- 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
Продолжение лекции Химическая связь презентация
Содержание
- 1. Продолжение лекции Химическая связь
- 2. Дипольный момент – количественная характеристика полярности связи
- 3. Дипольный момент – векторная величина, направленная от
- 4. О=С = О = 0
- 5. Донорно-акцепторный механизм образования связи связывающие электронные пары
- 6. Кратность хим. связи - число общих электронных
- 7. Гибридизация АО Это математический прием отыскания новых
- 8. Основные положения гибридизации Гибридизуются только орбитали центрального
- 9. Гибридные орбитали более вытянуты в пространстве и
- 10. При образовании молекулы BeCl2 происходит гибридизация АО
- 11. AlCl3 sp2 - гибридизация 3s23p1 Al Al* 120°
- 12. Скелетная и пространственная модели молекулы метана
- 13. sp3d2 – гибридизация SF6 S 3s23p4 F 2s22p5
- 14. В гибридизации могут участвовать: Одноэлектронные орбитали Орбитали
- 15. Орбитали, участвующие в образовании хим. связи наз-ся
- 16. NH3 H2O sp3 - гибридизация
- 17. Метод ОЭПВО (метод Гиллеспи) (отталкивание электронных пар
- 18. Основные положения метода МО В образовании хим.св.
- 19. АО должны быть близкими по энергии
- 20. Связывающие и разрыхляющие МО Для нахождения волновых
- 21. Распределение электронов по МО в Н2 МОр МОсв АО АО
- 22. Энергетическая диаграмма позволяет определить: Магнитные свойства вещества
- 23. Изоэлектронные частицы N2, CO, NO+ имеют
- 24. O2
- 25. N2 N2
- 26. Электронная формула молекулы O2 (KK)σs2σs*2σpx2
- 27. Ионная связь Это предельный случай полярной
- 28. Ионная связь Энергия связи определяется силами
- 29. В соединениях с большой долей ионности связи
- 31. Свойства ионной связи: - ненаправленность - ненасыщаемость
- 32. Ненаправленность и ненасыщаемость В ионном соединении каждый
- 34. Na Cl NaCl
- 35. Ионные соединения при обычных условиях – твердые
- 36. Поляризация Это влияние друг на друга ионов,
- 37. Поляризуемость - деформация электронного облака в электрическом
- 38. Поляризуемость иона возрастает с ув-м размеров иона
- 39. Поляризующая способность ионов зависит от заряда, размера
- 40. Катионы d-элементов обладают (при одном и том
- 41. Влияние поляризации на свойства соединений: растворимость термическая устойчивость окраску
- 42. Пример AgCl хуже растворим в воде,
- 43. Пример: Оксо-кислоты менее устойчивы при нагревании, чем
- 44. Металлическая связь образуется в металлах и их
- 45. Природа металлической связи основана на обобществлении валентных
- 46. Теория электронного газа Все валентные электроны свободны
- 47. Метод МО – Зонная теория ΔЕ
- 48. ΔЕ = 0 для металлов ΔЕ ≥
- 49. Межмолекулярные взаимодействия называют силами Ван дер Ваальса
- 50. Ориентационные силы действуют между близкорасположенными полярными молекулами,
- 51. Индукционные силы возникают между полярной и неполярной
- 52. Дисперсионное взаимодействие (наиболее универсальное) Возникает в неполярных
- 53. Водородная связь Периоды t° кипения
- 54. Водородная связь бывает внутримолекулярная (чаще в орг.
- 55. Cхема образования водородной связи между молекулами H2O
- 56. Свойства водородной связи - направленность и насыщаемость
Дипольный момент – количественная характеристика полярности связи μ = qэфф⋅lдип qэфф– эффект. заряд, lдип – длина диполя Дебай (D): 1D = 3,33 . 10-30 Кл⋅м [Кл•М]
Слайд 2Дипольный момент – количественная характеристика полярности связи
μ = qэфф⋅lдип
qэфф– эффект.
заряд,
lдип – длина диполя
Дебай (D): 1D = 3,33 . 10-30 Кл⋅м
lдип – длина диполя
Дебай (D): 1D = 3,33 . 10-30 Кл⋅м
[Кл•М]
Слайд 3Дипольный момент – векторная величина, направленная от
(+) к (–)
Различают
дип. моменты хим. связи и молекул
μмол. = Σ μсв
μмол. = Σ μсв
Слайд 5Донорно-акцепторный механизм образования связи
связывающие электронные пары образуются объединением пары валентных электронов
одного атома (донора) со свободной АО другого атома (акцептора)
Пример:
BF3 + F – = BF4–
Пример:
BF3 + F – = BF4–
B
F
Слайд 6Кратность хим. связи - число общих электронных пар, реализующих связь между
двумя атомами
Чем выше кратность связи, тем она прочнее (кратности > 3 не бывает)
Кратность обусловлена характером перекрывания АО
Молекула F2 O2 N2
Кратность связи 1 2 3
Е св, кДж/моль 159 494 945
Чем выше кратность связи, тем она прочнее (кратности > 3 не бывает)
Кратность обусловлена характером перекрывания АО
Молекула F2 O2 N2
Кратность связи 1 2 3
Е св, кДж/моль 159 494 945
Слайд 7Гибридизация АО
Это математический прием отыскания новых волновых функций, удовлетворяющих условию равнопрочности
образуемых связей и уменьшению энергии
Слайд 8Основные положения гибридизации
Гибридизуются только орбитали центрального атома
Гибридизуются АО с близкой
энергией
Число гибридных орбиталей равно суммарному числу исходных орбиталей
Число гибридных орбиталей равно суммарному числу исходных орбиталей
Слайд 9Гибридные орбитали более вытянуты в пространстве и обеспечивают более полное перекрывание
с соседними атомами
Гибридные орбитали участвуют только в образовании σ-связей
Теория гибридизации объясняет направленность ковалентной связи и геометрическое строение молекул и кристаллов
Гибридные орбитали участвуют только в образовании σ-связей
Теория гибридизации объясняет направленность ковалентной связи и геометрическое строение молекул и кристаллов
Слайд 10 При образовании молекулы BeCl2 происходит гибридизация АО Be
Be (2s2)
Cl(3s23p5)
SP – гибридизация
180°
Слайд 14В гибридизации могут участвовать:
Одноэлектронные орбитали
Орбитали со спаренными электронами
Орбитали без электронов
Геометрия молекул
и валентные углы зависят от типа орбиталей
Слайд 15Орбитали, участвующие в образовании хим. связи наз-ся связывающими
Орбитали, не участвующие в
образовании хим. связи наз-ся несвязывающими
Слайд 17Метод ОЭПВО (метод Гиллеспи)
(отталкивание электронных пар валентной оболочки)
Объясняет геометрическое строение молекул
с различными орбиталями: связывающими и несвязывающими
Слайд 18Основные положения метода МО
В образовании хим.св. могут участвовать как пара, так
и один электрон
Состояние электронов в молекулах соответствует принципам min энергии, Паули и Гунда
Состояние электронов в молекулах соответствует принципам min энергии, Паули и Гунда
Слайд 19 АО должны быть близкими по энергии
Из n АО образуется n
МО
МОразр → σs*
ns(АО) + ns(АО)
МОсвяз → σs
σpx*
npx(АО) + npx(АО)
σpx
πy* πz*
npypz(АО) + npypz(АО)
πy πz
МОразр → σs*
ns(АО) + ns(АО)
МОсвяз → σs
σpx*
npx(АО) + npx(АО)
σpx
πy* πz*
npypz(АО) + npypz(АО)
πy πz
Слайд 20Связывающие и разрыхляющие МО
Для нахождения волновых функций МО используют метод ЛКАО
Из
двух перекрывающихся АО образуютсяся две МО
МОсв – min энергия
МОр – max энергия
МОсв – min энергия
МОр – max энергия
Слайд 22Энергетическая диаграмма позволяет определить:
Магнитные свойства вещества
Порядок (кратность) связи в молекуле
Порядок связи
=
Увеличивается или уменьшается порядок связи при отрыве или присоединении электрона
Увеличивается или уменьшается порядок связи при отрыве или присоединении электрона
Σeсвяз - Σeразр
2
Слайд 23Изоэлектронные частицы
N2, CO, NO+
имеют одинаковый набор МО, их одинаковую энергетическую
последовательность, заселенность электронами и одинаковый порядок связи
Слайд 26Электронная формула молекулы
O2
(KK)σs2σs*2σpx2 πy2πz2πy*1πz*1
Обозначение (KK) относится к внутренним
электронам в O2
N2
(KK)σs2σs*2σpx2πy2πz2
N2
(KK)σs2σs*2σpx2πy2πz2
Слайд 27Ионная связь
Это предельный случай полярной ковалентной связи, когда степень ионности
> 50%
или ΔЭО > 1,9
Пример: ЭОMg=1,2; ЭОО=3,5
ΔЭО = 2,3
или ΔЭО > 1,9
Пример: ЭОMg=1,2; ЭОО=3,5
ΔЭО = 2,3
Слайд 28Ионная 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 29В соединениях с большой долей ионности связи возникают не молекулы, а
твердые тела с ионным кристаллическим строением
Слайд 32Ненаправленность и ненасыщаемость
В ионном соединении каждый ион притягивает к себе 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 35Ионные 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 36Поляризация
Это влияние друг на друга ионов, которое приводит к деформации электронных
оболочек
Причина - действие электрического поля, создаваемого соседними противоположно заряженными ионами
В результате электронная оболочка смещается в сторону соседнего иона и деформируется
Причина - действие электрического поля, создаваемого соседними противоположно заряженными ионами
В результате электронная оболочка смещается в сторону соседнего иона и деформируется
Слайд 37Поляризуемость - деформация электронного облака в электрическом поле
Поляризующая способность - деформирующее
влияние на другие ионы
Слайд 38Поляризуемость иона
возрастает с ув-м размеров иона
Li+ – Na+ – K+
– Rb+ – Cs+
F-– Cl-– Br-– I-
радиус увеличивается
поляризуемость возрастает
rкат < rат < rан
поэтому поляризуемость анионов выше поляризуемости катионов
F-– Cl-– Br-– I-
радиус увеличивается
поляризуемость возрастает
rкат < rат < rан
поэтому поляризуемость анионов выше поляризуемости катионов
Слайд 39Поляризующая способность ионов
зависит от заряда, размера и типа иона
Чем > заряд
иона, тем > его поляризующее действие
При одном и том же заряде напряженность электрического поля вблизи иона тем >, чем < его размеры
При одном и том же заряде напряженность электрического поля вблизи иона тем >, чем < его размеры
Слайд 40Катионы d-элементов обладают (при одном и том же заряде и близком
радиусе) большей поляризующей способностью, чем катионы s- и p-элементов
Анионы характеризуются поляризуемостью, а катионы поляризующей способностью
Анионы характеризуются поляризуемостью, а катионы поляризующей способностью
Слайд 42Пример
AgCl хуже растворим в воде, чем NaCl и KСl
Причина
более
сильное поляризующее действие Ag+ на Cl– и связи становятся более ковалентны в AgCl, что ухудшает его растворимость в воде
Слайд 43Пример: Оксо-кислоты менее устойчивы при нагревании, чем их соли
Причина - сильное
поляризующее действие Н+. Внедряясь в анион, протон снижает его заряд, ослабляет в нем хим. связи и делает его менее устойчивым, поэтому кислоты легко разлагаются на воду и оксид
Слайд 44Металлическая связь
образуется в металлах и их сплавах Осуществляется между ионами, атомами
металлов и делокализованными электронами в кристаллич. решетке
Причина: невысокие Еиониз. металлов обусловливают легкость отрыва валентных электронов от атомов и перемещение по всему объему кристалла
Результат: высокая тепло- и электропроводность
Причина: невысокие Еиониз. металлов обусловливают легкость отрыва валентных электронов от атомов и перемещение по всему объему кристалла
Результат: высокая тепло- и электропроводность
Слайд 45Природа металлической связи основана на обобществлении валентных электронов, т.к. валентных электронов
меньше, чем вакантных орбиталей, валентные электроны могут переходить с одной орбитали на другую
Слайд 46Теория электронного газа
Все валентные электроны свободны и принадлежат всей кристаллической решетке.
Совокупность электронов называется электронным газом
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Слайд 47Метод МО – Зонная теория
ΔЕ – ширина запрещенной зоны
АО
Е Кристал Е АО
ΔЕ
Зона
проводимости
Валентная зона
Запрещенная зона
Слайд 48ΔЕ = 0 для металлов
ΔЕ ≥ 4,0 эВ для диэлектриков
ΔЕ от
0 до 4,0 эВ для полупроводников
Металлическая связь ненасыщенна и ненаправлена
Металлическая связь ненасыщенна и ненаправлена
Слайд 49Межмолекулярные взаимодействия
называют силами Ван дер Ваальса
Обеспечивает переход из одного агрегатного
состояния в другое, определяет многие физические свойства: Тпл, Ткип, электро- и теплопроводность, твердость, плотность и др.
Три типа межмолекулярных взаимодействий, обусловленных электростатическим притяжением молекул
Три типа межмолекулярных взаимодействий, обусловленных электростатическим притяжением молекул
Слайд 50Ориентационные силы действуют между близкорасположенными полярными молекулами, противоположно заряженные полюса которых
притягиваются друг к другу
Слайд 51Индукционные силы возникают между полярной и неполярной молекулами благодаря поляризуемости неполярных
молекул
Электроны и ядра неполярной молекулы смещаются в противоположных направлениях под действием электрического поля полярной молекулы
Электроны и ядра неполярной молекулы смещаются в противоположных направлениях под действием электрического поля полярной молекулы
Слайд 52Дисперсионное взаимодействие (наиболее универсальное)
Возникает в неполярных молекулах, т.е. возникают мгновенные диполи
в результате взаимного притяжения в любой момент времени вследствие несовпадения электрических центров тяжести электронного облака и ядер, вызванного их независимым колебанием
Слайд 54Водородная связь бывает внутримолекулярная (чаще в орг. молекулах) и межмолекулярная (HF,
NH3, H2O, H2O2, H2SO4, H3PO4)
Возникает мостиковая связь между положительно поляризованным атомом водорода одной молекулы и отрицательно поляризованным атомом (N, O, или F) другой молекулы
Возникает мостиковая связь между положительно поляризованным атомом водорода одной молекулы и отрицательно поляризованным атомом (N, O, или F) другой молекулы
Слайд 56Свойства водородной связи - направленность и насыщаемость
Энергия водородной связи примерно на
порядок ниже энергии хим.связи и в несколько раз выше энергии межмолекулярного взаимодействия
