Ковалентная связь образуется при обобществлении электронных пар, имеющих противоположные спины. Одна общая электронная пара – одинарная связь, более – кратная связь.

  Ковалентные связи могут образовываться по у, р,д типу.

у-связь образуется, если перекрывание АО происходит на межъядерной оси,

р-связь образуется, если перекрывание АО происходит по обе стороны межядерной оси, она образуется при наличии у-связи и менее прочная, чем

у-связь.

д-связь образуется, если перекрывание происходит через две узловые плоскости.

Два принципа МВС:

  Принцип локализованных электронных пар.   Принцип максимального перекрывания АО.

Два механизма образования ковалентной связи:

Обобщение неспаренных электронов разных атомов. Обобщение неподеленной электронной пары одного из атомов (донорно-акцепторный).

Два вида ковалентной связи:

Неполярная ( электронная плотность обобществленных электронных пар симметрична относительно ядер атомов с одинаковой электроотрицательностью). Полярная (электронная плотность обобществленных электронных пар  смещена к более электроотрицательному атому).

  Полярность связи определяется дипольным моментом м = /q/l (единицы измерения –дебай, кл*м),

где q – заряд диполя,

l – длина диполя.

  Примеры: в молекуле водорода одинарная ковалентная неполярная связь образована по механизму обобщения неспаренных 1s-электронов двух атомов водорода по у-типу, в молекуле хлороводорода одинарная ковалентная полярная связь образована по механизму обобщения  неспаренных  1s-электрона атома водорода и 2р-электрона атома хлора по у-типу, в молекрy - электронов и 2рz - электронов атома азота по р-типу.

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

  Свойства ковалентной связи:

-насыщаемость – способность атомов участвовать в образовании ограниченного числа ковалентной связи,

-направленность – определенное направление ковалентных связей в пространстве (геометрия молекулы).

  Число ковалентных связей –ковалентность определяется

-  числом неспаренных электронов в атоме,

    числом неподеленных электронных пар атома, числом свободных валентных орбиталей.

  Геометрия молекулы определяется длиной связи и валентными углами, которые в свою очередь зависят от типа гибридизации электронных орбиталей.

Гибридизация – процесс выравнивания электронных облаков по форме и по энергии. Различают sp, sp2,sp3 и др. типы гибридизации.

  Например, молекула BeCl2  линейная, т. к. тип гибридизации sp, молекула H2O угловая, т. к. тип гибридизации sp3.

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ МЕТОДА МОЛЕКУЛЯРНЫХ ОРБИТАЛЕЙ.

Большой вклад в разработку ММО внес Р. Малликен. Молекулярная орбиталь (МО) рассматривается как ЛК АО. Волновая функция молекулы образуется сложением амплитуд соответствующих волновых функций атомных орбиталей (АО).

  Если в пространстве между ядрами значение пси-функции МО больше чем значение исходных пси-функций АО, то образуется МО связывающая (МОсв) с меньшей энергией, чем энергия исходных АО. Переход электрона с АО на МОсв сопровождается выделением энергии.

  Если в пространстве между ядрами значение пси-функции МО меньше чем значение исходных пси-функций АО, то образуется МО разрыхляющая (МО*) с большей энергией, чем энергия исходных АО. Переход электрона с АО на МО* сопровождается поглощением энергии.

  Число МО равно числу АО, участвующих в образовании молекулы. Если АО перекрываются по у-типу,, то образуются у-МО,  Если АО перекрываются по р-типу, то образуются р-МО. Энергия исходных АО не должна значительно отличаться друг от друга и должно происходить максимальное перекрывание электронных облаков АО. Заполнение МО должно происходить в соответствии с принципами наименьшей энергии, Паули и Гунда. Возможность существования молекулы определяется порядком связи – полуразностью числа электронов, находящихся на связывающих и разрыхляющих  МО (если она равно нулю, то молекула не существует). Энергетические диаграммы показывают схему образования МО из АО.

  Е  у *1s  Порядок связи = (2-0)/2=1

  1s  1s

  усв1s

  АО  МО  АО

  Н  Н2  Н

Энергетическая диаграмма молекулы водорода. 

Ионная связь –крайний случай ковалентной связи. Она образуется между типичным металлом и типичным неметаллом. Например, в соединении фторид лития:

  Li0 1s22s1 –e  Li+ 1s22s0  F0 1s22s22p5 + e  F - 1s22s22p6

  Li+ + F-  LiF

Свойства ионной связи:

*ненаправленность – каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении,

*ненасыщенность – каждый ион притягивает к себе различное число ионов противоположного знака.

  Металлическая связь занимает промежуточное положение между ковалентной и ионной связями. Электронная плотность равномерно распределена по свем направлениям. Между металлами и катионами металлов электростатическое притяжение.

  Водородная связь. В сильнополярных молекулах ион водорода может образовывать дополнительную связь с сильноэлектроотрицательным элементом за счет электростатического притяжения и по донорно-акцепторному механизму.

Например, межмолекулярная связь между молекулами фтороводорода :

…H-F…H-F…H-F…,

внутримолекулярная связь  в молекуле белка:

  Н  ….N 

  Водородная связь самая слабая из всех типов связи.

ЗАВИСИМОСТЬ СВОЙСТВ ВЕЩЕСТВ ОТ ТИПА ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ И ТИПА КРИСТАЛЛИЧЕСКОЙ РЕШЕТКИ.

  Между определенным типом химической связи и типом кристаллической решетки существует определенная закономерность.

  Вещества с ковалентной неполярной связью имеют либо атомную (углерод, кремний, бор и др.) либо молекулярную кристаллическую решетку ( водород, азот); вещества с ковалентной полярной связью имеют молекулярную кристаллическую решетку ( вода, метан, углекислый газ, сероводород); соответственно с ионной связью - ионную кристаллическую решетку (соли, основания), металлическую химическую связь – металлическую кристаллическую решетку (металлы).

  Вещества, имеющие  атомную кристаллическую решетку, при о. у. твердые тугоплавкие. Вещества, имеющие молекулярную кристаллическую решетку, при о. у. газы или легкокипящие жидкости. Вещества, имеющие ионную кристаллическую решетку, при о. у. твердые тугоплавкие кристаллические вещества, растворы и расплавы их проводят электрический ток. Вещества, имеющие металлическую кристаллическую решетку, обладают металлическим блеском, тепло - и электропроводны, ковкие, пластичные.

МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ.

  Ван-дер-Ваальсовы силы взаимодействия –слабые силы притяжения между нейтральными атомами или молекулами, проявляющиеся на расстоянии, превосходящем их размеры. Они имеют электрическую природу и складываются из трех составляющих: ориентационного, индукционного и дисперсионного эффектов.

Вопросы для самоконтроля:

Каковы основные характеристики химической связи? Покажите на примерах образование различных видов ковалентной связи. Покажите на примерах образование различных типов гибридизации. Постройте энергетические диаграммы молекул He2, C2, N2, CO. Укажите преимущества и недостатки методов ВС, МО. Каковы принципы образования ионной, металлической и водородной связей?

Рекомендуемая литература:

Общая и неорганическая химия.-М.: Высшая школа, 1988. Общая химия.-М.: Интеграл-Пресс.2000. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа,2000. , Полуэмпирические методы молекулярных орбиталей  в квантовой химии.-М.,1976. Химическая связь и строение вещества.-М.,1980.

Лекция №11,12. Энергетика и направленность химических процессов. 

Цель: ознакомиться с основными понятиями химической термодинамики, термохимии, понять роль основных термодинамических функций в определении направления химических процессов при различных условиях.

Основные вопросы:

Термодинамические функции химических систем: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, энергия Гиббса. Оценка принципиальной возможности м практического осуществления химической реакции.

Краткое содержание:

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ФУНКЦИИ ХИМИЧЕСКИХ СИСТЕМ.

  По способности обмениваться веществом или энергией с окружающей средой системы делятся на:

-  изолированные ( не обмениваются ни веществом, ни энергией);

    закрытые ( обмениваются энергией); открытые ( обмениваются веществом и энергией).

Химические системы характеризуются  термодинамическими функциями.

  Внутренняя энергия U – энергия движения электронов и ядер  в атомах, энергия движения, колебания и вращения молекул системы и пр. В нее не входит кинетическая и потенциальная энергия системы. В изолированной системе U не меняется.

  ДU = U1 – U2  /кДж/моль/;

  ДU = q – A;  A = p ДV;

где  ДU – изменение внутренней энергии между начальным (1) и конечным (2)

  состояниями,

  q – количество сообщенной извне теплоты,

  A – работа против внешнего давления,

  р -  внешнее давление,

  ДV – изменение объема.

  Если протекает изохорный процесс,

то ДV = 0, А =0, ДU = q = Qv (изохорный тепловой эффект).

  Если протекает изобарный процесс,

то Др =0, ДU + p ДV = Qр (изобарный тепловой эффект).

U + pV = Н (энтальпия), Qр = ДН, ДН = Н2 – Н1 /кДж/моль/.

Вывод: тепловой эффект зависит от условий ее протекания.

  При условии р= const, Т= const (изобарно-изотермические условия) определяющая термодинамическая функция – изобарно-изотермический потенциал (энергия Гиббса ) ДG = ДН - Т ДS,/ кДж/моль/,

где Т – температура, /К/,

  ДS = S2 – S1 – изменение энтропии, /кДж/моль/.

  Процесс протекает самопроизвольно, если происходит:

-уменьшение внутренней энергии ( ДU › 0 )

-выделение теплоты (ДН ‹ 0),

-возрастание энтропии (ДS › 0),

-уменьшение энергии Гиббса (ДG ‹ 0).

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11