … Y H2O … H – O – H F
– Н … F – Н

Слайд 87

Водородная связь в ДНК

Водородная связь в ДНК

Слайд 88

Металлическая связь

Металлическая связь

Слайд 89

Металлическая связь

Особенности
1.Высокая электропроводность и теплопроводность.
2. Высокое координационное число атомов.

Металлическая связь Особенности 1.Высокая электропроводность и теплопроводность. 2. Высокое координационное число атомов.

Слайд 90

Металлическая связь

Описывают только с помощью ММО - зонной теорией кристаллов.
Зона, занятая

Металлическая связь Описывают только с помощью ММО - зонной теорией кристаллов. Зона, занятая
валентными электронами - валентная зона (ВЗ).
Зона, расположенная по энергии выше валентной зоны (вакантная зона) называется зоной проводимости (ЗП).

Слайд 91

Металлическая связь

Между валентной зоной и зоной проводимости - зона, в которой

Металлическая связь Между валентной зоной и зоной проводимости - зона, в которой нет
нет разрешённых уровней – запрещённая зона (ЗЗ).
Если ширина ЗЗ больше 3 эВ, то кристалл является диэлектриком; 1,1 – 3 эВ – полупроводником. Если ЗЗ отсутствует, то вещество является проводником.
Все металлы - проводники (в них ЗЗ нет).
Имя файла: Химическая-связь.pptx
Количество просмотров: 73
Количество скачиваний: 0