Слайд 1Лекция 2. Электронная природа химической связи. Кристаллические и аморфные вещества
Слайд 2Химическая связь – это взаимодействие атомов, осуществляемое путем обмена электронами
или перехода электрона от одного атома к другому.
Химическая связь образуется
между атомами только в том случае, если энергия молекулы меньше, чем суммарная энергия атомов, из которых она образуется.
Химическая связь не образуется при больших расстояниях, кривая стремится к пределу, соответствующему энергии изолированных атомов.
При малых расстояниях определяющим является взаимное отталкивание ядер, которое увеличивает энергию и препятствует сближению.
Молекула наиболее устойчива в той области, где ее энергия минимальна: соответствующее расстояние между ядрами называют длиной связи.
Разницу между энергией изолированных атомов и энергией молекулы в минимуме энергетической кривой называют энергией химической связи.
Слайд 3Ковалентная связь
Ионная связь
Металлическая связь
Полярная связь
Неполярная связь
Химическая связь
Слайд 4Ковалентная связь –
это связь за счет общих
электронных пар
Слайд 5Метод валентных схем
Основные положения метода ВС (заложены в 1927 г.
В. Гейтлером и Ф. Лондоном):
а) Химическую связь образуют два электрона
с противоположными спинами (по принципу Паули). При этом перекрываются соответствующие электронные орбитали и повышается электронная плотность между ядрами. Можно считать, что именно в зоне перекрывания и находится общая электронная пара.
б) Связь локализована в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей реагирующих атомов. По характеру перекрывания орбиталей обычно выделяют σ- и π-связи.
в) Численное значение валентности атома равно числу неспаренных электронов, которые есть на внешнем электронном слое в основном состоянии или могут быть в возбуждённом состоянии.
В. Гейтлер, 1904-1981
Ф. Лондон, 1900-1954
Слайд 6Способы образования ковалентной связи
1. Обменный механизм
А· + ·
В → А:В
2. Донорно-акцепторный механизм
А: + В →
А:В
:
Н+
Н+
NH4
+
Слайд 7Способы перекрывания атомных орбиталей
Химическая связь образуется при перекрывании атомных орбиталей.
P-P
- связь – ковалентная связь, у которой область перекрывания электронных
орбиталей лежит на линии, соединяющей ядра атомов.
-связь – ковалентная связь, у которой область
перекрывания электронных орбиталей находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.
Слайд 8Свойства ковалентной связи:
1. Кратность связи
2. Длина связи
3. Энергия связи
4. Направленность
связи
5. Полярность связи
6. Насыщаемость связи
Слайд 9
Кратность ковалентной связи
– это число общих электронных пар
Одинарная связь
- ковалентная связь, образованная одной общей электронной парой
Н2С : :
СН2 или Н2С = СН2
Двойная связь - ковалентная связь, образованная двумя общими электронными парами
Н3С : СН3 или Н3С – СН3
Тройная связь - ковалентная связь, образованная тремя общими электронными парами
НС ::: СН или НС СН
Слайд 10Длина связи - расстояние между ядрами связанных атомов
При образовании химической
связи всегда происходит сближение атомов - расстояние между ними меньше,
чем сумма радиусов изолированных атомов:
r(A−B) < r(A) + r(B).
Радиус атома водорода составляет 53 пм, атома фтора − 71 пм, а расстояние между ядрами атомов в молекуле HF равно 92 пм:
+
53
71
92
H
F
HF
Расстояние между атомами существенно уменьшается при образовании кратных связей. Чем выше кратность связи, тем короче межатомное расстояние.
Слайд 11В молекуле водорода энергия связи численно равна энергии, которая выделяется
при образовании молекулы Н2 из атомов Н: Н + Н =
Н2 + 432 кДж
Эту же энергию нужно затратить, чтобы разорвать связь Н-Н:
H2 = H + H − 432 кДж
Энергия связи – это энергия E0, необходимая для того, чтобы разъединить атомы и удалить их друг от друга на расстояние, на котором они не взаимодействуют.
При образовании химической связи энергия выделяется, при ее разрыве − поглощается.
Слайд 12Чем выше энергия химической связи, тем прочнее связь.
Связь считается
прочной, если ее энергия превышает 500 кДж/моль (например, 942 кДж/моль
для N2), слабой - если ее энергия меньше 100 кДж/моль (например, 69 кДж/моль для NO2).
Если при взаимодействии атомов выделяется энергия менее 15 кДж/моль, то считают, что химическая связь не образуется, а наблюдается межмолекулярное взаимодействие (например, 2 кДж/моль для Xe2).
Прочность связи обычно уменьшается с увеличением ее длины.
Одинарная связь всегда слабее, чем кратные связи - двойная и тройная - между теми же атомами
Слайд 13Расположите формулы в порядке увеличения прочности
связи между атомами: O2,
H2, N2, F2.
Ответ:
Проверка:
F - F
H – H
О
О
N N
N2
F2
H2
O2
Слайд 14Направленность ковалентной связи – это
угол между воображаемыми прямыми, проходящими через
ядра химически связанных атомов.
104,50
О
Н
Н
Слайд 15Гибридизация атомных орбиталей при образовании ковалентных связей
Гибридизацией называется гипотетический процесс
смешения различного типа, но близких по энергии орбиталей данного атома
(АО) с возникновением того же числа новых (гибридных) орбиталей, одинаковых
по энергии и форме.
Форма гибридной АО отличается от формы исходных АО.
Чаще всего встречаются гибридизации sp, sp2, sp3. Каждому типу гибридизации соответствует определенное пространственное строение молекул вещества.
Слайд 16sp-Гибридизация наблюдается при образовании атомом двух связей за счет электронов,
находящихся на s-орбитали и на одной p-орбитали (одного и того
же энергетического уровня). При этом образуются две гибридные q-орбитали, направленные в противоположные стороны под углом 180º.
При sp-гибридизации образуются линейные трехатомные молекулы типа АВ2, где А – центральный атом, у которого происходит гибридизация, а В – присоединенные атомы, у которых гибридизация не происходит. Такие молекулы образуются атомами углерода в ацетилене (С2Н2) и в углекислом газе (СО2).
С
С
Слайд 17Смешивание одной s- и двух p-орбиталей называется sp2-гибридизацией. При этой
гибридизации получаются три равноценные q-орбитали, расположенные в одной плоскости под
углом 120º.
Образующиеся при этой гибридизации молекулы типа АВ3 имеют форму с атомами плоского правильного треугольника А в центре и атомами В в его вершинах. Такая гибридизация происходит в атомах углерода в молекуле С2Н4, бора в молекуле BF3 и т.п.
Слайд 18Если в гибридизации участвуют одна s- и три p-орбитали (sp3-гибридизация),
то в результате образуются четыре гибридные орбитали, направленные к вершинам
тетраэдра, т.е. ориентированные под углами 109º28¢ (~109,5º) друг к другу. Образующиеся молекулы имеют тетраэдрическое строение. Гибридизацией этого типа объясняется строение предельных углеводородов. Классическим примером этой гибридизации является молекула метана CH4.
Слайд 19Неподеленные электронные пары влияют на величину валентных углов, силы отталкивания
между ними больше, чем между относительно закрепленными электронными парами образующими
связь.
C
H
H
H
H
109,50
N
H
H
H
107,30
O
H
H
104,50
Слайд 20Важно!
Число гибридных орбиталей равно числу исходных;
Гибридные орбитали ориентируются в пространстве
таким образом, чтобы обеспечить максимальное удаление друг от друга;
Гибридные орбитали
принимают участие в образовании только -связей;
Каждая гибридная орбиталь имеет долю s-составляющей и долю р-составляющей. Чем больше доля р-составляющей, тем более вытянута орбиталь;
Чем больше доля s-составляющей, тем меньше размер орбитали и тем больше электроотрицательность атома (ЭО (С sр) ЭО (С sр2 ) ЭО (С sр3).
Слайд 21Задание: определите геометрию следующих молекул BeCl2, BH3 SiCl4
Молекула ВеСl2
sp-гибридизация 180о
линейная.
Ве*
2s
2р
Ве
Сl
Сl
sp2–гибридизация, 20
треугольник
BH3
BeCl2,
В*
2s
2р
SiCl4
sp3-гибридизация
109,5о тетраэдр
2s
2р
Si*
Слайд 22Полярность ковалентной связи
Неполярная ковалентная связь
Связывающие электроны в равной степени принадлежат
обоим атомам. На атомах отсутствует заряд.
Полярная ковалентная связь
Электронная плотность
смещена к более отрицательному атому. На котором возникает частичный отрицательный заряд. На менее электроотрицательном атоме возникает частичный положительный заряд.
Cl
Cl
Cl
H
ᘕ-
ᘕ+
Слайд 23Полярность связи
Молекула НСl:
связывающая электронная пара смещена в сторону
Cl: ЭО(Cl)=3,0, ЭО(Н)=2,1
эффективный отрицательный заряд (-q) у атома хлора эффективный положительный
заряд (+q) у атома водорода.
НСl - диполь.
длина диполя (lД) – это расстояние между центрами тяжести эффективных зарядов (+q и –q)
электрический момент диполя связи св (количественная мера полярности связи) произведение эффективного заряда q на длину диполя lд связи: св = qlд. (Клм)
св- векторная величина, направленная от положительного полюса к отрицательному
Слайд 24электрический момент диполя молекулы (м) - векторная сумма электрических моментов диполей
всех связей и несвязывающих электронных пар в молекуле.
Полярность молекулы зависит
от ее геометрической структуры.
2-х атомные молекулы - линейная структура - м =св
Если м = св = 0 молекула неполярная
Если м = св 0 молекула полярная
Молекула Н2S
(920) связи полярные
ЭО = 2,5-2,1 0
структура молекулы угловая
м = св 0.
молекула полярная
Молекула ВF3
120, связи полярные ЭО = (2.1-2.0) 0. Структура молекулы - плоский треугольник
мол = св =0 молекула
неполярная
180о, связи полярные
ЭО = (3-1,5) 0.
структура молекулы линейная
Молекула ВеСl2
мол = св =0 молекула неполярная
Полярность молекулы
Слайд 25а) если гибридные АО центрального атома взаимодействуют с АО одинаковых атомов,
то молекула неполярная ( СН4, ВF3).
б) если гибридные АО взаимодействуют с разными
атомами (CH2Cl2, ВF2Cl), то молекулы полярные, т. к. величины векторов электрических моментов диполей связей отличаются.
Слайд 26Задание: Определите, полярны ли молекулы воды и углекислого газа
Слайд 27
С
О
III
III
С
О
О
II
IV
II
Насыщаемость ковалентной связи - это ограниченность числа образуемых атомом ковалентных
связей.
Валентность – число ковалентных связей, образованных атомом в соединении.
Каждый
атом способен образовывать ограниченное число ковалентных связей.
Понятие «валентность» применимо только к соединениям с ковалентными связями, или к молекулам в газовой фазе.
Слайд 28Валентные возможности атомов
Атом водорода имеет единственный
(неспаренный) электрон в 1s-оболочке, поэтому
он всегда будет одновалентным в соединениях.
У атома гелия в той
же оболочке два электрона; поскольку в этом случае неспаренных электронов нет и получить их в результате возбуждения невозможно, атом гелия образовывать соединения неспособен.
Атом лития на внешнем слое имеет единственный неспаренный электрон, что обусловливает его одновалентность. В равной степени это же относится ко всем щелочным металлам, атомы которых имеют строение внешнего электронного слоя ns1 .
У атома бериллия в основном состоянии неспаренных электронов нет, однако в результате возбуждения есть возможность “перегнать” электрон из 2s-оболочки в 2р-оболочку.
В рамках метода ВС атом бериллия может иметь валентность 2. Этот вывод справедлив в отношении магния и щелочноземельных металлов.
Слайд 29Имеющий один неспаренный электрон в 2р-оболочке атом бора может быть
в соединениях одновалентен; в результате возбуждения число неспаренных электронов может
быть увеличено до трёх:
Соответственно максимальная валентность у атома бора равна 3. Валентные возможности 1 и 3 характерны и для Al, Ga, In, Tℓ.
Два неспаренных электрона на 2р-оболочке атома углерода позволяют ему быть двухвалентным, хотя соединений двухвалентного углерода мы не знаем. В результате возбуждения и перевода одного электрона с 2s- на 2р-оболочку появляется возможность реализовать валентность 4:
В полной мере сказанное относится и к Si, Ge, Sn, Pb.
Слайд 30Три неспаренных электрона атома азота и невозможность увеличения их числа
за счёт возбуждения приводят к заключению, что азот в рамках
метода ВС может быть только трёхвалентен:
Расширение валентных возможностей, как уже обсуждалось, возможно за счёт донорно-акцепторного механизма образования связи.
Атом кислорода может быть по методу ВС только лишь двухвалентен, атом фтора – только одновалентен.
Это обусловлено отсутствием d-орбиталей во втором слое.
Слайд 31Принципиальное отличие атомов P, As, Sb и Bi от атома
азота состоит в том, что внешний электронный слой имеет d-орбитали,
что позволяет увеличить за счет возбуждения число неспаренных электронов до пяти:
Таким образом, валентные возможности этих атомов 3 и 5. Именно поэтому существует соединение PF5, но нет молекулы NF5, а только NF3
Сходным образом происходит расширение валентных возможностей атомов S, Se, Te по сравнению с атомом кислорода:
Поэтому известны, например, соединения SF4, SF6, но нет ОF4 и ОF6.
Слайд 32Атомы Cℓ, Br, I в отличие от одновалентного фтора имеют
валентные возможности 1, 3, 5 и 7:
Поэтому, например, у йода
со фтором известны соединения IF, IF3, IF5, IF7, а не наоборот.
Атомы благородных газов, начиная с аргона, согласно методу ВС могут иметь валентные возможности 2, 4, 6, 8. В настоящее время получено сравнительно большое число соединений ксенона указанных валентностей и соединений криптона, проявляющего валентность 2, 4, 6.
Слайд 33Строение веществ с ковалентными связями
Соединения с атомными
кристаллическими решетками.
В
узлах атомной кристаллической решетки располагаются атомы. Удерживают решетку ковалентные связи.
карбид
кремния
оксид алюминия
оксид кремния
графит
алмаз
кремний
Слайд 34Характеристики веществ с атомной кристаллической решеткой
· атомные кристаллы очень прочные и
твердые,
· плохо проводят теплоту и электричество,
· плавятся при очень высоких
температурах (чаще возгоняются),
· нерастворимы в каких-либо растворителях,
· обладают низкой реакционной способностью.
Вещества с атомной кристаллической решеткой:
1. простые вещества – бор, кремний, углерод (алмаз и графит),
2. оксид кремния (кремнезем), карбид кремния (карборунд), а также карбид и нитрид бора.
Слайд 35Соединения с молекулярными
кристаллическими решетками
(вещества молекулярного строения).
Лед
Фосфор белый
Углекислый
газ
Сернистый газ
Молекулярные кристаллические решетки состоят из отдельных молекул, внутри которых атомы
соединены ковалентными связями.
Фуллерен
Иод
Сернистый газ
Кислород
Фосфор белый
сера
Фуллерен
Углекислый газ
Лед
Слайд 36· вещества бывают газообразными, жидкими и твёрдыми,
· низкие температуры плавления,
· малая
прочность решетки,
· высокая летучесть веществ,
· не обладают электрической проводимостью,
· их
растворы и расплавы также не проводят электрический ток.
Вещества с молекулярной решеткой:
· простые двухатомные вещества-неметаллы,
· соединения неметаллов (кроме оксидов и карбидов бора и кремния),
· все органические соединения, кроме солей.
Характеристики веществ с молекулярной кристаллической решеткой
Слайд 37Ионная связь – это связь между разноименно заряженными ионами-анионом и
катионом
Слайд 38Типичные ионные связи образуются из катионов I и II групп
периодической системы и анионов неметаллических элементов VI и VII групп,
например
Li
Cl
-
+
Li
+
Cl
-
ЭО Li = 1, ЭО Cl = 3 ΔЭО = 2
Ионная связь
Перенос одного или нескольких валентных электронов от атома металла к атому неметалла. Образуются целочисленно заряженные ионы.
Слайд 39Ионная связь не обладает:
насыщаемостью
направленностью
повышенной электронной плотностью в
области связывания. Каждый ион окружен сферическим электрическим полем, действующим на
любой другой ион.
Сила взаимодействия ионов определяются величиной их заряда и расстоянием между ними по закону Кулона.
Ион окружает себя наибольшим числом ионов противоположного заряда в определенном порядке, позволяющем занять минимально возможный объем с минимальной потенциальной энергией.
Понятие валентности к ионной связи неприменимо.
Чисто ионная связь не существует - доля ионности связи ( Na+0.9Cl-0.9 ).
Слайд 40Соединения с ионными кристаллическими
решетками (вещества немолекулярного строения).
В узлах кристаллических
решеток веществ с ионными связями попеременно чередуются положительно и отрицательно
заряженные ионы.
Фторид натрия
Хлорид кальция
Хлорид цезия
Сульфат меди
Хлорид меди
Хлорид натрия
Фторид кальция
Сульфат меди
Хлорид меди
Хлорид цезия
Хлорид кальция
Фторид натрия
Слайд 41Тугоплавкие,
Обладают высокой плотностью,
Твердые,
Хрупкие,
Многие растворимы в воде,
Обладают возможностью
в растворе и/или расплаве проводить электрический ток.
Свойства веществ с ионными
связями
Ионные кристаллические решетки образуют многие соли, оксиды, основания.
Слайд 42Задание: Установите соответствие формулы вещества типу химической связи, который реализуется
в данном соединении.
Ковалентные неполярные химические связи имеются в веществах:
Слайд 43Из предложенного перечня выберите два соединения, в которых присутствует ионная
химическая связь.
2. Из предложенного перечня выберите два вещества, в которых присутствуют
только ковалентные полярные связи.
3. Из предложенного перечня выберите два соединения азота, которые состоят из молекул.
Слайд 441. Из предложенного перечня выберите два вещества с одинаковым типом
кристаллической решетки.
2. Из предложенного перечня выберите два вещества,
в молекулах
которых имеется π-связь.
3. Из предложенного перечня выберите два вещества, молекулы которых неполярны.
Слайд 45Металлическая связь
Связь, которая образуется между положительными ионами в кристаллах металлов,
осуществляемая с помощью свободно движущихся общих электронов.
Металлическая связь ненасыщенная и
ненаправленная.
+
+
+
+
+
-
-
-
-
-
-
-
-
Атом
-
+
-
катион
Слайд 46Физические свойства
металлов
Механическое воздействие на кристалл с металлической кристаллической решеткой
вызывает смещение слоев ион-атомов относительно друг друга, а так как
электроны перемещаются но всему кристаллу, разрыв связей не происходит, поэтому дли металлов характерна ковкость и пластичность.
Электроны, заполняющие межатомное пространство, отражают световые лучи (а не пропускают, как стекло), причем большинство металлов в равной степени рассеивают все лучи видимой части спектра. Поэтому они имеют серебристо-белый или серый цвет.
Хаотически движущиеся электроны в металле под воздействием разности потенциалов приобретают направленное движение, то есть возникает электрический ток.
Теплопроводность обусловлена большой подвижностью свободных электронов, которые, сталкиваясь с колеблющимися ионами и атомами, обмениваются с ними энергией. Поэтому происходит выравнивание температуры по всему куску металла.
Механическая прочность, плотность, температура плавления у металлов очень сильно отличаются. Причем с увеличением числа электронов связывающих ион-атомы, и уменьшением межатомного расстояния в кристаллах показатели этих свойств возрастают.
Слайд 47Кристаллические решетки металлов
В отличие от ионных кристаллов, решетки металлов состоят
из положительно заряженных ионов. Для большинства металлов характерны следующие типы
кристаллических решеток:
объемно-центрированная кубическая (ОЦК);
гранецентрированная кубическая (ГЦК);
гексагональная плотноупакованная (ГПУ)
гранецентрированная кубическая
гексагональная плотноупакованная
Многие металлы при разных температурах образуют кристаллические решетки
разных типов. Это явление называется полиморфизм.
Слайд 48Аморфные вещества
Аморфные вещества имеют такое строение, при котором атомы в
них расположены в хаотичном порядке, т.е. отсутствует кристаллическая решетка.
Свойства аморфных
тел:
Слабо выраженная текучесть – одно из наиболее известных свойств таких тел. Если воск вылить в воронку, то он предварительно растечется по поверхности и лишь потом начнет стекать с нее.
Аморфные вещества не имеют определенной температуры плавления. Обычно говорят о температурном интервале плавления.
Аморфные тела изотропны. То есть их свойства в любом направлении неизменны. Примером служит плавление парафина при прикосновении раскаленной иглы к обратной стороне пластины.
Вещество в аморфном состоянии обладает большей внутренней энергией. Аморфные тела способны самостоятельно переходить в кристаллическое состояние.
Парафин
Слайд 49Взаимодействие между молекулами
Строение и свойства веществ определяются не только химическими
связями, но и межмолекулярными взаимодействиями.
Слайд 50Силы Ван-дер-Ваальса
Йоханнес Дидерик
Ван дер Ваа́льс,
1837-1923
– силы межмолекулярного взаимодействия, проявляющиеся
на расстояниях, превосходящих размеры частиц. Слабое притяжение между молекулами, не
связанное с передачей электронов.
Ориентационное взаимодействие.
Оно проявляется, если вещество
состоит из полярных молекул - диполей (диполь-дипольное взаимодействие).
Индукционное взаимодействие. Оно осуществляется, в частности, между полярной и неполярной молекулой и обусловлено тем, что дипольные молекулы индуцируют в соседних молекулах диполи.
Дисперсионное взаимодействие. Это взаимодействие обусловлено тем, что каждый атом является диполем в любой момент времени, т.к. электрон и ядро являются противоположно заряженными частицами (мгновенный диполь). Если имеется несколько атомов поблизости, то их диполи ориентируются в пространстве ("+" к "-").
Слайд 51Водородная связь
связь, образованная положительно поляризованным атомом водорода молекулы А –
Н и электроотрицательным атомом В другой молекулы.
Н+-F- + Н+-F- H-F••••H-F
Энергия водородной
связи имеет промежуточное значение между энергией ковалентной связи и ван-дер-ваальсовых сил.
Межмолекулярные водородные связи влияют на свойства веществ: повышают вязкость, растворимость в воде, температуру кипения и плавления. Н2О, НFи NН3- аномально высокие Ткипи Тпл.
Возникновение водородных связей приводит к образованию димеров, тримеров и других полимерных
структур, например, зигзагообразных структур
(НF)n, кольцевой димерной структуры низших
карбоновых кислот.
F-H + O F-H•••O
H
H
H
H
Слайд 52Внутримолекулярная водородная связь влияет на структуру и свойства различных соединений,
например, дезоксирибонуклеиновая кислота (ДНК). Молекулы этой кислоты свернуты в виде
двойной спирали, две нити которой соединены между собой водородной связью.
Слайд 53Вывод:
свойства веществ зависят от его состава и строения
