Химическая связь и строение молекул

1. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ

Лекция 3:
Ковалентная связь

2. Механизмы образования ковалентной связи

Обменный
Н 1s
Донорно-акцепторный
А
В
Н 1s
2
Свободная АО
(акцептор)
Неподелённая
электронная пара
(донор)

3. Пример I: образование ковалентной связи в молекуле N2

Состав сухого воздуха на уровне моря
Газ
Содержание,
%об.
Газ
Содержание,
%об.
N
2р
2s
N
2р
2s
Есвязи NΞN = 941,4 кДж/моль
3
Есвязи N―N = 193 кДж/моль

4. Пример II: образование ковалентной связи в молекуле СО

2р
О
2s
С
2р
2s
4

5. Свойства ковалентной связи

1) Направленность: связь атомов осуществляется в том
направлении, в котором обеспечивается максимальное
Геометрия молекул
перекрывание орбиталей
2) Насыщаемость: способность атомов образовывать
ограниченное число ковалентных связей
3) Полярность: результат неравномерного распределения
электронной плотности
Н―Н
С―С
Неполярная ковалентная
Полярная ковалентная
связь
связь
С―Н
μ=0
μ>0
4) Дипольный момент связи (μ): векторная величина,
характеризующая полярность связи
5
μ [D, Кл·м]
1D = 3,4·10-30 Кл·м

6. Насыщаемость ковалентной связи

Число химических связей, которые образует атом, определяет
его валентность в данном соединении
Макс. валентность атома зависит от положения элемента в ПС:
II период – макс. валентность не более IV
+
6

7. Направленность ковалентной связи: σ- и π-связи

σ-связь
7
Одинарная
ковалентная
связь,
образованная при перекрывании АО по
прямой,
соединяющей
ядра
двух
связываемых атомов с максимальным
перекрыванием на этой прямой
π-связь
Связь, образованная при боковом
перекрывании
негибридизованных
р-АО
с
максимальным перекрытием над
и под плоскостью σ-связей
http:// www.chemistry.ssu.samara.ru

8. Примеры молекул, содержащих кратные связи

π
σ
σ
σ
σ σ
σ π
σ
π
σ
π
σ
σ
π
π
этилен С2Н4
8
ацетилен С2Н2

9. Геометрия молекул: Теория отталкивания электронных пар валентных орбиталей (ОЭПВО)

Молекула принимает форму, при которой
отталкивание внешних электронных пар вокруг
центрального атома минимально
1)
2)
9
Конфигурация связей многовалентного атома
обуславливается исключительно числом связывающих и
несвязывающих пар в валентной оболочке центрального
атома.
Ориентация облаков электронных пар валентных
орбиталей определяется максимальным взаимным
отталкиванием заполняющих их электронов.

10. Некоторые правила для ОЭПВО

• Атомы связываются так, чтобы сформировать
октет
• Связывающие электронные пары занимают
меньше пространства, чем несвязывающие
• Силы отталкивания уменьшаются в ряду:
Неподеленная
электронная пара
vs.
неподеленная
электронная пара
10
>
Неподеленная
электронная пара
vs.
связывающая
электронная пара
>
Связывающая
электронная пара
vs.
связывающая
электронная пара
• С двойными и тройными связями обращаются
также, как с одинарными

11. Исключения из правила октета

Неполный октет
H
Be
F
H
B
F
Расширенный октет
(центральный атом с
главным квантовым числом n > 2)
F
F
F
S
F
F
Молекулы, содержащие
нечетное число электронов
11
N
O
F
F

12. Примеры для молекул типа АВ2, АВ3, АВ6, АВ2Е:

H
Be
H
F
F
F
S
F
B
F
12
F
F
F
F

13. Влияние неподеленных электронных пар на геометрию молекулы (АВ4, АВ3Е:, АВ2Е2:)

NH3
•
H2O
•
•
CH4
Тетраэдр
13
Тригональная
пирамида
Угловая
молекула

14.

14

15.

Теории химической связи.
Гибридизация атомных орбиталей
Теории химической связи
Метод валентных
связей (ВС)
15
Метод молекулярных
орбиталей (МО)
Гибридизация атомных орбиталей – изменение формы и
энергии орбиталей атома при образовании ковалентной связи
для достижения более эффективного перекрывания орбиталей

16. Основные положения теории гибридизации

16
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
Гибридизация атомных орбиталей возможна лишь
для атомов, образующих химические связи, но не для
свободных атомов!

17. Образование молекулы ВеН2

+Ε = hν
Ве
Ве*
2s
2р
2s
2р
z
x
Н
17
Ве
Н

18.

Образование молекул ВН3 и СН4
Н
1s
Н
1s
1s
Н
Н
120º
+hν
В
2р
2р
2s
2s
1s
Н
1s
Н
Н
1s
Н
Н
Н
Расположение sp2-ГО и схема
образования связей в молекуле ВН3
Н
1s
109°28´
Н
Н
2s
2р
Н
Взаимное расположение
3
sp -ГО и схема образования связей в18
молекуле СН4

19. Дипольный момент связи

μ = Q×r
1D = 3,4·10-30 Кл·м
диполь
19
Чем больше разница электроотрицательностей элементов, тем
полярнее связь

20. Полярные и неполярные молекулы

Все ли молекулы, содержащие полярные связи полярны?
Молекулы с полярными связями
Угловая
могут молекула
быть неполярными
μ = 1,79 D
Все
зависит
от геометрии молекулы
Линейная
Тригональная
молекула
пирамида
μ=0D
20
μ = 1,46 D
Плоский
треугольник
μ=0D

21. Полярность молекул с ковалентными связями: Влияние неподеленных электронных пар

Дипольный момент молекулы зависит:
• от полярности связей
• от геометрии молекулы
• от наличия неподелённых пар электронов
●
●
sp3
sp3
21
µ = 1,46D
µ = 0,2D