Лекция_3_Общая_химия_2026_Химсвязь

1.

ОБЩАЯ ХИМИЯ
(лекция 3)

2.

д.х.н.,
профессор
кафедры общей
химии
Конюхов
Валерий
Юрьевич
VK id2476227

3. Литература

1. Коровин Н.В. Общая химия
2. Глинка Н. Л. Общая химия
3. Громов Ю. Ю. Общая химия
4. Общая и неорганическая химия
(под редакцией А.Ф. Воробьева).
Т. 1 и 2. М.: Академкнига. 2004.

4. План лекций

1 неделя (12.02)
Введение, строение атома
2 неделя (19.02)
Строение атома. Периодическая Система Элементов
3 неделя (26.02)
Химическая связь
4 неделя (05.03)
Химическая связь (продолжение).
Химическая термодинамика
5 неделя (12.03)
Химическая термодинамика (продолжение)
6 неделя (19.03)
Химическое равновесие. Равновесие в растворах
7 неделя (26.03)
Химическое равновесие в растворах (продолжение)
8 неделя (02.04)
Комплексные соединения
9 неделя (09.04)
Химическая кинетика
11 неделя (16.04)
Растворы
12 неделя (23.04)
Коллигативные свойства растворов
13 неделя (30.04)
Дисперсные системы
14 неделя (07.05)
Электрохимия. Системы. ХИТ
15 неделя (14.05)
Электролиз
16 неделя (21.05)
Коррозия

5. Тема 17. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ ПО КУРСУ ХИМИИ (для подготовки к экзамену и выполнения итогового домашнего задания)

1. Химическая
связь. Метод валентных связей.
Основные виды (ковалентная, ионная, донорно–
акцепторная, водородная и металлическая) и
характеристики (энергия, длина, направленность,
полярность и поляризуемость) химической связи.
Взаимосвязь вида, характеристик химической связи и
электроотрицательности элементов. Характеристики
химической связи, состав и строение молекул.
Степень окисления.
2. Межмолекулярные взаимодействия. Структурные
формулы молекул и ассоциатов.

6. Связи внутри молекулы и между молекулами

Силы Ван-дер-Ваальса
Химические силы (связи)

7. Физические силы (силы Ван-дер-Ваальса)

Молекулы также способны объединяться
(ассоциировать) – именно по этой
причине вещества могут быть твёрдыми
и жидкими, в противном случае в
природе существовал бы только газ.
Силы, связывающие молекулы друг с
другом, называют физическими силами
или силами Ван-дер-Ваальса. Они
намного слабее химических сил (связей).

8.

9. Природа химической связи

10.

Атомы способны объединяться в молекулы. Молекула
– мельчайшая частица вещества, сохраняющая его
свойства.
Совокупность сил, удерживающих атомы в молекуле,
называют химической связью. Простейшей молекулой является молекула водорода Н2, она образуется из
двух атомов водорода Н.
Химическая связь в Н2 достаточно сильная, поскольку
при обычной температуре водород существует исключительно в виде молекул. Только при очень высоких
температурах молекулы Н2 распадаются на атомы.

11.

12. Теория Дж. Льюиса (1916 г)

Одна из ранних удачных попыток объяснить образо-
вание химической связи принадлежит американскому
учёному Дж. Льюису. Он принял во внимание, что на
внешнем энергетическом уровне атомов многих
элементов находятся неспаренные электроны

13.

Так, у атомов водорода и щелочных металлов
(Li, Na на рисунке) на внешней s-орбитали
находится один неспаренный электрон, у
атомов углерода и кислорода их два и т.д.
Каждый из двух атомов, вступающих в
химическую связь, способен предоставить в
общее владение по одному такому электрону,
так что пара электронов будет принадлежать
одновременно двум атомам. При этом атомы
достраивают свои электронные оболочки до
конфигурации следующего в периоде инертного газа.

14.

15.

Так, атомы в молекуле водорода, по теории
Льюиса, удерживаются вместе парой электронов. При этом пара электронов принадлежит
обоим атомам водорода и каждый из них приобретает устойчивую конфигурацию гелия 1s2.
Такую связь, в которой пара электронов обобщена между обоими атомами, называют
ковалентной связью.
Каждая общая электронная пара представляет
собой одну ковалентную связь. Число связей,
образуемых данным атомом, определяет его
валентность.

16.

В тех же случаях, когда на внешней оболочке атома
нет неспаренных электронов, как, например, у
щелочноземельных элементов (Be, Mg) достаточно
небольшой энергии, чтобы привести атом в
возбужденное состояние, при котором его электронная
пара на орбитали разъединится, и новые электроны
станут неспаренными.

17.

Понятно, что образование таких неспаренных
электронов возможно если затраченная на
возбуждение атома энергия перекрывается
энергией, выделяющейся при образовании
связей.

18. Рассмотрим валентность марганца

19.

Порядковый номер 25Мn – 25, он равен заряду его ядра
и количеству электронов в атоме - их 25.
Марганец находится в 4-м периоде, значит эти 25
электронов распределены по четырем энергетическим
уровням и их подуровням согласно основным
принципам (принцип минимума энергии,принцип
Паули, правило Хунда).
Для атома марганца имеем следующую электронную
формулу:
25Mn: 1s2 2s2 2р6 3s2 3р6 3d5 4s2;
25Mn [ ]3d54s2 - сокращенная электронная формула.
Тип элемента определяется по последнему
застраивающемуся подуровню, следовательно, Мn –
d-элемент.

20.

Валентные возможности атомов
В=1
N[
В=3
] ↑↓ ↑
↑
В=3
↑
N+ [
В=2
] ↑
↑
↑
↑
+e
В=4
ВАЛЕНТНОСТЬ
– способность атомов элементов
образовывать химические связи
с атомами других элементов

21. Метод валентных связей

В конце 1926 г. Э. Шредингер поручил Ф. Лондону и В.
Гейтлеру решить задачу о гомеополярной химической
связи на примере молекулы Н2.
В июне 1927 г. была опубликована статья под названием
«Взаимодействие нейтральных атомов и гомеополярная
связь с точки зрения квантовой механики». Эта работа не
только выяснила специфичность химических сил, их
насыщаемость, но и наметила пути расчета (пока
качественного или полуколичественного) значений
химической связи. В последующих своих работах В.
Гейтлер и Ф. Лондон развили общую теорию валентности,
используя молекулу водорода как прототип для других
простых соединений.

22. Метод валентных связей

Ф. Лондон и В. Гейтлер показали, что при
образовании молекулы водорода из двух атомов
электрон, принадлежавший первоначально
одному из атомов Н, будет также принадлежать
другому, т. е. атомы как бы обобществляют свои
электроны. Условие, обусловливающее связь
атомов в молекуле Н2, состоит в том, что
электроны, ранее принадлежавшие различным
атомам, входят в одну и ту же электронную
оболочку.

23.

Зависимость энергии системы от расстояния
между ядрами атомов водорода

24.

• Химическая связь образуется за счет двух
электронов с противоположными спинами,
принадлежащих двум атомам
Из теории следует, что частица Н3 не может образовываться.
Спин электрона третьего атома неизбежно будет совпадать со
спином электрона одного из двух других атомов водорода.
Однако ионизированная молекула
существует.
• Связь располагается в том направлении, в котором
возможность перекрывания волновых функций
электронов максимальна.
То есть ковалентная связь обладает
насыщаемостью и направленностью

25. Ковалентная связь

– это связь двух атомов
за счет образования общей электронной пары
с антипараллельными спинами,
локализованной в межъядерном пространстве.
Механизмы образования:
обменный
донорно-акцепторный

26.

Работа В. Гейтлера и Ф. Лондона имела огромное
значение для дальнейшего развития теоретической
химии. В ней впервые было показано, что вскрыть
физическую природу химической связи можно только
на основе квантовой механики.
Но она сменилась теорией молекулярных орбиталей
(МО). Ура!!!! Мы её изучать не будем!!!!

27.

28. Виды химической связи

Атомы обладают различной электроотрицательностью,
т.е. способностью стягивать на себя электронную
плотность. Пара валентных электронов, принадлежащая обоим атомам связи, в зависимости от
соотношения электроотрицательностей атомов будет
смещаться в ту или иную сторону. И здесь возможны
следующие варианты химической связи:
1. ковалентная неполярная
2. ковалентная полярная
3. ионная связь
4. металлическая связь

29.

30.

31.

32. Ковалентная неполярная

Связь образуют атомы, имеющие близкие
электроотрицательности: С Н, В Н и т.п.,
сюда же относятся связи одинаковых атомов
Н2, О2 и т.д. В этом случае электронная пара в
равной степени принадлежит обоим атомам,
максимальная электронная плотность
сосредоточена в пространстве между ними.
Такую связь называют ковалентной
неполярной.

33. Ковалентная полярная

Связь образуют атомы с различной
электроотрицательностью (Н Сl, C F и т.п.).
В этом варианте электронная пара в большей
степени смещена в сторону более
электроотрицательного атома (в приведенных
примерах в сторону галогена). Такую связь
называют ковалентной полярной.

34. Ионная связь

Возможен и предельный случай ковалентной полярной связи,
когда электроны полностью переходят от одного атома к
другому – более электроотрицательному. Благодаря такому
переходу оба атома приобретают устойчивую конфигурацию
инертных газов, причем каждый из них превращается в ион, т.е.
в электрически заряженную частицу: атом, отдавший электрон
(электроны), в положительно заряженный ион катион, а
атом, принявший электрон (электроны), в отрицательно заряженный ион анион. Поскольку получившиеся ионы имеют
противоположные заряды, они взаимно притягиваются за счет
электростатических сил. Так образуется ионная связь, в ней
ионы сближаются на такое расстояние, когда их электростатическое притяжение уравновешивается взаимным отталкиванием электронных оболочек и атомных ядер.

35.

В качестве примера образования ионной связи рассмотрим
взаимодействие атома натрия с атомом фтора. Атом натрия
отдает атому фтора свой единственный валентный 3s-электрон,
превращаясь в катион Na+ с устойчивой восьмиэлектронной
конфигурацией атома Ne. Атом фтора принимает один электрон
и превращается в анион F с той же конфигурацией Ne (к своим
семи внешним электронам шести спаренным и одному
неспаренному он присоединяет восьмой):
Соединения, построенные из разноименно заряженных
ионов, называют ионными соединениями. В виде молекул они
могут существовать только в парообразном состоянии; в твердом
состоянии они образуют ионные кристаллы (в узлах такой
кристаллической решётки ионы), в жидком состоянии
ионные расплавы.

36.

Ионные соединения получаются при взаимодействии
атомов с большой разницей электроотрицательностей.
Поэтому ионная связь характерна для соединений
типичных металлов с типичными неметаллами, в первую
очередь, металлов первой и второй групп (а также некоторых металлов третьей группы) с галогенами,
кислородом и серой. Вот несколько примеров ионных
соединений: CsJ, AgBr, K2S, CaCl2, А1F3.
Число отдаваемых (или получаемых) электронов
определяет величину заряда иона. Например, ионы
натрия, калия, серебра имеют положительный заряд +1:
они отдали атомам – соседям один электрон; ионы хлора
в хлоридах имеют заряд 1; ионы кислорода и серы в
соединениях с металлами имеют заряд 2.

37. Металлическая связь

Объяснение
природы
связи
базируется на теории молекулярных
орбиталей.
В молекуле водорода перекрывание
атомных орбиталей с одинаковой
энергией приводит к возникновению
двух новых орбиталей связывающей
и разрыхляющей с разными значениями
энергии. При комбинации трёх атомов
каждый их уровень энергии превращается в три уровня. В любом кристалле соединены вместе многие миллионы атомов, и в результате получается огромное число энергетических
уровней, едва отделенных друг от друга
по энергии, они образуют т.н.
энергетическую зону.

38.

В пределах каждой энергетической зоны электрон может
легко перемещаться, но между зонами могут существовать
энергетические зазоры. Чтобы перескочить через такой
зазор из нижней зоны в более высокую, электрон должен
получить определённую энергию.
Валентные электроны атомов при объединении образуют
валентную зону, выше неё лежит незаполненная
электронами зона проводимости, между ними зазор
запрещенная зона. Если эта зона широка, энергии
приложенного поля оказывается недостаточно, чтобы
электрон мог её перескочить, и вещество является
изолятором (алмаз, сера, фосфор и т.п.). Когда зона
проводимости и валентная зона сливаются, электроны
могут свободно переходить в зону проводимости и
вещество является проводником (все металлы)

39.

Полупроводимость веществ наблюдается, когда
запрещенная зона относительно узка, т.е. возможно
проникновение ограниченного числа электронов из
валентной зоны в зону проводимости. С повышением
температуры увеличивается средняя энергия
электронов, и всё большее их число способно под
действием электрического поля перескочить запрещённую зону. Отсюда снижение электрического
сопротивления полупроводников (германий, кремний
и т.п.) с повышением температуры.

40.

41.

Слабо связанные с атомом валентные электроны могут
легко перемещаться по всему кристаллу металла. Тем
самым электроны принимают участие в образовании
связи между всеми атомами кристалла, такие
электроны называют делокализованными. Металл
(металлическую связь) можно рассматривать как
плотно упакованную структуру из катионов,
связанных друг с другом делокализованными
электронами электронным газом.
Существование электронного газа определяет
специфические свойства металлов: высокие теплопроводность и электропроводность, характерный
металлический блеск, пластичность, непрозрачность
для всех длин волн видимого света и наличие плотной
упаковки атомов.

42.

43.

44.

Зависимость типа связи от электроотрицательности
взаимодействующих атомов
Соединение
ЭО
ΔЭО
Тип связи
HCl
(H) = 2,2
(Cl) = 3,1
0,9
Ковалентная
полярная
ΔЭО = (0,4 – 2)
PН3
(P) = 2,1
(Н) = 2,2
0,1
Ковалентная
неполярная
ΔЭО < 0,4
CsCl
(Cs) = 0,8
(Cl) = 3,1
2,3
Ионная
ΔЭО > 2

45. Донорно-акцепторная связь

Возможен
ещё один вариант образования
химической связи: она формируется при взаимодействии частиц, одна из которых имеет
неподелённую пару электронов А, а другая свободную орбиталь В.
:А + В = А В
Частицу,
представляющую
для
связи
двухэлектронную орбиталь, называют донором;
частицу со свободной орбиталью, принимающую эту
электронную пару, называют акцептором, а связь,
образованную по такому механизму, донорноакцепторной связью.

46.

Рассмотрим образование донорно-акцепторной связи при
взаимодействии аммиака NH3 и хлористого водорода НCl.
У атома азота в молекуле NH3 имеется одна неподеленная
электронная пара и три общих с тремя атомами водорода.
Электронная плотность в молекуле НС1 практически
полностью смещена к Cl и атом водорода почти лишен
своего электрона - Н+ этот атом водорода образует с
неподеленной электронной парой атома азота общую для
азота и водорода электронный пару новую связь.
Электрон водорода остается у атома хлора, превращая его в
ион С1 :

47. Параметры связи (энергия, длина, полярность и направленность)

48. Основные характеристики химической связи

• энергия связи (прочность связи)
• длина связи
• полярность связи
• поляризуемость связи
• направленность (валентный угол)
• насыщаемость

49. Длина и энергия связи

Длина связи ( l ) – среднее равновесное расстояние
между ядрами химически связанных атомов в молекуле.
Энергия химической связи (Е) – энергии, необходимая для
разрушения молекулы газообразного вещества на атомы, и
рассчитанная на одну связь.
Служит мерой прочности связи.
ПРИМЕР:
СН4 (г) → С(г) + 4Н(г)
Е =1649 кДж/моль
1649
Ес-н =
= 412 кДж/моль
4
.

50.

Образование связи энергетически
выгодный процесс, в ходе него
выделяется энергия. И наоборот, чтобы
разорвать связь, необходимо затратить
энергию – энергию связи Е, которая
является мерой прочности связи.
Кроме энергии связь характеризуется ещё
и длиной. Рассмотрим процесс
образования связи в молекуле Н2.
При сближении двух атомов водорода
возникают электростатические силы притяжения между ядрами и электронами, а
также силы отталкивания ядер и электронов друг от друга.
Зависимость потенциальной энергии системы Е от расстояния между атомами
водорода R показана на рисунке.

51.

Соотношение между притяжением и отталкиванием меняет-
ся при изменении расстояния R между атомами: на достаточно больших расстояниях преобладают силы притяжения,
а на очень близких силы отталкивания. Минимум на энергетической кривой при R = l и Е = D отвечает наиболее устойчивому межъядерному расстоянию в молекуле Н2, а также показывает выигрыш в энергии такой системы по сравнению с энергией двух изолированных атомов. Другими
словами, глубина минимума (говорят, глубина
потенциальной ямы) и есть энергия связи Е, а величина l,
соответствующая минимуму на кривой, длина связи это
межъядерное расстояние между химически связанными
атомами.

52.

Для двухатомных молекул энергия связи равна вели-
чине энергии диссоциации D молекул на атомы, т.е.
энергии, необходимой для удаления атомов друг от
друга на бесконечное расстояние (выходу их из потенциальной ямы). Так, энергия диссоциации, а, следовательно, и энергия связи в молекуле Н2 составляют 435 кДж/моль, в молекуле фтора F2 она равна 159
кДж/моль. Если атомы связаны кратной связью –
двойной или тройной, то энергия таких связей
больше, чем соответствующих одинарных.
Например, Е-С С- = 348 кДж/моль, Е-С С- = 614
кДж/моль, Е-С С- = 839 кДж/моль.

53.

Образование кратных связей также сокращает длину
связи по сравнению с соответствующей одинарной
связью. Например: l-С С-=1,54 10-10, l-С С-=1,34 10-10, а
l-С С- = 1,20 10-10м (соответственно 1.54, 1.34 и 1,2 А0).
Для многоатомных молекул вида АВn средняя
энергия связи EAB равна 1/n части энергии
диссоциации соединения на атомы:
АВn = А + nВ, EAB=D/n.
например, энергия, поглощаемая в процессе
Н2О = 2Н + О
равна 928 кДж/моль Н2О. Но в молекуле воды обе
связи О Н равноценны, поэтому средняя энергия
связи Ео-н = 928/2 = 464 кДж/моль.

54.

Длины и энергии химических связей
Химическая связь
Энергия связи,
кДж/моль
Длина химической связи,
нм
Ковалентная связь
Н-Н
=С=С=
-С≡СИонная связь
435
600-700
1072
10 – 1000
Межмолекулярное
взаимодействие
0,1 – 10
Водородная связь
4 - 40
0,1 – 0,3
0,3
0,3 – 0,5

55.

56. Полярность молекул

Молекула представляет собой систему из
положительно заряженных ядер и отрицательно
заряженных молекулярных электронных орбиталей.
Если центры тяжести положительных и
отрицательных зарядов совпадают, то такие молекулы
называют неполярными, а вещества, состоящие из
неполярных молекул, называют неполярными
веществами. Примером неполярных могут служить
молекулы, состоящие из атомов одного вида (О2, N2,
H2 т.н. простые вещества), или сложные
многоатомные молекулы с симметричным
распределением электронной плотности: СО2
(О=С=О), СCl4.

57.

Если же центры тяжести зарядов не совпадают: в
одной части молекулы преобладает положительный,
в другой отрицательный заряд, то такие молекулы
называют полярными, а вещества, состоящие из
полярных молекул, называют полярными
веществами. Несовпадение зарядов обусловлено
различной электроотрицательностью атомов,
входящих в состав молекулы и несимметричностью
расположения электронной плотности относительно
ядер. Это молекулы HCl, H2O и т.п.

58.

59.

Из-за смещения зарядов относительно друг друга
полярные молекулы образуют электрические
диполи. Диполь – система одинаковых по величине
и противоположных по знаку зарядов (т.н.
эффективных зарядов + и - в электронейтральной
молекуле. Диполь характеризуется дипольным
моментом – произведением эффективного заряда на
расстояние между зарядами:
l
В системе СИ единицей измерения дипольного момента
является [Кл м], но на практике чаще используют несистемную
размерность Дебай.
Для сложных молекул дипольный момент
равен векторной сумме дипольных
моментов всех связей:

60. Полярные и неполярные молекулы

61.

62.

Вещество
Вода
Ацетон
Аммиак
Этанол
хлороформ
HCl
KCl
NaJ
CO2
Дипольный момент,
D
1.83
2.83
1.41
1.68
1,06
1,03
6,8
4,9
0

63.

Зависимость типа связи от электроотрицательности
взаимодействующих атомов
Соединение
ЭО
ΔЭО
Тип связи
HCl
(H) = 2,2
(Cl) = 3,1
0,9
Ковалентная
полярная
ΔЭО = (0,4 – 2)
PН3
(P) = 2,1
(Н) = 2,2
0,1
Ковалентная
неполярная
ΔЭО < 0,4
CsCl
(Cs) = 0,8
(Cl) = 3,1
2,3
Ионная
ΔЭО > 2

64. Поляризуемость химической связи

– способность химической связи
приобретать дипольный момент (μ инд)
под действием внешнего электрического поля,
обладающего напряженностью Н.
μ инд =α·H
α - поляризуемость;
Н - напряженность электрического поля;
μ инд - приобретенный дипольный момент.
Поляризуемость минимальна у ионов с конфигурацией благородных газов (Li⁺,
Ве²⁺) и максимальна у ионов с 18 внешними электронами (Hg²⁺),
она тем меньше, чем больше заряд иона и меньше его радиус
Чем меньше поляризуемость иона, тем больше его поляризующее действие

65. Влияние поляризации на свойства веществ

При увеличении поляризуемости ионов растет вклад
ковалентной составляющей связи
Поляризация приводит к:
1) уменьшению диссоциации на
ионы;
2) уменьшению растворимости в
воде;
3) уменьшению устойчивости в
отношении распада на атомы;
4) уменьшению температуры
разложения;
5) уменьшению температуры
плавления кристаллов;
6) появлению окраски соединений
(PbI2 – окрашен, СaI2 – бесцветен;
АgCl – белый, AgI – желтый)
Температуры плавления галогенидов, °С
Галог
ен
Элемент подгруппы Iа
Li
Na
K
Rb
Cs
F
849
996
857
795
703
Cl
610
801
776
723
645
Br
550
747
734
692
638
I
469
661
681
656
632
В отсутствии поляризационных явлений
температура плавления увеличивалась бы с
уменьшением радиуса иона

66.

Насыщаемость химической связи
Насыщаемостью называется
способность атомов образовывать определенное количество связей с другими
атомами
Насыщаемость ковалентной связи обусловлена ограниченными валентными
возможностями атомов (от 1 до 6).
Насыщаемость ковалентной связи определяет стехиометрию молекулярных
химических соединений
ИОННАЯ связь является НЕНАСЫЩЕННОЙ
В парах ионных соединений содержатся не только молекулы, но и другие
частицы – ассоциаты (NaCl)2, (NaCl)3, простые и сложные ионы (Na2Cl)+,
(NaCl2)-

67. Направленность связей

В молекулах, состоящих из трёх и более атомов,
химические связи между атомами могут располагаться под
определённым углом друг к другу, т.е. иметь определённую
направленность в пространстве. Направленность связей
обусловлена тем, что валентные р-, d- и f-орбитали атомов
определенным образом ориентированы относительно друг
друга, и при образовании связей углы между ними
сохраняются.
Угол между воображаемыми линиями, проходящими через
ядра химически связанных атомов, называют валентным. Так,
экспериментально установлено, что молекула воды имеет
угловую форму: в ней две химические связи О Н с длиной lОH
= 9,6 10-10м, расположены под углом HOH = 104,5°:

68.

Согласно теории, при синтезе молекулы метана СН4 атом
углерода из основного состояния переходит в возбужденное 6С :
Внешний электронный слой возбужденного атома углерода
содержит один s- и три р- неспаренных электрона, которые дают
четыре связи с четырьмя s-электронами атомов водорода. При
этом следовало ожидать, что три связи С Н, образованные за счет
спаривания трех р- электронов атома углерода с тремя sэлектронами трех атомов водорода (s р- связь), должны бы
отличаться от четвертой, образованной за счёт спаривания sэлектронов углерода и водорода (s s связь), прочностью, длиной и
направленностью. Эксперименты же показали, что все связи в
молекуле метана равноценны и направлены к вершинам тетраэдра
(см. далее).

69.

Эксперименты же показали, что все связи в молекуле метана
равноценны и направлены к вершинам тетраэдра. Л. Полинг объяснил это тем, что при образовании молекулы метана одна s- и
три p- орбитали атома углерода образуют четыре одинаковых
гибридных орбитали, которые взаимодействуют с s-орбиталями
четырех атомов водорода. В результате в молекуле СН4 все
четыре связи направлены к вершинам тетраэдра, образуя между
собой угол в 109°28’ (см. рисунок).

70. Ла́йнус Карл По́линг  (Linus Carl Pauling); (1901 - 1994) — лауреат двух Нобелевских премий: по химии (1954) и премии

Ла́йнус Карл По́линг
(Linus Carl Pauling);
(1901 - 1994) —
лауреат двух Нобелевских
премий: по химии (1954)
и премии мира (1962), а
также Международной
Ленинской премии «За
укрепление мира между
народами» (1970)

71.

В рассмотренном случае говорят: произошла sp3-
гибридизация, образовались sp3-гибридные орбитали, это
означает, что у атома углерода гибридизации подверглись одна
s- и три р- орбитали и образовались четыре одинаковые
гибридные sр3- орбитали.
Гибридизация это процесс взаимодействия электронных
орбиталей атома при образовании химических связей,
приводящий к выравниванию их по форме, размерам и
энергии.
Число гибридных орбиталей равно числу исходных атомных
орбиталей. Гибридные орбитали выгоднее по геометрической
форме, чем s- и р- орбитали, их электронная плотность распределена иначе, что обеспечивает более полное перекрывание с s-орбиталями атомов водорода, чем это было бы у
«чистых» s- и р- орбиталей.

72.

В молекуле метана, а также в других алканах и во всех ор-
ганических молекулах с одинарной связью атомы углерода
находятся в состоянии sр3- гибридизации.
Этот тип гибридизации, а, следовательно, и тетраэдрическое
строение имеют также молекулы соединений кремния: SiH4,
SiCl4. В молекулах воды и аммиака также происходит sр3гибридизация орбиталей атомов кислорода и азота. Однако
если у атома углерода все четыре гибридные sр3-орбитали
заняты общими электронными парами (угол между связями
109 28 ), то у атома азота одна sр3-орбиталь занята
неподеленной электронной парой (угол между связями
108 ), а у атома кислорода ими заняты две sр3-орбитали
(угол между связями 104,5 ).

73.

У атома бора в возбужденном состоянии в
гибридизации участвуют одна 2s- и две 2рорбитали:
В результате образуются три sр2- гибридные орбитали,
расположенные в плоскости под углом 120° друг к другу

74.

75.

Этот вид гибридных орбиталей оказался очень важным для
описания двойных связей в молекулах алкенов. Плоская
молекула этилена 2НС=СН2 построена следующим образом: у
каждого атома углерода одна р-орбиталь (рz) не гибридизована,
а две другие (рx, py) образуют с s-орбиталью три гибридные
орбитали типа sр2.
При образовании молекулы этилена один электрон sр2 от
каждого атома углерода идет на образование -связи между
атомами С С. Два других sр2 электрона связываются -связями
с атомами водорода. Оставшиеся «чистые» орбитали рz (по
одной от каждого атома углерода) образуют -связь,
расположенную с двух сторон плоскости молекулы.

76.

В некоторых соединениях бериллия наблюдается sp-
гибридизация орбиталей возбужденного атома бериллия:
Две гибридные sp- орбитали ориентируются
друг относительно друга под углом 180°
По этой причине, например, молекула хлорида бериллия
ВеС12 имеет линейную форму:

77. Гибридизация в соединениях углерода

78. Гибридизация в соединениях углерода

79.

80.

81.

82.

83.

84. Пример определения валентных углов соединений

В какой из приведенных молекул валентный угол
между химическими связями равен 120o: H2O, CO2 ,
CH4 , BF3 , BeCl2 , NH3 ?
Решение. Значение валентного угла в каждой из этих
молекул определяется типом гибридизации АО
центрального атома. В молекулах H2O, CH4 и NH3
валентные электроны у атомов кислорода, углерода и
азота расположены на sp3-гибридных АО, в молекулах
CO2 и BeCl2 на sp-гибридных АО, а в молекуле BF3 sp2гибридные АО атома бора расположены в
пространстве под углом 120o и образуют плоский
треугольник.

85. Пример определения гибридизации

Какую геометрическую форму имеет молекула
четыреххлористого углерода СС14?
Изобразите перекрывание атомных орбиталей при
образовании данной молекулы. Определите тип
гибридизации атома углерода.

86.

Строение и прочность комплексного соединения
зависят от характера орбиталей, участвующих в
гибридизации.
Так, если в образовании связи участвуют две d-,
одна s- и три р-орбитали (d2sp3 или
sp3d2 гибридизация), то комплекс имеет
октаэдрическое строение.
Если имеет место sp3 или sd3 гибридизация, то
комплексное соединение имеет тетраэдрическое
строение, dsp2- гибридизация приводит к
образованию комплексного соединения, имеющего
структуру плоского квадрата.

87. Образование иона [Ag(NH3)2]+

Ион-комплексообразователь Ag+ получается в результате
отщепления от атома Ag(5s14d105p0) одного 5s-электрона.
В катионе Ag+(5s04d105p0) на внешнем энергетическом
уровне имеются незаполненные орбитали на 5s-, 5рподуровнях и поэтому он может играть роль акцептора
электронных пар:

88.

В молекуле NH3 атом азота имеет неподеленную электронную
пару (2s2) и, следовательно, молекулы аммиака могут быть
донорами электронных пар. При взаимодействии катиона с
молекулами аммиака происходит гибридизация его орбиталей
(5s- и 5р-орбиталей).
В результате получаются две одинаковые по форме spгибридные орбитали.

89. Силы межмолекулярного взаимодействия (силы Ван-дер-Ваальса)

Силы межмолекулярного
взаимодействия (силы Ван-дерВаальса)
Это силы, действующие между молекулами и удерживающие их
вместе. Именно силы межмолекулярного взаимодействия
обуславливают существование конденсированного состояния
вещества (твёрдого или жидкого). Не будь их – все вещества
мгновенно превратились бы в газ.
Межмолекулярные силы называют вандерваальсовыми или
физическими силами. В отличие от химического
взаимодействия атомов в молекулах вандерваальсовы силы не
связаны с перекрыванием электронных орбиталей, они имеют
природу кулоновского притяжения диполей.

90.

91. Силы Ван-дер-Ваальса

Подразделяются на три типа:
диполь-дипольное взаимодействие между
полярными молекулами (ориентационные
силы); взаимодействие диполь индуцированный диполь – (индукционные
силы);
взаимодействие индуцированный диполь индуцированный диполь – (дисперсионные
силы).

92. Ориентационные силы

или силы Кеезома (взаимодействие постоянный
диполь – постоянный диполь). Ориентационные
молекулярные силы – это силы, действующие
между полярными молекулами в результате
взаимодействия их диполей.
Полярными называют молекулы, центры тяжести
положительных и отрицательных зарядов
которых не совпадают друг с другом.

93.

В результате диполь-дипольного взаимодействия молекулы
приобретают определённую ориентацию относительно друг друга.
Тепловое движение молекул стремиться «размыть», разупорядочить
эту ориентацию диполей. Степень преобладания ориентирующего
эффекта диполей над разупорядоченным тепловым движением
впервые удалось рассчитать Кеезому в 1912 г.
Он вывел уравнение для энергии взаимодействия молекул с
дипольными моментами 1 и 2:
2
2 1 22
E
(4 0 ) 2 k T r 6

94.

Здесь r – расстояние между молекулами, 0 –
диэлектрическая проницаемость вакуума.
Важно отметить, что энергия Е обратно
пропорциональна шестой степени r, т.е. она
крайне резко убывает с увеличением расстояния
между молекулами.
Как и следовало ожидать из наших рассуждений,
Е обратно пропорционально температуре.

95. Индукционные силы или силы Дебая

Индукционные силы или силы Дебая (взаимодействие постоянный диполь - индуцированный диполь).
Присутствие полярной молекулы вблизи другой
молекулы (которая сама может быть полярной или
неполярной) оказывает на вторую молекулу
поляризующее действие. Индуцированный диполь
может затем взаимодействовать с дипольным
моментом первой молекулы, и обе молекулы
становятся связанными друг с другом.

96.

Величина эффекта зависит как от величины
постоянного дипольного момента полярной
молекулы 1, так и от поляризуемости второй
молекулы.
Индуцированный дипольный момент ( 2 = Е),
Е напряженность электрического поля,
создаваемого постоянным диполем).
Выражение для средней энергии
взаимодействия двух молекул получил в 1920 г.
Дебай:
2 12
E
16 2 0 r 6

97. Дисперсионные силы или силы Лондона

Дисперсионные силы или силы Лондона
(взаимодействие индуцированный диполь индуцированный диполь). Рассмотрим две
неполярные молекулы, находящиеся друг от друга на
расстоянии r. Хотя они не обладают постоянными
дипольными моментами, их электронные облака
флуктуируют, и их можно рассматривать как
частицы, имеющие мгновенный дипольный момент,
который постоянно меняет свою величину и
направление.

98.

Полный расчет энергии взаимодействия
между двумя индуцированными
диполями, т. е. энергии дисперсионных
сил Еd, достаточно сложен, однако
приемлемым приближением может
служить уравнение Лондона:
3I 1 I 2 1 2
1
Ed
2
6
2
(
I
I
)
16
r
1
2
I1 и I2 - потенциалы ионизации двух молекул

99.

Между неполярными молекулами возможно
только дисперсионное взаимодействие, между
полярными и неполярными молекулами (азот
растворен в воде) – дисперсионное и
индукционное, а между полярными молекулами
– все три составляющие вандерваальсовых сил:
ориентационные, индукционные и
дисперсионные взаимодействия. В последнем
случае общая энергия притяжения между
молекулами дается суммой всех рассмотренных
энергий:
Епр = Е + Еd +E

100.

Все три энергии изменяются обратно
пропорционально r6, и в этом состоит причина
того, что энергию межмолекулярного
притяжения обычно записывают в форме:
Сe
Eпр 6
r
Здесь Се некоторый коэффициент, зависящий
от природы молекул.

101.

При сближении молекул друг с другом, наряду с силами
притяжения начинают действовать и силы ядерного и
электронного отталкивания. Энергия отталкивания
очень резко возрастают с уменьшением расстояния.
Найдено, что очень хорошим приближением для описания зависимости суммарной энергии E = Епр + Еотт от
расстояния между молекулами является уравнение:
C n Ce
E n 6
r
r
Когда n = 12, говорят о потенциале Леннарда-Джонса.

102. Потенциал Леннарда-Джонса

103. Водородные связи

В случае веществ,
содержащих группы –ОН, SH и т.п., между молекулами,
помимо упомянутых
вандерваальсовых
взаимодействий, действуют и
водородные связи. По
энергии водородные связи
занимают среднее положение
между химическими и
физическими связями.