Ковалентная связь

Содержание

1. Ковалентная связь
2. Что такое ковалентная связь?Г.Н.ЛьюисСвязь посредством образования общей
3. Почему она вообще образуется?Минимум потенциальной энергииЭнергия
4. Механизмы образования ковалентной связиH + Cl 
5. Метод валентных связейПричина связи – электростатическое взаимодействие
6. Перекрывание орбиталейσ-связиs–sp–ps–ps–dp–dd–d
7. Перекрывание орбиталейπ-связиp–p связьТолько II периодp–d связьII + ? периодd–d связьОстальные периоды
8. Перекрывание орбиталей-связьПрочность уменьшается в ряду: σ > π > 
9. Кратность связи и способ перекрывания орбиталейВ ионе
10. Пятерная связь1 + 2π + 2Теоретически предсказана возможность шестерной связи!
11. Свойства и характеристики ковалентной связи
12. Длина связиЧем больше кратность, тем короче(Верно только для однотипных связей!!!)
13. Прочность связиЧем короче, тем прочнее(тоже только для однотипных!!!)
14. Энергия связи и энтальпия образования молекулы2Н2О
15. Направленность и валентные углыВалентный угол: угол
16. Геометрия молекул по Гиллеспи
17. Геометрия молекул по Гиллеспи
18. Геометрия молекул по Гиллеспи
19. Геометрия молекул по Гиллеспи
20. Концепция гибридизацииВ гибридизации участвуют:Орбитали, образующие -связиДо II
21. Виды гибридизацииsp (180o)sp2 (120o)sp3 (109.5o)sp3d (90o+120o)sp3d2 (90o)
22. Насыщаемость и валентностьNВалентность:Степень окисления: Координационное число:
23. Дипольный моментПроизведение абсолютной величины точечного заряда на
24. Полярность связи и полярность молекулыHCl = 1.11ДCH4
25. ПоляризуемостьСпособность частиц приобретать или изменять дипольный момент
26. Особенности поляризуемостиУвеличивается с ростом радиуса частицы;Чем >
27. Скачать презентанцию

Что такое ковалентная связь?Г.Н.ЛьюисСвязь посредством образования общей электронной пары (пар).Бывает полярная и неполярнаяПолярность связи определяется ЭО атомов, образующих ее! (подробнее см. предыдущую лекцию)Откуда берутся электроны – неважно!H+–Cl– – обозначение полярности

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1Ковалентная связь
Лекция 24 по курсу «Общая химия»

Слайд 2Что такое ковалентная связь?
Г.Н.Льюис
Связь посредством образования общей электронной пары (пар).
Бывает

полярная и неполярная
Полярность связи определяется ЭО атомов, образующих ее! (подробнее

см. предыдущую лекцию)

Откуда берутся электроны – неважно!

H+–Cl– – обозначение полярности

Что такое ковалентная связь?Г.Н.ЛьюисСвязь посредством образования общей электронной пары (пар).Бывает полярная и неполярнаяПолярность связи определяется ЭО атомов,

Слайд 3Почему она вообще образуется?
Минимум
потенциальной
энергии
Энергия нулевых колебаний
Энергия диссоциации связи
Среднее межъядерное

расстояние
Eп,
кДж
l, пм

Почему она вообще образуется?Минимум потенциальной энергииЭнергия нулевых колебанийЭнергия диссоциации связиСреднее межъядерное расстояниеEп, кДжl, пм

Слайд 4Механизмы образования ковалентной связи
H + Cl  H:Cl (или H–Cl)
Обменный

механизм
H3N: + H+  H3N+:H (или NH4+)
Донорно-акцепторный механизм
Все 4 связи

в ионе NH4+ неразличимы!
Донорно-акцепторная – не особый вид связи, а особый способ ее образования!

Механизмы образования ковалентной связиH + Cl  H:Cl (или H–Cl)Обменный механизмH3N: + H+  H3N+:H (или NH4+)Донорно-акцепторный

Слайд 5Метод валентных связей
Причина связи – электростатическое взаимодействие ядер и электронов.
Связь

образуется парой электронов с антипараллельными (противоположного знака) спинами.
Общая электронная пара

принадлежит двум атомам одновременно.
Прочность связи пропорциональна степени перекрывания (наложения друг на друга) электронных облаков.

Метод валентных связейПричина связи – электростатическое взаимодействие ядер и электронов.Связь образуется парой электронов с антипараллельными (противоположного знака)

Слайд 6Перекрывание орбиталей
σ-связи
s–s
p–p
s–p
s–d
p–d
d–d

Слайд 7Перекрывание орбиталей
π-связи
p–p связь
Только II период
p–d связь
II + ? период
d–d связь
Остальные периоды

Слайд 8Перекрывание орбиталей
-связь
Прочность уменьшается в ряду:
σ > π > 

Слайд 9Кратность связи и способ перекрывания орбиталей
В ионе [Re2Cl8]2– между атомами

Re четверная связь (σ + 2 π + )
H3C–CH3
H2C=CH2
HC≡CH
Двойная: σ

+ π

Одинарная: σ

Тройная: σ + 2π

σ-Связь присутствует всегда!
Между данными атомами – только одна!

Кратность связи и способ перекрывания орбиталейВ ионе [Re2Cl8]2– между атомами Re четверная связь (σ + 2 π

Слайд 10Пятерная связь
1 + 2π + 2
Теоретически предсказана возможность шестерной связи!

Слайд 11Свойства и характеристики ковалентной связи

Слайд 12Длина связи
Чем больше кратность, тем короче
(Верно только для однотипных связей!!!)

Слайд 13Прочность связи
Чем короче, тем прочнее
(тоже только для однотипных!!!)

Слайд 14Энергия связи и энтальпия образования молекулы
2Н2О = 2Н2 + О2;

ΔH = 484 кДж/моль
Н2 = 2Н; ΔH = 432 кДж/моль
О2 =

2О; ΔH = 494 кДж/моль
В двух молекулах воды содержится 4 связи. Энергия связи O–H равна:
Е(ОН) = (2.432 + 494 + 484)/4 = 460,5 кДж/моль

Можно и наоборот: по энергиям связей оценить ΔH реакции
Е(I–I) = 151 кДж/моль, Е(H–I) = 298 кДж/моль
Рассчитайте тепловой эффект образования HI

Энергия связи и энтальпия образования молекулы2Н2О = 2Н2 + О2; ΔH = 484 кДж/мольН2 = 2Н; ΔH

Слайд 15Направленность и валентные углы
Валентный угол: угол между связями
Зависит от количества

электронных пар и ( в меньшей степени) от природы атомов
Концепция

ОВЭП
Идея: валентные электронные пары стремятся расположиться как можно дальше друг от друга!

Направленность и валентные углыВалентный угол: угол между связямиЗависит от количества электронных пар и ( в меньшей

Слайд 16Геометрия молекул по Гиллеспи

Слайд 17Геометрия молекул по Гиллеспи

Слайд 18Геометрия молекул по Гиллеспи

Слайд 19Геометрия молекул по Гиллеспи

Слайд 20Концепция гибридизации
В гибридизации участвуют:
Орбитали, образующие -связи
До II периода включительно –

орбитали с неподеленными парами, далее вклад неподеленных пар все меньше
+

Удобны

для -связей, неудобны для -связей!

Гибридная орбиталь

Концепция гибридизацииВ гибридизации участвуют:Орбитали, образующие -связиДо II периода включительно – орбитали с неподеленными парами, далее вклад неподеленных

Слайд 21Виды гибридизации
sp (180o)
sp2 (120o)
sp3 (109.5o)
sp3d (90o+120o)
sp3d2 (90o)

Слайд 22Насыщаемость и валентность
N
Валентность:
Степень окисления:
Координационное число:
4
+5
3
Строго говоря,

понятие валентности тут неприменимо (см. след.лекцию)

Насыщаемость и валентностьNВалентность:Степень окисления: Координационное число: 4+5 3Строго говоря, понятие валентности тут неприменимо (см. след.лекцию)

Слайд 23Дипольный момент
Произведение абсолютной величины точечного заряда на расстояние между этими

зарядами:
μ = ql
П.Дебай
Единица измерения по системе СИ: Клм
Часто выражают

в дебаях:
1Д = 3,33610–30 Клм

Дипольный моментПроизведение абсолютной величины точечного заряда на расстояние между этими зарядами: μ = qlП.ДебайЕдиница измерения по системе

Слайд 24Полярность связи и полярность молекулы
HCl
 = 1.11Д
CH4
 = 0
Векторная сумма

дипольных моментов отдельных связей обращается в 0
H2O
 = 1.85Д
CO2
 =

NH3
 = 1.39Д

Полярность связи и полярность молекулыHCl = 1.11ДCH4 = 0Векторная сумма дипольных моментов отдельных связей обращается в 0H2O

Слайд 25Поляризуемость
Способность частиц приобретать или изменять дипольный момент под действием электрического

поля
 = E
Индуцированный дипольный момент
Напряженность электрического поля
Поляризуемость

ПоляризуемостьСпособность частиц приобретать или изменять дипольный момент под действием электрического поля = EИндуцированный дипольный моментНапряженность электрического поляПоляризуемость

Слайд 26Особенности поляризуемости
Увеличивается с ростом радиуса частицы;
Чем > поляризуемость связи, тем

легче ее разрыв по ионному типу;
Аддитивная величина! (поляризуемость молекулы равна

сумме поляризуемостей атомов или групп в ее составе)

C–I > C–Cl

CH4 = C + 4H

1 < 2

Особенности поляризуемостиУвеличивается с ростом радиуса частицы;Чем > поляризуемость связи, тем легче ее разрыв по ионному типу;Аддитивная величина!

Скачать презентацию

Разделы презентаций

Ковалентная связь

Содержание

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1Ковалентная связьЛекция 24 по курсу «Общая химия»

Слайд 2Что такое ковалентная связь?Г.Н.ЛьюисСвязь посредством образования общей электронной пары (пар).Бывает

полярная и неполярнаяПолярность связи определяется ЭО атомов, образующих ее! (подробнее

Слайд 3Почему она вообще образуется?Минимум потенциальной энергииЭнергия нулевых колебанийЭнергия диссоциации связиСреднее межъядерное

расстояниеEп, кДжl, пм

Слайд 4Механизмы образования ковалентной связиH + Cl  H:Cl (или H–Cl)Обменный

механизмH3N: + H+  H3N+:H (или NH4+)Донорно-акцепторный механизмВсе 4 связи

Слайд 5Метод валентных связейПричина связи – электростатическое взаимодействие ядер и электронов.Связь

образуется парой электронов с антипараллельными (противоположного знака) спинами.Общая электронная пара

Слайд 6Перекрывание орбиталейσ-связиs–sp–ps–ps–dp–dd–d

Слайд 7Перекрывание орбиталейπ-связиp–p связьТолько II периодp–d связьII + ? периодd–d связьОстальные периоды

Слайд 8Перекрывание орбиталей-связьПрочность уменьшается в ряду: σ > π > 

Слайд 9Кратность связи и способ перекрывания орбиталейВ ионе [Re2Cl8]2– между атомами

Re четверная связь (σ + 2 π + )H3C–CH3H2C=CH2HC≡CHДвойная: σ

Слайд 10Пятерная связь1 + 2π + 2Теоретически предсказана возможность шестерной связи!

Слайд 11Свойства и характеристики ковалентной связи

Слайд 12Длина связиЧем больше кратность, тем короче(Верно только для однотипных связей!!!)

Слайд 13Прочность связиЧем короче, тем прочнее(тоже только для однотипных!!!)

Слайд 14Энергия связи и энтальпия образования молекулы2Н2О = 2Н2 + О2;

ΔH = 484 кДж/мольН2 = 2Н; ΔH = 432 кДж/мольО2 =

Слайд 15Направленность и валентные углыВалентный угол: угол между связямиЗависит от количества

электронных пар и ( в меньшей степени) от природы атомовКонцепция