close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

Лекция 3. Химическая связь

код для вставкиСкачать
Лекция 3.
Химическая связь
Лектор
Мамонтов Виктор Васильевич
Лондон и Гайтлер (1927), используя
уравнение Шредингера, провели расчет
молекулы водорода. Они рассчитали
изменение потенциальной энергии двух
атомов Н по мере их сближения.
Е, эВ
2
↑↑
0,74
+
+
R, Å
↑↓
0,74 Å
3
Есв (Н2) = 432,1 кДж/моль
Выводы:
1. Причина соединения атомов в молекулу –
электрическое взаимодействие между
ядрами и движущимися электронами.
2. Валентные связи между атомами
осуществляются неспаренными
электронами.
3. Если для распаривания электронов
требуется энергии меньше, чем та которая
выделяется при образовании хим. связи, то
это энергетически выгодно.
1. Метод валентных связей.
Ковалентная связь
Для объяснения хим. связи применяется
два метода – МВС и ММО.
По методу ВС хим. связь образуется по
двум механизмам:
1. Обменный механизм - при образовании
хим. связи учитывают только неспаренные
электроны.
2. Донорно-акцепторный механизм –
учитывают свободные орбитали одного
атома и электронную пару другого.
Обменный механизм – это когда в
образовании электронной пары участвуют по
одному электрону от каждого атома.
Особенность обменного механизма – понятия
насыщаемости и направленности хим. связи.
Донорно-акцепторный механизм (NH4+).
Донор – атом, отдающий электронную пару
(N).
Акцептор – атом, предоставляющий
вакантную орбиталь (Н).
За счет Д-А мех-ма увеличиваются валентные
возможности атомов (В (N) = 4).
Хим. связь осуществляемая электронными
парами называется ковалентной.
2. Параметры ковалентной связи
Учение о хим. связи рассматривает:
механизмы образования связи, строение
молекул, прочность связи и способность
веществ вступать в химические реакции.
Основные характеристики хим. связи
определяются строением и св-вами
атомов: валентными орбиталями,
атомными радиусами, потенциалом
ионизации, сродством к электрону,
поляризуемостью и поляризующей
способностью атомов.
Энергия связи – энергия которая выделяется
при образовании молекулы из одиночных
атомов.
Процесс
Есв, кДж/моль
O + O = O2
Cl + Cl = Cl2
N + N = N2
493,8
239,2
940,5
Энергия связи = энергии разрыва связи
В среднем Есв = 250-300кДж/моль
Кратность связи – количество электронных
пар, связывающих два атома.
Молекула
Формула
Кратность
связи
Есв,
кДж/моль
ℓсв (С - С),
Å
Этан
Н3С - СН3
Этилен
Н2С = СН2
Ацетилен
НС ≡ СН
1
2
3
412,6
587,3
822,2
1,54
1,34
1,2
При увеличении кратности связи, энергия
связи увеличивается, а длина уменьшается.
Длина связи – расстояние между центрами
атомов.
Типы связи
σ-связь
π-связь
σ-связь прочнее π-связи
N ≡ N (1σ и 2 π-связи)
Полярность связи – смещение общей
электронной пары к одному из атомов.
Характеризуется дипольным моментом
μ = qe·ℓ, где
qe – заряд электрона
ℓ - длина диполя
Единица измерения – Дебай (D):
1D = 0,33·10-30 Кл·м
μ(Н2) = 0 D
+
μ(CO) = 0,11 D
μ(Н2O) = 1,84 D
ℓ
μ(NaCl) = 9 D
В среднем μ = 0,1 - 10 D
Электроотрицательность элементов – способность
атомов притягивать к себе общую электронную пару.
Характеризуется относительной
электроотрицательностью (ОЭО).
Элемент
F
O
S
Mg
Li
Fr
ОЭО
4
3,5
2,5
1,2
1
0,7
Хим. связь, в которой общая электронная пара
смещена к одному из атомов называется полярной.
Соединения с небольшой разницей в ЭО соединены
ковалентной связью, это соединения типа
неМе + неМе
PCl3, NO, H2S – полярная ков. связь
O2, N2, F2 – неполярная ков. связь
3. Ионная химическая связь
При большой разнице в ЭО общая
электронная пара почти целиком смещена к
наиболее ЭО элементу. Такая связь
называется ионной. Это связь типа
Ме + неМе (NaCl, MgS, CsF).
Чисто ионных молекул не существует, даже в
CsF связь на 11% ковалентная.
В ионных кристаллах связь обусловлена
электростатическим взаимодействием + и –
ионов.
Документ
Категория
Презентации по химии
Просмотров
66
Размер файла
610 Кб
Теги
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа