Lektsia_7_2020g

1.

Лекция 7
Химическая связь. Основные виды
химической связи.
Рассматриваемые вопросы:
1. Уровни организации вещества. Иерархия структуры.
2. Вещества молекулярного и немолекулярного строения.
3. Разнообразие химических структур.
4. Причины возникновения химической связи.
5. Ковалентная связь: механизмы образования, способы
перекрывания атомных орбиталей, полярность, дипольный момент
молекулы.
6. Ионная связь.
7. Сравнение ковалентной полярной и ионной связи.
8. Сравнение свойств веществ с ковалентными полярными и
ионными связями.
9. Металлическая связь.
10. Межмолекулярные взаимодействия.

2.

Вещество (более 70 млн.)
Что надо знать о каждом веществе?
1. Формула (из чего состоит)
2. Структура (как устроено)
3. Физические свойства
4. Химические свойства
5. Способы получения
(лаб. и промышл.)
6. Практическое применение

3.

Вещества
Хлорид натрия
Формульная единица NaCl

4.

Вещества
Диоксид кремния
Формульная единица SiO2
Минералогический музей имени Ферсмана находится возле входа в Нескучный сад.
Адрес: Москва, Ленинский проспект, дом 18, корпус 2.

5.

Главная движущая сила
образования химической связи
между частицами вещества –
уменьшение общей энергии
системы.

6.

Основные типы химической
связи:
1.Ионная
2.Ковалентная
3.Металлическая
Основные межмолекулярные
взаимодействия:
1.Водородные связи
2.Ван-дер-Ваальсовы связи

7.

При образовании ионной и ковалентной связей
электронные орбитали двух связываемых атомов
перекрываются и между ними возникает электронная пара
связи. Различия в природе этих связей обуславливаются
лишь степенью смещения этой пары к наиболее
электроотрицательному атому.
Металлическая связь – принципиально иной тип связи.
Общих электронных пар между атомами в ней не
образуется. Электроны, осуществляющие связь,
обобществлены и находятся в едином межатомном
пространстве, образованном при перекрывании внешних
вакантных орбиталей металлов.

8.

Ионная связь
Если связь образуют атомы с резко различающимися
значениями электроотрицательности (ΔОЭО ≥ 1,7),
общая электронная пара практически полностью
смещается в сторону более электроотрицательного
атома.
Na Cl
ОЭО 0,9 3,16
∆ 2,26
+Na
Катион
:ClАнион
Химическая связь между ионами, возникающая за
счет их электростатического притяжения,
называется ионной.

9.

Ионная связь
Кулоновский потенциал сферически
симметричен, направлен во все стороны,
поэтому ионная связь ненаправлена.
Кулоновский потенциал не имеет
ограничений на количество
присоединяемых противоионов —
следовательно, ионная связь
ненасыщаема.

10.

Ионная связь
Соединения с ионным типом связи
твердые, хорошо растворимые в
полярных растворителях, имеют высокие
температуры плавления и кипения.

11.

Ионная связь
Кривая I: притяжение ионов, если
бы они представляли собой
точечные заряды.
Кривая II: отталкивание ядер в
случае сильного сближения ионов.
Кривая III: минимум энергии Е0 на
кривой соответствует
равновесному состоянию ионной
пары, при котором силы
притяжения электронов к ядрам
скомпенсированы силами
отталкивания ядер между собой на
расстоянии r0,

12.

Химическая связь в молекулах
Ковалентная связьо
Химическую связь в молекулах можно описать с
позиций двух методов:
- метода валентных связей, МВС
- метода молекулярных орбиталей, ММО

13.

Метод валентных связей
Теория Гейтлера-Лондона
Основные положения метода ВС:
1. Связь образуют два электрона с противоположными
спинами, при этом происходит перекрывание волновых
функций атомов и увеличивается электронная плотность
между ядрами.
2. Связь локализована в направлении максимального
перекрывания Ψ-функций электронов. Чем сильнее
перекрывание, тем прочнее связь.

14.

Образование молекулы водорода:
Н· + ·Н → Н:Н
При сближении двух атомов
возникают силы притяжения и
отталкивания:
1) притяжения: «электрон-ядро»
соседних атомов;
2) отталкивания: «ядро-ядро»,
«электрон-электрон» соседних
атомов.

15.

Образование молекулы водорода:
dсв — длина
связи;
Есв — энергия
связи.

16.

Образование молекулы водорода:
Молекулярное
двухэлектронное облако,
обладающее максимальной
электронной плотностью.

17.

Химическая связь, осуществляемая общими
электронными парами, называется ковалентной.
Общая электронная пара может образоваться двумя
способами:
1) в результате объединения двух непарных электронов
2) в результате обобществления неподеленной
электронной пары одного атома (донора) и пустой
орбитали другого (акцептора).
Два механизма образования ковалентной связи:
обменный и донорно-акцепторный.

18.

19.

трифтороамминбор

20.

Проявляемая валентность атома химического
элемента в соединении – это число ковалентных
связей, образуемых данным атомом.
Максимальная валентность атомов проявляется
при использовании обоих механизмов
образования связи и называется насыщаемостью.

21.

Способы перекрывания атомных орбиталей при
образовании ковалентной связи
Если образование максимальной электронной
плотности связи происходит по линии,
соединяющей центры атомов (ядра), то такое
перекрывание называется σ-связью:

22.

Способы перекрывания атомных орбиталей при
образовании ковалентной связи
Если образование максимальной электронной
плотности связи происходит по обе стороны
линии, соединяющей центры атомов (ядра), то
такое перекрывание называется π-связью:

23.

Полярная и неполярная ковалентная связь
1) Если связь образуют одинаковые атомы,
двухэлектронное облако связи распределяется в
пространстве симметрично между их ядрами — такая
связь называется неполярной: H2, Cl2, N2.
2) если связь образуют разные атомы, облако связи
смещено в сторону более электроотрицательного атома
— такая связь называется полярной: HCl, NH3, CO2.

24.

Полярная ковалентная связь
Дипольный момент связи
Диполь
H+δCl-δ или H+0,18Cl-0,18
Где ±δ — эффективный
заряд атома, доля
абсолютного заряда
электрона.
+δ
-δ
Не путать со степенью окисления!
l
Произведение эффективного заряда на длину диполя
называется электрическим моментом диполя: μ = δl
Это векторная величина: направлен от положительного
заряда к отрицательному.

25.

Полярная ковалентная связь
Дипольный момент молекулы
Дипольный момент молекулы равен сумме
векторов дипольных моментов связей с учетом
неподеленных электронных пар.
Единицей измерения дипольного момента
является Дебай: 1D = 3,3·10-30 Кл·м.

26.

Полярная ковалентная связь
Дипольный момент молекулы
Может ли молекула быть неполярной, если
все связи в ней полярные?
Молекулы типа АВ всегда полярны.
Молекулы типа АВ2 могут быть и полярными, и
неполярными...
Н2О
О
Н
СО2
μ>0
Н
О
С
μ=0
О

27.

Полярная ковалентная связь
Молекулы, состоящие из трех атомов и более
(АВ2, АВ3, АВ4, АВ5, АВ6) ,
могут быть неполярными, если они симметричны.
На что влияет наличие дипольного момента
молекулы?
Имеются межмолекулярные взаимодействия, а,
следовательно, увеличиваются плотность вещества,
t°плавления и t°кипения.

28.

Сравнение ионной и ковалентной полярной связей
Общее: образование общей
электронной пары.
Отличие: степень
смещения общей
электронной пары
(поляризация связи).
Ионную связь следует рассматривать как крайний
случай ковалентной полярной связи.

29.

Сравнение характеристик ионной и ковалентной
полярной связей
Ковалентная связь: насыщена и направлена
Насыщаемость (максимальная валентность) —
определяется способностью атома образовывать
ограниченное количество связей (с учетом обоих
механизмов образования).
Направление связи задает валентный угол, зависящий от
электронного строения атома, типа гибридизации
орбиталей центрального атома.
Ионная связь: ненасыщена и ненаправлена.

30.

Сравнение характеристик ионной и ковалентной
полярной связей
Направленность связи задают валентные углы.
Валентные углы определяют экспериментально или
предсказывают на основе теории гибридизации
атомных орбиталей Л. Поллинга либо теории
Гиллеспи.
Подробно об этом на семинарах.

31.

Метод валентных связей
или теория локализованных электронных пар
Теория отталкивания электронных пар
валентных орбиталей (ОЭПВО) — один из
подходов в химии, необходимый для объяснения и
предсказания геометрии молекул. Согласно этой теории
молекула всегда будет принимать форму, при которой
отталкивание внешних электронных пар максимально
(принцип минимума энергии).
Авторы: Н. Сиджвик и Г. Пауэлл, Р. Гиллеспи и Р.
Найхолм.

32.

33.

34.

Метод валентных связей
или теория локализованных электронных пар
Теория гибридизации
атомных орбиталей
объясняет геометрию молекул
и
энергетическую равноценность
однотипных химических связей
в молекуле.
Автор: Лайнус Поллинг
(1901 — 1994)
Лауреат Нобелевской премии по химии 1954 года «за исследование
природы химической связи и ее применение для определения
структуры соединений»

35.

Метод валентных связей
или теория локализованных электронных пар
Теория гибридизации атомных орбиталей
отвечает на вопрос, почему при наличии у
центрального атома разных (s, p, d) валентных
орбиталей, образованные им связи в многоатомных
молекулах с одинаковыми лигандами оказываются
одинаковыми по длине и энергии.
Гибридизация не является реальным физическим
процессом, а только удобной моделью, позволяющей
объяснить электронное строение молекул.

36.

Метод валентных связей
или теория локализованных электронных пар
Типы гибридизации и их характеристики:
- sp-гибридизация, ∠ 180°, линейная форма молекулы;
- sp2-гибридизация, ∠ 120°, форма плоская треугольная;
- sp3-гибридизация, ∠ 109°28' , тетрэдр;
- sp3d2 -гибридизация, ∠ 90°, октаэдр;
- sp3d -гибридизация, ∠ 90°, ∠ 120° тригональная
бипирамида;
- sp2d -гибридизация, ∠ 90°, квадрат.

37.

38.

Метод валентных связей
или теория локализованных электронных пар
Основные положения теории гибридизации:
- гибридизуются орбитали близкие по энергии и
имеющие одинаковую симметрию относительно
направления связи (не бывает, например, sp3d5);
- гибридные орбитали обеспечивают максимальное
перекрывание АО в направлении σ-связей и
определяют геометрию молекулы;
- число гибридных орбиталей равно числу исходных
АО, участвующих в гибридизации.

39.

Метод молекулярных орбиталей
или
теория локализованных
электронных
пар
линейная
комбинация атомных
орбиталей
МО-ЛКАО
предполагает, что электроны в молекуле
принадлежат не отдельным атомам и не
отдельной химической связи, а всей
молекуле.
Квантовомеханические зависимости для
атома распространены на более сложную
систему — молекулу.
Молекула рассматривается как целое, а не
как совокупность сохранивших
индивидуальность атомов.

40.

Образование молекулы водорода:
dсв — длина
связи;
Есв — энергия
связи.

41.

Метод молекулярных орбиталей
линейная комбинация атомных орбиталей
МО-ЛКАО

42.

Метод молекулярных орбиталей
линейная комбинация атомных орбиталей
МО-ЛКАО
Орбитали
атомные
s, p, d, f
молекулярные
σ, π, δ, φ
Ψ+ = С1ΨА + С2ΨВ — связывающая орбиталь
Ψ− = С3ΨА – С4ΨВ. — разрыхляющая орбиталь

43.

Метод молекулярных орбиталей
линейная комбинация атомных орбиталей
МО-ЛКАО

44.

Основные положения МО-ЛКАО:
1. Молекула — единая многоцентровая система.
2. Молекулярная орбиталь (МО) — аналог атомной орбитали (АО).
3. Для образования МО атомные орбитали должны быть близки
по энергии и обладать одинаковой симметрией.
4. Число МО в молекуле равно числу исходных атомных
орбиталей.
5. Число связывающих МО равно числу разрыхляющих МО.
6. При заполнении электронами МО работают те же правила, что
и для АО: принцип наименьшей энергии, правило Гунда, принцип
Паули.
7. Если на МО есть неспаренные электроны — она
ПАРАмагнитна, если нет — диамагнитна.
8. Вместо «кратность связи» - «порядок связи».

45.

Металлическая связь
Металлическая связь осуществляется электронами,
принадлежащими всем атомам одновременно.
Электронная плотность
делокализована «электронный газ».
Характерный
металлический блеск
Пластичность
Ковкость
Высокие тепло- и
электропроводность
Температуры плавления
очень разные.

46.

Межмолекулярные связи.
1. Водородная связь
Притяжение между атомом водорода (+) одной
молекулы и атомом F, O, N (–) другой молекулы
F
F
H
H
H
H
F
F
O
H3C
H
F
C
H
Полимер
(HF)n
O
C
O
H
CH3
Димер
уксусной кислоты
O
Водородные связи слабы индивидуально,
но сильны коллективно

47.

Межмолекулярные связи.
2. Водородная связь в ДНК

48.

Межмолекулярные связи.
3. Водородные связи в воде
жидкая вода
лед

49.

Межмолекулярные связи.
4. Образование водородных связей в
воде
жидкая вода
превращение
воды в лед

50.

Межмолекулярные связи.
5. Ван-дер-ваальсовы связи
Даже если между молекулами нет водородных связей,
молекулы всегда притягиваются друг к другу.
Притяжение между молекулярными диполями называют вандер-ваальсовой связью.
В-д-в притяжение тем сильнее, чем больше:
1) полярность; 2) размер молекул.
Пример: метан (CH4) – газ, бензол (C6H6) – жидкость
Одна из самых слабых в-д-в связей – между молекулами
H2 (т. пл. –259 оС, т. кип. –253 оС).
Взаимодействие между молекулами во много раз слабее связи между атомами:
Eков(Cl–Cl) = 244 кДж/моль, Eвдв(Cl2–Cl2) = 25 кДж/моль
но именно оно обеспечивает существование жидкого и твердого состояния вещества

51.

В лекции использованы материалы профессора
химического факультета МГУ им. Ломоносова
Еремина Вадима Владимировича
Спасибо
за внимание!