Презентация на тему "Химическая связь"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Химическая связь

• 
  Слайд 2
  

  Химическая связь – совокупность сил притяжения и отталкивания, создающая динамически устойчивую систему из двух и более атомов. ОСНОВНЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ: 1. Энергия связи (Прочность связи) 2. Длина связи 3. Полярность связи 4. Валентный угол 5. Поляризуемость связи Основной причиной образования химических связей между атомами является понижение полной энергии системы при переходе от свободных атомов к молекуле.

• 
  Слайд 3
  

  1. Ядерно-электронные взаимодействия способствуют образованию химической связи. ( ) 2. Межэлектронные взаимодействия двух типов: а) притяжение электронов с антипараллельными спинами (положительный фактор в образовании связи); б) отталкивание электронов с параллельными спинами (отрицательный фактор). + - + -

• 
  Слайд 4
  

  r,нм ↑↑ Хим. св. не обр. Изменение потенциальной энергии в системе из двух атомов водорода в зависимости от расстояния между ядрами атомов ↑↓ r0 Хим. св. обр. - 435 0,074 Е кДж/моль Fпр.= Fотт. Fпр.>Fотт. Fпр.

• 
  Слайд 5

  Энергия химической связи

  Есвязи- доля энергии расщепления молекулы газообразного вещества на газообразные атомы, приходящаяся на одну связь Н2О(г) = 2Н(г) + О(г), ΔH-энергия диссоциации Н—О —Н Н2О - газ Е= ΔH/2, (т.к. 2 связи) Длина связи (lсв) – среднее равновесное расстояние между ядрами химически связанных атомов в молекуле.

• 
  Слайд 6

  Длины и энергии химических связей

• 
  Слайд 7
  

  3.Полярность связи– возникновение эффективных электрических зарядов на химически связанных атомах в молекуле за счет смещения электронной плотности из-за разной электроотрицательности. – длина химической связи; q - эффективный заряд; - дипольный момент =|q|· – длина химической связи; q - эффективный заряд; - дипольный момент

• 
  Слайд 8
  

  Степень ионности Смещение электронной плотности к более ЭО атому H Cl Возникновение эффективных зарядов () Cвязь в молекуле HCl полярная, имеет на 17% ионный характер.

• 
  Слайд 9
  

  Дипольный момент связи () Эффективный заряд Длина связи

• 
  Слайд 10
  

  Неполярные молекулы Молекула неполярна, если суммарный  всех связей = 0. 1 2 Ве F F 2+ - -

• 
  Слайд 11
  

  S H H + + 2- Полярные молекулы

• 
  Слайд 12
  

  Поляризуемостьхимической связи– это способность химической связи приобретать дипольный момент(μ) под действием внешнего электрического поля, обладающего напряженностью(Н). μинд=α * Н Схема индукционного взаимодействия α- поляризуемость; Н – напряженность электрического поля; μинд- приобретенный дипольный момент.

• 
  Слайд 13
  

  Теории химической связи Метод валентных связей (МВС) Метод молекулярных орбиталей(ММО) Представления о двухцентровых локализованных связях (Ф.Лондон, В.Гайтлер, Л.Полинг). 1927 г. Представления о многоцентровых делокализованных связях. (Р.Малликен, Ф.Гунд, Э.Хюккель и др.). 40-е годы ХХ века Обе теории не исключают друг друга, а дополняют.

• 
  Слайд 14
  

  ТЕОРИИ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ 1. Метод валентных связей (МВС) в образовании химической связи участвуют только неспаренные электроны атомов, либо свободные атомные орбитали одного атома и электронная пара другого; при сближении атомов и образовании химической связи атомные орбитали сохраняются (то есть электроны движутся на своих атомных орбиталях), но могут видоизменяться вследствие стремления к наиболее полному перекрыванию; при образовании молекулы атомные орбитали перекрываются, при этом вследствие неразличимости электронов они могут переходить от одного ядра к другому, то есть обмениваться. Но в каждый момент времени электроны находятся под влиянием лишь одного ядра; связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания волновых функций электронов, образующих связь, является наибольшей; из двух орбиталей атома более прочную связь образует та, которая сильнее перекрывается орбиталью другого атома; метод валентных связей объяснил механизм образования ковалентной связи и дал ее определение;

• 
  Слайд 15
  

  Основные положения метода ВС 1. Х. с. между атомами образуется в результате обобществления валентных электронов, т.е. образования общих электронных пар. 2. Общие электронные пары образуют лишь неспаренные электроны с антипараллельными спинами. 3. При обр. х. с. происходит частичное перекрывание АО, что приводит к увеличению электронной плотности в межъядерном пространстве. 4. Химическая связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие АО.

• 
  Слайд 16
  

  5. В пространстве х. с. располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания АО наибольшая. 6. Связь, образованная перекрыванием АО по линии, соединяющей центры атомов, называется – σ-связью, а по обе стороны от линии - -связью. Еσ> Еπ 7. Если молекула образуется путём перекрывания двух АО, связь называется одинарной, если более двух АО – кратной. Одинарная связь представлена всегда σ-связью, а кратные связи включают σ- и π-связи. 8.Общая электронная пара соответствует единице химической связи.

• 
  Слайд 17

  Основные виды химической связи

  Ионная Ковалентная Донорно-акцепторная Водородная Межмолекулярная Металлическая

• 
  Слайд 18

  Ковалентная связь

  Химическая связь, образованная двумя атомами путем обобществления пары электронов, называется ковалентной связью Ковалентная связь возникает между атомами с относительно малыми различиями в электроотрицательностях (c ) ( (Dc

• 
  Слайд 19
  

  Механизмы образования ковалентной связи Обменный Донорно-акцепторный Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь

• 
  Слайд 20

  Структурные формулы молекул по методу ВС

  Степень окисления – условный заряд атома в веществе, рассчитанный из предположения, что в полярных связях электронные пары полностью смещены, а неполярные – поделены между связываемыми атомами.

• 
  Слайд 21

  Структурные формулы

• 
  Слайд 22
  

  Валентностью – называется способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов с образованием химической связи. Количественной мерой валентности в обменном механизме ВС считают число неспаренных электронов у атома в основном или возбужденном состоянии атома атом железа : 3d 4s 4p 3d 4s 4p Fe* В*= II, III, IV,V,VI.

• 
  Слайд 23
  

  Характеристики ковалентной связи 1. Валентные возможности атомов. Валентность — способность атомов элементов образовывать химические связи с атомами других элементов; численно равна количеству неспаренных электронов атома. Валентность: III Валентность: I Валентность: II 2. Направленность химической связи -связь - связь, при образовании которой максимальное перекрывание облаков происходит вдоль прямой, соединяющей центры взаимодействующих атомов.

• 
  Слайд 24
  

  -связь - связь, при образовании которой перекрывание электронных облаков происходит по обе стороны линии, соединяющей центры атомов. -связь - связь, при образовании которой происходит перекрывание всех четырех облаков в плоскости, перпендикулярной плоскости соединения атомов.

• 
  Слайд 25
  

  В молекуле ВеCl2 две ковалентные связи Ве–Cl образуются за счет двух неспаренных электронов атома хлора и двух неспаренных электронов возбужденного атома бериллия, один из которых находится в s-, а другой в р-состоянии. Вследствие гибридизации обе связи равноценны:

• 
  Слайд 26

  Гибридизация атомных орбиталей

  При гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталейвзаимоизменяются и образуются орбитали с новой, но уже одинаковой формой и энергией. Число гибридных орбиталей равно числу атомных орбиталей, участвующих в гибридизации, причем энергии АО не должны сильно отличаться. Формы и энергии гибридных орбиталей одинаковы. химические связи, образованные гибридными орбиталями, прочнее, а полученная молекула более устойчива

• 
  Слайд 27
  

  Гибридизация

• 
  Слайд 28

  Формы гибридных орбиталей

• 
  Слайд 29

  Ионная связь

  Чем больше разница электроотрицательностей атомов, тем более полярна связь. Ионная связь является предельным случаем ковалентной полярной связи Δχ = 0 – 0.4 – ковалентная неполярная Δχ =0.4-2.0 – ковалентная полярная связь; Δχ > 2.1 - ионная Ионная химическая связь представляет собой электростатическое взаимодействие отрицательно и положительно заряженных ионов в химическом соединении

• 
  Слайд 30
  

  Ионная связь - предельный случай полярной ковалентной связи, при которой более электроотрицательный элемент практически полностью присоединяет к себе электронную пару и становится анионом, а менее электроотрицательный атом отдает электроны и становится катионом. необходимым условием образования ионной связи является значительная разница электроотрицательности атомов; образование анионов происходит в результате присоединения электрона к атому. Количественной характеристикой этого процесса является сродство к электрону; упорядоченная упаковка ионов называется ионным кристаллом. Они устойчивы к нагреванию и растворимы в воде, при низких температурах являются диэлектриками; - ионная связь не обладают насыщаемостью, ни направленностью.

• 
  Слайд 31

  Металлическая связь

  Связь в металлах и расплавах за счет электростатического взаимодействия положительно заряженных катионов, которые располагаются в узлах кристаллической решетки и свободных делокализованных электронов. СХЕМА ОБРАЗОВАНИЯ МЕТАЛЛИЧЕСКОЙ СВЯЗИ.

• 
  Слайд 32
  

  Металлическая связь не проявляет свойств насыщаемости, направленности, но ей характерны высокие координационные числа металлических структур.

• 
  Слайд 33
  

  в образовании металлического кристалла (с металлической связью) участвует большое число атомных орбиталей с одинаковой энергией, которые сближаются, перекрываются, образуя молекулярные орбитали с одинаковой энергией (электронная зона). В пределах этой электронной зоны свободные электроны могут перемещаться по всему кристаллу, не выделяя и не поглощая энергию; металлическая связь ненасыщаема и не имеет направленности в пространстве; вещества, с металлической связью, обладают высокой плотностью, твердостью, высокой температурой кипения и температурой плавления, высокой электропроводностью, ковкостью и пластичностью.

• 
  Слайд 34
  

  Водородная связь – это связь между сильнополяризованним атомом водорода одной молекулы и атомом с большой электроотрицательностью и неподеленной электронной парой другой молекулы (или другой части этой же молекулы)

• 
  Слайд 35

  Температуры кипения соединений водорода

  Образование межмолекулярных водородных связей приводит к существенному изменению ряда свойств веществ: повышению вязкости, диэлектрической постоянной, температуры кипения и плавления. Так вода, фтороводород и аммиак, благодаря водородным связям, имеют аномально высокие температуры кипения и плавления

• 
  Слайд 36

  Межмолекулярные взаимодействия

  – взаимодействие электронейтральныхвалентнонасыщенных молекул между собой по электростатическому взаимодействию эти взаимодействия обусловлены действием сил Ван-дер-Ваальса; проявляется на значительно больших расстояниях и характеризуется отсутствием насыщаемости и небольшими энергиями; Основу ван-дер-ваальсовых сил составляют кулоновские силы взаимодействия между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой.

• 
  Слайд 37
  

  . подразделяется на: ориентационное – взаимодействие между полярными молекулами (диполь – дипольное); HCl, H2O Дисперсионные силы действуют между частицами любого вещества. Межмолекулярные взаимодействия индукционное - взаимодействие между полярной и неполярной молекулами (постоянный диполь – наведенный диполь); дисперсионное - взаимодействие между неполярными молекулами (наведенный диполь – наведенный диполь).