Презентация по химии «Природа химической связи»

Описание презентации по отдельным слайдам:

• 

  1 слайд

  ЛЕКЦИЯ №5.
  
  Природа химической связи. Образование ковалентной связи на примере молекулы водорода. Параметры связи: энергия, длина, валентные углы, прочность, насыщаемость, направленность и др. Полярная и неполярная ковалентная связь.
  

• 

  2 слайд

  Историческая справка:
  Вопросы химической связи, образования молекул из атомов и строения самих молекул давно привлекали к себе внимание ученых. Все многочисленные химические процессы происходят в результате перегруппировок атомов, разрывом старых связей между ними и образованием новых. До открытия атомно-молекулярного учения химическую связь невозможно было понять.
  В начале XIX века Бертолле (1800) предложил гравитационную теорию химической связи, согласно которой взаимодействие частиц обусловлено силами всемирного тяготения. Но при сравнении сил химического сродства и тяготения (при образовании молекулы Н2) показывает, что первые в 1035 степени раз больше гравитационных сил. Одного этого достаточно, чтобы доказать несостоятельность концепции Бертолле. Согласно представлениям Бертолле, тяжелые элементы должны давать более прочные химические соединения по сравнению с легкими элементами. В действительности же опытный материал химии свидетельствует об обратном: легкие элементы образуют друг с другом более прочные химические соединения.
  

• 

  3 слайд

  По электрохимической теории Берцелиуса (1812г) в атомах одних химических элементов превалируют (+) полюсы, а в атомах других (-). Первые представляют собой металлы, а вторые – неметаллы. Химическое взаимодействие металлов и неметаллов объяснялось притяжением разноименных полюсов, т.е. Берцелиус рассматривал образование химических соединений при взаимодействии электроположительных и электроотрицательных элементов. Несостоятельность этой теории очевидна, т.к. существуют электронейтральные атомы и прочные молекулы из одинаковых атомов (N2, O2 и т.д.).
  Впервые понятие о валентности было введено в химию английским химиком Франклендом в 1853 году. Под валентностью, или атомностью, он понимал число атомов другого элемента, соединяющегося с одним атомом данного элемента. Если принять валентность водорода равной единице, то валентности других элементов определяются как число атомов водорода, соединяющиеся с одним атомом рассматриваемого элемента. Франклендом была обнаружена N, P, As и четырехвалентность углерода (вместе с Кольбе).
  

• 

  4 слайд

  В дальнейшем представления о валентности сыграли исключительно важную роль в теории химического строения Бутлерова (1861г). Основные положения этой теории кратко можно сформулировать так;
  1) химическая связь обладает специфической особенностью – насыщаемостью, поэтому валентность элемента выражается числом связей его атома;
  2) единицы химической связи обозначаются черточками.
  Н
  Н
  Н
  С
  Н
  
  Например: СН4.
  

• 

  5 слайд

  атом углерода обладает четырьмя единицами связи (так возникли структурные формулы);
  3) химическая природа вещества зависит от его строения и, наоборот, определенному строению отвечает определенная совокупность свойств;
  4) все атомы, входящие в молекулу, связанные друг с другом взаимно влияют друг на друга. Однако, сущность природы химической связи оставалась нераскрытой.
  Итак, валентонсть отражает форму химического взаимодействия элементов, а химическая связь – его содержание.
  Теория химического строения ввела в науку представление о взаимном влиянии атомов в молекулах. Оказалось, что в молекуле взаимодействуют не только непосредственно связанные атомы, но имеет место взаимное влияние всех атомов.
  

• 

  6 слайд

  Так, свойства атома водорода существенно меняются в зависимости от того, соединен ли он с атомом Cl в HCl, с O в H2O или с N в NH3, или же его свойства меняются в CH3COOH от того с чем он соединен.
  H
  H
  H
  H
  C
  C
  O
  O
  H+ + CH3COO–
  
  CH3COOH
  Рассказать о структурных формулах. Теория химического строения объяснила явление изомерии. Изомеры – это вещества, обладающие одним и тем же качественным и количественным составом, но разными свойствами. Присуща в основном органическим веществам, хотя известна и среди неорганических соединений (комплексные соединения).
  

• 

  7 слайд

  Пример:
  Необходимой предпосылкой создания теории химической связи было выяснение строения атома. Лишь после того, как стали известны основные черты электронной структуры атомов, появилась возможность для разработки такой теории. В 1916 году Льюис американский физик – химик высказал предположение, что химическая связь возникает путем образования электронной пары, одновременно принадлежащей двум атомам. Эта теория была основой ковалентной связи. В этом же 1916 г. Коссель немецкий ученый предположил, что при взаимодействии двух атомов один их них отдает, а другой принимает электроны, при этом первый атом заряжается (+), а второй (-).
  Дальнейшее развитие этой теории привело к созданию современных представлений ионной связи.
  Обычно различают пять типов химической связи: ионную, ковалентную (полярную и неполярную), металлическую, связь обусловленную силами Ван–дер–Ваальса и водородную. Три первых очень прочны.
  

• 

  8 слайд

  Ковалентная связь
  Для объяснения ковалентной связи необходим квантово – механический подход, т.е. требуется решение волнового уравнения Шредингера. Точное решение волнового уравнения возможно только для одноэлектронной системы, для многоэлектронных систем получают приближенные значения.
  Впервые подобный приближенный расчет был сделан в 1927 году Гейтлером и Лондоном для молекулы водорода. Эти авторы рассмотрели сначала систему из двух атомов водорода, находящихся на большом расстоянии друг от друга. При этом условии можно учитывать только силы взаимодействия электрона со своим ядром. Оказалось возможным выразить зависимость волновой функции рассматриваемой системы от координат и, тем самым, определить плотность общего электронного облака в любой точке пространства. Они получили уравнения, позволяющие найти зависимость потенциальной энергии Е системы, состоящей из двух атомов водорода, от расстояния r между ядрами этих атомов.
  

• 

  9 слайд

  При совпадающем направлении спинов сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы. В этом случае для сближения атомов требуется затрата энергии, химическая связь не возникает (а), (см. рис.). При противоположно направленных спинах сближение атомов до некоторого расстояния ro сопровождается уменьшением энергии системы. При r=ro система обладает наименьшей потенциальной энергией, т.е. находится в наиболее устойчивом состоянии; а уже дальнейшее сближение приводит к возрастанию энергии (см. рис. б).
  Е0
  min Е
  Е
  r
  б
  а
  r0
  

• 

  10 слайд

  r
  ro
  
  Это означает, что при противоположно направленных спинах атомных электронов образуется молекула Н2 – устойчивая система их двух атомов водорода, находящихся на определенном r друг от друга.
  Образование химической связи осуществляется за счет взаимопроникновения («перекрывания») электронных облаков, происходящего при сближении атомов.
  Вследствии такого взаимопроникновения плотность отрицательного электрического заряда в межъядерном пространстве возрастает. (+) заряженные ядра атомов притягиваются к области перекрывания электронных облаков. Это притяжение преобладает над отталкиванием (-) заряженных электронов и образуется устойчивая молекула.
  

• 

  11 слайд

  Таким образом, исследования Гейтлера и Лондона позволяло сделать вывод, что химическая связь в молекуле водорода осуществляется за счет образования пары электронов с противоположно направленными спинами, принадлежащей обоим атомам.
  Процесс «спаривания» электронов можно изобразить следующей схемой:
  Н
  Н
  +
  
  Н2
  Волнистые линии показывают, что в молекуле водорода каждый электрон занимает место в квантовой ячейке обоих атомов, т.е. движется в силовом поле, образованном двумя силовыми центрами – ядрами атомов водорода.
  

• 

  12 слайд

  Такая двухэлектронная двухцентровая связь называется ковалентной. Теория, разработанная на этой основе, получила название метода валентных связей. (ВС)
  В основе метода ВС лежат следующие положения:
  1) ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.
  2) Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака.
  

• 

  13 слайд

  0,74 А
  1,06 А
  Н
  Н
  Схема:
  
  
  Н• + •Н Н Н
  N
  N
  Точками обозначается электрон.
  
  
  N• + N• N N
  

• 

  14 слайд

  Образуется в молекуле азота тройная связь. Число общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами называется ковалентностью элемента. У N2=3; y H2=2; y O2=2; y CH4 и CO2 = 4.
  Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента как, например, молекулы H2, N2, Cl2 и т.д., то каждое электронное облако, образованное общей парой электронов и осуществляющее ковалентную связь, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. В подобном случае ковалентная связь называется неполярной или голиополярной. Если же молекула состоит из двух атомов разных элементов, то общее электронное облако смещено в сторону одного из атомов, так что возникает асимметрия в распределении заряда. В таких случаях говорят о полярной или гетерогенной связи.
  

• 

  15 слайд

  Для оценки способности атома оттягивать к себе общую электронную пару пользуются величиной электроотрицательности. Чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее он притягивает общую электронную пару, т.е. общее электронное облако смещается к более электроотрицательному элементу.
  Cl
  Н
  2,1
  3,0
  Cl притягивает к себе общую электронную пару.
  

• 

  16 слайд

  Следовательно, HCl является полярной молекулой, т.е. Cl приобретает избыточный отрицательный заряд, а водород избыточный положительный заряд. Такие системы называются электрическими диполями. Напряженность этого поля пропорциональна дипольному моменту μ, представляющему произведение абсолютного значения заряда (электрона)? q на расстояние l между центрами (+) и (-) зарядов в молекуле.
  Дипольный момент служит мерой количественной полярности молекулы. Измеряется в дебаях Д.
  Например: ДHCl=1,04; ДHBr=0,79; ДHJ=0,3Д.
  

• 

  17 слайд

  Образование ковалентной связи
  Е
  2s2
  2p3
  1s2
  Ковалентная связь образуется за счет общей электронной пары.
  
  
  В невозбужденном атоме азота имеются 3 неспаренных электрона:
  Следовательно, за счет неспаренных электронов атом азота образует 3 ковалентные связи. Это и происходит в молекуле N2 и NH3. Ковалентность здесь = 3.
  

• 

  18 слайд

  Е
  2s2
  2p2
  Однако число ковалентных связей м.б. больше числа неспаренных электронов.
  
  Например:
  За счет неспаренных электронов углерод образует две ковалентные связи. Но для углерода характерны связи, где имеются 4 ковалентные связи. Это оказывается возможным, если один электрон в форме S перевести на р-подуровень.
  

• 

  19 слайд

  Такой процесс возбуждения, сопровождающийся «распариванием» электронов м.б. представлен следующей схемой:
  Е
  2s2
  2p2
  С
  Е
  2s1
  2p3
  С*
  Теперь во внешнем электронном слое находятся 4 неспаренных электрона. Отсюда, возбужденный атом может участвовать в образовании 4 ковалентных связей.
  

• 

  20 слайд

  Переход спаренного электрона на другой уровень (например, со 2го на 3ий) связан с затратой очень большой энергии, которая не покрывается энергией, выделяющейся при образовании новых связей.
  Поэтому у кислорода ковалентность всегда = 2, а Fфтора=1.
  Е
  2s2
  2p4
  1s2
  O 2)6)
  Е
  2s2
  2p5
  1s2
  F 2)7)
  

• 

  21 слайд

  
  Атомы третьего периода и др. имеют во внешнем слое d-подуровень, на который при возбуждении могут переходить s и p – электроны внешнего слоя.
  Е
  3s2
  3p5
  3d
  HCl
  17Cl 2)8)7)
  При возбуждении у него может быть 3,5,7 неспаренных электронов.
  

• 

  22 слайд

• 

  23 слайд

  Отсюда соединения хлора: HClO2 – хлористая кислота, HСlO3 – хлорноватая кислота, HСlO4 – хлорная кислота.
  
  
  II. Во многих случаях ковалентная связь возникает и за счет спаренных электронов, например, NH3.
  Е
  2s2
  2p3
  N 2)5)
  Е
  1s1
  H 1)
  N
  
  
  
  Н
  Н
  Н
  из восьми электронов шесть образуют 3 ковалентные связи и являются общими для N и H.
  

• 

  24 слайд

  
  Но 2 электрона принадлежат только азоту и образуют неподеленную электронную пару. Такая пара тоже может участвовать в образовании ковалентной связи с другим атомом, если во внешнем электронном слое у него есть свободная орбиталь. Например: у иона Н.
  H+
  1s
  
  
  
  
  NН4+
  
  Поэтому при взаимодействии NH3 + H+ образуется ковалентная связь и неподеленная пара становится общей.
  

• 

  25 слайд

  Общая пара электронов принадлежащая одному атому называется донорной, а свободная орбиталь другого атома (акцептором). Такой способ образования связи называется донорно-акцепторным.
  

• 

  26 слайд

  Насыщаемость
  
  Максимальная ковалентность у элементов 2го периода равна 4, т.к. на внешнем энергетическом уровне у них находятся 4 орбитали (s и p) и может разместиться максимум 8 электронов 2s2 2p6 (2+6=8) 8:2=4.
  Атомы элементов 3го периода и т.д. имеют и d-орбитали и ковалентность может = 9; 3s23p63d10 (2+6+10=18); 18:2=9.
  Способность атомов участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей называется насыщаемостью.
  

• 

  27 слайд

  Направленность
  
  Свойства молекулы, её способность вступать в химическое взаимодействие с другими молекулами (реакционная способность) зависят не только от прочности химических связей в молекуле, но в значительной мере и от её пространственного строения. Этот раздел химии называется стереохимией.
  Образование ковалентной связи осуществляется за счет перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов. При этом область перекрывания располагается в определенном направлении к атомам. Иначе говоря обладает направленностью.
  

• 

  28 слайд

  Например, молекула водорода.
  
  Перекрывание атомных s- орбиталей происходит вблизи прямой, соединяющей ядра атомов Н, т.е. оси. Такая связь называется сигма связью – σ связь.
  В образовании σ связи могут принимать участие и р-электроны. Например: HF
  

• 

  29 слайд

• 

  30 слайд

  Валентные углы
  
  Е
  2s2
  2p4
  1s2
  O 2)6)
  Е
  1s1
  Н 1)
  
  Представление о направленности ковалентных связей позволяет объяснить взаимное расположение атомов в многоатомных молекулах. Например, при образовании воды Н2О электронные облака двух атомов водорода (s) в форме шара перекрываются с двумя неспаренными р-электронами.
  

• 

  31 слайд

  p
  p
  s
  s
  Поскольку р-электроны ориентированы во взаимно перпендикулярных направлениях, то молекула Н2О имеет угловое строение, угол между связи д.б. 90˚. См. также молекулу NH3. Она построена в форме пирамиды. Углы между связями или как их называют валентные углы = не 90˚; в молекуле воды угол НОН=104,5˚, а в аммиаке HNH=107,3˚, т.е. тому состоянию молекулы, которому соответствуют наименьшая потенциальная энергия, и образуется более прочная ковалентная связь.
  

• 

  32 слайд

  Длина связи
  Длинной связи d называют расстояние между центрами атомов, образующих данную связь. Экспериментальные методы позволили найти точную длину связей. Они имеют величину порядка 100 пм.
  Например:
  Н = 74 пм;
  N2 = 110 пм;
  О2 = 121 пм;
  (С – С) = 154-158 пм;
  (С = С) ≈ 134 пм;
  (С ≡ С) ≈ 120 пм.
  Определяют длину рентгеноструктурно и спектрально. Длина связи увеличивается с возрастанием атомного номера. При переходе от газов к кристаллам наблюдается увеличение длины связи, которое сопровождается её упрочнением. Длина связи позволяет также оценить жесткость связи, т.е. её сопротивляемость внешним воздействиям, вызывающем её длины.
  

• 

  33 слайд

  Энергия связи
  Мерой прочности связи является энергия связи. Её величина определяется работой, необходимой для разрушения связи, или выигрышем в энергии при образовании вещества из отдельных атомов. например, энергия связи Н-Н в молекуле Н2 = 435 кДж/моль (104 ккал/моль), это значит, что при образовании 1 моля Н2 выделяется 435 кДж (104 ккал).
  Н + Н = Н2 + 435 кДж/моль (104 ккал/моль)
  Аналогичным путем можно оценить энергию химической связи и для других двухатомных молекул.
  из свободных атомов:
  из простых веществ:
  

• 

  34 слайд

  Эти данные позволяют оценить прочность связи:
  С – С (85 ккал);
  С = С (145 ккал);
  С ≡ С (198 ккал).
  Таким образом параметры связи – это энергия, длина, валентные углы, прочность, насыщаемость, направленность.