Лекции по химии - файл n6.doc

Лекции по химии
скачать (2423.1 kb.)
Доступные файлы (16):
n1.doc85kb.04.12.2007 19:30скачать
n2.doc40kb.04.12.2007 19:30скачать
n3.doc267kb.04.12.2007 19:30скачать
n4.doc43kb.04.12.2007 19:30скачать
n5.doc190kb.04.12.2007 19:30скачать
n6.doc1380kb.04.12.2007 19:30скачать
n7.doc429kb.04.12.2007 19:30скачать
n8.doc387kb.04.12.2007 19:30скачать
n9.doc513kb.04.12.2007 19:30скачать
n10.doc416kb.04.12.2007 19:30скачать
n11.doc171kb.04.12.2007 19:30скачать
n12.doc498kb.04.12.2007 19:30скачать
n13.doc559kb.04.12.2007 19:30скачать
n14.doc306kb.04.12.2007 19:30скачать
n15.doc247kb.04.12.2007 19:30скачать
n16.doc489kb.04.12.2007 19:30скачать

n6.doc





Химическая связь - различные виды взаимодействий между электронами и ядрами, приводящие к соединению атомов в новые устойчивые структуры: молекулы, ионы, радикалы, кристаллические и другие вещества





Условия образования химической связи:




_s1093_s1093


-


_s1050







_s1055_s1055

_s1055_s1055
_s1055
В основе классификации типов лежит разное распределение электронной плотности между ядрами


ПРАВИЛО ОКТЕТА

При образовании химической связи атомы приобретают такую же электронную конфигурацию, как у благородных газов (кроме Не) – на внешней оболочке восемь электронов (октет)


_s1064
_s1064

Количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи и характеризующее ее прочность.

Молекула СН4 Есв = 1640 : 4 = 410 кДж/моль

Чем больше энергия химической связи, тем устойчивее молекулы


_s1064


Межъядерное расстояние взаимодействующих атомов.

Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания.



_s1064


Количество связей между взаимодействующими атомами



молекула


связь

Есв, кДж /моль

lсв, нм

вывод

F2

F – F

159,0

0,142

Чем меньше lсв, тем больше Есв и устойчивее молекула

H2

H – H

436,0

0,074

О2

О  О

498,7

0,120

Чем выше кратность связи, тем больше Есв и устойчивее молекула

N2

N  N

945,6

0,109



Связь


ЕСВ

кДж/

моль

lСВ

нм





Связь


ЕСВ

кДж/моль

lСВ

нм

H-F
H-Cl
H-Br

H-I

H-H

H-S

536
432
360

299

436

380

0.092
0.128
0.142

0.162

0.074

0.134




C-C
C=C
O=O

-CC-

CO

NN

348
614
495

839

1040

940

0.154
0.134
0.121

0.120

0.113

0.110



_s1064


Угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов



В молекуле Н2О длина связи Н-О равна 0,096 нм, угол связи Н-О-Н – 104,5, а энергия связи Есв = 464 кДж/моль.





«Ковалентная» - совместно действующая

Химическая связь, образованная в результате обобществления валентных электронов в области связывания (между ядрами атомов)




Существует несколько квантово-механических подходов к описанию ковалентной связи: метод валентных связей (ВС), метод молекулярных орбиталей (МО )и др..
_s1064

_s1093







Зависимость энергии системы из 2-х атомов водорода с антипараллельными (1) и параллельными (2) спинами

Е – энергия связи

Из уравнения Шредингера  Есист = f (r ), где r- расстояния между ядрами атомов водорода.

(кривая 1):

• При сближении двух атомов электроны с антипараллельными спинами притягиваются одновременно двумя протонами - Fпритяжения

• Два электрона отталкиваются друг от друга, то же наблюдается и для двух протонов - Fотталкивания

Fпритяжения Fотталкивания Есист - уменьшается

При некотором расстоянии между ядрами (r = lсв)  Есист= min - система наиболее устойчива химическая связь Н2
(кривая 2):

При сближении атомов, у электронов которых спины параллельны  Fпритяжения Fотталкивания Есист - возрастает




_s1064


◄ химическая связь - результат перекрывания АО с образованием связывающих электронных пар (обобществление двух электронов);
◄ химическая связь образуется только при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами (по принципу Паули);
◄ связь направлена в сторону максимального перекрывания АО реагирующих атомов.
◄ характеристики химической связи (энергия, длина, полярность и др.) определяются типом перекрывания АО;


_s1050


_s1055


_s1055

_s1055

Обменный механизм - каждый из двух связываемых атомов выделяет для обобществленной пары по одному неспаренному электрону.

Донорно-акцепторный механизм - образование общей электронной пары за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома (акцептора).

Ион аммония NН4+ (NН3 + Н+ 4+)


Дативные связиобразуются, когда АО, могут выступать одновременно в роли и донора и акцептора неподеленных пар электронов.


Образование молекулы Cl2

Энергия связи в молекуле Сl2 ( 243 кДж/моль) выше, чем в молекуле F2 (159 кДж/моль), несмотря на большую длину связи.
_s1050


_s1055_s1055
_s1064


_s1055
_s1064

Молекула NaI

3s -АО атома Na перекрываются с 5p – АО атома иода, имеющими по одному неспаренному электрону:




s-p - сперекрывание

Механизм образования связи - обменный.

Валентный угол 180о, структура молекулы - линейная


связь, находящаяся на воображаемой линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов

Связь называется - - связь:
Молекула оксида углерода (II) СО



Между атомами углерода и кислорода образуются 3 связи:

две по обменному механизму и

одна по донорно-акцепторному механизму:

«O» - донор, «C»- акцептор.

3 ковалентные связи образуются за счет перекрывания 3-х р-АО каждого атома.

Структура молекулылинейная.


Одна связь - связь, а две другие - -связи:


связь, при которой перекрывание АО находится под углом к воображаемой линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов



Связь называется - - связь:

Перекрывание АО при образовании -связей меньше (Есв-меньше), чем при -связях, поэтому -связи менее прочные.

Молекула Н2S





структура угловая, валентный угол – 92о

Почему валентный угол в ряду молекул:

H2S (92o), Н2Se (91o) и Н2Те (89о) изменяется?

S, Se и Te - электронные аналоги : S 3s24

Se 4s24p4

Te 5s25p4

Пространственная конфигурация всех молекул – угловая. Причина изменения валентного угла:

увеличение размера атома;

увеличеие расстояния между связывающими

электронными парами;

уменьшение силы отталкивания между ними;

уменьшение валентного угла.

_s1055




полярная связь

Связь образована атомами с различным значением ЭО;

связывающая электронная пара смещена к атому с большим значением ЭО





неполярная связь

связывающая электронная пара равномерно распределена между ядрами взаимодействующих атомов

Связь образована атомами с одинаковым значением ЭО (ЭО = 0): Н2, О2 и т.д.








Молекула НСl:

ЭО(Cl) = 3,0 ЭО(Н) = 2,1

 связывающая электронная пара смещена в сторону Cl:  эффективный отрицательный заряд (-q) у атома Cl

эффективный положительный заряд (+q) у атома Н

электрический диполь.

д
расстояние между центрами тяжести эффективных зарядов (+q и –q)
л и н а диполя
(lД) :


электрический момент диполя связи св

(
произведение эффективного заряда q на длину диполя lд связи:

св = qlд. (Клм)

св - векторная величина, направленная от положительного полюса к отрицательному.

количественная мера полярности связи)


св некоторых связей




молекула

ЭО

св10-30,Клм

Вывод

Н – Сl

0,90

1,03

Чем больше ЭО, тем больше св и, следовательно, связь более полярная

Н – Br

0,74

0,78

H  I

0,40

0,38




векторная сумма электрических моментов диполей всех связей и несвязывающих электронных пар в молекуле

Электрический момент

диполя молекулы (м)


Полярность молекулы зависит от ее геометрической структуры.

2-х атомные молекулы  линейная структура  м =св


Если м = св = 0 молекула неполярная

Если м = св 0 молекула полярная




Молекула Н2S

 угловая структура ( 920)

ЭО(Н) = 2,1 и ЭО(S) = 2,5  связь полярная.



м = св 0 молекула в целом полярная.


Молекула SbН3
Sb…5s25p3



Структура – тригональная пирамида

Связь полярная,

т.к. Э.О.0

м = св 0.  молекула в целом полярная

Н 1s1 Н 1s1 Н 1s1


Гибридизация:


смешение АО с разными (но близкими) энергетическими состояниями, вследствие которого возникает такое же число одинаковых по форме и энергии орбиталей, симметрично расположенных в пространстве.



Если у атома в образовании химических связей участвуют разные по типу АО (s-, p-, d- или f-АО), то химические связи формируются электронами не «чистых», а «смешанных», или гибридных орбиталей.

Перекрывание гибридных АО происходит в большей степени, чем негибридных орбиталей

► химические связи прочнее

► молекула более устойчива.
Гибридная орбиталь:





типы гибридизации АО и структура молекул



Орбитали, участвующие в гибридизации

Тип гибридизации


Структура молекулы

Валентный угол

s +p

sp



Линейная

180о

s+p+p

sp2



плоский треугольник

120о

s+p+p+p

sp3



тетраэдр

109,3о


Молекула ВеСl2



sp-гибридизация АО Ве , 180о

■ пространственная структура  линейная.


Cl Be Cl

связь полярная св 0, т.к. ЭО Ве и Cl: 1,5 и 3,0

Cl  Be  Cl

■ мол = св = 0  молекула в целом неполярная.


Молекула ВН3


В 2s1 2p2

H 1s H 1s H 1s
s-s перекрывание и два p-s перекрывания АО.

sp2–гибридизация

АО В

■ 3 - связи,  120 ,

связи полярные ЭО = (2.1-2.0)  0.

■ структура молекулы - плоский треугольник.

■ мол = св = 0 молекула ВН3 - неполярная.


Молекула SiCl4

Si 3s 3p Cl 3s 3p



Cl 3s 3p Cl 3s 3p Cl 3s 3p
■ 1 s-АО и 3 р-АО sp3- гибридизация АО

■ структура молекулы  тетраэдр,  109,30




■ св= 0 - молекула в целом неполярная.

Вывод:


▓ если гибридные АО центрального атома взаимодействуют

с АО одинаковых атомов, то молекула  неполярная

(СН4, ВF3).

▓ если гибридные АО взаимодействуют с разными атомами

(CH2Cl2, ВF2Cl), то молекулы  полярные,

т. к. величины векторов электрических моментов диполей

связей отличаются.




Молекулы NН3 и Н2О

N…2s22p3 O…2s22p4



H 1s1 H 1s1 H1s1 Н 1s1 Н 1s1

Структура молекул – тетраэдр. Метод ВС не объясняет структуру молекул, определенную методом рентгеноструктурного анализа

sp3 – гибридизация АО азота «N» и кислорода «О».




В 1957 г. Р.Гиллеспи предложил модель отталкивания электронных пар валентной оболочки (ОВЭП)

Модель предполагает, что электронные пары в валентной оболочке существуют в виде локализованных связывающих и неподеленных пар.

Несвязывающие и ?- связывающие электронные пары рассматриваются как равноценные.

В гибридизации могут участвовать вакантные АО, АО с неподеленными парами электронов и АО с неспаренными электронами.

● Неподеленные электронные пары (НП) влияют на величину валентных углов  силы отталкивания между ними больше, чем между относительно закрепленными электронными парами образующими связь (связывающая электронная пара - СП).

● Уменьшение силы отталкивания электронных пар:

НП-НП  НП-СП  СП-СП

В молекуле NН3 одна НП уменьшает тетраэдрический угол (109,3о) до 107о, а в молекуле Н2О две НП уменьшают его до 104,5о.




связь, образованная в результате электростатического взаимодействия ионов

■ предельный случай полярной ковалентной связи

анион А-, катион К+





▬ насыщаемостью

▬ направленностью

▬ повышенной

электронной плотностью в области связывания



Ионная связь не обладает

: ▼ Каждый ион окружен сферическим электрическим полем, действующим на любой другой ион.

▼ Сила взаимодействия ионов определяются величиной их заряда и расстоянием между ними по закону Кулона.

▼ Ион окружает себя наибольшим числом ионов противоположного заряда в определенном порядке, позволяющем занять минимально возможный объем с минимальной потенциальной энергией.

Ионные кристаллы - гигантские полимерные молекулы.

▼ Понятие валентности к ионной связи неприменимо.

Чисто ионная связь не существует - доля ионности связи ( Na+0.9Cl-0.9 )

▼ Ионные связи - прочные.

▼ Твердые кристаллические вещества ионного типа - тугоплавкие, высокопрочные, но хрупкие, растворяются в полярных растворителях (в Н2О).

Формулы (NаСl, СаF2, Аl2(SО4)3 ) - отражают лишь состав.




Взаимодействия между молекулами



Силы И.Ван-дер-Ваальса (голланд.ученый, 1873 г.) – силы межмолекулярного взаимодействия (взаимодействия между молекулами), проявляющиеся на расстояниях, превосходящих размеры частиц.


три составляющие вандерваальсовых сил:

(в зависимости от природы системы)

1. ОРИЕНТАЦИОННАЯ СОСТАВЛЯЮЩАЯ ИЛИ ДИПОЛЬ-ДИПОЛЬНОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ (эффект Кьезома)электростатическое взаимодействие полярных молекул при сближении (рис.а)

Еориен увеличивается с увеличением мол и уменьшением расстояния между молекулами.

Ч

2. индукционная составляющая

(Эффект Дебая) –

электростатическое взаимодействие полярной и неполярной молекул (рис б).

Диполи, действуя на неполярные молекулы, превращают их в индуцированные (наведенные) диполи Еинд увеличивается с увеличением мол , уменьшением расстояния между молекулами и увеличением поляризуемости неполярной молекулы..

Еинд Еориен

ем выше температура, тем Еориен –меньше.


  1. дисперсионная составляющая (эффект Лондона)

-электростатическое взаимодействие мгновенных диполей, возникающих за счет флуктуации электрической плотности (рис.с). В результате взаимодействия мгновенных диполей энергия системы понижается.

Едисп пропорциональна поляризуемости молекул и обратно пропорциональна расстоянию между центрами частиц.

Для неполярных молекул - единственная составляющая вандерваальсовых сил.

вещество

диполя

Поляризуемость,

М31030

Энергия взаимодействия, кДж/моль

Ткип


ориентационная

Индукционная

Дисперсионная

Суммарная

H2

Ar

Xe

HCl

HBr

HI

NH3

0

0

0

1,03

0,78

0,38

1,52

0,8

1,64

4,16

2,64

3,62

5,42

2,23

0

0

0

3,3

1,1

0,6

13,3

0

0

0

1,0

0,70

0,3

1,5

0,17

8,5

18,4

16,8

28,5

60,6

14,7

0,17

8,5

18,4

21,1

30,3

61,5

29,5

20,2

76

167

188

206

238

239,6


Минимальная энергия системы обеспечивается при расстояниях между центрами молекул 0,4 – 0,5 нм, т. е. существенно больше длины химической связи.

Как видно из табл., с увеличением размера молекул в ряду Аr – Хе и НСl – НI растет их поляризуемость и энергия дисперсионного притяжения. Ориентационное взаимодействие вносит значительный вклад в вандерваальсовы силы для молекул с большим дип. ]

С увеличением Е возрастет Ткип жидкостей, а также теплота их испарения.




связь, образованная положительно поляризованным водородом молекулы А – Н (или полярной группы – А – Н) и электроотрицательным атомом В другой или той же молекулы




м е ж м о л е к у л я р н а я внутримолекулярная

Межмолекулярная Н-связь

А – Н + В – R  А – НВ – R

водород способен глубоко внедряться в электронную оболочку соседнего отрицательно поляризованного атома.

Атомы А и В могут быть одинаковыми
Н+-F- + Н+-F- H-FH-F


могут быть разными

Внутримолекулярная Н-связь

о-нитрофенол (а) салициловый альдегид (б)




Е(н-связи) возрастает с увеличением ЭО и уменьшением размеров атомов В:


Несмотря на высокую ЭО, у хлора Н- связь – Н…Сl- относительно слабая из-за большого размера атома хлора.

► Энергия водородной связи имеет промежуточное значение между энергией ковалентной связи и вандерваальсовых сил.

►У воды длина связи О–Н – 0,096 нм, а связи О…Н – 0,177 нм.


Возникновение водородных связей приводит к образованию димеров, тримеров и других полимерных структур, например, зигзагообразных структур (НF)n, кольцевой димерной структуры низших карбоновых кислот:

► Межмолекулярные Н-связи изменяют свойства веществ: повышают вязкость, диэлектрическую постоянную, температуру кипения и плавления, теплоту плавления и парообразования.

Н2О, НF и NН3 - аномально высокие Ткип и Тпл.




Учебный материал
© bib.convdocs.org
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации