Химическая связь

1. Лекция 12

Химическая
связь

2.

ПЛАН
12.1 Химическая связь
и ее типы.
12.2 Ковалентная связь.
12.3 Водородная связь.

3.

12.1 Химическая
связь – результат
взаимодействия двух или
более атомов, приводящий
к образованию устойчивой
многоатомной системы.

4.

Природа сил, действующих
в многоатомных системах,
электрическая: притяжение
разноименно заряженных
частиц. Носителями
зарядов в веществе
являются ядра и электроны.

5.

По характеру
распределения
заряженных частиц в
веществе различают
несколько типов
химической связи.

6.

Тип связи Примеры
Ковалентная
Ионная
Металлическая
Н-Н
Н - Сl
+
Na Cl
Fe Fe
Al Al
Энергия
связи,
кДж/моль
200 - 800
40 - 400

7.

Силы межмолекулярного
взаимодействия
Водородная
связь
...Н О ... Н О ...
Н
Н
Ион – дипольное
взаимодействие
+
Na (H2O)n
4 - 40
Диполь –
дипольное
взаимодействие
SO2…SO2
0,4 - 4
Дисперсионные
силы
Не … Не
4 - 40
4 -40

8.

Энергия связи (Е,
кДж/моль) – это
энергия, необходимая для
разрыва химической
связи в одном моль
вещества, находящегося в
газообразном состоянии.

9.

Чем больше
энергия связи,
тем прочнее
химическая
связь.

10.

Энергетический подход к описанию
химической связи
Образование химической связи
энергетически выгодно, так как
энергия связанной системы меньше,
чем суммарная энергия изолированных атомов:
А + В → АВ
Е(A) + Е(B) > Е(AB)

11.

Кривая потенциальной энергии
молекулы Н2
Энергия, кДж/моль
Область
отталкивания
R
Область
притяжения
0,074 нм

12.

0,074 нм – это длина
связи в молекуле
H2. Длина связи –
это расстояние
между атомами в
молекуле.

13.

12.2 Ковалентная связь
(КС) – самый
распространенный тип
химической связи. В
органических соединениях
практически все связи
являются ковалентными.

14.

Существует два
квантово-механических
подхода к описанию
КС: метод валентных
связей (ВС) и метод
молекулярных
орбиталей (МО).

15.

12.2.1 Основные
положения метода ВС.
1. В образовании КС
участвуют только
валентные электроны.
Валентными называются
электроны, наиболее
удаленные от ядра.

16.

Валентность атома
можно предсказать по
числу неспаренных
электронов в его
стационарном и
возбужденных
состояниях.

17.

Валентные возможности
атома серы
Стационарное состояние атома
3p
3s
3d
B = II

18.

Валентные возможности
атома серы
Возбужденное состояние атома-1
3p
3s
3d
B = IV

19.

Валентные возможности
атома серы
Возбужденное состояние атома-2
3p
3s
3d
B = VI

20.

2. Единичную КС
образуют 2 электрона с
антипараллельными
спинами,
принадлежащими двум
атомам (общая
электронная пара).

21.

Ковалентная связь
– это химическая
связь, образованная
при помощи общих
электронных пар,
принадлежащих двум
или более атомам.

22.

Механизм
образования КС
Обменный
Донорноакцепторный

23.

Обменный механизм –
обобществление
неспаренных электронов
взаимодействующих атомов
H
H
H
H

24.

Донорно-акцепторный
механизм –
атом-донор отдает
неподеленную
электронную пару на
вакантную орбиталь
атома-акцептора

25.

●
+
H
NH3 +
H
H N H
H
+

26.

Кратность связи (n)
равна числу общих
электронных пар:
Н–Н
O=O
N≡N
n = 1 Увеличение
n=2
прочносn = 3 ти связи

27.

3. С точки зрения волновых
представлений,
образованию общей
электронной пары
соответствует
перекрывание АО
взаимодействующих атомов.

28.

Способы перекрывания
АО
Осевое
Боковое

29.

Ось молекулы –
это условная
линия,
соединяющая ядра
атомов в молекуле

30.

Способы осевого перекрывания АО
s-s
s - рх
px - px

31.

При осевом
перекрывании орбиталей
образуется
разновидность
ковалентной связи,
называемая σ- связью.

32.

Способы бокового
перекрывания АО
y
y
B
A
x
py-py

33.

При боковом
перекрывании
орбиталей образуется
разновидность
ковалентной связи,
называемая
π- связью

34.

Чем сильнее
перекрываются
орбитали, тем прочнее
КС. Вот почему
σ-связи прочнее πсвязей.

35.

4. Если в молекуле
три и более атомов,
то орбитали ее
центрального атома,
как правило,
гибридизованы.

36.

Гибридизация –
выравнивание
орбиталей атома по
форме и энергии в
процессе
образования КС.

37.

y
Гибридная AO
x
z

38.

Гибридизацияэнергетически
выгодный процесс,
обеспечивающий
максимальное
перекрывание АО.

39.

Тип
гибридизации
sp
2
sp
3
sp
Форма
гибридных
орбиталей
Геометрия
молекулы
линейная
тригональная
тетраэдрическая
Примеры
BeCl2
BCl3
CH4

40.

3
sp d
PCl5
тригональнобипирамидальная
3
2
sp d
SF6
октаэдрическая

41.

5.Ковалентная
связь
Неполяр- Полярная
ная

42.

Неполярные КС
связывают атомы
одного химического
элемента:
Н-Н, О=О, N ≡ N.

43.

Полярные КС
связывают атомы
разных химических
элементов:
H-Cl, H-O-H, C≡O.

44.

Полярность связи
обусловлена смещением
общей электронной
пары в сторону более
электроотрицательного
атома.

45.

Полярная молекула –
это диполь,
характеризующийся
величиной
дипольного
момента(μ).

46.

μ = ℓq,
ℓ – расстояние между
центрами тяжести
положительного и
отрицательного зарядов в
молекуле,
q – эффективный заряд.

47.

δ-
δ+
H-F
ОЭО
4,10
2,10
-
+
ℓ

48.

Молекула
μ, Д
HF
5,82
CO
HCl
Эффектив
ный
заряд
0,77
0,11 ± 0,02
1,08 ± 0,18
±

49.

Полярность сложных молекул зависит от
их конфигурации и полярности связей.
Диполи связей
CO2
Суммарный диполь молекулы равен 0
Симметричные молекулы как правило
неполярны.

50.

Ассиметричные
молекулы,
содержащие
полярные связи,
являются
полярными.
Молекула воды
полярна.
Диполи
связей
Суммарный
диполь
молекулы

51.

12.2.2 Основные положения
метода MO.
1.В образовании КС
участвуют все
электроны в атоме.

52.

2. Электроны в
молекулах занимают
молекулярные орбитали
(MO), подобно тому, как
в атомах они занимают
атомные орбитали (AO).

53.

3. МО заполняются
электронами в
соответствии с
принципом
минимальной энергии,
принципом Паули и
правилом Гунда.

54.

МО есть результат
сложения или
вычитания волновых
функций АО
взаимодействующих
атомов.

55.

При сложении АО
образуется
связывающая МО,
энергия которой меньше
энергии исходных
атомных орбиталей.

56.

При вычитании АО
образуется
разрыхляющая МО,
энергия которой больше
энергии исходных
атомных орбиталей.

57.

E
AO
s (A) s (B)
MO
s
s
p
св

58.

Кратность связи
N
–
N'
n=
2

59.

N – число электронов
на связывающих
орбиталях,
N' – число электронов
на разрыхляющих
орбиталях.

60.

Молекула не
образуется,
если n = 0

61.

Метод МО
позволяет
определить
магнитные
свойства молекул.

62.

Парамагнитные
молекулы,
генерирующие
электромагнитное поле,
содержат неспаренные
электроны на МО.

63.

Диамагнитные молекулы,
не генерирующие
собственное
электромагнитное поле,
не содержат неспаренных
электронов на МО.

64.

Для описания
молекул
используются
энергетические
диаграммы.

65.

Энергетическая диаграмма
молекулы H2
E
AO (H)
MO (H2)
s
AO (H)
p
1s
1s
s
cв

66.

Молекула диамагнитна, так
как не содержит неспаренных
электронов на МО
n=
2-0
2
=1

67.

Энергетическая диаграмма
+
+
катиона H2 (H+ H )
E
AO (H)
MO (H2)
s
AO (H+ )
p
1s
1s
s
cв

68.

Катион парамагнитен, так
как содержит неспаренный
электрон на МО
n=
1-0
2
= 1/2

69.

Энергетическая диаграмма
аниона H2 (H+ H )
E
AO (H)
MO (H2)
s
AO (H )
p
1s
1s
s
cв

70.

Анион парамагнитен, так как
содержит неспаренный
электрон на МО
n=
2-1
2
= 1/2

71.

В образовании молекул, состоящих из атомов
2-го периода, участвуют МО, полученные
путем сложения и вычитания атомных
орбиталей р-подуровней.
рx
E
р
Px (A) Px (B)
рx
св

72.

πрy
E
р
Py (A) Py (B)
πрy
св

73.

πрz
E
р
Pz (A) Pz (B)
св
πрz

74.

Энергетическая диаграмма молекулы N2
AO (N)
AO (N)
MO (N2)
E
πрyр
pxp
πрzр
pxcв
px py pz
px py pz
πрyсв
πрzсв

75.

Молекула диамагнитна, так
как не содержит неспаренных
электронов на МО
n=
6-0
2
=3

76.

12.3 Водородная
связь - это особый
вид меж- и
внутримолекулярного
взаимодействия, который
описывается схемой:
R1A - H......ВR2 ,
где А и В – сильно
электроотрицательные атомы:
О, N, реже Сl и S.
F

77.

Механизм образования
водородной связи
состоит в том, что
поляризованный атом
водорода внедряется в
электронную оболочку
соседнего, ковалентно с
ним не связанного, атома.

78.

Ввиду низкой
прочности
водородной связи, ее
обозначают
пунктиром или
многоточием.

79.

Межмолекулярная
водородная связь
приводит к ассоциации
молекул и существенно
влияет на физические
свойства веществ: tкип,
tпл, растворимость и др.

80.

Например, температура
кипения родственных
соединений растет с
увеличением их молярной
массы. Однако эта зависимость
может нарушаться. Соединения
с водородной связью имеют
аномально высокие
температуры кипения.

81.

Зависимость температуры кипения водородных соединений
от их молярной массы.
M

82.

ПРИМЕРЫ СОЕДИНЕНИЙ С
МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОЙ ВОДОРОДНОЙ
СВЯЗЬЮ
1) Вода
Во льду молекула Н2О
образует четыре водородные
связи, что формирует его
трехмерную ажурную
структуру.

83.

Ажурная структура льда
O
H
H
O
H
H
H
O
H
H
O
H

84.

При плавлении льда часть
водородных связей
о
разрывается (при 20 С их
сохраняется 46%) и молекулы
воды заполняют пустоты в
структуре льда. С этим
связана аномалия плотности
воды.

85.

Плотность льда
меньше плотности
жидкой воды(0,92 и
1,0 г/мл).
Вследствие этого в зимнее время
лед закрывает поверхность
водоемов и, выполняя роль
теплоизолятора, сохраняет в них
жизнь.

86.

Ассоциацию молекул воды в
жидкой фазе можно
представить схемой:
...Н О ...Н О ... Н О ...
Н
Н
Н

87.

Жидкая вода содержит как
ассоциаты (кластеры), так
и молекулы, не связанные
водородными связями.
Кластеры называют
мерцающими, т.к. среднее
время их жизни
-10
составляет 10 с.

88.

89.

2) Фтороводородная кислота
.....Н F ..... Н F ..... Н F .....
3) Спирты (R OH)
..... Н О .....Н О ..... Н О .....
R
R
R

90.

Значение
внутримолекулярных
водородных связей
заключается в том, что они
участвуют в формировании
пространственных структур
биополимеров (белков,
нуклеиновых кислот,
полисахаридов).

91.

92.

Вторичная структура белков

93.

Благодарим
за
внимание!!!