Невозможно отобразить презентацию
ХимияПохожие презентации:
Строение атома. Химическая связь. Лекция 2
Строение атома.
Химическая связь.
Лекция 2 План лекции1.
Модели строения атома.
Квантовые числа.2.
Правила заполнения орбиталей.3.
Свойства атомов.4.
Ковалентная связь.5.
Метод валентных орбиталей.
Гибридизация.6.
Метод молекулярных орбиталей.2 Модели строения атомов 1902г.
В.Томсон (Кельвин).
Модель «кекс с изюмом»: атом статически равновесная система, где «+» заряд равномерно распределен по всему объему атома, внутри атома – электроны, компенсирующие «+» заряд.
1908г.
Нагаока.
Модель «Сатурн»: планета – ядро, кольцо – траектория движения электронов.
1911г.
Планетарная модель Э.Резерфорда: в центре атома – «+» заряженное ядро, которое занимает небольшое пространство, но в нем сосредоточена почти вся масса атома;
вокруг ядра непрерывно движутся электроны, благодаря движению они не падают на ядро.
АТОМ – мельчайшая химически неделимая частица вещества.3 Современная теория строения атома Основана на предположениях:1.
Энергия электрона в атоме квантована, т.е.
электрон имеет определенные энергетические состояния, характеризующиеся набором квантовых чисел.2.
Двойственная природа материального мира.3.
Принцип неопределенности Гейзенберга Δр·Δх ≥ h mΔV·Δх ≥ h4 Квантовые числаn – главное квантовое число , определяет возможные уровни энергии и характеризует общую энергию электрона.
Принимает значения: n=1, 2, 3, …n=1 обладает минимальной энергией.
По мере ростаn энергетические уровни сближаются.n определяет общее число узловых поверхностей.
Узловая поверхность – поверхность, где вероятность нахождения электрона равна нулю.
Граничная поверхность – поверхность, где вероятность пребывания электрона равна 90%∞5ℓ – орбитальное квантовое число , определяет форму атомной орбитали, значение орбитального момента количества движения при данномn.
Принимает значения от0 до (n-1)6m – магнитное квантовое число, определяет направление орбитального углового момента.
Принимает любое из (2ℓ+1) значений от -ℓ до +ℓ Волновая функция с заданными значениями ℓ, m, n называется атомной орбиталью.φ100 (n=1, ℓ=0, m=0)7s – спиновое квантовое число, определяет собственный угловой момент количества движения (спин), не связанный с орбитальным движением.
Принимает значения:21;21+−=s8 Формы атомных орбиталей s – орбиталь Узловая поверхность одна – на бесконечно большом расстоянии от ядра.n=1l=0m=09 р – орбиталь Одна узловая поверхность, проходящая через ядро.n=2l=1 m=-1, 0, +110 d – орбиталь Две узловых поверхности.n=3l=2 m=-2, -1, 0, +1, +2dx2y2dz2dxydxzdyz11 f – орбиталь n = 4 l = 3 m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +312 Правила заполнения орбиталей1) Принцип наименьшей энергии2) Принцип Паули: в атоме не может быть электронов с одинаковыми значениями квантовых чисел Следствие: на атомной орбитали может находится два электрона с антипараллельными спинами.
3) Правило Хунда: при заполнении электронами атомных орбиталей данного энергетического подуровня абсолютное значение суммарного спина атома должно быть максимальным.
Sсум.=1/2Sсум.=1/2Sсум.=3/213 4) Правило Клечковского: заполнение атомных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением (n+ℓ) к орбиталям с большим значением этой суммы.
В пределах одной суммы заполняется та атомная орбиталь, для которойn меньше.1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p5g6f14 Свойства атомов Атомные свойства Свойства свободных атомов Химические свойства Свойства атомов в соединении15 Атомные свойства 1.Заряд ядра атома (Z) Численно равен номеру элемента в периодической системе.
2.
Электронная конфигурация атома Au +791s2s2p63s23p64s23d104p65s24d105p6s14f145d1016 3.
Радиус атома (Rат) – теоретически рассчитанное положение главного максимума плотности внешних электронных облаков.
Его также называют орбитальным радиусом.
В периодах Rат уменьшается слева направо, по мере увеличения заряда ядра, т.к.
происходит заполнение внешнего электронного слоя.
В больших периодах происходит в- и а- сжатие: увеличивается число электронов на внеш.энергетическом уровне и заряд ядра, сила притяжения по закону Кулона возрастает и Rат уменьшается.
В подгруппах Rат увеличивается сверху вниз, т.к.
увеличивается число энергетических уровней.
Радиусы атомов, связанных друг с другом определенным типом химической связи, называют эффективными радиусами17 4.
Энергия ионизации – энергия, которую надо затратить на отрыв наименее удерживаемого электрона от нейтрального атома, находящегося в невозбужденном состоянии.
Зависит:- от радиуса атома (чем > R, тем < E ион) - от эффекта экранирования (чем > эф.экр., тем < E ион)- от эффекта проникновения (чем > эф.пр., тем > E ион).
Наибольшей проникающей способностью обладают s- орбитали.18 - от электронной конфигурации В периодах слева направо E ион увеличивается В группах сверху вниз - E ион уменьшается.
В главных подгруппах постепенно, в побочных от 1 ко 2 элементу E ион уменьшается, а от 2 к 3 резко возрастает из-за эффекта проникновения19 - Атомы с заполненными электронными подуровнями (2А, 8А) не обладают сродством к электрону, т.к.
электрон должен занять более высокую по энергии атомную орбиталь.
- Атомы с наполовину заполненными подуровнями обладают низким сродством к электрону, т.к.
электрон должен попасть на уже занятую электроном атомную орбиталь, что не выгодно по правилу Хунда.
- Наибольшим сродством к электрону обладают галогены.- В главных подгруппах Е ср.ẽ уменьшается из-за увеличения n- В побочных подгруппах Е ср.ẽ резко увеличивается от 2 к 3 элементу из-за эффекта проникновения 5.
Энергия сродства к электрону – энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому.20 Химические свойства 1.
Электроотрицательность () – свойство атомов оттягивать на себя общие электронные пары, связывающие их с другими атомами.
Зависит: - от E ион- от валентного состояния элемента- от типа соединения = ½(E ион + E ср.ẽ ) возрастает в периодах слева направо, в главных подгруппах – снизу вверх.( Ме ), Si, As, H, P, C, Se, I, S, Br, Cl, N, O, F (не Ме) увеличиваетсяχ21 2.
Степень окисления – это условный заряд, который возникал бы на атоме в случае полной отдачи связывающей пары электронов атому с большей электроотрицательностью.AlH2S заряд ионастепень окисления Знак с.о.
зависит от э.о.
образующих соединение элементовН+ [●xClxx]- +1-23+xx22 Правило определения с.о.Ag2S 1.Установить какой из 2-х элементов получил электрон:S , т.к.
э.о.(S)> э.о.(Ag) 2.
Определить сколько электронов получил атом: S в VI гр.
на наружном слое ее атома 6 электронов, до 8 недостает 2-х, значит S получила 2 электрона.
Значит с.о.(S) = -2 3.
Определить сколько электронов отдал атом: 2 атома Ag, каждый отдал по 1 электрону, значит с.о.(Ag) = +1 Формулу читают справа налево.
На 1-ое место ставят менее э.о.
элемент.
Максимальная положительная с.о.
элемента совпадает численно с номером его группы.
Максимальная отрицательная с.о.
элемента = максимальной положительной с.о.
– 8.
Исключение: F, O, He, Ne, Ar, элементы группы Co и Ni – их высшая с.о.
< номера группы.
У элементов подгруппы Cu высшая с.о.
> 1.23 3.
Валентность (от лат.
valens — имеющий силу) - способность атомов отдавать или присоединять определенное число электронов.
Способность атомов химических элементов образовывать химические связи с атомами других элементов.
В соединениях с ионными связями, валентность атомов определяется числом присоединенных или отданных электронов.
В соединениях с ковалентными связями валентность атомов определяется числом образовавшихся «общих» электронных пар.
Ковалентность - мера способности атома к образованию ковалентных химических связей, возникающих за счёт двух электронов (по одному от каждого атома) и имеющих малополярный характер.
Ковалентность равна числу неспаренных электронов атома, участвующих в образовании связи, и часто может принимать все значения от 1 до максимальной, которая для большого числа элементов совпадает с номером их группы в периодической системе24 4.
Координационное число Координационное число кристаллической решетки – это число отрицательных ионов, окружающих каждый положительный ион в кристалле (К.ч.
NaCl=6) Координационное число комплексообразователя – общее число нейтральных молекул и ионов, связанных с центральным ионом в комплекс (К.ч.
[Pt(NH3)6]Cl4=6) 5.
Тип химической связи25 Химическая связь – совокупность всех сил взаимодействия между атомами при образовании атомных ассоциатов (молекул, радикалов, ионов, кристаллов) Химическая связь валентная невалентная ковалентнаяионная КНСКПС металлическаяводородная межмолекулярное взаимодействие26 Природа химической связи - электростатическое взаимодействие электронов и ядер атомов Характеристики химической связи: 1.Длина связи – расстояние между центрами ядер связанных атомов.
2.Энергия связи – разность между полной энергией связанного состояния системы частиц и энергией состояния, в котором эти частицы бесконечно удалены друг от друга и находятся в состоянии покоя.
ΔЕ – энергия связиЕi – энергияi -ого компонента Е – энергия системы27 Ковалентная связь Это химическая связь при которой атомы притягиваются друг к другу за счет взаимодействия их ядер с областью повышенной электронной плотности.
Теория ковалентной связи разработана в 1916 г.
Льюисом: Атомы стремятся приобрести устойчивую конфигурацию инертных газов за счет образования общей пары электронов Правило октета дляsиp элементов : за счет общих электронов каждый атом стремится достичь полной валентной оболочки (октета).28()28∑−+=¸mnp Число ковалентных связей:n – число атомов, стремящихся к 8-электронной оболочкеm - число атомов, стремящихся к 2-электронной оболочке∑¸ - общее число валентных электронов Для квантово-механического описания ковалентной связи и строения молекул были предложены два подхода: метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей29 Метод валентных связей МВС описывает образование ковалентной связи как результат перекрывания атомных орбиталей.
По МВС молекула строится из отдельных атомов, соединенных двухэлектронными, двуцентровыми связями.
H – H H – F F – F30 Механизм образования ковалентной связи Обменный Донорно-акцепторный31 Образование КНПСО2 – молекулярная формулаО+8261s2 2s2 2p4 О=О структурная формула Возникает между атомами с одинаковой электроотрицательностью:ö ● ●ö: ● ● Образование КПС Возникает между атомами с разной электроотрицательностью НCl – молекулярная формулаН1Cl+172871s2 2s2 2p63s2 3p5 электронная формула:Cl ● ●H● электронная формула Cl–H структурная формула32 Донорно-акцепторный механизм Связь образуется в результате перехода уже существующей электронной пары донора (поставщик электронов) в общее пользование донора и другого атома – акцептора, предоставляющего для этой пары свободную орбиталь.NH3 + H+OH- → [NH4]+OH-● ↑↑↑ ↑↓2s2p ↓↓↓H+ H H HN33 Свойства ковалентной связи 1.Полярность Полярность характеризуется дипольным моментом: μ = qℓ[μ]=Д q – эффективный заряд μ – межядерное расстояние 2.
Насыщенность – это число К.С., которое атом может образовать с другими атомами.
Зависит: - от числа неспаренных электронов в невозбужденном и возбужденном состоянии (распаривание электронов происходит в пределах одного энергетического уровня) - от числа неподеленных пар электронов - от числа свободных валентных атомных орбиталей - от спаривания электронов, находящихся в разных квантовых ячейках343.
Направленность – концентрация электронной плотности в определенном направлении При «лобовом перекрывании» s-s, s-p, p-p облаков область повышенной плотности располагается на линии связи, такое направление связи называетсяσ –направлением.
При боковом перекрывании p-p, p-d, d-d облаков образуется 2 области повышенной плотности, находящиеся по разные стороны от оси связи, такое направление связи называетсяπ –направлением.35 Образованиеσ - иπ -связи в молекуле этилена36 Теория гибридизации Гибридизация– изменение формы расположения в пространстве и энергий исходных атомных орбиталей с целью образования более прочных химических связей.
Тип Г.
Число неподеленных пар электронов на энергетическом уровне Угол между связями Форма молекулыПримерыsp- 180°ЛинейнаяBeF2 , CS2 , CO2sp2- 120°Правильный треугольникSO3 , HNO3, H2CO31 <120°УгловаяO3 , SO2sp3- 109°28’ТетраэдрическаяCH4, H2SO4,H3PO41 <109°28’ПирамидальнаяNH3 , PH32 <<109°28’УгловаяH2 O, H2Ssp3d- 120°;
90° Треугольная бипирамидаPCl512337 Гибридизация Как определить тип гибридизации? Посчитать число σ-связей , которые образует центральный атом с другими атомами молекулы, и число неподеленных пар электронов у центрального атома.
По общему числу определить число гибридных орбиталей, а значит и тип гибридизации.38 МВС дал теоретическое объяснение важных свойств ковалентной связи, позволил понять строение большинства молекул, сыграл большую роль в разработке квантово-механической теории химической связи.
Но МВС не мог объяснить парамагнитные свойства молекул и объяснить, почему отрыв электрона от некоторых молекул приводит к упрочнению химической связи Достоинства и недостатки МВС39 Метод молекулярных орбиталей Подобно тому, как состояние атома описывается совокупностью атомных орбиталей, состояние молекулы описывается совокупностью молекулярных орбиталей, каждой из которых отвечает определенный набор молекулярных квантовых чисел.
Молекула – единое целое, индивидуальность атомов теряется, электроны становятся общими и принадлежащими единому полицентрированному ядру.
МО представляются в виде линейной комбинации исходных атомных орбиталей (ЛКАО), т.е.
наложение одних АО на другие.40 φ = aφ1 + bφ2 Пример образования молекулы Н2 Исходные атомы одинаковы, но знаки φ могут быть разными, тогда МО может описываться 2-мя волновыми функциями: φI = φ1 + φ2 φII = φ1 - φ2I ) Сложение φ1 + φ2 приводит к увеличению значения волновой функции в пространстве между ядрами взаимодействующих атомов, что свидетельствует об образовании химической связи.φI называется связывающей МО , а электроны, находящиеся на ней – связывающими электронами.II) Если φ1 и φ2 имеют разные знаки, то значение волновой функции в пространстве между ядрами атомов уменьшается.
Электронные облака отталкиваются и связь не образуется.
φII называется разрыхляющей МО , а электроны, находящиеся на ней – разрыхляющими электронами.41 Схема образования МО при взаимодействииs -АО42 Схема образования МО при взаимодействии р-АОπ* 2рzπ* 2рyπ 2рzπ 2рyσ 2рxσ* 2рx43 Энергетическая диаграмма образования молекулы Н2σ1sσ*1s АОН МОН2 ЕЕ44 ММО успешно объясняет строение и свойства таких молекул, описание которых МВС встречает существенные затруднения.
В ММО наличие в молекуле 2-х связывающих электронов, действие которых некомпенсировано разрыхляющими электронами, соответствует образованию одной связи в
Химическая связь.
Лекция 2 План лекции1.
Модели строения атома.
Квантовые числа.2.
Правила заполнения орбиталей.3.
Свойства атомов.4.
Ковалентная связь.5.
Метод валентных орбиталей.
Гибридизация.6.
Метод молекулярных орбиталей.2 Модели строения атомов 1902г.
В.Томсон (Кельвин).
Модель «кекс с изюмом»: атом статически равновесная система, где «+» заряд равномерно распределен по всему объему атома, внутри атома – электроны, компенсирующие «+» заряд.
1908г.
Нагаока.
Модель «Сатурн»: планета – ядро, кольцо – траектория движения электронов.
1911г.
Планетарная модель Э.Резерфорда: в центре атома – «+» заряженное ядро, которое занимает небольшое пространство, но в нем сосредоточена почти вся масса атома;
вокруг ядра непрерывно движутся электроны, благодаря движению они не падают на ядро.
АТОМ – мельчайшая химически неделимая частица вещества.3 Современная теория строения атома Основана на предположениях:1.
Энергия электрона в атоме квантована, т.е.
электрон имеет определенные энергетические состояния, характеризующиеся набором квантовых чисел.2.
Двойственная природа материального мира.3.
Принцип неопределенности Гейзенберга Δр·Δх ≥ h mΔV·Δх ≥ h4 Квантовые числаn – главное квантовое число , определяет возможные уровни энергии и характеризует общую энергию электрона.
Принимает значения: n=1, 2, 3, …n=1 обладает минимальной энергией.
По мере ростаn энергетические уровни сближаются.n определяет общее число узловых поверхностей.
Узловая поверхность – поверхность, где вероятность нахождения электрона равна нулю.
Граничная поверхность – поверхность, где вероятность пребывания электрона равна 90%∞5ℓ – орбитальное квантовое число , определяет форму атомной орбитали, значение орбитального момента количества движения при данномn.
Принимает значения от0 до (n-1)6m – магнитное квантовое число, определяет направление орбитального углового момента.
Принимает любое из (2ℓ+1) значений от -ℓ до +ℓ Волновая функция с заданными значениями ℓ, m, n называется атомной орбиталью.φ100 (n=1, ℓ=0, m=0)7s – спиновое квантовое число, определяет собственный угловой момент количества движения (спин), не связанный с орбитальным движением.
Принимает значения:21;21+−=s8 Формы атомных орбиталей s – орбиталь Узловая поверхность одна – на бесконечно большом расстоянии от ядра.n=1l=0m=09 р – орбиталь Одна узловая поверхность, проходящая через ядро.n=2l=1 m=-1, 0, +110 d – орбиталь Две узловых поверхности.n=3l=2 m=-2, -1, 0, +1, +2dx2y2dz2dxydxzdyz11 f – орбиталь n = 4 l = 3 m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +312 Правила заполнения орбиталей1) Принцип наименьшей энергии2) Принцип Паули: в атоме не может быть электронов с одинаковыми значениями квантовых чисел Следствие: на атомной орбитали может находится два электрона с антипараллельными спинами.
3) Правило Хунда: при заполнении электронами атомных орбиталей данного энергетического подуровня абсолютное значение суммарного спина атома должно быть максимальным.
Sсум.=1/2Sсум.=1/2Sсум.=3/213 4) Правило Клечковского: заполнение атомных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением (n+ℓ) к орбиталям с большим значением этой суммы.
В пределах одной суммы заполняется та атомная орбиталь, для которойn меньше.1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p5g6f14 Свойства атомов Атомные свойства Свойства свободных атомов Химические свойства Свойства атомов в соединении15 Атомные свойства 1.Заряд ядра атома (Z) Численно равен номеру элемента в периодической системе.
2.
Электронная конфигурация атома Au +791s2s2p63s23p64s23d104p65s24d105p6s14f145d1016 3.
Радиус атома (Rат) – теоретически рассчитанное положение главного максимума плотности внешних электронных облаков.
Его также называют орбитальным радиусом.
В периодах Rат уменьшается слева направо, по мере увеличения заряда ядра, т.к.
происходит заполнение внешнего электронного слоя.
В больших периодах происходит в- и а- сжатие: увеличивается число электронов на внеш.энергетическом уровне и заряд ядра, сила притяжения по закону Кулона возрастает и Rат уменьшается.
В подгруппах Rат увеличивается сверху вниз, т.к.
увеличивается число энергетических уровней.
Радиусы атомов, связанных друг с другом определенным типом химической связи, называют эффективными радиусами17 4.
Энергия ионизации – энергия, которую надо затратить на отрыв наименее удерживаемого электрона от нейтрального атома, находящегося в невозбужденном состоянии.
Зависит:- от радиуса атома (чем > R, тем < E ион) - от эффекта экранирования (чем > эф.экр., тем < E ион)- от эффекта проникновения (чем > эф.пр., тем > E ион).
Наибольшей проникающей способностью обладают s- орбитали.18 - от электронной конфигурации В периодах слева направо E ион увеличивается В группах сверху вниз - E ион уменьшается.
В главных подгруппах постепенно, в побочных от 1 ко 2 элементу E ион уменьшается, а от 2 к 3 резко возрастает из-за эффекта проникновения19 - Атомы с заполненными электронными подуровнями (2А, 8А) не обладают сродством к электрону, т.к.
электрон должен занять более высокую по энергии атомную орбиталь.
- Атомы с наполовину заполненными подуровнями обладают низким сродством к электрону, т.к.
электрон должен попасть на уже занятую электроном атомную орбиталь, что не выгодно по правилу Хунда.
- Наибольшим сродством к электрону обладают галогены.- В главных подгруппах Е ср.ẽ уменьшается из-за увеличения n- В побочных подгруппах Е ср.ẽ резко увеличивается от 2 к 3 элементу из-за эффекта проникновения 5.
Энергия сродства к электрону – энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому.20 Химические свойства 1.
Электроотрицательность () – свойство атомов оттягивать на себя общие электронные пары, связывающие их с другими атомами.
Зависит: - от E ион- от валентного состояния элемента- от типа соединения = ½(E ион + E ср.ẽ ) возрастает в периодах слева направо, в главных подгруппах – снизу вверх.( Ме ), Si, As, H, P, C, Se, I, S, Br, Cl, N, O, F (не Ме) увеличиваетсяχ21 2.
Степень окисления – это условный заряд, который возникал бы на атоме в случае полной отдачи связывающей пары электронов атому с большей электроотрицательностью.AlH2S заряд ионастепень окисления Знак с.о.
зависит от э.о.
образующих соединение элементовН+ [●xClxx]- +1-23+xx22 Правило определения с.о.Ag2S 1.Установить какой из 2-х элементов получил электрон:S , т.к.
э.о.(S)> э.о.(Ag) 2.
Определить сколько электронов получил атом: S в VI гр.
на наружном слое ее атома 6 электронов, до 8 недостает 2-х, значит S получила 2 электрона.
Значит с.о.(S) = -2 3.
Определить сколько электронов отдал атом: 2 атома Ag, каждый отдал по 1 электрону, значит с.о.(Ag) = +1 Формулу читают справа налево.
На 1-ое место ставят менее э.о.
элемент.
Максимальная положительная с.о.
элемента совпадает численно с номером его группы.
Максимальная отрицательная с.о.
элемента = максимальной положительной с.о.
– 8.
Исключение: F, O, He, Ne, Ar, элементы группы Co и Ni – их высшая с.о.
< номера группы.
У элементов подгруппы Cu высшая с.о.
> 1.23 3.
Валентность (от лат.
valens — имеющий силу) - способность атомов отдавать или присоединять определенное число электронов.
Способность атомов химических элементов образовывать химические связи с атомами других элементов.
В соединениях с ионными связями, валентность атомов определяется числом присоединенных или отданных электронов.
В соединениях с ковалентными связями валентность атомов определяется числом образовавшихся «общих» электронных пар.
Ковалентность - мера способности атома к образованию ковалентных химических связей, возникающих за счёт двух электронов (по одному от каждого атома) и имеющих малополярный характер.
Ковалентность равна числу неспаренных электронов атома, участвующих в образовании связи, и часто может принимать все значения от 1 до максимальной, которая для большого числа элементов совпадает с номером их группы в периодической системе24 4.
Координационное число Координационное число кристаллической решетки – это число отрицательных ионов, окружающих каждый положительный ион в кристалле (К.ч.
NaCl=6) Координационное число комплексообразователя – общее число нейтральных молекул и ионов, связанных с центральным ионом в комплекс (К.ч.
[Pt(NH3)6]Cl4=6) 5.
Тип химической связи25 Химическая связь – совокупность всех сил взаимодействия между атомами при образовании атомных ассоциатов (молекул, радикалов, ионов, кристаллов) Химическая связь валентная невалентная ковалентнаяионная КНСКПС металлическаяводородная межмолекулярное взаимодействие26 Природа химической связи - электростатическое взаимодействие электронов и ядер атомов Характеристики химической связи: 1.Длина связи – расстояние между центрами ядер связанных атомов.
2.Энергия связи – разность между полной энергией связанного состояния системы частиц и энергией состояния, в котором эти частицы бесконечно удалены друг от друга и находятся в состоянии покоя.
ΔЕ – энергия связиЕi – энергияi -ого компонента Е – энергия системы27 Ковалентная связь Это химическая связь при которой атомы притягиваются друг к другу за счет взаимодействия их ядер с областью повышенной электронной плотности.
Теория ковалентной связи разработана в 1916 г.
Льюисом: Атомы стремятся приобрести устойчивую конфигурацию инертных газов за счет образования общей пары электронов Правило октета дляsиp элементов : за счет общих электронов каждый атом стремится достичь полной валентной оболочки (октета).28()28∑−+=¸mnp Число ковалентных связей:n – число атомов, стремящихся к 8-электронной оболочкеm - число атомов, стремящихся к 2-электронной оболочке∑¸ - общее число валентных электронов Для квантово-механического описания ковалентной связи и строения молекул были предложены два подхода: метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей29 Метод валентных связей МВС описывает образование ковалентной связи как результат перекрывания атомных орбиталей.
По МВС молекула строится из отдельных атомов, соединенных двухэлектронными, двуцентровыми связями.
H – H H – F F – F30 Механизм образования ковалентной связи Обменный Донорно-акцепторный31 Образование КНПСО2 – молекулярная формулаО+8261s2 2s2 2p4 О=О структурная формула Возникает между атомами с одинаковой электроотрицательностью:ö ● ●ö: ● ● Образование КПС Возникает между атомами с разной электроотрицательностью НCl – молекулярная формулаН1Cl+172871s2 2s2 2p63s2 3p5 электронная формула:Cl ● ●H● электронная формула Cl–H структурная формула32 Донорно-акцепторный механизм Связь образуется в результате перехода уже существующей электронной пары донора (поставщик электронов) в общее пользование донора и другого атома – акцептора, предоставляющего для этой пары свободную орбиталь.NH3 + H+OH- → [NH4]+OH-● ↑↑↑ ↑↓2s2p ↓↓↓H+ H H HN33 Свойства ковалентной связи 1.Полярность Полярность характеризуется дипольным моментом: μ = qℓ[μ]=Д q – эффективный заряд μ – межядерное расстояние 2.
Насыщенность – это число К.С., которое атом может образовать с другими атомами.
Зависит: - от числа неспаренных электронов в невозбужденном и возбужденном состоянии (распаривание электронов происходит в пределах одного энергетического уровня) - от числа неподеленных пар электронов - от числа свободных валентных атомных орбиталей - от спаривания электронов, находящихся в разных квантовых ячейках343.
Направленность – концентрация электронной плотности в определенном направлении При «лобовом перекрывании» s-s, s-p, p-p облаков область повышенной плотности располагается на линии связи, такое направление связи называетсяσ –направлением.
При боковом перекрывании p-p, p-d, d-d облаков образуется 2 области повышенной плотности, находящиеся по разные стороны от оси связи, такое направление связи называетсяπ –направлением.35 Образованиеσ - иπ -связи в молекуле этилена36 Теория гибридизации Гибридизация– изменение формы расположения в пространстве и энергий исходных атомных орбиталей с целью образования более прочных химических связей.
Тип Г.
Число неподеленных пар электронов на энергетическом уровне Угол между связями Форма молекулыПримерыsp- 180°ЛинейнаяBeF2 , CS2 , CO2sp2- 120°Правильный треугольникSO3 , HNO3, H2CO31 <120°УгловаяO3 , SO2sp3- 109°28’ТетраэдрическаяCH4, H2SO4,H3PO41 <109°28’ПирамидальнаяNH3 , PH32 <<109°28’УгловаяH2 O, H2Ssp3d- 120°;
90° Треугольная бипирамидаPCl512337 Гибридизация Как определить тип гибридизации? Посчитать число σ-связей , которые образует центральный атом с другими атомами молекулы, и число неподеленных пар электронов у центрального атома.
По общему числу определить число гибридных орбиталей, а значит и тип гибридизации.38 МВС дал теоретическое объяснение важных свойств ковалентной связи, позволил понять строение большинства молекул, сыграл большую роль в разработке квантово-механической теории химической связи.
Но МВС не мог объяснить парамагнитные свойства молекул и объяснить, почему отрыв электрона от некоторых молекул приводит к упрочнению химической связи Достоинства и недостатки МВС39 Метод молекулярных орбиталей Подобно тому, как состояние атома описывается совокупностью атомных орбиталей, состояние молекулы описывается совокупностью молекулярных орбиталей, каждой из которых отвечает определенный набор молекулярных квантовых чисел.
Молекула – единое целое, индивидуальность атомов теряется, электроны становятся общими и принадлежащими единому полицентрированному ядру.
МО представляются в виде линейной комбинации исходных атомных орбиталей (ЛКАО), т.е.
наложение одних АО на другие.40 φ = aφ1 + bφ2 Пример образования молекулы Н2 Исходные атомы одинаковы, но знаки φ могут быть разными, тогда МО может описываться 2-мя волновыми функциями: φI = φ1 + φ2 φII = φ1 - φ2I ) Сложение φ1 + φ2 приводит к увеличению значения волновой функции в пространстве между ядрами взаимодействующих атомов, что свидетельствует об образовании химической связи.φI называется связывающей МО , а электроны, находящиеся на ней – связывающими электронами.II) Если φ1 и φ2 имеют разные знаки, то значение волновой функции в пространстве между ядрами атомов уменьшается.
Электронные облака отталкиваются и связь не образуется.
φII называется разрыхляющей МО , а электроны, находящиеся на ней – разрыхляющими электронами.41 Схема образования МО при взаимодействииs -АО42 Схема образования МО при взаимодействии р-АОπ* 2рzπ* 2рyπ 2рzπ 2рyσ 2рxσ* 2рx43 Энергетическая диаграмма образования молекулы Н2σ1sσ*1s АОН МОН2 ЕЕ44 ММО успешно объясняет строение и свойства таких молекул, описание которых МВС встречает существенные затруднения.
В ММО наличие в молекуле 2-х связывающих электронов, действие которых некомпенсировано разрыхляющими электронами, соответствует образованию одной связи в