1 / 74

Химическая связь

Химическая связь. Лектор Мирошниченко Юлия Юрьевна. План лекции - Природа химической связи и её характеристики - Типы химических связей - Основные теории хим. связи - ковалентная связь, метод ВС - гибридизация АО метод МО ионная связь.

wyanet
Download Presentation

Химическая связь

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Химическая связь Лектор Мирошниченко Юлия Юрьевна

  2. План лекции - Природа химической связи и её характеристики - Типы химических связей -Основные теории хим. связи - ковалентная связь,метод ВС - гибридизация АО • метод МО • ионная связь

  3. Химическая связь–электростатич. взаимодействие связывающее атомы в ионы, молекулы, кристаллы Основное условие - понижение полной энергии многоатомной системы по сравнению с энергией изолированных атомов Пример: А + В = АВ, ЕАВ EA + EB

  4. Характеристики связи

  5. Длина химической связи(lсв)- расстояние между ядрами атомов в соед-ях • В однотипных соед-ях длина связи закономерно изменяется: HF – HCl – HBr – HI длина связи возрастает

  6. Энергия связи (Есв) – это энергия, выделяющаяся при образовании хим. связи или расходуемая на её разрыв • Взаимосвязь Есв и lсв: Молекула HF HClHBr HI lсв, нм 0,092 0,128 0,142 0,162 Есв 566 432 366 298 кДж/моль

  7. Валентный угол образован воображаемыми линиями, соединяющими центры взаимодействующих атомов O Cl — Be — Cl H H α = 180O α = 104,5O

  8. Дипольный момент – колич-ная характеристика полярностисвязи (измеряется в дебаях) μ = qlдип q– заряд полюса [Кл] lдип– длина диполя [м] Дебай (D):1D = 3,33.10-3Клм [Клм ]

  9. Дипольный момент – векторная величина, направленная от (+) к (–) • Различают дип. моменты хим. связи и молекул μмол. =μсв

  10. Для хар-ки диполя, исп-ют эффективный заряд qэффи длину диполяl • В 1-м случае принимают l= dмежъядерному расстоянию • Во 2-м, заряд равен заряду эл-на, а длину определяют как эфф-ую величину эксп d qэфф= эксп q lэфф=

  11. Типы химических связей • Распределение электронной плотности между взаимод-ми атомами определяет тип химической связи: • ковалентная • ионная • металлическая

  12. А : А  = 0 Ковалентная неполярная связь А : В   0 Ковалентная полярная связь А-: С+   1,9 Ионная связь евал (общие для всех атомов) - Металлическая связь Во многих веществах реализуются одновременно несколько типов химической связи

  13. Полярная и неполярная ковалентная связь Полярная ковалентная связь Неполярная ковалентная связь

  14. Основные теории химической связи • Гравитационная теория Бергмана – Бертолле • Электрохимическая теория Берцелиуса (1810) • Формалистическая теория типов Дюма - Жерара • Учение о химическом строении вещества А.М. Бутлерова(1861) • Ковалентная теория Льюиса (1914) • Ионная теория Косселя (1916)

  15. Ковалентная связь • Для объяснения механизмаобразования ковалентной хим. связи разработано несколько методов • Наиболее применимые: - метод валентных связей(ВС) - метод молекулярных орбиталей (МО)

  16. Метод валентных связей (ВС) • Связанные между собой атомы в молекуле удерживаются вместе при помощи одной или нескольких общих эл-ных пар • Химическая связь между двумя атомами локализована в месте перекрывания атомных орбиталей (локализованная двухцентровая связь)

  17. Научное объяснение гипотезы дано В. Гейтлером и Ф. Лондоном (1927) путем приближенного решения уравнения Шредингера для молекулы водорода • Гипотеза образования ков. связи за счет обобществления эл-нов дана Льюисом

  18. Зависимость потенц. энергиидвух атомов водорода от межъядерного расстояния (1) Хим. св. не обр-ся (2) Хим. св. обр-ся

  19. Метод ЛКАО • Находят многоцентровые волновые функции мол,которые описывают движение электронов в молекуле • Основа метода: молекулярные волновые функции строят комбинируя волновые функции АО: • С1, С2,..Сn - коэффициенты • Лучшая мол отвечает Еmin.

  20. Обменный механизм образования ковалентнойсвязи • Общие пары электронов образуются при спаривании неспаренных эл-нов, принадлежащих разным атомам • При этом число неспаренных электронов у многих атомов ув-ся за счет расспаривания спаренных электронов, если на вал. уровне есть свободные орбитали • Этот процесс является переходом атома в возбужденное состояние

  21. Донорно-акцепторный механизм образования связи • связывающие эл-ные пары образ-ся объединением пары вал. электронов одного атома (донора) со свободной АО другого атома (акцептора) • Пример: BF3 + F – = BF4– B F

  22. Основные положения метода ВС • Ков. связь образуют два электрона с противоположными спинами, принадлежащие двум атомам • При образовании связи происходит перекрывание АО и увеличение электронной плотности между ними, что приводит к уменьшению энергии • Связь реализуется в направлении наибольшего перекрывания АО

  23. Валентность • определяется числом неспаренных электронов • Пример: атом Н (1s1)- валентность равна 1 атом Не (1s2) - валентность равна 0 • валентность может быть увеличена - промотированием атома - донорно-акцепторным взаимод.

  24. Свойства ковалентной связи

  25. Направленность хим. связи обусловлена перекрыванием электронных облаков • определяется направленностью в пространстве АО с l 0 • Атомные орбитали px-, py- и pz- расположены под углами 900 • d- орбитали: лепестки образуют угол 900, а между различными d- АО могут быть углы 1800, 900 и 450

  26. Насыщаемость – макс. возможноечисло связей, определяемое общим числом задействованных орбиталей • 1-й период - макс. валентность = 1 • 2-й период - макс. валентность = 4, т.к. валентные 4 АО (2s- и три 2р) • 3-й период - валентные 9 АО (3s, три 3р и пять 3d), но макс. валентность практически не реализуется

  27. Кратность хим. связи- число общих электронных пар, реализующих связь между двумя атомами • Чем выше кратность связи, тем она прочнее (кратности больше 3 не бывает) • Кратность обусловлена характером перекрывания АО • Молекула F2 O2N2 Кратность связи 1 2 3 Е св, кДж/моль 159 494 945

  28. Типы перекрывания атомных АО • -взаимодействие возникает при перекрывании орбиталей s – sи s – p, p – p, d – d вытянутых вдоль одной оси •  - взаимодействие, перекрывание по линии, перпендикулярной линии связи • В молекуле N2- тройная связь (1 - и 2-)

  29. Типы перекрывания атомных АО •  - (дельта) взаимодействие, при которой перекрываются d-орбитали четырьмя лепестками • По прочности хим. взаимодействия располагаются в следующей ряд: σ > π > δ • π и δ– взаимод-вия возникают как дополнительные к - взаимод-вию

  30. HC  CH

  31. Гибридизация АО • Атом, взаимодействуя с несколькими одинаковыми партнерами, образует равнопрочные связи с участием электронов разных уровней. • Кроме того, углы между связями в подобных многоатомных молекулах не те, которые следовало бы ожидать из пространственного расположения взаимодействующих АО. Пример: в H2O – 104,50, вNH3 – 1070, вCH4 – 109,280и т. д. • Для объяснения этих противоречий в теорию введено представление о гибридизации АО, т.е. о перемешивании орбиталей с различными квантовыми числами и получением гибридных АО.

  32. Гибридизация АО • Это мат-ий прием отыскания новых волновых функций, удовлетворяющих условию равнопрочности образуемых связей и уменьшению энергии гибр=Сss ± Сpp • При этом из двух «чистых» АО (sи р) обр-ся две гибридные: гибр1=Сss + Сpp гибр2=Сss – Сpp

  33. Основные положения гибридизации • Гибридизуются орбитали атома, реализующего связи с другими атомами • Гибридизуются АО с близкой энергией • Число гибридных орбиталей равно суммарному числу исходных орбиталей • Гибридизация сопровождается изменением формы электронных облаков, поэтому хим. связи с участием гибр. орбиталей обладают большей прочностью, чем связи с “чистыми” АО

  34. Be Cl • Пример:При образовании молекулы BeCl2 происходит гибридизация АО Be

  35. Другие типы гибридизации • sp3гибридизации АО атома С в СН4

  36. Скелетная и пространственная модели молекулы метана

  37. Слабые стороны метода ВС • Не допускает присутствия в мол-х неспаренных электронов • Не объясняет существования частиц – молекулярных катионов, в которых хим. связь осуществляется не парой, а одним электроном (H2+, Hе2+ ) • Неожиданные параметры связи в молекулах и молекулярных ионах, вызванные переходами электронов

  38. Основные положения метода МО • МО - делокализованные и многоцентровые • Состояние эл-нов в молекулах соот-вует принципам min энергии, Паули и Гунда • Условия возникновения МО: - АО должны быть близкими по энергии -Атомные орбитали перекрываются - Расположение АО на линии связи должно быть одинаковым по симметрии - Из n АО образуется n МО - МО обозначают:, π,,

  39. Связывающие и разрыхляющие МО • Для нахождения волновых функций МО используют ЛКАО • Из двух перекрывающихся АО обр-ся две МО МОсв – min эн-ия МОр – max эн-ия

  40. Модель образованиясв и р МО рМО sAO sAO св

  41. Сложение симметричных sa иsb Линейная комбинация 1s орбиталей

  42. Распределение электронов по МО в Н2 МОр АО АО МОсв

  43. Схема образования и связывающих и разрыхляющих МО при комбинации атомных орбиталей s и s pzи pz pxи px

  44. Комбинация волновых функций для H2

  45. Ионная связь • Энергия связи определяется силами электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов • Ионные соединения состоят из огромного числа ионов, связанных в одно целое силами электростатического притяжения

  46. Цикл Габера-Борна Нf = Еион(К) - Fср(А)+Uреш+Нсуб(К)+1/2Едис(А2) Для NaCl Uреш= 412+109 + 121 – 368 + 494 = 768 кДж моль

  47. Энергия кулоновского взаимодействия  - коэф-т отталкивания

More Related