- Главная
- Разное
- Дизайн
- Бизнес и предпринимательство
- Аналитика
- Образование
- Развлечения
- Красота и здоровье
- Финансы
- Государство
- Путешествия
- Спорт
- Недвижимость
- Армия
- Графика
- Культурология
- Еда и кулинария
- Лингвистика
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Маркетинг
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Химическая связь презентация
Содержание
- 1. Химическая связь
- 2. Химическая связь Химическая связь - это понижение энергии атомов при образовании молекулы.
- 3. Параметры химической связи: Энергия Длина Валентный угол Кратность Полярность
- 4. Длина связи Длина связи – это расстояние между связанными атомами или между их ядрами.
- 5. Валентный угол Валентный угол – это угол
- 6. Энергия связи: Энергией химической связи называется энергия
- 7. 1А0 = 10-10м Зависимость энергии связи от длины:
- 8. Химическая связь Химической связью называется взаимодействие двух
- 9. Кратность связи Кратность связи – это количество связей образующихся между атомами.
- 10. Примеры:
- 11. Теории химической связи
- 12. Теории химической связи Льюис - теория ковалентной
- 13. Реальный заряд на атоме в соединении называют эффективным зарядом атома δ.
- 14. Чисто ионная связь практически никогда не
- 15. Полярность химической связи
- 16. Полярность химической связи
- 17. Полярность химической связи Если электроотрицательность атомов образующих
- 18. Дипольный момент Дипольный момент – это векторная
- 19. Дипольный момент Н+ Н+
- 20. Дипольный момент
- 21. Типы химических связей Ковалентная а)
- 22. Ковалентная связь Ковалентная неполярная – это связь
- 23. Ковалентная теория
- 24. Метод валентных связей (МВС)
- 25. Образование химической связи в молекуле Н2 ↑↑ ↑↓
- 27. Образование ковалентной связи Образование химической связи согласно
- 28. Это Первый принцип МВС: принцип локализованных электронных пар
- 29. Второй принцип МВС : Принцип максимального
- 31. Свойства ковалентной связи Насыщаемость – показывает, что
- 32. Свойства ковалентной связи
- 33. Свойства ковалентной связи Направленность – в зависимости
- 36. σ - связь Если перекрывание происходит вдоль линии соединяющей ядра атомов, то это σ- связь.
- 38. π - связь π – связь возникает
- 39. δ - связь δ - связь
- 41. Гибридизация атомных орбиталей Гибридизация – это
- 45. Тип гибридизации BeCl2
- 47. Тип гибридизации BCl3
- 49. Тип гибридизации CH4
- 50. sp3- гибридизация Влияние количества неподеленных пар на геометрию молекул.
- 51. Конфигурация молекул с ковалентными связями
- 52. Геометрические структуры сложных молекул по Гиллеспи
- 53. Как определить тип гибридизации? Нужно рассмотреть
- 54. Достоинства МВС 1. МВС позволяет определить максимальную
- 55. Недостатки МВС 1. МВС считает все
- 56. Поляризация и поляризуемость химической связи Смещение электронов,
- 58. Метод молекулярных орбиталей (ММО) В основе ММО
- 59. Основные положения ММО
- 60. Основные положения ММО МО - делокализованные и
- 61. Основные положения ММО Связывающая МО – МО,
- 62. Модель образования σсв и σр МО
- 63. Метод МО, молекула Н2
- 64. Метод МО, молекула Н2
- 65. Схема образования σ и π связывающих и
- 67. Двухатомные гомоядерные молекулы элементов второго периода
- 68. 2pz АО при сложении образуют πzсвяз.
- 69. Метод МО
- 70. Метод МО
- 71. ММО объясняет изменение прочности связи при ионизации
- 72. Двухатомные гетероядерные молекулы в связывающую МО больший
- 73. Метод МО
- 74. Трёхатомные линейные молекулы Энергетическая диаграмма молекулы ВеН2
- 75. Достоинства ММО ММО позволяет:
- 76. Общее в МВС и ММО Химическая
- 77. Различие МВС и ММО 1) ММО
- 78. Ионная связь
- 79. Ионная связь Энергия связи
- 80. Ненасыщаемость и ненаправленность Правило
- 81. Ненасыщаемость и ненаправленность Ион притягивает
- 82. Ионная связь Ионные соединения при обычных
- 83. Водородная связь это связь между сильно
- 84. X – H … Y H2O
- 87. Водородная связь в ДНК
- 88. Металлическая связь
- 89. Металлическая связь Особенности 1.Высокая электропроводность и теплопроводность. 2. Высокое координационное число атомов.
- 90. Металлическая связь Описывают только с помощью
- 91. Металлическая связь Между валентной зоной и
Химическая связь Химическая связь - это понижение энергии атомов при образовании молекулы.
Слайд 5Валентный угол
Валентный угол – это угол между воображаемыми линиями соединяющими центры
атомов.
Н2 ∠ (H-H) = 1800
H2O ∠ (H-O-H) = 104,50
Слайд 6Энергия связи:
Энергией химической связи называется энергия которая выделяется при образовании связи
или которая затрачивается на ее разрыв.
Н2 = 2Н , Е(н-н) = 432 кДж.
Н2 = 2Н , Е(н-н) = 432 кДж.
Слайд 8Химическая связь
Химической связью называется взаимодействие двух или нескольких атомов, которое приводит
к образованию химически устойчивой многоатомной системы и характеризуется существенной перестройкой электронных оболочек связывающихся атомов.
Слайд 12Теории химической связи
Льюис - теория ковалентной связи - химическая связь образуется
за счёт общей электронной пары, принадлежащей обоим атомам.
Коссель - теория ионной связи – молекулы образуются за счёт электростатического притяжения разноимённо заряженных ионов.
Коссель - теория ионной связи – молекулы образуются за счёт электростатического притяжения разноимённо заряженных ионов.
Слайд 14
Чисто ионная связь практически никогда не образуется. Но во всех случаях
при образовании химической связи происходит обобществление электронов, т.е. возникает ковалентная связь.
Слайд 17Полярность химической связи
Если электроотрицательность атомов образующих связь различна, то молекула является
полярной и образует диполь, который характеризуется дипольным моментом.
⏐μ⏐ = q .l [μ] = Кл·м или в Дебаях: 1D = 3.3·10-30 Кл·м
l – расстояние между центрами тяжести зарядов
q – заряд электрона (1,6·10-19 Кл).
Слайд 18Дипольный момент
Дипольный момент – это векторная величина.
Вектор дипольного момента направлен
от положительного заряда к отрицательному.
Сложение дипольных моментов определяется сложением векторов по правилу параллелограмма.
Сложение дипольных моментов определяется сложением векторов по правилу параллелограмма.
Слайд 21Типы химических связей
Ковалентная
а) неполярная
б) полярная
Ионная
Металлическая
Межмолекулярные связи:
а) водородная
б) силы Ван – дер - Ваальса
б) силы Ван – дер - Ваальса
Слайд 22Ковалентная связь
Ковалентная неполярная – это связь образующаяся между атомами с одинаковой
электроотрицательностью.
Н – Н О = О
Ковалентная полярная – это связь образующаяся между атомами с разной электроотрицательностью.
Н – F C = O
Н – Н О = О
Ковалентная полярная – это связь образующаяся между атомами с разной электроотрицательностью.
Н – F C = O
Слайд 23
Ковалентная теория
Два основных подхода ковалентной теории, два квантово-механических метода: метод валентных
связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).
Основоположники МВС - Гейтлер и Лондон (Германия) в 1927 г.
Основоположники МВС - Гейтлер и Лондон (Германия) в 1927 г.
Слайд 27Образование ковалентной связи
Образование химической связи согласно МВС происходит при условии:
спины электронов
сближающихся атомов антипараллельны
при сближении атомов происходит перекрывание электронных облаков, в результате образуется область повышенной электронной плотности
положительно заряженные ядра атомов притягиваются к этой области.
при сближении атомов происходит перекрывание электронных облаков, в результате образуется область повышенной электронной плотности
положительно заряженные ядра атомов притягиваются к этой области.
Слайд 29
Второй принцип МВС :
Принцип максимального перекрывания атомных орбиталей.
(связь
образуется той орбиталью атома, которая максимально перекрывается орбиталью другого атома, и в том направлении в котором перекрывание максимально).
Слайд 31Свойства ковалентной связи
Насыщаемость – показывает, что атом образует не любое, а
ограниченное количество связей. Их число зависит от количества не спаренных валентных электронов или свободных орбиталей.
Слайд 33Свойства ковалентной связи
Направленность – в зависимости от перекрывания и симметрии образованные
орбитали различают на сигма, пи и дельта связи.
σ- сигма
π - пи
δ - дельта
σ- сигма
π - пи
δ - дельта
Слайд 38π - связь
π – связь возникает при перекрывании электронных облаков по
обе стороны от линии соединения атомов.
Слайд 39δ - связь
δ - связь образуется за счет перекрывания всех
четырех лопастей d – электронных облаков расположенных в параллельных плоскостях.
Слайд 41Гибридизация атомных орбиталей
Гибридизация – это изменение первоначальной формы атомных орбиталей приводящее
к образованию гибридных орбиталей одинаковых по форме и по энергии.
Гибридная орбиталь имеет большую вытянутость по одну сторону от ядра.
Число гибридных атомных орбиталей равно числу участвующих в гибридизации исходных атомных орбиталей (АО).
Гибридная орбиталь имеет большую вытянутость по одну сторону от ядра.
Число гибридных атомных орбиталей равно числу участвующих в гибридизации исходных атомных орбиталей (АО).
Слайд 53Как определить тип гибридизации?
Нужно рассмотреть АО центрального атома в молекуле.
В гибридизации
участвуют АО, образующие σ – связи (по обменному или доннорно-акцепторному механизму), и неподелённые электронные пары.
АО, образующие π– связи, в гибридизации не участвуют!!!
Сначала нужно образовать все σ – связи, π– связи следует образовывать только после того, как определены все σ – связи.
АО, образующие π– связи, в гибридизации не участвуют!!!
Сначала нужно образовать все σ – связи, π– связи следует образовывать только после того, как определены все σ – связи.
Слайд 54Достоинства МВС
1. МВС позволяет определить максимальную ковалентность. (максимальное число валентных атомных
орбиталей, способных участвовать в образовании связей).
2. МВС позволяет не только объяснить, но и предсказать конфигурацию (геометрическую модель) молекулы.
2. МВС позволяет не только объяснить, но и предсказать конфигурацию (геометрическую модель) молекулы.
Слайд 55Недостатки МВС
1. МВС считает все связи локализованными, двухцентровыми.
2. МВС не
может дать объяснение упрочнению химической связи в некоторых молекулах при ионизации. Например, во F2 энергия связи
155 кДж/моль, а в F2+ 320 кДж/моль.
В 2 раза больше! (Почему?)
155 кДж/моль, а в F2+ 320 кДж/моль.
В 2 раза больше! (Почему?)
Слайд 56Поляризация и поляризуемость химической связи
Смещение электронов, осуществляющих химическую связь, в сторону
более электроотрицательного атома, называется поляризацией химической связи.
Способность химической связи к поляризации называют поляризуемостью химической связи.
Способность химической связи к поляризации называют поляризуемостью химической связи.
Слайд 58Метод молекулярных орбиталей (ММО)
В основе ММО лежит представление о химической связи
как движении всех электронов в суммарном поле всех ядер молекулы.
Слайд 60Основные положения ММО
МО - делокализованные и многоцентровые.
АО должны быть близкими
по энергии, перекрываться в заметной степени, иметь подходящую симметрию.
Из n АО образуется n МО (т. е., из каждых двух АО образуются две МО: одна – связывающая, другая – разрыхляющая).
Энергия связывающей МО меньше энергии разрыхляющей МО.
МО обозначают: σ, π, δ, ϕ
Из n АО образуется n МО (т. е., из каждых двух АО образуются две МО: одна – связывающая, другая – разрыхляющая).
Энергия связывающей МО меньше энергии разрыхляющей МО.
МО обозначают: σ, π, δ, ϕ
Слайд 61Основные положения ММО
Связывающая МО – МО, энергия которой ниже энергии исходных
АО.
Разрыхляющая МО - МО, энергия которой выше энергии исходных АО.
Разрыхляющая МО - МО, энергия которой выше энергии исходных АО.
Слайд 65Схема образования σ и π
связывающих и разрыхляющих МО при комбинации атомных
орбиталей
s и s
pz и pz
px и px
s и s
pz и pz
px и px
Слайд 67Двухатомные гомоядерные молекулы элементов второго периода
валентные орбитали атомов одинаковы: 2s -,
2px - , 2py - , 2pz.
2s – орбитали при сложении образуют σsсв - МО, при вычитании - σsразр..
2px – АО при сложении образуют связывающую МО – σxсв , при вычитании – разрыхляющую МО - σxразр..
2s – орбитали при сложении образуют σsсв - МО, при вычитании - σsразр..
2px – АО при сложении образуют связывающую МО – σxсв , при вычитании – разрыхляющую МО - σxразр..
Слайд 68
2pz АО при сложении образуют πzсвяз. – и πzразр. – МО.
Аналогично 2py – АО образуют πyсвяз. – и πyразр. – МО.
π zсвяз. – и πyсвяз. – МО по энергии одинаковы, также πxразр. – и πyразр. – МО имеют равную энергию и располагаются на диаграмме на одном уровне.
Из 8 АО получаем 8 МО.
π zсвяз. – и πyсвяз. – МО по энергии одинаковы, также πxразр. – и πyразр. – МО имеют равную энергию и располагаются на диаграмме на одном уровне.
Из 8 АО получаем 8 МО.
Слайд 71ММО объясняет изменение прочности связи при ионизации молекул.
Удаление связывающего электрона (например,
из В2, С2, N2) приводит к уменьшению энергии связи.
Удаление электрона с разрыхляющей орбитали (например, из О2 и F2) приводит к упрочнению связи (повышению Есв).
Добавление электрона на связывающую МО увеличивает, а на разрыхляющую МО уменьшает энергию связи.
Удаление электрона с разрыхляющей орбитали (например, из О2 и F2) приводит к упрочнению связи (повышению Есв).
Добавление электрона на связывающую МО увеличивает, а на разрыхляющую МО уменьшает энергию связи.
Слайд 72Двухатомные гетероядерные молекулы
в связывающую МО больший вклад вносят АО более ЭО-го
атома, а в разрыхляющую МО – АО менее электроотрицательного атома. Поэтому электронная плотность связывающих электронов сильно смещена к более ЭО-му атому, а электронная плотность разрыхляющих электронов – к менее ЭО-му.
Т.о. МО не симетричны.
Т.о. МО не симетричны.
Слайд 74Трёхатомные линейные молекулы
Энергетическая диаграмма молекулы ВеН2
Орбитали более отрицательных атомов водорода (1s)
лежат ниже АО атома Ве (2s, 2px, 2py, 2pz).
1s –АО двух атомов водорода образуют σ – связи с 2s и 2px – АО атома бериллия.
2py и 2pz – АО бериллия в образовании связей не участвуют и остаются в молекуле с той же энергией. Это несвязывающие МО – πyнесв. и πzнесв..
1s –АО двух атомов водорода образуют σ – связи с 2s и 2px – АО атома бериллия.
2py и 2pz – АО бериллия в образовании связей не участвуют и остаются в молекуле с той же энергией. Это несвязывающие МО – πyнесв. и πzнесв..
Слайд 75
Достоинства ММО
ММО позволяет:
1) рассчитать распределение электронной плотности в молекуле;
2) определить энергию
связи;
3) кратность связи;
4) объяснить электронные спектры молекул;
5) объяснить магнитные свойства молекул.
3) кратность связи;
4) объяснить электронные спектры молекул;
5) объяснить магнитные свойства молекул.
Слайд 76Общее в МВС и ММО
Химическая связь - обобщение электронов.
Для образования
связи необходимо перекрывание орбиталей.
Слайд 77Различие МВС и ММО
1) ММО основывается на делокализации не только π
- , но и σ – связей. В МВС связь – двухцентровая.
2) Согласно МВС связь двухэлектронная. В ММО нет этого ограничения.
3) МВС чётко противопоставляет два механизма образования химической связи в отличие от ММО.
2) Согласно МВС связь двухэлектронная. В ММО нет этого ограничения.
3) МВС чётко противопоставляет два механизма образования химической связи в отличие от ММО.
Слайд 79Ионная связь
Энергия связи определяется силами электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов
Ионные
соединения состоят из огромного числа ионов, связанных в одно целое силами электростатического притяжения
Слайд 80
Ненасыщаемость и ненаправленность
Правило Магнуса – Гольдшмидта: координационное число для данного
иона (шара) определяется тем, сколько противоионов (жёстких шаров) можно вокруг него разместить, т.е. зависит от ионного радиуса.
Слайд 81Ненасыщаемость и ненаправленность
Ион притягивает независимо от направления неограниченное число противоположно
заряженных ионов из-за сил электростатического взаимодействия.
Взаимное отталкивание противоионов ограничивает их число в окружении каждого иона.
Взаимное отталкивание противоионов ограничивает их число в окружении каждого иона.
Слайд 82Ионная связь
Ионные соединения при обычных условиях – твердые и прочные, но
хрупкие вещества
При плавлении и растворении в воде они распадаются на ионы (электролитическая диссоциация) и проводят электрический ток, т.е. являются электролитами.
При плавлении и растворении в воде они распадаются на ионы (электролитическая диссоциация) и проводят электрический ток, т.е. являются электролитами.
Слайд 83
Водородная связь это связь между сильно электроотрицательными атомами посредством атома водорода.
Водородная
связь осуществляется только между атома водорода и атомами фтора, кислорода, азота, реже хлора, серы, углерода.
Слайд 89Металлическая связь
Особенности
1.Высокая электропроводность и теплопроводность.
2. Высокое координационное число атомов.
Слайд 90Металлическая связь
Описывают только с помощью ММО - зонной теорией кристаллов.
Зона, занятая
валентными электронами - валентная зона (ВЗ).
Зона, расположенная по энергии выше валентной зоны (вакантная зона) называется зоной проводимости (ЗП).
Зона, расположенная по энергии выше валентной зоны (вакантная зона) называется зоной проводимости (ЗП).
Слайд 91Металлическая связь
Между валентной зоной и зоной проводимости - зона, в которой
нет разрешённых уровней – запрещённая зона (ЗЗ).
Если ширина ЗЗ больше 3 эВ, то кристалл является диэлектриком; 1,1 – 3 эВ – полупроводником. Если ЗЗ отсутствует, то вещество является проводником.
Все металлы - проводники (в них ЗЗ нет).
Если ширина ЗЗ больше 3 эВ, то кристалл является диэлектриком; 1,1 – 3 эВ – полупроводником. Если ЗЗ отсутствует, то вещество является проводником.
Все металлы - проводники (в них ЗЗ нет).
