Добавить материал и получить бесплатное свидетельство о публикации в СМИ
Эл. №ФС77-60625 от 20.01.2015
Свидетельство о публикации

Автоматическая выдача свидетельства о публикации в официальном СМИ сразу после добавления материала на сайт - Бесплатно

Добавить свой материал

За каждый опубликованный материал Вы получите бесплатное свидетельство о публикации от проекта «Инфоурок»

(Свидетельство о регистрации СМИ: Эл №ФС77-60625 от 20.01.2015)

Инфоурок / Химия / Конспекты / Лекция по курсу "Химия" на тему: "Химическая связь и строение молекул"
ВНИМАНИЮ ВСЕХ УЧИТЕЛЕЙ: согласно Федеральному закону № 313-ФЗ все педагоги должны пройти обучение навыкам оказания первой помощи.

Дистанционный курс "Оказание первой помощи детям и взрослым" от проекта "Инфоурок" даёт Вам возможность привести свои знания в соответствие с требованиями закона и получить удостоверение о повышении квалификации установленного образца (180 часов). Начало обучения новой группы: 28 июня.

Подать заявку на курс
  • Химия

Лекция по курсу "Химия" на тему: "Химическая связь и строение молекул"

библиотека
материалов


доц. Гарибян Ирина Ивановна



Лекция 3

Тема: «ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ»

План:


Теория химического строения А.М.Бутлерова

2.

Общее представление о химической связи

3.

Типы химической связи: ионная, ковалентная, металлическая, межмолекулярное взаимодействие, электростатическое взаимодействие молекул (ориентационное, индукционное, дисперсионное), донорно- акцепторное взаимодействие молекул, водородная связь



Крупным шагом в развитии представлений о строении молекул явилась теория химического строения, выдвинутая в 1861 г. выдающимся химиком А.М.Бутлеровым.

Основные положения:

1. Атомы в молекулах соединены друг с другом в определённой последовательности. Изменение этой последовательности приводит к образованию нового вещества с новыми свойствами.

2. Соединение атомов происходит в соответствии с их валентностью.

3. Свойства веществ зависят не только от того, какие атомы и в каком количестве они входят в состав молекулы, но и от их химического строения, т.е. от порядка соединения атомов в молекулах и характера их взаимного влияния.

Из теории Бутлерова вытекает возможность изображать строение молекул в виде структурных формул, в которых указана последовательность соединения атомов друг с другом, а каждая чёрточка, соединяющая атомы, обозначает валентности.

Например,

НCl CO2 A2O3

Н - Cl O = C = O O = Al – O – Al = O

соляная кислота оксид углерода (IV) оксид алюминия




H2SO4 H3PO4


hello_html_m43756e14.pnghello_html_7ef96540.png


серная кислота ортофосфорная кислота


Учение о химической связи – центральная проблема современной химии. Без знания природы взаимодействия атомов в веществе нельзя понять причины многообразия химических соединений, представить механизм их образования, их состав, строение и реакционную способность.

Химическая связь взаимодействие атомов, приводящее к образованию молекул, ионов, радикалов, кристаллов.

Чем прочнее химическая связь, тем больше энергии нужно затратить для её разрыва.

В зависимости от характера распределения валентных электронов в веществе основными типами химических связей, отличающихся друг от друга электронным строением и механизмом взаимодействия связываемых атомов, являются ковалентная и ионная связи. Тип связи в значительной степени определяется разностью электроотрицательностей элементов, участвующих в ее образовании:

ЭО = ЭО(A) – ЭО (B),

где ЭО(A) и ЭО(B) - электроотрицательности атомов А и В.

Основные типы химических связей:

Ионная связь - образуется при взаимодействии атомов элементов, электроотрицательность которых резко отличается.

При этом происходит переход электронов от атома с меньшей электроотрицательностью к атомам с большей электроотрицательностью. Ионная связь образуется между атомами, имеющими разность ∆ЭО > 1,7;

В качестве примера рассмотрим схему образования молекулы фторида натрия. Атомы натрия и фтора, из которых образовалось это соединение, резко отличаются по электроотрицательности: для атома натрия она равна 0,9, для атома фтора она равна 4,0, её разность равна:

ΔЭО = 4,0 (F) - 0,9 (Na) = 3,1

Как видно из электронных формул:

+11Na 1s22s22p63s1 +9F 1s22s22p5

атомы этих элементов с незавершёнными внешними энергетическими уровнями.

+ -

Na0 + F0 ® NaF ) ) ) + ) )

атом атом молекула 2 8 1 2 7


Последний электрон в атоме натрия связан не очень сильно. С другой стороны, атом фтора имеет на последнем слое семь электронов и до завершения внешнего слоя ему легче присоединить один электрон. Действительно, если атом натрия и атом фтора близко подходят друг к другу, то последний электрон натрия может перейти к атому фтора, в результате чего образуется молекула фторида натрия, состоящая из положительного иона натрия и отрицательного иона фтора, испытывающих притяжение друг к другу.

hello_html_m6e471db4.png

Атомы, которые полностью отдают свои валентные электроны, превращаются в положительно заряженные ионы - катионы, а которые приобретают – в отрицательно заряженные ионы - анионы. Отсюда вытекает, что ионная связь осуществляется в результате электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов.

Ионные соединения образуют атомы элементов главных подгрупп I и II групп с элементами главных подгрупп VI, VII групп, т.е. она характерна между атомами металлов и неметаллов, при этом электроны перемещаются из внешнего слоя металлов во внешний слой неметаллов. Например, CsF, NaBr, K2O, Li3N, BaCI2 .

• Химическая связь, образованная за счёт общей электронной пары двух атомов, называется ковалентной связью.

Электроны образуют пары при условии, если они имеют противоположные спины. Спаривание электронов с противоположными спинами связано с тем, что в пространство, занимаемое «облаком» одного электрона, проникает «облако» другого электрона. В результате перекрывания в пространстве между ядрами соединяющихся атомов возникает область повышенной электронной плотности, а это приводит к сближению ядер и установлению связи между атомами.

Различают две разновидности ковалентной связи:

а) в случае неполярной ковалентной связи электронное облако, образованное общей электронной парой электронов, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. ЭО обоих атомов практически одинакова (0,4 >ΔЭО = 0).

Пример: двухатомные молекулы – Н2 (H - H), СI2 (Cl - Cl), O2, N2.





Н2 Cl2

hello_html_m5b64bf2e.pnghello_html_m44b529a8.png

В данном случае ковалентная связь между атомами образуется при перекрывании атомных орбиталей, например 1s-орбиталей при образовании связи H−H, 2p-орбиталей при образовании связи ClCl.

б) в случае полярной ковалентной связи – электронное облако связи смещено в сторону более электроотрицательного атома.

Например, образование молекулы хлороводорода HCI можно представить схемой:

hello_html_m418ce24b.gifH Cl

hello_html_m5743d001.png

Здесь ковалентная связь образуется при перекрывании атомных орбиталей: 1s-орбитали атома H и 3p-орбитали атома Cl. Общая электронная пара смещена в сторону атома хлора.

Химическая связь тем полярнее и прочнее, чем больше различие в значениях по абсолютной величине относительных электроотрицательностей атомов, между которыми она образована..

В металлах связь металлическая.

С точки зрения строения атома, большинство металлов характеризуются небольшим числом электронов на внешнем энергетическом уровне, т.е. число вакантных орбиталей в них значительно больше числа вакантных электронов. Все металлы в твёрдом состоянии имеют металлическую кристаллическую решётку. При её образовании атомы начинают перекрываться. Валентный электрон может при этом относительно свободно перемещаться с орбитали своего атома на свободную, и близкую по энергии, орбиталь соседних атомов. Потеряв электрон, исходный атом превращается в катион.

Связь в металлах и сплавах, обусловленная взаимодействием относительно свободных электронов с катионами в узлах кристаллической решётки, называют металлической

Металлическая связь характерна для металлов, как в твёрдом (AI), так и в жидком состоянии (Hg). Особый тип связи в металлах и сплавах определяет все их общие физические свойства: электропроводность, теплопроводность, пластичность, металлический блеск. Все металлы являются электрическими проводниками первого рода, т.е. обладают электронной проводимостью. Их электропроводность с увеличением температуры уменьшается, так как в результате тепловых колебаний атомов в узлах кристаллической решетки сопротивление направленному движению электронов возрастает.

Металлы обладают пластичностью, т.е. способны без разрушения изменять свою форму под действием силы. Многие из них имеют высокие температуры плавления и кипения.

Водородная связь возникает между атомом водорода и сильно электроотрицательными элементами (например, фтором, кислородом или азотом) другой молекулы (Н2О, НF).

Водородные связи характерны для таких веществ, как вода H2O, аммиак NH3, фтороводород HF. В качестве примера рассмотрим образование водородной связи между двумя молекулами воды. Связи О—Н в Н2О имеют заметный полярный характер с избытком отрицательного заряда δ- - на атоме кислорода. Атом водорода, наоборот, приобретает небольшой положительный заряд δ+ и может взаимодействовать с неподелёнными парами электронов атома кислорода соседней молекулы воды. Схематически водородную связь обозначают точками.

hello_html_493cb68e.png

Атом водорода, связанный с сильно электроотрицательным элементом (азотом, кислородом, фтором и др.), испытывает недостаток электронов и поэтому способен взаимодействовать с неподелённой парой электронов другого электроотрицательного атома этой же или другой молекулы. Или, например, молекула HF:

hello_html_4a685b6e.png


Это примеры образования межмолекулярных водородных связей. Водородные связи малоустойчивы и разрываются довольно легко, их наличием объясняются более высокие температура кипения и температура плавления веществ (в HF, H2O и NH3 есть водородная связь, а в HCI и H2S её нет). Водородная связь характерна для многих органических соединений (фенолов, карбоновых кислот, белков, нуклеиновых кислот и др.).

Донорно – акцепторное взаимодействие молекул. Если одна из молекул имеет неподелённые пары электронов (донор), а другая – свободные орбитали (акцептор), то между ними возможно донорно – акцепторное взаимодействие.

Рассмотрим образование химической связи по донорно – акцепторному механизму при взаимодействии молекулы аммиака с ионом водорода молекулы хлороводорода. Так, аммиак, соединяясь с хлороводородом, образует хлорид аммония: NH3 + HCI = NH4CI

Атом азота имеет на внешнем энергетическом уровне пять электронов 2s22p3 , два спаренных и три неспаренных электрона:

2s2 2p3

hello_html_m67092e04.gifhello_html_550cfc60.gif

7N ­¯ ­ ­ ­


Из электронной структуры молекулы аммиака видно, что у атома азота остаётся одна пара электронов (2s2), не участвующая в образовании химической связи. Это так называемая неподелённая пара электронов. За счёт этой пары появляется возможность образования новой химической связи между атомом азота в молекуле аммиака и иона водорода, у которого 1s- орбиталь свободна. Схема образхования иона аммония NH4+


hello_html_463fd356.png

Атом азота молекулы аммиака является донором, а ион водорода – акцептором.

  Этот тип связи имеет место в комплексных соединениях.


Контрольные вопросы:




Подайте заявку сейчас на любой интересующий Вас курс переподготовки, чтобы получить диплом со скидкой 50% уже осенью 2017 года.


Выберите специальность, которую Вы хотите получить:

Обучение проходит дистанционно на сайте проекта "Инфоурок".
По итогам обучения слушателям выдаются печатные дипломы установленного образца.

ПЕРЕЙТИ В КАТАЛОГ КУРСОВ

Автор
Дата добавления 26.09.2016
Раздел Химия
Подраздел Конспекты
Просмотров170
Номер материала ДБ-213601
Получить свидетельство о публикации
Похожие материалы

Включите уведомления прямо сейчас и мы сразу сообщим Вам о важных новостях. Не волнуйтесь, мы будем отправлять только самое главное.
Специальное предложение
Вверх