Слайд 2
![Химическая связь Молекулы химических веществ представляют собой сложную систему атомных](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-1.jpg)
Химическая связь
Молекулы химических веществ представляют собой сложную систему атомных ядер и
электронов. Атомы в молекуле удерживаются преимущественно силами электростатического характера. В этом случае говорят, что они связаны химической связью. Химическая связь осуществляется s- и p-электронами внешнего и d-электронами предпоследнего слоя. Эта связь характеризуется следующими параметрами:
1. Длиной связи – межъядерным расстоянием между двумя химически связанными атомами.
2. Валентным углом – углом между воображаемыми линиями, проходящими через центры химически связанных атомов.
3. Энергией связи – количеством энергии, затрачиваемой на ее разрыв в газообразном состоянии.
4. Кратностью связи – числом электронных пар, посредством которых осуществляется химическая связь между атомами.
Слайд 3
![Пространственные конфигурации s-, p- и d-орбиталей](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-2.jpg)
Пространственные конфигурации
s-, p- и d-орбиталей
Слайд 4
![Формы атомных орбиталей](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-3.jpg)
Слайд 5
![три вида: σ-, π- и δ- связи σ-связь осуществляется при](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-4.jpg)
три вида: σ-, π- и δ- связи
σ-связь осуществляется при перекрывании
облаков вдоль линии, соединяющей центры атомов, при этом максимальная электронная плотность достигается в межъядерном пространстве и имеет цилиндрическую симметрию относительно линии, соединяющей центры атомов.
π -связи возникают при перекрывании электронных облаков над и под линией, соединяющей центры атомов. Суммарные электронные облака также симметрично расположены относительно этой оси, но они не имеют цилиндрической симметрии, как в случае σ-связи. В силу своего пространственного расположения π-связь образуют электроны на таких парах орбиталей как pY – pY, pZ – pZ, pY – dXY.
δ -связь образуют только d-электроны за счет перекрывания всех четырех своих лепестков электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях. Такое возможно, когда в образовании связи участвуют dXY – dXY, dXZ – dXZ, dYZ – dYZ-электроны.
Слайд 6
![Пример образования σ-связи](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-5.jpg)
Пример образования σ-связи
Слайд 7
![Примеры образования π- и δ -связей](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-6.jpg)
Примеры образования
π- и δ -связей
Слайд 8
![Ковалентная химическая связь Методы описания природы ковалентной связи 1.Теория Льюиса](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-7.jpg)
Ковалентная химическая связь
Методы описания природы ковалентной связи
1.Теория Льюиса – Косселя (построение
структурных, электроно-графических формул молекул и ионов, определение геометрии по методу ОВЭП )
2.Метод валентных связей (МВС) (объяснение насыщаемости ковалентной связи и валентных возможностей атомов, геометрии молекул, полярности и поляризуемости молекул)
3.Метод молекулярных орбиталей (ММО) (объяснение устойчивости молекул и ионов, магнитных свойств, спектральных свойств, окраски молекул и ионов, энергии ионизации)
МВС и ММО основаны на квантово-механических расчетах и дополняют друг друга
Слайд 9
![Теория Льюиса – Косселя правило октета: при образовании связи атом стремится приобрести конфигурацию благородного газа](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-8.jpg)
Теория Льюиса – Косселя
правило октета: при образовании связи атом стремится
приобрести конфигурацию благородного газа
Слайд 10
![Электронографические формулы молекул](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-9.jpg)
Электронографические формулы молекул
Слайд 11
![Изменение потенциальной энергии системы из 2х атомов водорода Н-Н как функции расстояния между ними](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-10.jpg)
Изменение потенциальной энергии системы из 2х атомов водорода Н-Н как функции
расстояния между ними
Слайд 12
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-11.jpg)
Слайд 13
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-12.jpg)
Слайд 14
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-13.jpg)
Слайд 15
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-14.jpg)
Слайд 16
![Геометрическая форма молекул Полярность молекул](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-15.jpg)
Геометрическая форма молекул
Полярность молекул
Слайд 17
![Классификация видов химической связи по распределению электронной плотности 1) ковалентная](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-16.jpg)
Классификация видов химической связи по распределению электронной плотности
1) ковалентная неполярная
2)
ковалентная полярная связь
3) ионная
Слайд 18
![1. Метод Валентных Связей 2. Метод Молекулярных Орбиталей МВС и](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-17.jpg)
1. Метод Валентных Связей
2. Метод Молекулярных Орбиталей
МВС и ММО
Электронная
пара, образующая химическую связь находится в общем пользовании двух ядер. В этом случае движение каждого электрона будет описываться новой волновой функцией, являющейся решением уравнения Шредингера для этой системы.
Эта волновая функция отличается от атомных функций и называется молекулярной функцией, соответствующей определенной молекулярной орбитали.
Молекулярные орбитали характеризуются определенными значениями полной энергии системы. В молекуле, как и в атоме, существует последовательность энергетических уровней. Однако строгое решение уравнения Шредингера для них получить не представляется возможным и поэтому прибегают к приближенным методам расчета, отличающимся друг от друга способом задания молекулярной волновой функции. Наиболее широкое распространение получили два метода
Слайд 19
![Метод валентных связей В методе валентных связей химическая связь рассматривается](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-18.jpg)
Метод валентных связей
В методе валентных связей химическая связь рассматривается как
двухэлектронная и двухцентровая,
т. е. пара электронов, образующих связь, локализована в пространстве между двумя атомами и находится в их общем пользовании. Возможны два механизма образования общей электронной пары
Первый называется обменными заключается в спаривании двух электронов, принадлежащих разным атомам и имеющим противоположные спины. Его можно выразить следующей схемой:
Слайд 20
![Второй механизм, называемый донорно-акцепторным, приводит к образованию химической связи за](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-19.jpg)
Второй механизм, называемый донорно-акцепторным, приводит к образованию химической связи за
счет предоставления одним атомом в общее пользование пары электронов, а другим – свободной орбитали
Атом, предоставляющий электронную пару, называется донором, а атом, имеющий свободную орбиталь, – акцептором
Схема образования связи в этом случае выглядит так:
Слайд 21
![Теория гибридизации По правилу Гунда, в атоме появляется максимальное число](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-20.jpg)
Теория гибридизации
По правилу Гунда, в атоме появляется максимальное число неспаренных электронов.
Эта гипотеза получила название явления гибридизации, а орбитали, образующиеся в результате усреднения энергий подуровней, называются гибридными
В зависимости от того, какие орбитали участвуют в образовании гибридных орбиталей, рассматривают различные типы гибридизации и пространственные конфигурации образовавшихся гибридных орбиталей
Число получившихся гибридных орбиталей должно быть равно общему числу орбиталей, вступивших в гибридизацию
Слайд 22
![sp , sp2 , sp3 –гибридизация](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-21.jpg)
sp , sp2 , sp3 –гибридизация
Слайд 23
![Зависимость геометрии молекул от расположения атомов и электронных пар на поверхности сферы](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-22.jpg)
Зависимость геометрии молекул от расположения атомов и электронных пар на поверхности
сферы
Слайд 24
![Недостатки Метода Валентных Связей 1. Не объясняет магнитные свойства молекул](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-23.jpg)
Недостатки Метода Валентных Связей
1. Не объясняет магнитные свойства молекул
2. Не
рассматривается связь, образованную другим числом электронов (меньше 2)
3. Нельзя предсказать и объяснить спектральные свойства молекул
4. Не объясняет образование электронодефицитных и электроноизбыточных молекул
Слайд 25
![Схема образования связывающей и разрыхляющей молекулярных орбиталей.](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-24.jpg)
Схема образования связывающей
и разрыхляющей молекулярных орбиталей.
Слайд 26
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-25.jpg)
Слайд 27
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-26.jpg)
Слайд 28
![Распределение электронной плотности в молекуле Н2](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-27.jpg)
Распределение электронной плотности в молекуле Н2
Слайд 29
![Перекрывание АО](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-28.jpg)
Слайд 30
![Схема образования связывающих и разрыхляющих МО для 2р-атомных орбиталей](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-29.jpg)
Схема образования
связывающих и разрыхляющих МО
для 2р-атомных орбиталей
Слайд 31
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-30.jpg)
Слайд 32
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-31.jpg)
Слайд 33
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-32.jpg)
Слайд 34
![Энергетическая диаграмма АО и МО в молекуле Н2](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-33.jpg)
Энергетическая диаграмма АО и МО в молекуле Н2
Слайд 35
![Энергетическая диаграмма МО для гомоядерных молекул (на примере молекулы Н2)](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-34.jpg)
Энергетическая диаграмма МО для гомоядерных молекул
(на примере молекулы Н2)
Слайд 36
![Энергетическая диаграмма МО для гетероядерных молекул](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-35.jpg)
Энергетическая диаграмма МО для гетероядерных молекул
Слайд 37
![Описание молекулы по методу МО 1. Определить, какие АО перекрываются](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-36.jpg)
Описание молекулы по методу МО
1. Определить, какие АО перекрываются и
образуют МО
2. Построить энергетическую диаграмму МО молекулы (иона)
3. Распределить электроны по МО в соответствии с принципом наименьшей энергии, принципом Паули и правилом Гунда
4. Рассчитать порядок связи и оценить устойчивость молекулы (иона)
5. Предположить магнитные свойства молекулы (иона)
6. Сравнить энергию ионизации молекулы (иона) и исходных атомов
7. Спектральные свойства молекулы (иона)
Слайд 38
![Энергия, длина и порядок связи в двухатомных молекулах и ионах элементов 1 периода](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-37.jpg)
Энергия, длина и порядок связи в двухатомных молекулах и ионах элементов
1 периода
Слайд 39
![Энергетические диаграммы элементов I-го периода](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-38.jpg)
Энергетические диаграммы
элементов I-го периода
Слайд 40
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-39.jpg)
Слайд 41
![Энергетические диаграммы уровней двухатомных молекул при значительном и незначительном энергетическом различии атомных 2s- и 2p-орбиталей](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-40.jpg)
Энергетические диаграммы уровней двухатомных молекул при значительном и незначительном энергетическом различии
атомных 2s- и 2p-орбиталей
Слайд 42
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-41.jpg)
Слайд 43
![Энергетические диаграммы двухатомных молекул и ионов элементов второго периода ПСЭМ](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-42.jpg)
Энергетические диаграммы двухатомных молекул и ионов элементов второго периода ПСЭМ
Слайд 44
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-43.jpg)
Слайд 45
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-44.jpg)
Слайд 46
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-45.jpg)
Слайд 47
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-46.jpg)
Слайд 48
![Схема эксперимента, демонстрирующего наличие парамагнитных свойств у молекулы O2 При](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-47.jpg)
Схема эксперимента, демонстрирующего наличие парамагнитных свойств у молекулы O2
При наложении
магнитного поля образец жидкого O2 втягивается в поле
Слайд 49
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-48.jpg)
Слайд 50
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-49.jpg)
Слайд 51
![Энергетические диаграммы для иона NO+ (a) и молекулы СО (б).](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-50.jpg)
Энергетические диаграммы для иона NO+ (a) и молекулы СО (б).
Слайд 52
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-51.jpg)
Слайд 53
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-52.jpg)
Слайд 54
![Энергетическая диаграмма МО молекулы LiH](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-53.jpg)
Энергетическая диаграмма МО молекулы LiH
Слайд 55
![Энергетическая диаграмма МО молекулы HF](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-54.jpg)
Энергетическая диаграмма МО молекулы HF
Слайд 56
![Энергетическая диаграмма образования молекулы NH3 по методу МО ЛКАО](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-55.jpg)
Энергетическая диаграмма
образования молекулы NH3
по методу МО ЛКАО
Слайд 57
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-56.jpg)
Слайд 58
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-57.jpg)
Слайд 59
![](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/43572/slide-58.jpg)