Лекция 2. Химическая...
TRANSCRIPT
Лекция 2. Химическая связь
Лектор: асс. каф. ОНХ
Абрамова Полина Владимировна
еmail: [email protected]
«Вопрос о природе химической связи - сердце всей химии» Брайк Кроунфорд – мл.
I. Химическая связь и её характеристики
II. Ковалентная связь. Метод ВС
III. Теория гибридизации АО
IV. Ионная связь
V. Металлическая связь
VI. Водородная связь
VII. Межмолекулярные взаимодействия
ПЛАН ЛЕКЦИИ
2
Химическая связь – это различные виды взаимодействий, обусловливающих
существование многоатомных соединений
(молекул, ионов, радикалов, кристаллов)
Отличительные признаки химической связи:
1) Понижение энергии системы по сравнению с суммой энергий несвязанных атомов
2) Перераспределение электронной плотности в области образования химической связи 3
I. Химическая связь
Характеристики химической связи 1. Длина химической связи (lсв) – расстояние между
ядрами соседних атомов в молекуле или кристалле [нм]
Чем больше радиус атома, тем длиннее связь:
HF – HCl – HBr – HI
lсв, нм 0,092 0,128 0,142 0,162
2. Энергия химической связи (Есв) – энергия, которую необходимо затратить для разрыва химической связи [кДж/моль]
Чем больше длина связи, тем меньше её энергия:
HF – HCl – HBr – HI
Есв, кДж/моль 536 432 360 299
4
1. Ковалентная связь
2. Ионная связь
3. Металлическая связь
4. Водородная связь
5. Межмолекулярные взаимодействия
(силы Ван-дер-Ваальса)
Виды химической связи
5
II. Ковалентная связь. Метод ВС
Ковалентная связь – химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами
Метод ВС позволяет описать сложную молекулу
6
Положения метода ВС 1. Химическая связь образуется между двумя
атомами как результат перекрывания атомных орбиталей (АО) (обобществление электронов)
2. В соответствии с принципом Паули химическая связь образуется неспаренными электронами с антипараллельными спинами
3. Характеристики химической связи (энергия, длина, кратность и др.) определяются типом перекрывания АО
7
1. σ-связь – перекрывание АО вдоль линии связи. Пример: s-s, s-p, p-p, d-d перекрывание
8
Типы перекрывания АО
2. π-связь – перекрывание АО с двух сторон от линии связи
Пример: p-p, d-p, d-d перекрывание
9
Типы перекрывания АО
Схемы метода ВС
Пример: О2
Кратность связи (КС) – это число общих электронных пар между взаимодействующими атомами
10
КС = 2
1. Обменный механизм – каждый атом отдает на образование общей электронной пары по одному неспаренному электрону
Пример: H2
11
Механизмы образования ковалентной связи
КС = 1
2. Донорно-акцепторный механизм – один атом отдает пару электронов (донор), а второй предоставляет свободную орбиталь (акцептор электронной пары)
Пример: NH4+
N 2s22p3 N – донор электронной пары
Н+ – акцептор электронной пары
3H 1s1
H+ 1s0
Все четыре связи равноценны
12
КС = 1
Свойства ковалентной связи
1. Полярность – смещение электронной плотности к более электроотрицательному атому.
- Ковалентная неполярная связь – образована атомами с одинаковыми значениями ЭО: Н-Н, О=О. (ΔЭО = 0)
- Ковалентная полярная связь – образуется между атомами с разными значениями ЭО: H2O, NH3
13
Свойства ковалентной связи
2. Насыщаемость – определенное число химических связей атома, вызванное ограниченным числом валентных связей и АО
Пример: молекула H2
H 1s1 Насыщаемость = 1
14
3. Направленность – молекулы и ионы с ковалентными связями имеют определённое геометрическое строение - Геометрическое строение молекул и ионов объясняется гибридизацией атомных орбиталей
III. Теория гибридизации АО
Гибридизация - это выравнивание АО по форме и энергии
Основные положения теории гибридизации:
1) Гибридизуются атомные орбитали только центрального атома
2) Гибридные атомные орбитали (ГАО) участвуют только в сигма (σ) связывании
3) Число АО = числу ГАО
15
sp гибридизация (на примере BeCl2)
Алгоритм определения типа гибридизации в молекулах:
1) Записать электронно-графическую формулу для валентных электронов (участвуют в образовании химической связи)
16
2) Записать электронно-графическую формулу центрального атома в возбужденном состоянии (если необходимо)
17
18
3) По числу АО построить ГАО
19
4) Определить тип гибридизации по числу атомных орбиталей, участвующих в гибридизации
Тип гибридизации sp, 180о, форма – линейная
sp2 гибридизация (на примере BCl3)
20
21
4) Тип гибридизации sp2, 120о форма – плоский треугольник
sp3 гибридизация (на примере СH4)
22
23
4) Тип гибридизации sp3, 109.28º форма – тетраэдр
sp3d, sp3d2 изучить
самостоятельно
IV. Ионная связь Ионная химическая связь – (В. Коссель, 1916г.)
– электростатическое взаимодействие ионов в химическом соединении
- между катионами s-металлов I и II группы п. с. и анионами неметаллов VI и VII группы
Пример: NaCl, LiF, K2O, MgO
24
ΔЭО ˃ 1,9
Свойства ионной связи В отличие от ковалентной связи ионная связь:
ненаправлена, т.к. электростатическое поле иона обладает сферической симметрией и способно притягивать ионы противоположного знака в любом направлении
ненасыщаема – ионы данного знака способны притягивать к себе переменное количество ионов противоположного знака
25
Свойства ионной связи Эти свойства приводят к тому, что соединения с
ионной связью имеют трёхмерные кристаллические решетки, в узлах которых находятся ионы
Весь кристалл можно рассматривать как гигантскую молекулу, состоящую из огромного числа ионов:
26
NaCl CsCl
V. Металлическая связь
Металлическая связь – также, как и ковалентная связь возникает за счет обобществления валентных электронов, только в металле обобществленные электроны обслуживают весь кристалл (электронный газ)
27
VI. Водородная связь
Водородная связь – связь между атомом водорода и наиболее ЭО атомами O, N или F
Пример: NH3, H2O, HF
- Внутримолекулярная – водородная связь между двумя группами одной и той же молекулы
Пример:
салициловый альдегид
- Межмолекулярная – водородная связь между разными молекулами
Пример: фтороводород
28
VII. Силы Ван-дер-Ваальса
Силы Ван-дер-Ваальса – связи между молекулами, обусловленные электростатическим взаимодействием
Типы сил:
1) Ориентационное взаимодействие – между полярными молекулами
Пример: НCl – HCl
29
2) Индукционное взаимодействие – между полярными и неполярными молекулами
Пример: H2 – HCl
3) Дисперсионное взаимодействие – между неполярными молекулами
Пример: Н2 – Н2
30
Спасибо за внимание!