Презентация 3 хим связь

1.

Общая и неорганическая химия
Раздел: Строение вещества
Тема: Природа химической связи
Ковалентная химическая связь
Метод валентных связей

2.

Деление элементов на металлы и неметаллы

3.

4.

5.

Типы химической связи
Ионная химическая связь осуществляется посредством
электростатического притяжения противоположно
заряженных ионов.
Na + Cl → Na+ +
Cl-
Металл + неметалл → ионная связь
Na 3s1
Cl 3s2 3p5
∆ЭО > 1,7
Простые и сложные ионы:
NH4+
SO42-
[Zn(OH)4]2-
[Ni(NH3)6]2+

6.

Металлическая связь
Металлическая связь — катионы металлов
располагаются в регулярном порядке в поле внешних
электронов, образующих «электронный газ». Валентные
электроны делокализованы.
Металлическая связь возникает между атомами
металлов в простых веществах, сплавах или в
интерметаллических соединениях
Атомы металла
катионы металла
валентные делокализованные
электроны

7.

Типы химической связи
Ковалентная связь осуществляется посредством
общей электронной пары с противоположно
направленными спинами.
Cl + Cl →
Cl—Cl
Cl 3s2 3p5
а) Неметалл + неметалл → ковалентная связь
∆ЭО < 1,7
б) Металл в высокой степени окисления + неметалл→
ковалентная связь
CrO3, Mn2O7
в) В комплексных соединениях
комплексообразователь + лиганд → ковалентная
связь
NH4+
[Zn(OH)4]2[Ni(NH3)6]2+
[Fe(CO)5]

8. Ковалентная химическая связь

Методы описания природы ковалентной связи
1.Теория Льюиса – Косселя (построение структурных,
электроно-графических формул молекул и ионов, определение
геометрии по методу ОВЭП )
2.Метод валентных связей (МВС)
(объяснение
насыщаемости ковалентной связи и валентных возможностей
атомов, геометрии молекул, полярности и поляризуемости
молекул)
3.Метод
молекулярных
орбиталей
(ММО)
(объяснение устойчивости молекул и ионов, магнитных свойств,
спектральных свойств, окраски молекул и ионов, энергии
ионизации)
МВС и ММО основаны на квантово-механических
расчетах и дополняют друг друга

9.

Молекула — устойчивая электронейтральная
многоатомная наименьшая частица химического
вещества, обладающая его химическими свойствами.
Связи между атомами в молекуле — ковалентные.
Молекула характеризуется :
- определенным составом
- брутто и структурной формулой
- геометрией (длиной связей, валентными углами)
- полярностью
- поляризуемостью
Молекулярный ион — заряженная частица,
образованная из нескольких атомов посредством
ковалентных связей.

10.

Теория Льюиса – Косселя
Правило октета: при образовании связи атом стремится
приобрести конфигурацию благородного газа
→
Ионная связь
→
Ковалентная связь

11. Теория Льюиса – Косселя Правило октета: при образовании связи атом стремится приобрести конфигурацию благородного газа

12.

У фосфора валентность — 3: PCl3 У кремния валентность — 4: SiF4
Формулы образующихся соединений

13.

Правила составления электронно-графических
(структурных) формул молекул (молекулярных ионов)
1. Определяют суммарное число всех валентных электронов в
молекуле. Если молекула образована нейтральными частицами,
это число совпадает с суммой валентных электронов атомов,
входящих в молекулу. При рассмотрении отрицательно
заряженного иона к числу его валентных электронов следует
добавить число зарядов иона, а при рассмотрении
положительно заряженного иона из числа валентных
электронов следует вычесть заряд иона.
2. Записывают символы входящих в молекулу атомов таким
образом, чтобы показать, какие из них соединены друг с
другом.
а)Выбирают центральный атом с наибольшей валентностью
б) Учитывают «чередование зарядов».
3. Соединяют черточками простой связью каждую пару
атомов, между которыми предполагается наличие связи,
учитывая валентные возможности атомов .

14.

Правила составления электронно-графических
(структурных) формул молекул (молекулярных ионов)
4. Указывают, около каждого атома остающиеся у него
неподеленные электронные пары.
5. Проверяют, удовлетворяет ли правилу октета общее число
электронов, приписываемых атому.
Если такое отнесение всех имеющихся электронов
удовлетворяет правилу октета для каждого атома,
предполагаемая валентная структура является правильной.
Если же таким образом не удается удовлетворить правилу октета
для каждого атома, атомы соединяют двойными или тройными
связями, одновременно уменьшая число неподеленных
электронных пар.

15.

Правила составления электронно-графических
(структурных) формул молекул (молекулярных ионов)
Исключения из правила октета
1. Молекулы с нечетным числом электронов.
В молекулах, как ClO2, NO, NO2, число электронов нечетное.
Например, молекула N0 содержит (5 + 6 = 11) валентных
электронов. Очевидно, при этих условиях полное спаривание
электронов оказывается невозможным и нельзя окружить каждый
атом октетом электронов.
2. Вокруг какого-либо атома оказывается меньше восьми
электронов. Такая ситуация: относительно редка и характерна для
элементов начала периода – IA, IIA, IIIA-подгрупп. Например , BF3
3. В валентной оболочке одного или нескольких атомов имеется
больше восьми электронов.
Характерно для элементов 3-го и больших периодов. Например,
РF ,

16.

В соответствии с теорией Косселя-Льюиса:
Ковалентная связь образуется, если два соседних атома
имеют общую электронную пару
Примеры
электронографических
(структурных) формул молекул
16

17. Электронографические формулы молекул

18.

Резонансные структуры
делокализованная π-связь
Две валентные структуры озона эквивалентны. Эквивалентные
валентные структуры подобного типа называются
резонансными структурами (формами).
Двухсторонняя стрелка указывает, что изображенные валентные
структуры представляют собой резонансные формы.
Для правильного описания структуры молекулы озона
записывают оба варианта валентной структуры и указывают, что
реальная молекула описывается некоторой средней из этих
двух предполагаемых резонансных структур или структурой с
делокализованной π-связью

19.

Резонансные структуры
Примеры:
Структура с
указанием
делокализованны
х связей
1-
1-
1-
1-
Крайние резонансные структуры
Крайние резонансные структуры не отражают точно
распределение связей между атомами. Наиболее
точно структуру молекулярной частицы отражает
структура с указанием делокализованных связей
19
(обозначается пунктиром).

20.

Делокализованная связь - связь, электронная пара
которой рассредоточена между несколькими (более 2) ядрами
атомов (подобно металлической связи). Делокализация
(рассредоточение) электронов характерна в анионах
кислородсодержащих солей, в ненасыщенных органических
соединениях, например, для сопряженных π-связей, т.е. кратных
связей, чередующихся с одинарными, и др . Это приводит к тому,
что связи становятся нецелочисленными (дробными), т. е. ни
двойными или тройными, ни одинарными. Иначе говоря,
делокализованные связи имеют нецелочисленный порядок.
1
N
1
N — кратность (порядок) связи
O Cl O
2
O
O
-
O
O
O
O
N 1
O
O
2-
O
O
C
Cl
Cl
2
N 1
3
O
-
3
4
S
O
O
N 1
1
3
N 1
O
1
2
2-

21.

Соли кислородсодержащих кислот
Соли кислородсодержащих кислот состоят из катионов
металла и анионов кислотных остатков.
Между атомами Na и O осуществляется ионная связь.
Наиболее точно строение анионов солей отражают
структуры с указанием делокализованных связей
(формулы г, д, е).

22.

Метод Отталкивания Валентных Электронных Пар (ОВЭП)

23.

Метод Отталкивания Валентных Электронных Пар
(ОВЭП)

24.

Метод Отталкивания Валентных Электронных Пар
(ОВЭП)

25.

Метод Отталкивания Валентных Электронных Пар
(ОВЭП)

26. Геометрическая форма молекул. Полярность молекул

27.

Ограничения метода ОВЭП

28.

Метод Валентных Связей (МВС)

29.

Модель Гейтлера–Лондона молекулы H2
В 1927 году английские ученые Гейтлер и Лондон
составили волновое уравнение для системы, состоящей
из двух атомов водорода, и рассчитали энергию системы
в зависимости от расстояния между атомами водорода.
За состояние с нулевой энергией принято состояние
бесконечно удаленных друг от друга атомов водорода.
По мере сближения между атомами возникают силы
притяжения и силы отталкивания.

30.

Модель Гейтлера–Лондона
для системы из двух атомов водорода

31.

Модель Гейтлера–Лондона молекулы H2
По мере сближения между атомами водорода возникают силы
притяжения и силы отталкивания.
Расчет показал, что если спины электронов параллельны, то на
всех расстояниях преобладают силы отталкивания (кривая 1).
Если спины электронов антипараллельны, по мере сближения
между атомами преобладают сначала силы притяжения (кривая
2), но затем силы отталкивания.
На расстоянии L0 силы притяжения уравновешиваются силами
отталкивания. В этом состоянии система характеризуется
минимальной энергией (кривая 2).
Согласно принципу Паули электроны с антипараллельными
спинами могут находиться в одной области пространства. В
результате притяжения ядра одного атома и электронов другого,
пара электронов принадлежит обоим ядрам в равной степени и
в области между ядрами возрастает электронная плотность.
Между атомами возникает ковалентная химическая связь, если
спины электронов антипараллельны.

32. Энергия системы из двух атомов Н-Н в зависимости от межъядерного расстояния и спинов электронов

Если спины электронов
параллельны, на всех
расстояниях преобладают силы
отталкивания:
связь не образуется (кривая 1)
Если спины электронов
противоположно направлены
(антипараллельны), на расстоянии
L0 силы отталкивания и силы
притяжения уравновешиваются,
система имеет минимальную
энергию:
связь образуется (кривая 2)

33.

Образование связи в молекуле Н2

34.

Образование связи в молекуле Н2

35.

Образование связи в молекуле Н2

36.

Энергетическая диаграмма для молекулы водорода
в зависимости от расстояния между ядрами атомов
1нанометр (нм) =1 nm = 10-9m

37.

d
α

38.

Энергия связи — энергия, необходимая для разрыва
связи и удаления атомов на бесконечно большое
расстояние друг от друга
Есвязи [кДж/моль] > 0 — энергия затрачивается на
разрыв связи.
Есвязи [кДж/моль] < 0 — энергия выделяется при
образовании связи.
Равновесное расстояние (L0 или R0 ) между ядрами
взаимодействующих атомов, соответствующее
минимальной энергии системы называют
равновесной длиной связи

39.

Модель Гейтлера–Лондона
для системы из двух атомов водорода
Расчет показал, что длина связи в молекуле H2
меньше, чем два радиуса атома водорода:
Ro=0.74 Ao < 2r0 = 2· 0,53 Ao =1,06 Ao,
где Ro – длина связи;
r0 - радиус сферы, соответствующий максимальной
плотности электронного облака в атоме водорода.
В процессе образования ковалентной
связи электронные облака
«перекрываются».

40.

Основные положения метода валентных связей
1. Ковалентная химическая связь образуется при
обобществлении атомами пары электронов с
противоположно направленными спинами
Метод валентных связей (МВС) иначе называют
теорией локализованных электронных пар.
В основе метода лежит предположение, что
химическая связь между двумя атомами
осуществляется с помощью одной или нескольких
электронных пар, которые локализованы между
ядрами взаимодействующих атомов.
Число химических связей, которые способен
образовывать атом или ион, равно его валентности.

41.

Основные положения метода валентных связей
2. В образовании ковалентной связи принимают
участие валентные электроны атомов и валентные
атомные орбитали.
3. Два механизма образования ковалентной связи
а) обменный — объединение неспаренных электронов
А↑ + ↓ В → А↑↓В
б) донорно-акцепторный механизм
А↑↓
донор
пары е
+
□В →
акцептор
пары е
А↑↓В

42. Метод валентных связей Образование донорно-акцепторной связи

Кислота Льюиса
Основание Льюиса
- Кислота Льюиса
- Основание Льюиса

43.

Основные положения метода валентных связей
4. Способы перекрывания электронных облаков.
Разновидности ковалентной связи
σ-связь (сигма-связь) — химическая связь,
образующаяся за счет перекрывания электронных
облаков вдоль линии, соединяющей ядра атомов.
σ-связь наиболее прочная , возможно вращение
вокруг линии связи без ее разрыва.

44.

Основные положения метода валентных связей
4. Способы перекрывания электронных облаков.
Разновидности ковалентной связи
π-связь (пи-связь) – химическая связь, образующаяся за
счет «бокового перекрывания» p- или d-электронных
облаков, ориентированных параллельно друг другу;
плотность электронного облака максимальна выше и
ниже плоскости, в которой лежат ядра атомов (над и
под плоскостью σ-связи).
Вращение вокруг π–связи без ее разрыва невозможно

45.

Основные положения метода валентных связей

46.

Основные положения метода валентных связей
4. Способы перекрывания электронных облаков.
Разновидности ковалентной связи
δ -связь образуют только d-электроны за счет
перекрывания всех четырех своих лепестков
электронных облаков, расположенных в параллельных
плоскостях.
Такое возможно, когда в образовании связи участвуют
(dXY – dXY), (dXZ – dXZ), (dYZ – dYZ) - электроны.

47.

Форма, ориентация и возможные перекрывания
Атомных Орбиталей р-подуровня
Перекрывание электронных облаков и образование
связей в молекуле азота
:N≡N:
2
3
2
3
N …2s 2p
N …2s 2p
π–связь
π–связь
Ϭ–связь

48.

Кратность (порядок) химической связи
Кратность (порядок) химической связи — число общих
электронных пар, реализующих связь между двумя
атомами
Кратность обусловлена типом перекрывания атомных орбиталей
(электронных облаков). Первой образуется Ϭ –связь, как более
прочная. Одинарная связь — всегда Ϭ–связь.
Если возможно «боковое перекрывание» других оставшихся
атомных орбиталей (электронных облаков), дополнительно
образуются π–связи.
Чем выше кратность (порядок) связи, тем она прочнее

49.

Энергии связей, кДж/моль
Одинарные связи
Кратные связи
Кратные связи

50.

Влияние кратности связи на длину и
энергию связи
Есвязи, кДж/моль
Длина связи, Ао
1Ао = 10-10 м
Длина связи, Ао
Есвязи, кДж/моль

51.

Основные положения метода валентных связей
5. Ковалентная связь образуется в направлении
максимального перекрывания электронных облаков
6. Ковалентная связь характеризуется следующими
свойствами
Свойства ковалентной связи определяют свойства
молекул

52.

Насыщаемость ковалентной связи.
Валентные возможности атомов
Насыщаемость ковалентной связи — способность атома
к образованию ограниченного числа ковалентных
связей.
В образовании ковалентных связей принимают участие
валентные электроны и валентные атомные орбитали.
Валентные возможности атомов ограничены. Атомы
вступают во взаимодействие в определенных
соотношениях. Молекулы имеют определенный состав
(закон постоянства состава молекул).

53.

Насыщаемость ковалентной связи.
Валентные возможности атомов
При определении валентных возможностей атома
следует учитывать два механизма образования связей:
обменный и донорно-акцепторный
1 период: H 1s1 только 1 связь
2 период: 2s2p подуровни содержат 4 атомные
орбитали, возможно образование
мах 4 связи
3 и большие периоды: ns- np- nd- подуровни содержат
суммарно 9 атомных орбиталей , теоретически
возможно образование мах 9 связей, реализуются по
пространственным ограничениям , как правило – 6
связей

54.

Возбужденные состояния атомов
Образование ковалентных связей возможно из
основного или возбужденного состояния атомов.
Возбужденные состояния атомов образуются из
основного состояния при переходе одного или
нескольких электронов с занятых орбиталей на
свободные атомные орбитали с большей энергией.
Возбуждение атома в процессе образования связей
возможно в пределах одного уровня, если затраченная
энергия компенсируется энергией которая выделяется
при образовании дополнительных ковалентных связей.

55.

Возбужденные состояния атомов
Основное состояние
Возбужденное состояние
Возбуждение валентного состояния атома углерода
Атомы F, O и N образуют связи только из
основного состояния, так как возбуждение
электронов со 2 на 3 электронный уровень
энергетически невыгодно

56.

Возбужденные состояния атомов.
Гипервалентность
Молекулы, для образования которых недостаточно
валентных орбиталей центрального атома в основном
состоянии, называются гипервалентными

57.

Направленность ковалентной связи
Направленность ковалентной связи обусловлена
перекрыванием электронных облаков так, чтобы
максимальная электронная плотность отрицательного
заряда была между ядрами атомов
-определяется направленностью в пространстве атомных
орбиталей
-Атомные орбитали px, py и pz расположены под углами 900
-Атомные d- орбитали: лепестки образуют угол 900, а между
различными d- АО могут быть углы 1800; 900
24p4
Se
…4s
1
H 1s
Угловая молекула
Угол(теорет) HSeH =900
Угол(экспер) HSeH =910

58.

Направленность ковалентной связи
Связи B—F в молекуле фторида бора равноценные
по длине, энергии и симметрично распределены в
пространстве вокруг центрального атома бора.
Как объяснить?
Объяснение равноценности связей по энергии, длине
и симметричной ориентации в пространстве,
например в таких молекулах, как BF3 , CH4 было дано
Слэтером и Полингом в 20-е годы XX века в теории
гибридизации

59.

Теория гибридизации
Понятие гибридизации является теоретическим и было
обосновано расчетами, введено Лайнусом Полингом в 20-е
годы XX века для объяснения равноценности связей по энергии,
длине и симметричной ориентации в пространстве, например в
таких молекулах, как BF3, CH4
Различные орбитали, не сильно отличающиеся энергиями,
образуют соответствующее число гибридных орбиталей. Число
гибридных орбиталей равно числу атомных орбиталей,
участвующих в гибридизации. Гибридные орбитали одинаковы
по форме электронного облака и по энергии. По сравнению с
атомными орбиталями они более вытянуты в направлении
образования химических связей и поэтому обуславливают
лучшее перекрывание электронных облаков и образование
более прочных связей.

60.

Теория гибридизации
Гибридизация - выравнивание исходных электронных
облаков (атомных орбиталей) по форме и энергии в
процессе образования ковалентных связей
Форма гибридных
орбиталей
Из исходных атомных орбиталей
центрального атома, различающихся
по энергии, форме образуется то же
число атомных орбиталей одинаковых
по энергии, форме и симметрично
расположенных в пространстве вокруг
ядра

61.

Теория гибридизации
1. Суммарная энергия исходных атомных орбиталей
равна суммарной энергии гибридных атомных
орбиталей
Σ Е исх АО = Σ Е гибр АО
2. Форма гибридной орбитали –
вытянутая гантель, электронная
плотность сконцентрирована на более
выпуклой доле, в этом направлении
образуется связь
Форма гибридных
орбиталей

62.

Теория гибридизации
3. Суммарное число исходных АО равно суммарному
числу гибридных АО
Σ число исходных АО = Σ числу гибридных АО
4. Суммарное число гибридных орбиталей равно
суммарному числу σ -связей и неподеленных
электронных пар у центрального атома
Σ число гибридных АО =
(число σ связей ЦА + число НЭП ЦА)
4 σ связи – 4 гибридные АО
3 σ связи – 3 гибридные АО
(3 связи + 1 НЭП) – 4 гибридны

63.

Условия устойчивой гибридизации
1. Гибридизуются исходные атомные орбитали с
близкой энергией
3p
3s
Изменение энергии 3s и 3p
подуровней в зависимости от
заряда ядра

64.

Условия устойчивой гибридизации
2. Высокая электронная плотность исходных атомных
орбиталей центрального атома
3. Высокая степень перекрывания гибридных
орбиталей с орбиталями соседних атомов, в
результате образуются более прочные связи, чем
связи с исходными атомными орбиталями

65. Типы гибридизации и геометрическая конфигурация

Тип
гибридизации
КЧ
Геометрическая
форма
Примеры
sp
2
линейная
BeCl2, [Ag(CN)2]-, [Cu(NH3)2]+
sp2
3
треугольная
BCl3, [HgI3]-
sp3, sd3
4
тетраэдрическая
CH4, [Be(OH)4]2-, [MnCl4]2-
sp2d
4
квадрат
[Ni(CN)4]2-, [PtCl4]2-
sp3dz2,dsp3
5
Тригональная
бипирамида
PF5, [Fe(CO)5]
sp3d(x2-y2),
d(x2-y2)sp3
5
квадратная
пирамида
[MnCl5]3-, [Ni(CN)5]3-
sp3d2, d2sp3
6
октаэдр
SF6, [Al(H2O)6]3+, [Fe(CN)6]3-
sp3d3
7
пентагональная
бипирамида
[V(CN)7]4-, [ZrF7]3-

66.

Расположение гибридных орбиталей вокруг
центрального атома, геометрия и валентные углы
Линейная
Плоско
треугольная
Тетраэдр
Тригональная
бипирамида
Октаэдр

67.

sp-гибридизация атомных орбиталей
Образование sp-гибридных
орбиталей
Модель атома с sp-гибридными орбиталями
Геометрия молекулы BeH2
с sp-гибридными орбиталями

68.

sp2-гибридизация атомных орбиталей
Образование sp2-гибридных орбиталей
Модель атома с sp2-гибридными орбиталями
Геометрия молекулы BF3
с sp2-гибридными орбиталями
sp2-гибридизация: Угол FBF=120o
Геометрия молекулы BF3 — плоский треугольник

69.

sp3-гибридизация атомных орбиталей
Образование sp3-гибридных орбиталей
Модель атома с sp3-гибридными орбиталями
Геометрия молекулы CH4
с sp3-гибридными орбиталями
sp3-гибридизация: Угол HCH=109o28’
Геометрия молекулы CH4 — тетраэдр
69

70.

sp2d- и sp3d2-гибридизация атомных орбиталей
Геометрия молекулы c
sp2d-гибридными орбиталями
Плоско-квадратная
Геометрия молекулы с
sp3d2-гибридными орбиталями
Октаэдр

71.

Теория гибридизации
В гибридизации могут участвовать не только s- и pорбитали, но s-, p- и d орбитали и, например, s- и dорбитали без p-орбиталей или только p- и d-орбитали.
Теория гибридизации с участием f-орбиталей не
разработана.
Прочность связей увеличивается в ряду:
p < sp3 < sp2 < sp.
Возрастанию прочности связей способствует включение
в гибридизацию d-орбиталей.

72.

Некоторые иные типы гибридизации

73.

Геометрия молекулы
Геометрия молекулы определяется расстояниями
между связанными атомами, а также углами
между направлениями химических связей
Взаимное расположение атомов в молекуле может
быть определено экспериментально.
Можно предположить какую геометрию имеет
молекула (молекулярный ион), определив тип
гибридизации атомных орбиталей центрального
атома.

74.

Пространственная модель молекулы метана
sp3–гибридизация
2p
2s
H 1s1

75.

Пространственное строение молекулы аммиака
H 1s1
sp3–гибридизация

76. Образование иона аммония по донорно-акцепторному механизму

Образование иона аммония по донорноакцепторному механизму
sp3–гибридизация
N
донорно-акцепторный
механизм образования
химической связи
обычный механизм
образования химической
связи
1s
H+
NH3
H
H
H
NH4+

77.

Пространственное строение молекулы воды
sp3–гибридизация
O
H 1s1
H 1s1
Связь O—H образуется по обменному
механизму перекрыванием sp3–
гибридной орбитали атома
кислорода и s–орбитали атома H
+
диполь
молекула угловая, полярная

78.

Зависимость формы молекулы от наличия
неподеленных электронных пар (НЭП)
CH4
NH3
H2O
109°28’
107°3’
104°5’
валентный угол
sp3- гибридизация атома C
Тетраэдр
sp3- гибридизация атома N
sp3- гибридизация атома O
Треугольная
пирамида
Угловая
молекула

79.

Зависимость формы молекулы от наличия
неподеленных электронных пар НЭП
Число
связей
Линейная
координация гибридных АО
плоско-треугольная
координация гибридных АО
Число
НЭП
Геометрия
молекулы
линейная
плоско-треугольная
угловая

80.

Число
связей
Тетраэдрическая
координация гибридных АО
Число
НЭП
Геометрия
молекулы
тетраэдрическая
треугольная
пирамида
угловая

81.

Число
связей
Число
НЭП
Геометрия
молекулы
тригональная
бипирамида
тригональная бипирамида
координация гибридных АО
4-х угольная
пирамида
Т-образная
линейная

82.

В молекуле PF5 аксиальные и
экваториальные длины связей
соответственно равны 158 и 153пм
В молекуле SF4 аксиальные и
экваториальные длины связей
соответственно равны 165 и
155 пм
Экспериментально
определенная структура ClF3

83.

Число
связей
Число
НЭП
Геометрия
молекулы
октаэдрическая
Октаэдрическая
координация гибридных АО
Квадратная
пирамида
плоско-квадратная

84. Геометрические конфигурации молекул

Тип
гибридиза
ции
Число
гибридных
орбиталей
sp3
Число
неподеленных
электронных
пар
Тип
молекулы
Валентны
й угол
Пространственная
конфигурация
Примеры
0
AB4,
109°28
алканы ’
Тетраэдр
CH4, CnH(2n+2),
CCl4, SiH4,
NH4+, С(алмаз)
1
:AB3
107°3’
Тригональная
пирамида
NH3, SO32-, NF3
2
: AB2
104°5’
Угловая
H2O, XeO2
4
**
sp2
3
0
AB3,
120°
алкены
Плоская
треугольная
C2H4, CnH2n,
BCl3, AlF3,
C6H6, O3,
C(графит)
sp
2
0
AB2,
180°
алкины
Линейная
C2H2, CnH(2n-2),
BeCl2, CO2,
Cкарбин)

85.

Образование связей в молекуле этилена
C2H4
sp2–гибридизация
Атомы углерода находятся в
sp2–гибридизации.
Ϭ-Связь C—H образуется по
обменному механизму
перекрыванием sp2–гибридной
атомной орбитали атома C и s–
орбитали атома H.
Ϭ-Связь C—C образуется по обменному механизму
перекрыванием sp2–гибридных атомных орбиталей атомов C.
π-Связь C—C образуется по обменному механизму боковым
перекрыванием p– атомных орбиталей атомов C.

86.

Образование связей в молекуле ацетилена
C2H2
sp–гибридизация
Атомы углерода находятся в sp–гибридизации.
Ϭ-Связь C—H образуется по
обменному механизму
перекрыванием sp–гибридной
атомной орбитали атома C и s–
орбитали атома H.
π-Связь
Ϭ-Связь C—C образуется по
обменному механизму
перекрыванием sp–гибридных
атомных орбиталей атомов C.
π-Связи C—C образуется по обменному механизму боковым
перекрыванием p– атомных орбиталей атомов C.

87. Делокализованные  -связи (резонансные структуры)

Делокализованные -связи
(резонансные структуры)
Ковалентная связь считается локализованной, если ее
электронная пара находится в поле двух ядер и связывает
только два атома (2е-2с): 2-х электронная – 2-х центровая
связь.
Делокализованная связь - связь, в которой электронная
пара принадлежит нескольким (более 2-х) ядрам атомов
Делокализация электронов (распределение электронов
между несколькими взаимодействующими ядрами)
характерна для сопряженных -связей, т.е. кратных
связей, чередующихся с одинарными.
Например: H2C=CH—CH=CH2—CH3 (пентадиен-1,3)

88.

π-связи в молекуле бензола
Шесть р-орбиталей
C6H6
Делокализованные
π-орбитали

89.

Полярность связей и полярность молекул
1. Атомы с одинаковыми электроотрицательностями
образуют неполярную ковалентную связь, так как центры
тяжести положительных зарядов ядер и отрицательных
зарядов электронов совпадает В одной точке, поэтому такие
молекулы называются неполярными
H—H

90.

Полярность связи
2. Полярная ковалентная связь образуется, если соединяются
атомы, обладающие разной электроотрицательностью.
Электронное облако связи смещается к атому с наибольшей
электроотрицательностью, такое смещение называется
поляризация
δ+ δH — F
Диполь – полярная молекула

91.

Полярность связи
• Количественная характеристика полярности связи • электрический дипольный момент μ (мю):
μ = q lдип, [Кл м или Дебай]
где q = 1,66∙10-33 [Кл] - абсолютное значение заряда
электрона;
lдип – длина диполя [м]- расстояние между центрами
«+» и «-» зарядов
1 Дебай (D) равен: 1D = 3,33.10-30 Кл м
Электрический дипольный момент – векторная
величина, направленная от (-) к (+)
Различают электрические дипольные моменты
химической связи и молекулы.

92.

Длины связей, разность электроотрицательностей и
дипольные моменты галогеноводородов
Соединение
HЭ
Длина связи (Ао)
Разность
электроотрицательностей
Дипольный
момент (µ)
Полярность ковалентной химической связи возрастает
- с увеличением разности электроотрицательности элементов
В подгруппе в однотипных соединениях галогеноводородов с
уменьшением заряда ядра галогена (снизу вверх в подгруппе)
увеличивается разность электроотрицательностей атомов
элементов и возрастает полярность связи Н-Э

93.

Полярность связи
Полярность ковалентной химической связи возрастает
- с увеличением разности электроотрицательности
элементов
- с увеличением кратности связи

94.

Полярность молекулы
Электрический дипольный момент многоатомной
молекулы — векторная сумма дипольных моментов
связей
μмол. = μсвязи
Полярность молекулы определяется двумя факторами:
1. Полярностями связей
2. Геометрией молекулы
Молекула неполярна, если
а) все связи неполярны,
б) одинаковые атомы расположены вокруг центрального
симметрично, так что дипольные моменты связей взаимно
компенсированы , векторная сумма дипольных моментов
связей равна нулю: μмол. = μсвязи = 0.
Молекулы, имеющие форму линейную, плоско-треугольную,
тетраэдрическую, плоско-квадратную, тригональной
бипирамиды, октаэдра - неполярны.

95.

Полярность молекулы
Электрический дипольный момент многоатомной
молекулы — векторная сумма дипольных моментов
связей
μмол. = μсвязи
Полярность молекулы определяется двумя факторами:
1. Полярностями связей
2. Геометрией молекулы
Молекула полярна, если в ней присутствуют полярные
связи и молекула имеет несимметричное строение,
векторная сумма дипольных моментов связей
больше нуля.
μмол. = μсвязи > 0

96. Геометрическая форма молекул. Полярность молекул

CH4
NH3
H2O
Неполярная молекула
Полярная молекула
Полярная молекула
Полярная молекула
Неполярная молекула

97.

Дипольный момент молекулы μ
Электрический дипольный момент многоатомной молекулы
равен векторной сумме электрических дипольных моментов
отдельных связей и неподеленных электронных пар.
Электрический дипольный момент молекулы H2O выражается
векторной суммой μH2O – электрических дипольных моментов 2-х
связей О-Н (диагональ параллелограмма) с учетом вклада
неподеленных электронных пар:
μOH = 5,26 ∙ 10-30 Кл∙м
μH2O = 6,1 ∙ 10-30 Кл∙м
Дипольные моменты
аммиака и фторида азота (III)
с учетом неподеленной
электронной пары

98.

Дипольный момент молекулы μ
Дипольный момент 2-х атомной молекулы
совпадает с дипольным моментом связи
молекулы, например, СО
CO – оксид углерода(II)
Структурная формула C≡O
ЭОо = 3,5; ЭОс = 2,5
С←О направление смещения общего электронного облака от
кислорода к углероду
μCO = 0,4∙10-30 Кл∙м

99.

Структура и дипольный момент некоторых
многоатомных молекул

100.

Поляризуемость ковалентной связи
Поляризуемость ковалентной связи - α – это
способность электронных оболочек и ядер
смещаться под действием внешнего электрического
поля
Неполярная
молекула
α [м3]
Наведенный
(индуцированный)
диполь

101.

Поляризуемость σ- и π- связей
α (π-связи) > α (σ-связи)
α (≡-связи) > α (=-связи) >
> α (—-связи)
Поляризуемость σ-связей одного типа постоянна и практически
не зависит от того в какой молекуле находится связь.
Поляризуемость π–связей меняется с изменением окружения.
Чем больше число π–электронов принимает участие в
образовании π-электронного облака, тем больший объем оно
занимает и тем легче поляризуется (т.е. смещается,
деформируется)
α (1π-связи) = 0,75·10-30
α (3π-связи в бензоле) =
4,31·10-30

102.

Поляризуемость
При действии внешнего электрического поля
неполярные молекулы деформируются, молекулы
становятся полярными и характеризуются наведенным
дипольным моментом (μнав.). Происходит
поляризация молекул.
Полярные молекулы характеризуются собственными
постоянными дипольными моментами (μпост).
Полярные молекулы во внешнем электрическом поле
определенным образом ориентируются и
дополнительно поляризуются: μ = μпост + μнав

103.

Индуцированный дипольный момент
Наведенный или индуцированный
момент равен:
μi(нав) = q li
дипольный
Наведенный или индуцированный
дипольный
момент пропорционален напряженности внешнего
электрического поля и поляризуемости :
μi(нав) ~ U∙α,
где α- (альфа) – поляризуемость характеризует
способность электронных оболочек и ядер смещаться
(деформироваться) под действием внешнего
электрического поля , [м3]
U – напряженность электрического поля

104.

Индуцированный дипольный момент
α - поляризуемость пропорциональна объему V
молекул или Мr молярной массе молекулы
α(He)= 0,2·10-30[м3];
α(H2)= 0,8·10-30[м3]
α(СH4)= 2,7·10-30[м3];
α(С-H)= 0,68·10-30[м3];
CH4
CF4
CCl4
CBr4
CI4
Увеличение радиусов атомов галогенов
Увеличение объема молекул
Увеличение поляризуемости молекул

105. Недостатки метода валентных связей

• 1. Не объясняет магнитные свойства молекул,
например O2
• 2. Не рассматривается связь, образованная другим
числом электронов (меньше 2)
• 3. Нельзя предсказать и объяснить спектральные
свойства молекул
• 4. Не объясняет образование электронодефицитных
и электроноизбыточных молекул
• 5. Не объясняет, увеличение прочности связи при
отрыве электрона от нейтральной молекулы,
например, O , NO.