Химическая связь презентация

два или несколько атомов или ионов.

чем у непрореагировавших исходных атомов.

Иными словами молекулярное состояние вещества устойчивее, чем атомное. А при образовании связей всегда выделя-ется энергия:

в образовании химических связей играют электроны, расположенные на внешней оболочке и, следовательно, связанные с ядром наименее прочно, так называемые валентные электроны.

М И Ч Е С К ОЙ С В Я З И

ЭНЕРГИЯ И ДЛИНА СВЯЗИ.

Длиной связи называется межъядерное расстояние взаимодействующих атомов. Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания.

С уменьшением длины связи обычно увеличива-ется энергия связи и соответственно устой-чивость молекул.

Энергией химической связи Есв кДж/моль называ-ется количество энергии, выделяющееся при образо-вании химической связи. Чем больше энергия хими-ческой связи, тем устойчивее молекулы.

одного атома.

силы
дисперсионные силы

Химическая связь
слабая

сильная

внутримолекулярная
между атомами

межмолекулярная
между молекулами

но осуществляется она по-разному.

Различают три основных типа химической связи, образующейся между атомами:

ковалентная

полярная

неполярная

ионная

металлическая

или большим числом атомов.

ТЕОРИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ

А:В

А: + □В А – В

3. Дативный.

способе общая электронная пара образуется в результате перекрывания одноэлектронных облаков взаимодействующих атомов при их сближении.

НА

НВ

Н :

Н

+

1s1 1s1 1s2 1s2

В месте перекрывания образуется повышенная электронная плотность, которая уменьшает отталкивание между ядрами и способствует образованию ковалентной связи.

׃ + □ H+ → H ׃ N ׃ H

▪ ▪

H

H 1s1

H

H

7N … 2s22p3

. .

. .

▪ ▪

H

2. ДОНОРНО – АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ
ОБРАЗОВАНИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ

+

и донора, и акцептора электронов. Например,



«акцепторные» атомы Cl отдают свои неподеленные электронные пары, которыми заселяются вакантные d-орбитали «донорных» атомов Al.

диполя l — расстояния между двумя равными по величине и противоположными по знаку зарядами +q и -q — на абсолютную величину заряда:

μ = l ∙ q

ПОЛЯРНОСТЬ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ

μ = q ∙ l

q+ q–

l

Ед.изм. - Кл · м, Д (дебай)

Связи могут быть полярными, а молекула в целом неполярной! :

δ- δ+ δ-

O = C = O

μ = 0,61·10 -29 Кл · м

(μ = 0)

O

μон

δ+H Hδ+

μОН

ПОЛЯРНОСТЬ МОЛЕКУЛ

μСО μCO

по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, называется ϭ-связью (сигма-свяью);

б) Связь, образованная перекрыванием АО по обе стороны линии, соединяющей ядра атомов (боковые перекрывания), называется π-связью;

в) Связь, образованная перекрыванием d-орбиталей всеми четырьмя лепестками, называется δ-связью (дельта-связью).

d-p d-d

d-d-перекрывание

разных по форме и энергии АО (s-, p-, d- или f), с образованием новых, но уже одинаковых по форме и энергии орбиталей.

В гибридизации участвуют близкие по значению энергии орбитали. Химические связи, образованные гибридными орбиталями, прочнее, а полученная молекула более устойчива.

sр-орбитали

sp – гибридизация

sр -гибридизация валентных орбиталей наблю-дается у таких молекул как ВеСl2, СН≡СН и др. Такие молекулы имеют линейую форму

три sp2-орбитали

ВCl3, АlСl3, CН2=CH2, С6Н6 и др.

ионов в химическом соединении.

Такая связь возникает лишь в случае большой разности ЭО атомов, например между катионами s-металлов I и II групп периодической системы и анионами неметаллов VI и VII групп (LiF, CsCl, K2O и др.).

ИОННАЯ СВЯЗЬ

ионности связи.

Для оценки способности атома данного элемента оттягивать к себе электроны, осуществляющие связь, пользуются значением относительной электро-отрицательности (ЭО)

СТЕПЕНЬ (ДОЛЯ) ИОННОСТИ СВЯЗИ

Под ЭО атома понимают его способность притягивает к себе обобществленные электро-ны. Поэтому, чем больше разность электроотрица-тельностей (∆ЭО) взаимодействующих атомов, тем выше степень ионности связи.

связующая электронная пара может полностью переместиться в поле ядра этого атома, который характеризуется большей величиной электро-отрицательности. В результате такого перемещения возникают заряженные частицы – ионы, одни из которых имеют положительный заряд, а другие – отрицательный.

притяжения. Возникшую связь называют ионной.
Рассмотрим молекулу LiF (газ). При сближении атомов Li и F происходит взаимодействие s-электронов лития и р-электронов фтора и их облака перекрываются.
Lio – e- → Li+
F2o + 2e- → 2F-
2e-
2Lio + F2o → 2Li+ + 2F-
. . . .
Li + : F : → Li+ [: F :]-
. . . .

сторону фтора. Молекулу LiF можно рассматривать как ионную Li+ F-. Ионы Li+ и F- имеют структуру внешнего электронного слоя, характерную для ближайшего к ним инертного элемента.

атомов металлов:
1. На внешнем энергетическом уровне атомов большинства металлов содержится небольшое число электронов.
2. На внешних уровнях много свободных орбиталей, что позволяет электронам близко подходить к положительным ядрам.
3. Электроны в металле подвижны.
4. Металлы имеют низкую энергию ионизации, поэтому могут легко утрачивать связь с отдельными атомами и «обобществляться».

за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу.
В кристаллической решетке металлов электроны свободно перемещаются, образуя так называемый «электронный газ». В результате свободного перемещения электронов, одни атомы будут терять свои электроны, переходя в положительно заряженные иона, а образующиеся ионы, могут принимать электроны.
Характерными особенностями металлической связи является ее ненаправленность и меньшая прочность по сравнению с ковалентной.

)

Водородная связь – это связь, образуемая между водородом и сильно электроотрицательным элементом, например, F, O, N, Cl, S.