Разделы презентаций


Химическая связь.ppt презентация, доклад

Содержание

Химическая связь - это различные виды взаимодействия, обуславливающие устойчивое существование двух- и многоатомных соединений.Условие возникновения химической связи - частичное перекрывание электронных оболочек атомов, вступивших в контакт друг с другом.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Слайд 2Химическая связь - это различные виды взаимодействия, обуславливающие устойчивое существование

двух- и многоатомных соединений.
Условие возникновения химической связи - частичное перекрывание

электронных оболочек атомов, вступивших в контакт друг с другом.
Химическая связь - это различные виды взаимодействия, обуславливающие устойчивое существование двух- и многоатомных соединений.Условие возникновения химической связи

Слайд 3Основные черты химической связи:
А) снижение общей энергии многоатомной системы по

сравнению с суммарной энергией изолированных частиц, из которых эта система

образована.
Б) Перераспределение электронной плотности в области связи по сравнению с простым наложением электронных плотностей несвязанных атомов, сближенных на расстояние связи.
Основные черты химической связи:А) снижение общей энергии многоатомной системы по сравнению с суммарной энергией изолированных частиц, из

Слайд 4Ковалентная связь.
Механизм образования ковалентной связи в молекуле Н2:
Н+ Н

= Н2; ΔН = - 436 кДж/моль
Энергия связи молекулы водорода

равна 436кДж/моль.
Это количество энергии, которое нужно затратить на разрыв 1 моля молекул водорода.
Ковалентная связь. Механизм образования ковалентной связи в молекуле Н2:Н+ Н = Н2; ΔН = - 436 кДж/мольЭнергия

Слайд 5По закону Гесса то же количество выделится при взаимодействии двух

атомов водорода.
Следовательно, система, состоящая из отдельных атомов водорода, неустойчива

по сравнению с системой из тех же атомов, но объединенных в молекулу.

По закону Гесса то же количество выделится при взаимодействии двух атомов водорода. Следовательно, система, состоящая из отдельных

Слайд 6Взаимодействие атомов водорода происходит или на стенках сосуда или в

присутствии других молекул, иначе молекула не образуется, поскольку выделяющаяся энергия

связи остается на образовавшейся молекуле.
Образуется возбужденная молекула, которая неустойчива и снова распадается на атомы:

Н(г) + Н(г) = Н2возб(г) = Н(г) + Н(г)

Взаимодействие атомов водорода происходит или на стенках сосуда или в присутствии других молекул, иначе молекула не образуется,

Слайд 7Поэтому добавление инертных газов ускоряет процесс:
Н(г)

+ Н(г) + М = Н2(г) + М*
Из уравнения

видно, что эта реакция - реакция третьего порядка:
V=kС2(Н2)С(М);
М –молекула газа.
Следовательно, скорость этой реакции прямо пропорциональна концентрации посторонних молекул.
Поэтому добавление инертных газов ускоряет процесс:   Н(г) + Н(г) + М = Н2(г) + М*

Слайд 8Объединяются атомы только с противоположными спинами.

На близких расстояниях, между

атомами возникают электростатические силы двух типов:
1) силы притяжения между ядром

одного атома и электроном другого;
2) силы отталкивания между ядрами атомов водорода и их электронами.
Объединяются атомы только с противоположными спинами. На близких расстояниях, между атомами возникают электростатические силы двух типов:1) силы

Слайд 9Проникновение электронных облаков взаимодействующих атомов друг в друга – это

перекрывание электронных облаков.

Между центрами ядер возникает молекулярное двух электронное облако,

обладающее максимальной электронной плотностью в пространстве между ядрами.
Проникновение электронных облаков взаимодействующих атомов друг в друга – это перекрывание электронных облаков.Между центрами ядер возникает молекулярное

Слайд 10Изменение потенциальной энергии Е системы из двух атомов Н в

зависимости от расстояния r между их центрами: 2-спины электронов параллельны;

1–спины электронов антипараллельны.

На больших расстояниях преобладают силы притяжения.
Когда сила отталкивания и притяжения выравниваются, достигается состояние минимума энергии. Это 436 кДж и расстояние 1=0,074нм.
Молекула, в образовании которой участвуют два идентичных атома называется гомонуклеарной.

Изменение потенциальной энергии Е системы из двух атомов Н в зависимости от расстояния r между их центрами:

Слайд 11Льюис предположил: устойчивые внешние электронные конфигурации у молекул могут возникнуть

в результате обобществления электронов.
Связь, образованная за счёт обобществлённой пары электронов,

поставляемых по одному от каждого атома называется ковалентной связью.
Льюис предположил: устойчивые внешние электронные конфигурации у молекул могут возникнуть в результате обобществления электронов.Связь, образованная за счёт

Слайд 12
Правило октета: стремление к созданию устойчивой электронной конфигурации благородного газа

(2-х или 8-и электронной) при образовании химической связи.

Правило октета: стремление к созданию устойчивой электронной конфигурации благородного газа (2-х или 8-и электронной) при образовании химической

Слайд 13Энергия и длина связи
Энергия выделяющаяся при образовании молекулы из

атомов - это энергия связи (Е, кДж/моль).
Чем больше энергия

химической связи, тем устойчивее молекула.
Оптимальное расстояние между ядрами, при котором система имеет минимальную энергию - это длина связи (lсв, нм), (минимум на кривой энергии).
Длина связи зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания.
Энергия и длина связи Энергия выделяющаяся при образовании молекулы из атомов - это энергия связи (Е, кДж/моль).

Слайд 14С уменьшением длины связи энергия связи растёт и соответственно, устойчивость

молекул увеличивается.

С уменьшением длины связи энергия связи растёт и соответственно, устойчивость молекул увеличивается.

Слайд 15Метод валентных связей (ВС)
1) Химическая связь между двумя атомами возникает

при перекрывании атомных орбиталей с образованием электронных пар.
2) Атомы, вступающие

в реакцию, обмениваются между собой электронами, образуя связывающие пары.

Метод валентных связей (ВС)1) Химическая связь между двумя атомами возникает при перекрывании атомных орбиталей с образованием электронных

Слайд 163) В соответствии с принципом Паули химическая связь образуется лишь

при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами
4) Характеристики химической связи (энергия,

длина, полярность и др.) определяются типом перекрывания атомных орбиталей.
3) В соответствии с принципом Паули химическая связь образуется лишь при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами4) Характеристики

Слайд 17При сближении атомов с антипараллельными спинами происходит уменьшение энергии системы,

т.к. увеличивается электронная плотность в пространстве между ядрами взаимодействующих атомов.
При

сближении атомов с параллельными спинами энергия системы возрастает, и молекула не образуется.
При сближении атомов с антипараллельными спинами происходит уменьшение энергии системы, т.к. увеличивается электронная плотность в пространстве между

Слайд 18В образовании химической связи участвуют электроны внешней оболочки.
Изображение молекул и

связей
Молекула HI

C2H2 N2
Связь H - I H2C = CH2 N ≡ N

Название Простая Двойная Тройная
связи

В образовании химической связи участвуют электроны внешней оболочки.Изображение молекул и связейМолекула      HI

Слайд 19В рассмотренных соединениях используется правило октета.
Ковалентная связь двух электронная, двуцентровая.


Присутствует в простых веществах (H2, O2, Cl2), в сложных веществах

(H2O, NH3) и в части кристаллов (алмаз, SiC).
В рассмотренных соединениях используется правило октета.Ковалентная связь двух электронная, двуцентровая. Присутствует в простых веществах (H2, O2, Cl2),

Слайд 20При образовании связи изменения претерпевает электронная структура внешних оболочек и

подоболочек атомов.
Расчет молекулы Н2О по методу валентных связей:

При образовании связи изменения претерпевает электронная структура внешних оболочек и подоболочек атомов.Расчет молекулы Н2О по методу валентных

Слайд 21Механизм образования ковалентной связи
Обменный механизм: каждый атом отдаёт

на образование общей электронной пары (ковалентной связи) по одному неспаренному

электрону.
Механизм образования НС1


Связи образованные р-орбиталями, если не принимать во внимание побочных факторов, располагаются под углом 900 друг к другу.

Механизм образования ковалентной связи Обменный механизм: каждый атом отдаёт на образование общей электронной пары (ковалентной связи) по

Слайд 22Образование молекулы Н2О
Атом кислорода имеет два неспаренных р-электрона, которые занимают

две орбитали, расположенные под углом 900 друг к другу, которые

реагируют с атомами водорода, т.е. угол между связями должен быть близок к 900, но угол в молекуле воды равен 104,50, т.к.:
1)Связь О-Н- полярная ковалентная связь: электроны оттянуты к атому кислорода и у атомов водорода появляется некоторый положительный заряд; отталкивание этих зарядов приводит к увеличению угла между связями.
2) Электроны, принадлежащие двум связям О-Н имеют одинаково направленные спины. Это ведет к появлению сил отталкивания.
Образование молекулы Н2ОАтом кислорода имеет два неспаренных р-электрона, которые занимают две орбитали, расположенные под углом 900 друг

Слайд 232) Донорно-акцепторный механизм:
Механизм образования ковалентной связи за счет двух электронного

облака одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора)

называется донорно-акцепторным.

Атом, предоставляющий не поделенную электронную пару, называется донором.
Атом, предоставляющий свободную орбиталь, называется акцептором.

2) Донорно-акцепторный механизм:Механизм образования ковалентной связи за счет двух электронного облака одного атома (донора) и свободной орбитали

Слайд 24Характеристики ковалентной связи
Полярность.
Связь осуществляется двумя одинаковыми атомами, область перекрывания

электронных облаков притягивается обоими ядрами с равной силой, максимум электронной

плотности располагается точно посередине между ядрами –эта связь неполярная.
При частичном смещении области перекрывания к одному из атомов образуется полярная связь. При полярной связи вероятность нахождения электронов у ядра одного атома выше, чем у другого.
Характеристики ковалентной связиПолярность. Связь осуществляется двумя одинаковыми атомами, область перекрывания электронных облаков притягивается обоими ядрами с равной

Слайд 25Способность атома перетягивать на себя область перекрывания электронных облаков зависит

от способности одного атома принимать электроны (от сродства к электрону)

и от способности другого атома отдавать электроны(от энергии ионизации).
Способность атома перетягивать на себя область перекрывания электронных облаков зависит от способности одного атома принимать электроны (от

Слайд 26Два атома А и В образуют молекулу АВ. Т.к. атомы

разные, то связь полярная.
Может быть два варианта реакции, зависящие от

способности атомов перетягивать электронную плотность:
1) А + В = А+В- 2) А + В = В+А-
Два атома А и В образуют молекулу АВ. Т.к. атомы разные, то связь полярная.Может быть два варианта

Слайд 27Образование молекулы А+В- можно разбить на две стадии:
Атом А отдает

электрон и затрачивается энергия ионизации:
А=А++е; ΔНиониз.А
2) Электрон принимается атомом

В, выделяется (или поглощается) энергия, равная сродству к электрону:
В + е= В -; -ΔНсрод.В
Образование молекулы А+В- можно разбить на две стадии:Атом А отдает электрон и затрачивается энергия ионизации: А=А++е; ΔНиониз.А2)

Слайд 28В сумме энергетические изменения составляет:
ΔНиониз.А -ΔНсрод.В
Для второго варианта:
ΔНиониз.В

-ΔНсрод.А
При
ΔНиониз.В-ΔНсрод.А>ΔНиониз.А-ΔНсрод.В
образуются ионы А+ и В-, а

не А- и В+
В сумме энергетические изменения составляет:ΔНиониз.А -ΔНсрод.В Для второго варианта: ΔНиониз.В -ΔНсрод.А При ΔНиониз.В-ΔНсрод.А>ΔНиониз.А-ΔНсрод.В образуются ионы А+ и

Слайд 29Неравенство можно переписать в виде:
ΔНиониз.В +ΔНсрод.В> ΔНиониз.А +ΔНсрод. А



ΔНиониз+ΔНсрод-электроотрицательность

Неравенство можно переписать в виде: ΔНиониз.В +ΔНсрод.В> ΔНиониз.А +ΔНсрод. А ΔНиониз+ΔНсрод-электроотрицательность

Слайд 30Электроотрицательность позволяет сравнивать атомы по их способности оттягивать электронную плотность

при образовании химической связи.
Электроотрицательность фтора:
ЭОF=ΔНиониз.F+ΔНсрод.F=1680,6+322,3=2000 кДж/моль
Электроотрицательность лития:
ЭОLi=ΔНиониз.Li+ΔНсрод.Li=520,1+59,8 = 580 кДж/моль
Поэтому

способность оттягивать на себя электронную плотность у фтора выше и молекула LiF сильно полярна.
Электроотрицательность позволяет сравнивать атомы по их способности оттягивать электронную плотность при образовании химической связи.Электроотрицательность фтора:ЭОF=ΔНиониз.F+ΔНсрод.F=1680,6+322,3=2000 кДж/мольЭлектроотрицательность лития:ЭОLi=ΔНиониз.Li+ΔНсрод.Li=520,1+59,8

Слайд 31Электрический момент диполя μм - равен векторной сумме электрических моментов

диполей связей, имеющихся в молекуле.
Если молекула состоит из одинаковых атомов,

или имеются равноценные заместители и при этом у неё симметричная структура, то молекула неполярная, в следствие, симметричного распределения электрических зарядов по отношению к связи.

Электрический момент диполя μм - равен векторной сумме электрических моментов диполей связей, имеющихся в молекуле.Если молекула состоит

Слайд 32= ql
1-расстояние между центрами положительных и отрицательных зарядов.
Единица измерения

- D - дебай

= ql1-расстояние между центрами положительных и отрицательных зарядов. Единица измерения - D - дебай

Слайд 33Дипольный момент, приходящийся на связь, рассматривают как вектор. При этом

надо учитывать вклад в дипольный момент неподеленных пар электронов.
Например, молекула

СО
С –акцептор, О-донор:

Дипольный момент, приходящийся на связь, рассматривают как вектор. При этом надо учитывать вклад в дипольный момент неподеленных

Слайд 34Дипольный момент многоатомной молекулы можно считать равным векторной сумме дипольных

моментов всех связей (пренебрегая их взаимным влиянием).
Рассмотрим молекулу аммиака:

из двух вариантов строения молекулы выбираем второе, т.к. измерения показывают, что молекула полярна.

Дипольный момент многоатомной молекулы можно считать равным векторной сумме дипольных моментов всех связей (пренебрегая их взаимным влиянием).

Слайд 35Синтезировали дихлорбензол С6Н4С12 с дипольным моментом μ, какой из трех:
Рассчитаем

для каждого дипольный момент:
Был получен мета изомер, т.к. остальные

не подходят по дипольному моменту.
Синтезировали дихлорбензол С6Н4С12 с дипольным моментом μ, какой из трех:Рассчитаем для каждого дипольный момент: Был получен мета

Слайд 36Необходимо учитывать природу многоатомных заместителей в молекуле.
Например, нитробензол и

толуол.
NО2- электронакцепторный заместитель: в связи С-N электронная плотность сдвигается к

азоту.
В толуоле СН3 – электрондонорный заместитель: в связи С-С электронная плотность смещается к углероду бензольного кольца.

Необходимо учитывать природу многоатомных заместителей в молекуле. Например, нитробензол и толуол.NО2- электронакцепторный заместитель: в связи С-N электронная

Слайд 37Эффективные заряды.
Эффективные заряды (δ) - (в единицах электрона), выражают ассиметрию

электронного облака, они условны, т.к. электронное облако делокализовано и его

нельзя разделить между ядрами.
Под влиянием внешнего поля эффективные заряды увеличиваются вплоть до значения, отвечающего ионной связи.
Эффективный заряд тем больше, чем больше поляризуемость, которая увеличивается с увеличением электроотрицательности.
Эффективные заряды.Эффективные заряды (δ) - (в единицах электрона), выражают ассиметрию электронного облака, они условны, т.к. электронное облако

Слайд 38Значения эффективных зарядов в подгруппе уменьшаются, например:
δF = 0,45,

δС1=0,2, δВr=0,12, δI=0,05.
В соединениях одного и того же элемента эффективный

заряд падает с увеличением степени окисления
Сr+2С12(δСr=1,9); Сr+3С13(δСr=1,3); К2Сr+6О4(δСr=0,2)
Чем выше формальная валентность, тем больше доля ковалентной связи. Это обусловлено уменьшением полярности связей по мере увеличения числа связей.
Значения эффективных зарядов в подгруппе уменьшаются, например: δF = 0,45, δС1=0,2, δВr=0,12, δI=0,05.В соединениях одного и того

Слайд 39Поляризуемость, (α) - способность молекулы становиться полярной (или более полярной)

под действием внешнего электрического поля.
В электрическом поле происходит смещение

электронных оболочек в сторону положительно зараженной пластины, а ядер в сторону отрицательно заряженной пластины. В результате поляризации может произойти полный разрыв связи.
катализатор НОН
Н* + Cl* ← НСl → H+ + Cl-
гомолитический гетеролитический
разрыв разрыв
Поляризуемость, (α) - способность молекулы становиться полярной (или более полярной) под действием внешнего электрического поля. В электрическом

Слайд 40Насыщаемость.
Насыщаемость-невозможность присоединения других атомов к атому, у которого использованы все

валентные электроны для образования электронных пар.
В химическом взаимодействии участвуют электроны

только внешних энергетических уровней, число которых ограниченно.
Насыщаемость атома определяет его валентность.

Насыщаемость.Насыщаемость-невозможность присоединения других атомов к атому, у которого использованы все валентные электроны для образования электронных пар.В химическом

Слайд 41Валентность - число связей, которые данный атом может образовать с

другими атомами.
Определяется числом неспаренных электронов, принимающих участие в образовании

химической связи.


Валентность - число связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Определяется числом неспаренных электронов, принимающих

Слайд 42Например, углерод в основном состоянии имеет структуру:



Например, углерод в основном состоянии имеет структуру:

Слайд 43При возбуждении атома – происходит разъединение 2s электронов и переход

одного из них на 2р орбиталь.


Распаривание требует затрат энергии,

которая компенсируется энергией выделяющейся при образовании общих электронных пар.
Если затраты энергии на распаривание превышают энергию связи, то такие системы не существуют.
При возбуждении атома – происходит разъединение 2s электронов и переход одного из них на 2р орбиталь. Распаривание

Слайд 44Суммарная валентность равна числу неспаренных электронов (обменный механизм) плюс число

связей, образованных по донорно-акцепторному механизму.

Суммарная валентность равна числу неспаренных электронов (обменный механизм) плюс число связей, образованных по донорно-акцепторному механизму.

Слайд 45Направленность.
Атомные орбитали пространственно ориентированы, и перекрывание электронных облаков происходит по

определенным направлениям .
Связь, образованная перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра

взаимодействующих атомов, называется σ - связью.
Особенность σ - связи – возможность свободного вращения фрагментов молекулы вокруг неё.
σ - связь обычно охватывает два атома и не простирается за их пределы. Она локализованная двух центровая связь. Обозначается Н - F, Cl – Cl.


Направленность.Атомные орбитали пространственно ориентированы, и перекрывание электронных облаков происходит по определенным направлениям .Связь, образованная перекрыванием АО по

Слайд 46Может возникать при перекрывании орбиталей s - s, р -

р, d-d-типа, а также различных способов их комбинаций.

Может возникать при перекрывании орбиталей s - s, р - р, d-d-типа, а также различных способов их

Слайд 47Связь, образованная перекрыванием АО по обе стороны линии, соединяющей ядра

– боковое перекрывание – называется π - связью.

Связь, образованная

перекрыванием d-орбиталей всеми четырьмя лепестками, называется δ - связью. π- и δ - связи разрываются при вращении фрагментов молекулы вокруг этих связей.
π- и δ- связи не имеют самостоятельного значения
Связь, образованная перекрыванием АО по обе стороны линии, соединяющей ядра – боковое перекрывание – называется π -

Слайд 48Число связей между атомами называется кратностью связи.
π – связи

в молекулах (ионах), у которых возможно несколько способов локализации связей

между атомами, называются делокализованными связями.
Например, структура 1,3 бутадиена может быть записана в двух формах:
СН2=СН-СН=СН2 или СН2-СН=СН-СН2
| |
В действительности нет ни той ни другой структуры, а гибридная структура:
СН2…….СН2…….СН2……..СН2
Число связей между атомами называется кратностью связи. π – связи в молекулах (ионах), у которых возможно несколько

Слайд 49Строение бензола является промежуточным между:

Правильно записывать структурную формулу бензола


Структурам (1) и (2) соответствуют волновые функции ψ1 и ψ2.

Волновая функция для бензола: ψ=с1ψ1+с2ψ2 предполагает равенство всех связей.
Структуры (1) и (2) отличаются перестановкой одинарных и двойных связей, и функции ψ соответствует меньшее значение энергии.
Строение бензола является промежуточным между: Правильно записывать структурную формулу бензола Структурам (1) и (2) соответствуют волновые функции

Слайд 50Для более точного решения вводятся ещё 3 структуры:

Волновая функция примет

вид:
ψ=с1ψ1+с2ψ2+с3ψ3+с4ψ4+с5ψ5.
Этот способ расчета химической связи называется методом наложения валентных

схем (теория резонанса): ψ = Σ сiψi.
ψi отвечает расположению связей в молекуле.
Для более точного решения вводятся ещё 3 структуры:Волновая функция примет вид: ψ=с1ψ1+с2ψ2+с3ψ3+с4ψ4+с5ψ5.Этот способ расчета химической связи называется

Слайд 51Гибридизация атомных орбиталей
Рассмотрим атом углерода 1s22s22p2.
В возбуждённом состоянии у него

4 неспаренных электрона 2s12p3

Атом углерода должен образовывать четыре неравноценные

связи: три связи направленные под углом 900 друг к другу (р – электроны), и одну связь, образованную s-электроном с произвольным направлением (s-электроны).
Однако все связи углеродного атома равноценны и направлены к вершинам тетраэдра (угол 109,50).
Гибридизация атомных орбиталейРассмотрим атом углерода 1s22s22p2.В возбуждённом состоянии у него 4 неспаренных электрона 2s12p3 Атом углерода должен

Слайд 52Гибридизация – это изменение формы атомной орбитали за счет комбинации

с другими атомными орбиталями иной симметрии этого же атома, в

результате возникают новые гибридные атомные орбитали промежуточной формы.

Гибридная орбиталь вытянута в одну сторону от ядра, что обуславливает более сильное перекрывание таких орбиталей, чем негибридных, с орбиталями электронов других атомов.

Гибридизация – это изменение формы атомной орбитали за счет комбинации с другими атомными орбиталями иной симметрии этого

Слайд 53Волновая функция гибридной орбитали:
ψгибрид =аψs +bψр(х)+сψр(у) +dψр(z) , а,

b, с, d- коэффициенты.
Гибридизация одной s и одной р-орбиталей.
ψ1=а1ψs+b1ψр
ψ2=а2ψs+b2ψр
Для

нахождения а1, а2, b1, b2 составим 4 уравнения :
1)Т.к. s и р волновые функции нормированы, то:
а12 + b12=1
а22 + b22 =1
2) Т.к. гибридные орбитали ортагональны, то: ⌡ψ1ψ2dυ=0
3) Т.к. связи одинаковы /а1/ = /а2/; /b1/ = /b2/.
Этим уравнениям отвечают значения коэффициентов
а1=а2=b1=-b2=1/√2.
Волновые гибридные функции определяются уравнениями :
ψ1= (1/√2)(ψs+ψр) ψ2= (1/√2)(ψs -ψр).
Волновая функция гибридной орбитали: ψгибрид =аψs +bψр(х)+сψр(у) +dψр(z) , а, b, с, d- коэффициенты.Гибридизация одной s и

Слайд 54Условия устойчивости гибридизации:
1) По сравнению с исходными атомными орбиталями гибридная

должна более полно перекрываться с орбиталью соседнего атома при образовании

связи.
2) В гибридизации могут участвовать атомные орбитали, которым соответствуют близкие энергетические уровни.
3) В гибридизации могут участвовать атомные орбитали с достаточно высокой электронной плотностью, с тем, чтобы при перекрывании гибридных атомных орбиталей был заметен выигрыш энергии по сравнению с перекрыванием исходных атомных орбиталей.
Условия устойчивости гибридизации:1) По сравнению с исходными атомными орбиталями гибридная должна более полно перекрываться с орбиталью соседнего

Слайд 55Виды гибридизации
sр – составлены из одной s– и одной

р - орбитали, всего их 2.
Две sр - гибридные орбитали

расположены на прямой линии, угол между ними 1800.
Пример: Молекула ВеН2 имеет две равноценные связи Ве-Н, расположенные под углом 1800. Связь Ве-Н полярная, из-за разной ЭО бериллия и водорода, но молекула в целом неполярна (μ=0),т.к. связи имеют противоположные направления. Из-за взаимного перекрывания всех неспаренных электронов молекула диамагнитна.
Виды гибридизации sр – составлены из одной s– и одной р - орбитали, всего их 2.Две sр

Слайд 56sр2- составлены из одной s и двух р - орбиталей,

всего их 3.
Три sр2–гибридные связи образуют правильный треугольник, атом

в центре, угол между связями 1200.
Пример: Молекула ВF3 имеет три равноценные связи, расположенные под углом 1200 . Связи полярные, т.к. бор и фтор имеют разные ЭО, но молекула в целом неполярна (μ=0), т.к. она симметричная с одинаковыми заместителями. Из-за взаимного перекрывания всех неспаренных электронов молекула диамагнитна.
sр2- составлены из одной s и двух р - орбиталей, всего их 3. Три sр2–гибридные связи образуют

Слайд 57sp3 - составлены из одной s и трёх р -

орбиталей, всего их 4.
Четыре sp3–гибридных связи образуют тетраэдр (правильная

трехгранная призма, в центре которой – атом), угол между связями – 109028'.
Пример: В молекуле метана у углерода четыре равноценных связей. Вследствие отсуствия неспаренных электронов молекула диамагнитна. Молекула неполярна, хотя связи С-Н полярны.
sp3 - составлены из одной s и трёх р - орбиталей, всего их 4. Четыре sp3–гибридных связи

Слайд 58Пространственная структура молекул
Двухатомные молекулы всегда линейны.
Геометрия трехатомных молекул зависит

от характера гибридизации орбиталей центрального атома.
Состояние sp-гибридизации-молекула линейна.
Пример: СО2.

Атомы кислорода соединены σ - связью с sp - гибридными орбиталями углерода, а оставшиеся две р - орбитали углерода перекрываются с р - орбиталями кислорода, давая π-связи.
В молекуле СО2 имеются две двойные связи во взаимно перпендикулярных плоскостях. О=С=О
Пространственная структура молекул Двухатомные молекулы всегда линейны.Геометрия трехатомных молекул зависит от характера гибридизации орбиталей центрального атома. Состояние

Слайд 59Состояние sp3-гибридизации - угловая структура
Пример: В молекуле воды угол

Н-С-Н составляет 105о, близок к тетраэдрическому. Считается, что в молекуле

воды имеет место sp3-гибридизация орбиталей кислорода. На двух орбиталях размещается по одному электрону, которые образуют связи с атомами водорода, а две орбитали занимают не поделенные электронные пары кислорода.
Состояние sp3-гибридизации - угловая структура Пример: В молекуле воды угол Н-С-Н составляет 105о, близок к тетраэдрическому. Считается,

Слайд 60Четырехатомные молекулы имеют два типа структур
Плоская структура.
Три заместителя

располагаются вокруг центрального атома с углом 120о между ними. Центральный

атом находится в состоянии sp2-гибридизации.
Пример : BС13

Трехгранная пирамида.
В каждом углу которой находится атом.
Пример: NH3.
Углы между связями HNH составляют 1080. Атом азота находится в состоянии sp3-гибридизации и пирамида постоянно выворачивается через плоскость ННН

Четырехатомные молекулы имеют два типа структур Плоская структура. Три заместителя располагаются вокруг центрального атома с углом 120о

Слайд 61Тяжелые элементы, из-за рыхлой структуры электронных оболочек связи чаще образуются

чистыми p- и f-орбиталями.
Элементы одной и той же подгруппы

могут образовывать аналогичные соединения, но с разной пространственной структурой.
Например, элементы V группы г/п образуют гидриды ЭН3 двух разных структур. NH3 имеет валентный угол между связями 1070, т.к. азот имеет sp3-тип гибридизацию, а в молекулах РН3, АsН3, SbН3 углы между связями точно равны 900, что свидетельствует об отсутствии гибридизации. Сверху вниз в п/г угол между связями у гидридов уменьшается, достигая 900, что говорит об изменении механизма образования молекул.
Это связано с ослаблением способности наружных электронных орбиталей гибридизоваться с увеличением числа электронных уровней.
Тяжелые элементы, из-за рыхлой структуры электронных оболочек связи чаще образуются чистыми p- и f-орбиталями. Элементы одной и

Слайд 62 В молекулах СН4, NН3, Н2О углерод, азот и кислород

имеют sp3 тип гибридизации, а угол связи изменяется 109028` у

СН4, 10703` у NH3, 1050 у Н2О.
Это обусловлено различием сил взаимного отталкивания орбиталей, заполненных только парой электронов, и орбиталей, перекрывающихся с атомом водорода.
В молекуле СН4 гибридных орбиталей, заполненных не поделенной электронной парой нет. В молекуле NН3 одна гибридная орбиталь, заполненна парой электронов, и она отталкивает в направлении от себя 3 остальных орбитали связи N-Н, уменьшая угол 1070,3`. В молекуле воды две отбитали с парами электронов. Их влияние на связи ещё сильнее, и угол НОН равен 1050.
В молекулах СН4, NН3, Н2О углерод, азот и кислород имеют sp3 тип гибридизации, а угол связи

Слайд 63Гибридизация с участием d – орбиталей
Конфигурации молекул: sp3d2,d2sp3 и

др.
6 гибридные орбитали, направленны от ядра к вершинам восьмиугольника (октаэдр)

под углом 900 относительно друг друга.
Заполнение гибридных орбиталей не поделенной электронной парой происходит по донорно-акцепторному механизму.
Такой механизм имеется в комплексных соединениях, например, ион [Fe(CN)6]3-
Гибридизация с участием d – орбиталей Конфигурации молекул: sp3d2,d2sp3 и др.6 гибридные орбитали, направленны от ядра к

Слайд 64Недостатки метода валентных связей
Постулируется участие в образовании связей пары электронов,

но существуют свободные радикалы, молекулярные ионы, такие как Н2+, в

которых связь образуется за счет одного электрона.
Свободные радикалы – это частицы, обладающие высокой реакционной способностью и содержащие неспаренные электроны.
2) Не объясняет магнитных свойств веществ.
Неспаренные электроны обуславливают магнитные свойства веществ.
Вещества, имеющие неспаренные электроны, парамагнитны, т.е. втягиваются в магнитное поле.
Вещества, не имеющие неспаренных электронов, диамагнитны, т.е. выталкиваются из магнитного поля.
Недостатки метода валентных связейПостулируется участие в образовании связей пары электронов, но существуют свободные радикалы, молекулярные ионы, такие

Слайд 65Атом кислорода имеет два неспаренных электрона.

На основании метода валентных связей

- при соединении двух атомов кислорода образуются две неподеленные пары

и неспаренных электронов в молекуле кислорода нет.
Но кислород имеет магнитные свойства, что доказывает наличие в молекуле кислорода неспаренных электрона, т.е. он парамагнитен.
Атом кислорода имеет два неспаренных электрона.На основании метода валентных связей - при соединении двух атомов кислорода образуются

Слайд 66Метод молекулярных орбиталей (МО)

В многоатомных системах (молекулах, кристаллах) валентные электроны

одновременно принадлежат всем связываемым атомам.
При образовании многоатомной частицы электроны попадают

в зону притяжения нескольких атомных ядер, т.е. становятся общими для всей частицы.
Метод молекулярных орбиталей (МО)В многоатомных системах (молекулах, кристаллах) валентные электроны одновременно принадлежат всем связываемым атомам.При образовании многоатомной

Слайд 673) В результате атомные орбитали трансформируются в молекулярные.
4) Молекула рассматривается

как единая система.
5) Образование МО энергетически выгодно, т.к. делокализация электронов

ведёт к уменьшению энергии системы.
6)Число электронов на молекулярных орбиталях равно сумме электронов на атомных орбиталях.

3) В результате атомные орбитали трансформируются в молекулярные.4) Молекула рассматривается как единая система.5) Образование МО энергетически выгодно,

Слайд 68Молекулярная орбиталь (МО) – волновая функция, которая описывает состояние электрона

в поле двух или нескольких атомов.
МО не принимающие участие в

химической связи называются несвязывающими.
Электроны на них обладают тем же запасом энергии, что в исходных атомных орбиталях.
МО охватывают всю молекулу, т.е. являются двух- или многоцентровыми.
Молекулярная орбиталь (МО) – волновая функция, которая описывает состояние электрона в поле двух или нескольких атомов.МО не

Слайд 69Метод ЛКАО
Волновая функция электрона в молекуле по методу МО

ЛКАО:
ϕМО=с1ϕАО1 + с2ϕАО2 +…+ сn ϕАОn
ϕАО1, ϕАО2,… ϕАОn –

волновые функции (атомные орбитали) электронов атомов, из которых образована данная молекула.
а с1, с2,….-коэффициенты.
Метод ЛКАО Волновая функция электрона в молекуле по методу МО ЛКАО: ϕМО=с1ϕАО1 + с2ϕАО2 +…+ сn ϕАОnϕАО1,

Слайд 70Перекрывание атомных орбиталей ψа и ψв соответствует сложению электронных плотностей,

и возникает молекулярная орбитальψ+:
ψ+=k1ψа+k2ψв
k-коэффициенты, учитывающие долю участия атомных

орбиталей в молекулярных.
Сложение осуществляется только с атомными орбиталями, имеющими антипараллельные спины.
Перекрывание атомных орбиталей ψа и ψв соответствует сложению электронных плотностей, и возникает молекулярная орбитальψ+: ψ+=k1ψа+k2ψв k-коэффициенты, учитывающие

Слайд 71Если спины электронов атомных орбиталей параллельны, то эти электроны отталкиваются,

и электронные плотности вычитаются :
ψ-=k1ψа-k2ψв.
Для описания электронного состояния

необходимо учитывать оба взаимодействия (сложение и вычитание атомных орбиталей).
Энергетическое состояние молекулы зависит от числа комбинаций операций сложения и вычитания.
Если спины электронов атомных орбиталей параллельны, то эти электроны отталкиваются, и электронные плотности вычитаются : ψ-=k1ψа-k2ψв. Для

Слайд 72При сложении, электронная плотность в области между ядрами возрастает и

образуется связь, энергия системы атомов понижается.
При знаке ''+'' получается связывающая

орбиталь.
МО, при обоазовании которой потенциальная энергия системы уменьшается по сравнению со свободными атомами, а система становится более устойчивой называется связывающей орбиталью.
При сложении, электронная плотность в области между ядрами возрастает и образуется связь, энергия системы атомов понижается.При знаке

Слайд 73При вычитании электронная плотность между ядрами равна нулю, атомы расталкиваются

и энергия системы двух атомов становится выше.
При знаке ''-'' получается

разрыхляющая орбиталь
МО, при образовании которой потенциальная энергия системы растет по сравнению со свободными атомами, делая систему неустойчивой называется разрыхляющей орбиталью.
При вычитании электронная плотность между ядрами равна нулю, атомы расталкиваются и энергия системы двух атомов становится выше.При

Слайд 74Образование связывающей и разрыхляющей молекулярной орбитали из атомных s-орбиталей.

Образование связывающей и разрыхляющей молекулярной орбитали из атомных s-орбиталей.

Слайд 75Две атомные s – орбитали дают две молекулярные орбитали: σсвs

и σразрs, на которых может быть размещено всего четыре электрона.


Энергетический уровень σ связывающей орбитали ниже, чем σ разрыхляющей.

МО, получающиеся при комбинации s атомных орбиталей называются σs МО.

Две атомные s – орбитали дают две молекулярные орбитали: σсвs и σразрs, на которых может быть размещено

Слайд 76При комбинации 2рх атомный орбиталей образуются две σх МО (где

х – линия, соединяющая ядра атомов) - σсв2р(х) и σразр2р(х).



При комбинации 2рх атомный орбиталей образуются две σх МО (где х – линия, соединяющая ядра атомов) -

Слайд 77При комбинации двух ру и двух рz атомных орбиталей образуются

две πу и две πz МО - πсв2р(у) и πразр2р(у)

из ру- орбиталей, πсв2р(z) и πразр2р(z) из рz орбиталей, т.к. ру и рz орбитали перекрываются боковыми поверхностями, поэтому образуются π-связи.

При комбинации двух ру и двух рz атомных орбиталей образуются две πу и две πz МО -

Слайд 78У связывающих МО электронная плотность сосредоточена между ядрами, это снижает

запас энергии и упрочняет молекулу.
Разрыхляющие МО имеют пониженную электронную

плотность между ядрами, поэтому они не связывают атомы в молекулу.
π МО образуются при комбинации p- и d –АО, и некоторых d-АО. Кроме того при комбинации d-АО образуются δ-МО.
Электрон, в пределах одного подуровня, в первую очередь занимает в вакантную связывающую-МО.

У связывающих МО электронная плотность сосредоточена между ядрами, это снижает запас энергии и упрочняет молекулу. Разрыхляющие МО

Слайд 79σр(х) связывание сильнее πр(у) и πр(z) связывания, поэтому энергетический уровень

молекулярной орбитали σсв2р(х) должен быть расположен ниже уровня орбиталей πсвр(у)

и πсвр(z).
Расталкивание рх –орбиталей сильнее, чем ру и рz и уровень молекулярной σразр2р(х) должен лежать выше πразрр(у) и πразрр(z).
σр(х) связывание сильнее πр(у) и πр(z) связывания, поэтому энергетический уровень молекулярной орбитали σсв2р(х) должен быть расположен ниже

Слайд 80Поэтому уровень σсв2р(х) перемещен несколько выше уровней πсвр(у) и πсвр(z),

т.к. при образовании двухатомной молекулы на линии, соединяющей два ядра,

происходит одновременное перекрывание атомных s и рх орбиталей, что приводит к взаимному отталкиванию областей перекрывания и повышению энергии молекулярной σсв2р(х) – орбитали.
Поэтому уровень σсв2р(х) перемещен несколько выше уровней πсвр(у) и πсвр(z), т.к. при образовании двухатомной молекулы на линии,

Слайд 81Порядок заполнения МО
σsсв(1s)

молекулярных σсв и σразр – орбиталей первого уровня можно записать

так:
ψ (σсв) = Νсв(1s(а) + 1s(в))
ψ (σразр) = Νразр(1s(а) – 1s(в))
Порядок заполнения МОσsсв(1s)

Слайд 82Значения констант Nсв и Nразр определяют из условия нормировки

⎭⎜ψ⎜2dτ=1.
Вычислим

Nсв:
⎭[ψ(σсв)]2dτ=1=(Νсв)2[⎭(1sа)2dτ+⎭(1sв)2dτ+2⎭(1sа)(1sв)dτ.
Если атомные орбитали 1sа и 1sв уже нормированы, то:
⎭(1sа)2dτ=⎭(1sв)2dτ=1.
Выражение ⎭(1sа)(1sв)dτ - интеграл перекрывания (S)
тогда: (Nсв)2[2+2S]=1, откуда:
Nсв = ±√1/2(1+S).
Величиной S можно пренебречь: Nсв =√1/2.
Аналогично вычисляют Nразр=√1/2.
Значения констант Nсв и Nразр определяют из условия нормировки

Слайд 83Приближенные молекулярные орбитали для Н2+ имеют вид:
ψ (σсв) =

1/2(1s(а) + 1s(в))
ψ (σразр) = 1/2(1s(а) – 1s(в))
Рассчитаем

энергию молекулярных орбиталей:
Е[ψ(σсв)]=1/2⎭(1sа)Η(1sа)dτ+1/2⎭(1sв)Η(1sв)dτ+ 1/2⎭(1sа)Η(1sв)dτ+1/2⎭(1sв)τ(1sа)dτ

qа=1/2⎭(1sа)Η(1sа)dτ
qв=1/2⎭(1sв)Η(1sв)dτ
β=1/2⎭(1sа)Η(1sв)dτ=1/2⎭(1sв)τ(1sа)dτ.
qа=qв=q
qа и qв – кулоновские интегралы
β - обменный или резонансный или ковалентный интеграл.
Приближенные молекулярные орбитали для Н2+ имеют вид: ψ (σсв) = 1/2(1s(а) + 1s(в))  ψ (σразр) =

Слайд 84Кулоновские интегралы – это энергия, необходимая для отрыва электрона с

данной атомной орбитали в поле действия ядер и остальных электронов

молекул. Иногда его называют валентным потенциалом ионизации.
Обменный интеграл - величина дополнительной стабилизации при образовании ковалентной связи.
Энергия связи:
Е/ψ(σсв)/ =q+β для связывающей орбитали.
Е=/ψ(σразр)/ = q-β - для разрыхляющей орбитали.
Разрыхляющая орбиталь менее устойчива, чем связывающая.
Кулоновские интегралы – это энергия, необходимая для отрыва электрона с данной атомной орбитали в поле действия ядер

Слайд 85Порядок связи = (Nесв - Nераз) / 2
Nесв, Nеразр–число связывающих

и разрыхляющих электронов.
Если Nесв=Nеразр, то порядок связи равен нулю, и

молекула не образуется. Если порядок связи равен 1 – связь одинарная или простая. Если порядок связи не равен единице, то связь - кратная.
Порядок связи = (Nесв - Nераз) / 2Nесв, Nеразр–число связывающих и разрыхляющих электронов.Если Nесв=Nеразр, то порядок связи

Слайд 86Второй электрон поступит на ту же орбиталь и образуется нейтральная

молекула водорода Н2. Два электрона на σ1sсвяз-орбитали упрочняют систему: энергия

связи в молекуле Н2 выше, чем в Н2+.
Третий электрон вступает на разрыхляющую σ1sраз – орбиталь, поэтому молекула Н2- очень непрочная.
Система, состоящая из двух протонов и четырех электронов Н22- не обнаружена.
Второй электрон поступит на ту же орбиталь и образуется нейтральная молекула водорода Н2. Два электрона на σ1sсвяз-орбитали

Слайд 87Молекула Не2 должна была бы содержать 4 электрона – два

связывающих и два разрыхляющих, и в невозбужденном состоянии она неизвестна.


Но молекула с двумя связывающим и одним разрыхляющим электроном (Не2+) устойчива и существует.
Молекула Не2 должна была бы содержать 4 электрона – два связывающих и два разрыхляющих, и в невозбужденном

Слайд 88Схема образования молекулярных орбиталей у двухатомных молекул второго периода

Схема образования молекулярных орбиталей у двухатомных молекул второго периода

Слайд 89По мере заполнения связывающих МО прочность связи повышается: увеличивается её

порядок, уменьшается длина и возрастает энергия.
По мере заполнения разрыхляющих

МО прочность связи уменьшается: уменьшается порядок и энергия, возрастает длина связи.
Удаление электрона с разрыхляющих орбиталей приводит к уменьшению межъядерного расстояния и увеличению энергии диссоциации. Удаление электрона с связующих МО приводит к уменьшению энергии диссоциации и возрастанию межъядерного расстояния.
По мере заполнения связывающих МО прочность связи повышается: увеличивается её порядок, уменьшается длина и возрастает энергия. По

Слайд 90Если два электрона находятся на одной орбитали, то их магнитные

поля замыкаются.
Если в веществе магнитные моменты всех электронов скомпенсированы,

т.е. все электроны спаренные, то это диамагнитное вещество. Если в орбиталях имеются одиночные электроны, то вещество проявляет парамагнетизм.
В молекуле О2 имеется 2 неспаренных электрона, поэтому молекула кислорода парамагнитна, молекула фтора неспаренных электронов не имеет, следовательно она диамагнитна
Если два электрона находятся на одной орбитали, то их магнитные поля замыкаются. Если в веществе магнитные моменты

Слайд 91Для разноименных атомов учитывается I.
Чем выше I элемента, тем относительно

ниже энергетические уровни, соответствующие АО.
Например, молекула НF.
IF >IH,

2р –орбитали F лежат ниже, чем1s – орбитали Н.
1s водорода и 2s фтора орбитали не комбинируются из-за разной энергии. Не комбинируются 2ру, 2рz орбитали F и 1s орбиталь H – из-за их различной симметрии относительно оси связи. Т.о. 2s, 2ру, 2рz орбитали фтора переносятся без изменения в молекулу НF, они - несвязывающие.
Тогда МОсв и МОраз образуется из 1s орбитали водорода и 2рх – орбитали фтора
Для разноименных атомов учитывается I.Чем выше I элемента, тем относительно ниже энергетические уровни, соответствующие АО. Например, молекула

Слайд 92Построение МО для молекул с гибридизацией

В молекуле ВН3 углы равны

1200 и связи равноценны, т.е. у В-sр2 – гибридизация.
2рz

перпендикулярны плоскости молекулы и образуют несвязывающую орбиталь. .
Построение МО для молекул с гибридизациейВ молекуле ВН3 углы равны 1200 и связи равноценны, т.е. у В-sр2

Слайд 93Достоинства метода МО:
более универсален, позволяет объяснить возникновение, и характер

связей у более широкого круга соединений;
2) с его помощью

удается рассчитать параметры связей и соединений.
Недостатки метода МО:
более сложен;
2) менее нагляден;
3) не дает характеристику отдельных атомов в молекулах и фрагментах молекул.
Достоинства метода МО: более универсален, позволяет объяснить возникновение, и характер связей у более широкого круга соединений; 2)

Слайд 94Общие черты ММО и МВС
1) они дают одинаковое распределение электронной

плотности в соединениях, которое можно объяснить по тому и другому

методу.
2) Условием образования химической связи является перекрывание АО, причем прочность связи растет с увеличением электронной плотности между ядрами.
3) В зависимости от типа АО образуются σ-, π-, δ- связи.
Метод МО применяется для описания поведения делокализованных электронов.
Метод ВС лучше описывает поведение локализованных связей
Общие черты ММО и МВС1) они дают одинаковое распределение электронной плотности в соединениях, которое можно объяснить по

Слайд 95Ионная связь
Теория ионной связи:
самой устойчивой электронной конфигурацией атома является,

когда на внешнем электронном уровне находятся 8 или 2 электрона.

Довольно устойчивы также атомы, внешний слой которых содержит 18 электронов.
Во время химической реакции атомы стремятся приобрести наиболее устойчивую конфигурацию.
Это достигается в результате присоединения электронов атомов других элементов или отдачи электронов из внешнего слоя атомам.
Разноименные ионы удерживаются друг около друга силами электростатического притяжения.
Ионная связь Теория ионной связи:самой устойчивой электронной конфигурацией атома является, когда на внешнем электронном уровне находятся 8

Слайд 96Атомы, отдавшие часть электронов, приобретают положительный заряд и становятся положительно

заряженными ионами – катионами.
Атомы, присоединившие электрон, превращаются в отрицательно

заряженные ионы – анионы.
Катионообразующие атомы: водород и металлы. Легче всего образуются одно- и двух зарядные катионы. Трех-, четырех- и более зарядные катионы фактически не существуют.
Анионы из простых веществ существуют только однозарядные, т.к. уже 2 дополнительных электрона ядро удержать в форме иона не в силах. Поэтому есть C1-, Br-, но О2-, S2- не существуют, в растворах всегда ОН-, SН-.
Атомы, отдавшие часть электронов, приобретают положительный заряд и становятся положительно заряженными ионами – катионами. Атомы, присоединившие электрон,

Слайд 97Схема образования NaC1
Электронная конфигурация натрия 1S22S22Р63S1.
Легко отдает 3S электрон, приобретая

устойчивую конфигурацию из 8 электронов на внешнем уровне 2S22Р6
Na

- е = Nа+, Еиониз.= 493 кДж/моль
2) Электронной конфигурации хлора 1S22S22Р63S23Р5. Легко присоединяет один электрон при этом возникает устойчивая конфигурация 3S23Р6.
С1 + е = С1-, Еср=365 кДж/моль
3) Образовавшиеся ионы натрия и хлора, притягиваются.
Na+ + С1- = Na+С1-.
Схема образования NaC1Электронная конфигурация натрия 1S22S22Р63S1.Легко отдает 3S электрон, приобретая устойчивую конфигурацию из 8 электронов на внешнем

Слайд 98Связь, которая образуется за счёт электростатического взаимодействия разнополярных ионов называется

ионной.
Ионная связь является крайним случаем ковалентной связи.
Стопроцентной ионной связи не

бывает, т.к. невозможно полное разделение зарядов, вследствие волновой природы электронов.
Связь, которая образуется за счёт электростатического взаимодействия разнополярных ионов называется ионной.Ионная связь является крайним случаем ковалентной связи.Стопроцентной

Слайд 99Энергия ионной связи
Сила притяжения между недеформированными заряженными шарами с

зарядами е:
fпр = е/r2
r-расстояние между центрами ионов.
Энергия притяжения:

Uпр = -(е2/r).
При увеличении радиуса, энергия притяжения уменьшается.
Энергия отталкивания: Uотт=В/rn.
N – коэффициент борновского отталкивания.
При увеличении радиуса энергия отталкивания уменьшается.
На равновесном расстоянии r0:Uотт=Uпр.
Энергия ионной связи Сила притяжения между недеформированными заряженными шарами с зарядами е: fпр = е/r2 r-расстояние между

Слайд 100Ионная связь, характеризуется:
ненаправленностью, т.к. ионы можно представить, как заряженные шары,

силовые поля которых равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве.


ненасыщаемостью, т.к. при взаимодействии ионов противоположного знака не может привести к полной нейтрализации зарядов.
Вокруг положительного иона всегда группируются не 1, а несколько отрицательных зарядов, точное число которых меняется.

Ионная связь, характеризуется:ненаправленностью, т.к. ионы можно представить, как заряженные шары, силовые поля которых равномерно распределяются во всех

Слайд 101Поляризация иона - это относительное смещение ядра и окружающих его

электронов внешней электронной оболочки под действием электрического поля соседнего иона.


Электроны смещаются в сторону катионов.
При сближении ионов происходит смещение электронов по отношению к ядру и возникает индуцированный дипольный момент μиндуц.
Поляризация иона - это относительное смещение ядра и окружающих его электронов внешней электронной оболочки под действием электрического

Слайд 102Различают поляризуемость и поляризующую силу.
Поляризуемость ионов - это их способность

деформироваться под действием внешнего электрического поля.
Коэффициент поляризуемости α равен:

α≈r3.
Особенности поляризуемости:
1. Возрастает с ростом первого квантового числа n (число электронных слоев).
2. Поляризуемость анионов больше поляризуемости катионов того же электронного слоя.
3. Поляризуемость ионов возрастает с уменьшением силового поля (с уменьшением заряда и увеличением радиуса атома).
Рост заряда приводит к уменьшению радиуса иона и упрочнению связи электронов с ядром.
Различают поляризуемость и поляризующую силу.Поляризуемость ионов - это их способность деформироваться под действием внешнего электрического поля. Коэффициент

Слайд 103Поляризующая сила иона – это способность деформировать, поляризовать другой ион.


Особенности поляризующей силы:
1. Уменьшается с возрастанием радиуса иона и уменьшением

заряда иона.
2. Поляризующая сила катионов больше, чем у анионов.
3. Катионы со структурой благородного газа обладают меньшей поляризующей силой, чем катионы с 18-электронной оболочкой (получены из d-элементов).
Поляризующая сила иона – это способность деформировать, поляризовать другой ион. Особенности поляризующей силы:1. Уменьшается с возрастанием радиуса

Слайд 104Поляризационные свойства катионов одинакового заряда и радиуса увеличиваются в ряду:



Для

анионов поляризационные свойства ухудшаются в ряду: I-, Br-, C1-, CN-,

OH-, NO3-, F-, C1O4-.
Поляризационные свойства катионов одинакового заряда и радиуса увеличиваются в ряду:Для анионов поляризационные свойства ухудшаются в ряду: I-,

Слайд 105Поляризация ионов влияет на свойства соединений:
понижает температуры кипения и плавления,

уменьшает электролитическую диссоциацию в растворах и расплавах.
увеличивает прочность

связи.
4) Увеличение поляризации и поляризующего действия ионов усиливает окраску вещества. Например, РbI2 окрашен, СаI2 бесцветен, т.к. у Рb2+ больше поляризующее действие, чем у Са2+.
Поляризация ионов влияет на свойства соединений:понижает температуры кипения и плавления, уменьшает электролитическую диссоциацию в растворах и расплавах.

Слайд 106Металлическая связь
Отличие свойств металлов от других веществ:
1) высокая электрическая

проводимость и теплопроводность, следовательно часть электронов может передвигаться по всему

объёму куска металла.
2) в обычных условиях они кристаллические вещества (исключение ртуть) с высокими координационными числами атомов, следовательно их атомы не связаны друг с другом локализованными двухэлектронными связями .
3) невысокая энергия ионизации, т.к. валентные электроны легко перемещаются по всему кристаллу.
Металлическая связьОтличие свойств металлов от других веществ: 1) высокая электрическая проводимость и теплопроводность, следовательно часть электронов может

Слайд 107Металлическая связь – это связь, в которой электрон каждого отдельного

атома принадлежит всем атомам находящимся в контакте.
В металле небольшое число

электронов одновременно связывает большое число атомных ядер, а сами электроны могут перемещаться в металле, т.е. существует сильно делокализованная химическая связь.
Например: Для образования кристалла лития каждый атом предоставляет на связь 4 валентных орбитали и всего лишь 1 валентный электрон. Число электронов значительно меньше числа орбиталей, поэтому электроны принимают участие в образовании связи между всеми атомами кристалла металла.

Металлическая связь – это связь, в которой электрон каждого отдельного атома принадлежит всем атомам находящимся в контакте.В

Слайд 108Межмолекулярные взаимодейсвия
Ван-дер-ваальсовы силы.
Емм = Еор + Еинд + Едисп
Диполь-дипольное

взаимодействие (ориентационное Еор)

μ – постоянный электрический момент диполя молекулы,
r

– расстояние между центрами диполей.

Еор возрастает с увеличением электрического момента диполя молекул и уменьшается с ростом температуры, так как тепловое движение нарушает ориентацию молекул.

Межмолекулярные взаимодейсвияВан-дер-ваальсовы силы. Емм = Еор + Еинд + ЕдиспДиполь-дипольное взаимодействие (ориентационное Еор)μ – постоянный электрический момент

Слайд 109Индукционное взаимодействие

Е инд. = -2αμ2/r6.
Индукционное взаимодействие увеличивается с

увеличением момента диполя, поляризуемости и размера молекулы.
Еинд.< Еор.

Индукционное взаимодействие Е инд. = -2αμ2/r6. Индукционное взаимодействие увеличивается с увеличением момента диполя, поляризуемости и размера молекулы.

Слайд 110Дисперсионное взаимодействие

hν0/2–энергия колебаний атомов при 0К
Полная энергия межмолекулярного

взаимодействия
а и b постоянные, lв – расстояние между молекулами


Дисперсионное взаимодействие hν0/2–энергия колебаний атомов при 0К Полная энергия межмолекулярного взаимодействия а и b постоянные, lв –

Слайд 112Ван-дер-ваальсовы силы действуют между молекулами лишь при близком расположении.
Ориентационное взаимодействие

вносит значительный вклад в ван-дер-ваальсовы силы, если молекула обладает энергетическим

моментом диполя.
Ван-дер-ваальсовы силы по сравнению с ковалентной связью очень слабы.
Например: энергия диссоциации молекулы С12 на атомы - 243 кДж/моль, а энергия сублимации кристаллов С12 составляет 25 кДж/моль.
Ван-дер-ваальсовы силы действуют между молекулами лишь при близком расположении.Ориентационное взаимодействие вносит значительный вклад в ван-дер-ваальсовы силы, если

Слайд 113Донорно-акцепторное взаимодействие
Если одна из молекул имеет электронные пары, а

другая свободные орбитали, то между ними возможно донорно-акцепторное взаимодействие.
Н3N:

+ □ ВF3 = Н3N:ВF3

Энергия донорно - акцепторного межмолекулярного взаимодействия сопоставима как с ван-дер-ваальсовыми силами, так и с обычной межатомной ковалентной связью.

Донорно-акцепторное взаимодействие Если одна из молекул имеет электронные пары, а другая свободные орбитали, то между ними возможно

Слайд 114Водородная связь
Химическая связь, образованная положительно поляризованным водородом молекулы А-Н

(или полярной группы А-Н) и электроотрицательным атомом В другой или

той же молекулы, называется водородной связью. RА - Нδ+ …Вδ-R1
Водородная связь имеет промежуточный характер между межмолекулярным взаимодействием и ковалентной связью.
С увеличением электроотрицательности и уменьшением размера атома В энергия водородной связи увеличивается.
В ряду
-Н…F-(25-42)>-Н…О═(13-19)>-Н…N≡(18-21). Хлор водородную связь -Н…С1- из-за большого размера атома не образует.
Водородная связь Химическая связь, образованная положительно поляризованным водородом молекулы А-Н (или полярной группы А-Н) и электроотрицательным атомом

Слайд 115Если водородная связь образуется между разными молекулами, то она называется

межмолекулярной.
Межмолекулярные водородные связи повышают диэлектрическую постоянную, температуру кипения и

плавления, теплоты плавления и парообразования.

Если водородная связь образуется между двумя группами одной и той же молекулы, то она называется внутримолекулярной.

Молекулы с внутримолекулярной связью не образуют межмолекулярные водородные связи. Эти вещества более летучи, имеют более низкие вязкости, температуры кипения и плавления, чем их изомеры с межмолекулярной связью.

Если водородная связь образуется между разными молекулами, то она называется межмолекулярной. Межмолекулярные водородные связи повышают диэлектрическую постоянную,

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать доклад-презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое TheSlide.ru?

Это сайт презентации, докладов, проектов в PowerPoint. Здесь удобно  хранить и делиться своими презентациями с другими пользователями.


Для правообладателей

Яндекс.Метрика