Лекція 4 Тема: Хімічний зв\

Лекція 4 Тема: Хімічний зв'язок І будова молекул (2 години) Характеристика хімічного зв'язку. Теорія хімічної будови




НазваЛекція 4 Тема: Хімічний зв'язок І будова молекул (2 години) Характеристика хімічного зв'язку. Теорія хімічної будови
Дата конвертації25.12.2012
Розмір111 Kb.
ТипЛекція
джерело
1. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 1.doc
2. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 10.doc
3. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 12.doc
4. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 13.doc
5. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 14.doc
6. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 19.doc
7. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 2.doc
8. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 20.doc
9. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 21.doc
10. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 22.doc
11. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 23.doc
12. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 24.doc
13. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 25.doc
14. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 26.doc
15. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 27.doc
16. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 28.doc
17. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 3.doc
18. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 4.doc
19. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 5.doc
20. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 6.doc
21. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 7.doc
22. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 8.doc
23. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я 9.doc
24. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я16.doc
25. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я17.doc
26. /Him_7/Конспект лекций/ЛЕКЦ_Я18.doc
27. /Him_7/Конспект лекций/Лекц_я 11.doc
28. /Him_7/Конспект лекций/Лекц_я 15.doc
29. /Him_7/План ПК 7 мес 2010.doc
30. /Him_7/Положення ПК 2009.doc
31. /Him_7/РП хим ПК 7.doc
Лекція 1 Тема: Введення. Атомно-молекулярне вчення. Основні поняття І закони хімії (2 години)
Лекція 10 Тема: Агрегатний стан (2 години) Твердий стан. Кристали. Зонна теорія кристалів. Рідкий стан. Структура рідини. Газовий стан. Плазма. Залежно
Лекція 12 Тема: Розчини (4 години)
Лекція 13 Тема: Комплексні сполуки (2 години)
Лекція 14 Тема: Окисно відновні реакції (2 години) Поняття про ступінь окиснення елементів. Окисно-відновні реакції І їх типи. Найважливіші окисники І
Лекція 19 Тема: Елементи 2-а підгрупи (2 години) Загальна характеристика. Берилій. Магній. Кальцій. Жорсткість води
Лекція 2 Тема: Будова атома І ядра (2 години)
Лекція 20 Тема: Елементи i-а групи (2 години)
Лекція №21 Тема: Елементи III в підгрупи Загальна характеристика елементів Отримання Хімічні властивості З'єднання елементів III в підгрупи
Лекція №22 Тема: Елементи IV в підгрупи Загальна характеристика елементів Отримання Хімічні властивості З'єднання елементів IV в підгрупи
Лекція №23 Тема: Елементи V в підгрупи Загальна характеристика елементів Отримання Хімічні властивості З'єднання елементів V в підгрупи
Лекція 24 Тема: Елементи 5-а підгрупи (підгрупа азоту) (4 години)
Лекція 25 Тема: Елементи 5-а (підгрупа азоту) (4 години)
Лекція 26 Тема: Елементи 4-а підгрупи (підгрупа вуглецю) (4 години)
Лекція 27 Тема: Елементи 4-а групи (підгрупа вуглецю) (4 години) Заняття 2: Кремній (Знаходження в природі. Отримання. Властивості. Застосування). Отримання скла І цементу
Лекція №28 Тема: Елементи побічної підгрупи VIІI в групи (платинові метали) Загальна характеристика елементів Платина Паладій Іридій
Лекція 3 Тема: Періодичний закон І періодична система Д.І. Менделєєва (2 години) Після затвердження атомно-молекулярної теорії найважливішою подією в хімії було
Лекція 4 Тема: Хімічний зв'язок І будова молекул (2 години) Характеристика хімічного зв'язку. Теорія хімічної будови
Лекція 5 Тема: Основні класи неорганічних з'єднань (4 години)
Лекція 6 Тема: Основні класи неорганічних з'єднань (4 години) Заняття Кислоти. Солі. Графічні формули. Кислоти
Лекція 7 Тема. Хімічна термодинаміка (4 години)
Лекція 8 Тема: Хімічна термодинаміка (4 години) Заняття 2: Напрям мимовільного протікання хімічних процесів. Ентропія І енергії Гиббса
Лекція 9 Тема: Хімічна кінетика (2 години)
Лекція №16 Тема: Елементи VIІ в підгрупи (підгрупа марганцю) Загальна характеристика елементів Отримання Хімічні властивості З'єднання
Лекція №17 Тема: Елементи VIІI в підгрупи (підгрупа заліза) Загальна характеристика елементів Отримання Хімічні властивості З'єднання
Лекція №18 Тема: Елементи VI в підгрупи (підгрупа хрому) Загальна характеристика елементів Отримання Хімічні властивості З'єднання
Лекція 11 Тема: Розчини (4 г.)
Лекція 15 Тема: Основи електрохімії (2 ч) Гальванічні елементи. Електродні потенціали. Ряд напруг металів. Електроліз. Закони електролізу. Корозія металів
Місяців Вид господарської діяльності
Положення про підготовчі курси ддту, та інших нормативних документів. 2 Організація навчального процесу
Робоча програма з дисципліни Хімія Для спеціальностей




ЛЕКЦІЯ 4

Тема: Хімічний зв'язок і будова молекул (2 години)

Характеристика хімічного зв'язку. Теорія хімічної будови. Метод валентних зв'язків. Ковалентний зв'язок, його види. Спрямованість зв'язку, поняття гібридизації атомних орбіталей. Іонний зв'язок. Металевий зв'язок. Водневий зв'язок.

При взаємодії атомів між ними виникає хімічний зв'язок, що приводить біля утворенню стійкої багатоатомної системи – молекули, молекулярного іона, кристала. Чим міцніше хімічний зв'язок, тим більше енергії потрібно затрачувати для її розриву; тому енергія розриву зв'язку служить мірою її міцності. Вона завжди позитивна.

Умовою утворення хімічного зв'язку є зменшення потенційної енергії системи взаємодіючих атомів. Хімічний зв'язок виникає завдяки взаємодії електричних полів, створюваних електронами і ядрами атомів, що беруть участь в утворенні молекули або кристала. Пізнання характеру цієї взаємодії виявилося можливим на основі уявлень про будову атома і про корпускулярно-хвильові властивості електрона.

Розрізняють три типи хімічного зв'язку:

- металевий;

- ковалентний або атомний в нейтральних молекулах;

- іонний.

Хімічний зв'язок характеризується завдовжки (міжатомною відстанню), валентними кутами, які утворені лініями, що сполучають центри атомів у напрямі дії зв'язку і енергією зв'язку.

Довжина зв'язку d – ця відстань між центрами атомів, створюючих даний зв'язок. Меж'ядерноє відстань пов'язана із зміною атомних радіусів елементів в порядку їх розташування в періодичній системі.

При незмінному валентному поляганні між’ядерна відстань для даного типу зв'язків практично постійна в різних з'єднаннях.

Валентні кути залежать від геометричної конфігурації молекул.

Міра міцності хімічного зв'язку – кількість енергії, затрачуваної на її розрив.

Хімічний зв'язок здійснюється за рахунок зсуву електронів від одного атома до іншого. Електрони переміщаються до атома того елементу, який має велику електроотрицательність.

Електроотрицательність – це величина, що характеризує прагнення до приєднання електронів при утворенні хімічного зв'язку, залежна від складу молекули і є наближеним поняттям.

Між атомами, різну електроотрицательність, що мають, виникає іонний зв'язок.

Зв'язок, утворений електронами, що належать обом атомам, називається ковалентним.

Крупним кроком в розвитку уявлень про будову молекул з'явилася теорія хімічної будови А.М. Бутлерова, висунута в 1861 р.

Основу теорії складають наступні положення:

  1. Атоми в молекулах сполучені один з одним в певній послідовності. Зміна цієї послідовності приводить до утворення нової речовини з новими властивостями.

  2. З'єднання атомів відбувається відповідно до їх валентності.

  3. Властивості речовин залежать не тільки від їх складу, але і від хімічної будови, тобто порядку з'єднання атомів в молекулах і характеру їх взаємного впливу.

Навчання Бутлерова дозволило орієнтуватися у величезній різноманітності речовин, дало можливість визначати будову молекул на основі вивчення їх властивостей, передбачати властивості речовин по їх будові і шляху синтезу різних з'єднань.

Уявлення про механізм утворення хімічного зв'язку вперше було встановлено в 1927 р. В. Гетлером і Ф. Лондоном на прикладі молекули водню.

Розроблена на цій основі теорія хімічного зв'язку одержала назву методу валентних зв'язків (метод ВЗ).

Метод ВЗ дав теоретичне пояснення найважливіших властивостей ковалентного зв'язку, дозволив зрозуміти будову молекул. В його основі лежать наступні положення:

- ковалентний зв'язок утворюється двома електронами з протилежно направленими спинами, причому ця пара належить двом атомам;

- ковалентний зв'язок тим міцніше, ніж більшою мірою перекриваються взаємодіючі електронні хмари.

Для наочного зображення валентних схем валентні електрони позначаються крапками, що розташовуються навкруги хімічного символу атома, наприклад:

Н + Н НН або Н-Н

З схем видно, що кожна пара електронів, що зв'язують два атоми, відповідає одній межі, що зображає ковалентний зв'язок в структурних формулах.

Число таких загальних електронних пар, що зв'язують атоми, називається ковалентностью елементу в з'єднанні. Так ковалентность N в з'єднанні N2 рівна 3, Н в з'єднанні Н2 – 1.

Я
N N
кщо двоатомна молекула складається з атомів одного елементу, то кожна електронна хмара, утворена загальною парою електронів і здійснююче ковалентний зв'язок, розподіляється в просторі симетрично щодо ядер обох атомів і називається неполярним ковалентним зв'язком.

Cl-Cl

Якщо двоатомна молекула складається з атомів різних елементів, то загальна електронна хмара зміщена у бік одного з атомів, володіючого більшої електроотрицательністью, такий зв'язок називається полярним.

Н-Cl HCl

Багатоатомні молекули також можуть бути неполярними – при симетричному розподілі зарядів або полярними – при асиметричному розподілі.

Якщо між атомами виник один ковалентний зв'язок, то він називається одинарним, якщо дві – подвійним і три – потрійним.

Ковалентний зв'язок утворюється не тільки за рахунок перекриття одноелектронних хмар – це обмінний механізм утворення ковалентного зв'язку, але і можливий інший механізм її освіти – донорно-акцепторний.

У
H


H N :


H
цьому випадку хімічний зв'язок виникає за рахунок двохелектронної хмари одного атома і вільної орбітали іншого. Приклад: механізм утворення іона амонія NH4+. В молекулі аміаку атом азоту має неподілену пару електронів. У іона водню вільна







незаповнена 1s-орбиталь. При утворенні іона NH4+ двохелектронна хмара азоту стає загальною для атомів азоту і водню, тобто перетворюється на молекулярну електронну хмару, а значить, виникає четвертий ковалентний зв'язок. Процес утворення іона амонія можна представити по схемі:


H Н


H N : +  Н+   Н N Н+


H Н



Заряд іона водню стає загальним, а двохелектронна хмара (неподілена пара електронів), що належить азоту, стає загальним з воднем.

Атом, що предоставляє неподілену пару, називають донором, а атом приймаючий її акцептором.

Таким чином, механізм утворення ковалентного зв'язку за рахунок двохелектронної хмари одного атома (донора) і вільної орбітали іншого атома (акцептора) називається донорно-акцепторним.

Зв'язок, утворений електронними хмарами, що мають максимальну густину на лінії, що сполучає центри атомів, називається -связью.


р – р механізм


s – s механізм







Зв'язок, утворений електронними хмарами, що мають максимальну густину на лінії, що сполучає центри атомів, називається -связью.


р-р механізм


Під тим, що насищається ковалентний зв'язок мається на увазі неможливість приєднання інших атомів до атома, біля якого використані всі валентні електрони для утворення електронних пар.

Спрямованість ковалентного зв'язку обумовлена тим, що перекриття валентних електронних хмар можливе тільки при їх певній взаємній орієнтації. Область перекриття розташовується в певному напрямі по відношенню до взаємодіючих атомів, так виникає  або -связь.

Дуже часто електрони, що беруть участь в утворенні ковалентного зв'язку, знаходяться в різних поляганнях, наприклад один в s – інший в р –орбіталях. Здавалося б і зв'язки в молекулі по міцності повинні бути нерівноцінними. Проте, досвід показує, що вони рівноцінні. Це явище пояснюється уявленням про гібридизацію атомних орбіталей, введене Л. Полінгом.

Гібридизацію валентних орбіталей розглянемо на прикладі освіти ВеСl2.

Перехід атомів Ве в збуджене полягання супроводжується роз'єднанням спарених електронів, тобто розпадом 2s2 хмари на одноєлектронні. Схематично це можна представити: 1s22s2  1s22s11.

У збудженому стані берилій приєднує два атоми Сl2. Обидва зв'язки Сl – Ве – Сl міцні і розташовані під кутом 180оС.

Даний вид гібридизації є sp-гібридизацією. В ній беруть участь один s- і один р – електрони.

Хімічний зв'язок, утворюваний з участю електронів гібридних орбіталей, міцніше за зв'язок з участю електронів негібридних орбіталей, оскільки відбувається більше перекриття електронних хмар.

Відомі також sp2 – гібридизація, яка характерна для трьох валентних електронів, один з яких знаходиться на s – оріталі і два - на р –

орбіталі. З трьох орбіталей утворюються три sp2 – гібридні орбітали, розташовані в одній площині під кутом 120 0 один до одного.

Sp3 – гібридизація, характерна для 4-х валентних електронів, один з яких знаходиться на s- орбіталі, три на р – орбіталі. Чотири гібридні орбітали розташовані під кутом 109,50 один до одного і направлені до вершин тетраедра, в центрі якого знаходиться чотиривалентний атом.

Іонний зв'язок здійснюється в результаті взаємного електростатичного тяжіння протилежно заряджених іонів. До типових з'єднань з іонним типом зв'язку відносять галогениди лужних металів: NаF, CsF, KCl і ін.

На відміну від ковалентного зв'язку, іонний зв'язок не володіє спрямованістю. Це пояснюється тим, що електричне поле іона володіє сферичною симетрією, тобто убуває з відстанню по одному закону в будь-якому напрямі. Тому взаємодія між іонами здійснюється однаково незалежно від напряму.

Іонний зв'язок також не володіє тим, що насищається, тому до даного іона може приєднуватися різне число іонів протилежного знаку.

Іонні молекули схильні до утворення асоціацій, тобто до з'єднання один з одним. Це особливо наочно виявляється при пониженні температури і при переході в рідке і особливо тверде полягання.

У іонних з'єднаннях не відбувається повного розділення (-) і (+) зарядів, тобто повного переходу електрона від одного атома до іншого. Неповне розділення зарядів в іонних з'єднаннях пояснюється взаємною поляризацією іонів, тобто впливом їх один на одного, яке приводить до деформації електронних оболонок іонів. Причиною поляризації служить дія електричного поля. Проте під дією одного і того ж електричного поля різні іони деформуються різною мірою, тобто поляризуємість різних іонів неоднакова: чим слабкий зв'язані зовнішні електрони з ядром, тим легше поляризується іон, тим сильніше він деформується в електричне поле. Так біля іонів лужних металів поляризуємість зростає в ряду: Li+  Na+  K+  Rb+  Cs+.

Поляризація іонів робить помітний вплив на властивості утворюваних ними з'єднань – це позначається на дисоціації солей у водних розчинах.

Металевий зв'язок

Атоми більшості металів на зовнішньому електричному рівні містять невелику кількість електронів. Елементи метали утворюють прості речовини – метали. В звичних умовах – це кристалічні речовини. При зближенні атомів в результаті утворення кристалічних грат валентні орбітали сусідніх атомів перекриваються, завдяки чому електрони вільно переміщаються з однієї орбітали в іншу, здійснюючи зв'язок між всіма атомами кристала металу. Такий тип хімічного зв'язку називається металевою.

Металевий зв'язок утворюють елементи, атоми яких на зовнішньому рівні мають мало валентних електронів в порівнянні із загальним числом зовнішніх електрично близьких орбіталей, а валентні електрони через велику енергію іонізації слабо утримуються в атомі. Хімічний зв'язок в металевих кристалах сильне делокалізована, тобто електрони, що здійснюють зв'язок обобществлені і переміщаються по всьому об'єму металу, в цілому електронейтрального.

Цей зв'язок характерний для металів в твердому і рідкому поляганні. В пароподібному поляганні атоми металів зв'язані між собою ковалентний зв'язком.

Водневий зв'язок – це своєрідний хімічний зв'язок. Вона може бути міжмолекулярною і внутрішньомолекулярною. Міжмолекулярний водневий зв'язок виникає між молекулами, до складу яких входять водень і сильно електрично негативний елемент. Оскільки в такій молекулі загальна електрична пара сильно зміщена від водню до атома електронегативного елементу (+) заряд водню сконцентрований в малому об'ємі, то протон взаємодіє з неподіленою електронною парою іншого атома або іона. В результаті утворюється другий, більш слабкий зв'язок, що одержав назву водневої. Для неї характерні спрямованість в просторі і насищається.

Схемно вона зображається:


Н – О…О – Н

О… НО

Н Н СН3 – С С – СН3

ОН…О









Водневий зв'язок робить вплив на властивості багатьох речовин. Завдяки ній фтороводень в звичних умовах існує в рідкому поляганні (нижче 19,50 С). Наявністю водневого зв'язку пояснюється більш висока температура кипіння води (1000С) в порівнянні з водневими з'єднаннями елементів підгрупи кисню. У разі води треба затрачувати додаткову енергію на руйнування водневих зв'язків.

Особливо поширені водневі зв'язки в молекулах білків, нуклеїнових кислот і інших біологічно важливих з'єднаннях.

Додати документ в свій блог або на сайт


Схожі:

Лекція 4 Тема: Хімічний зв\Тема уроку
Вступ. Повторення основних питань курсу хімії 8 класу. Склад І властивості основних класів неорганічних сполук. Хімічний зв’язок...

Лекція 4 Тема: Хімічний зв\Календарно-тематичне планування з хімії 9 клас (одинаки)
Вступ. Повторення. Склад І властивості основних класів неорганічних сполук. Хімічний зв’язок І будова речовин

Лекція 4 Тема: Хімічний зв\Склад і будова комплексних сполук. Природа хімічного зв’язку в комплексних сполуках

Лекція 4 Тема: Хімічний зв\Урок 10. Будова речовини. Атоми та молекули. Б удова атома. Рух І взаємодія атомів І молекул. Залежність швидкості руху атомів І молекул
Мета уроку: сформувати уявлення про атоми та молекули, залежність швидкості їх хаотичного руху від температури, ознайомити з явищем...

Лекція 4 Тема: Хімічний зв\Лекція 1 Хімічний факультет

Лекція 4 Тема: Хімічний зв\Тема 10 Будова серця. Велике та мале кола кровообігу Мета
Мета: ознайомитись із будовою серця, його клапанним апаратом, особливістю будови серцевого м’яза; розглянути схеми великого та малого...

Лекція 4 Тема: Хімічний зв\Методична вказівка №20 для самостійної позааудиторної роботи студентів з ортопедичної стоматології ш курс, 5 семестр
Тема: Анатомічна будова та функціональна цінність коронкової частини молярів, премолярів, різців, іклів верхньої та нижньої щелепи....

Лекція 4 Тема: Хімічний зв\Факультет Хімічний Спеціальність Хімія
Ямр-н1 часто зручним еталонним з'єднанням служить тетраметилсилан. Зазвичай значення хімічного зрушення для будь-яких ядер приводяться...

Лекція 4 Тема: Хімічний зв\Методична вказівка №20 для самостійної поза- та аудиторної робіт студентів з ортопедичної стоматології ш курс, 5 семестр на принципах кредитно-модульної системи навчання
Тема: Анатомічна будова та функціональна цінність коронкової частини молярів, премолярів, різців, іклів верхньої та нижньої щелепи....

Лекція 4 Тема: Хімічний зв\Лекція Регуляторна роль клітинної води
До цих незвичних чужорідних сполук відсутні еволюційно сформовані пристосувальні метаболічні механізми, але існує багато переконливих...

Лекція 4 Тема: Хімічний зв\Зміс т поняття технології програмування (2 години). 4
Тема 12. Складніші приклади роботи з векторами. Шаблони функцій І класів (2 години). 137

Додайте кнопку на своєму сайті:
Документи


База даних захищена авторським правом ©on2.docdat.com 2000-2013
При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання відкритою для індексації.
звернутися до адміністрації
Документи