Урок 3. Схема образования молекул

Химия. 11 класс

Конспект урока

Химия, 11 класс

Урок № 3. Пространственное строение молекул

Перечень вопросов, рассматриваемых в теме: гибридизацией называют образование одинаковых по энергии и форме орбиталей атома в результате сложения различных по энергии и форме орбиталей при возбуждении этого атома. При этом орбитали разной симметрии смешиваются и переходят в гибридные атомные орбитали одинаковой формы и одинаковой усредненной энергии, что обеспечивает равноценность образуемых ими связей. Различают sp, sp 2 ,sp 3 –гибридизацию.

Гибридизация – процесс взаимодействия разных, но близких по энергии электронных орбиталей, приводящий к их выравниванию по форме и энергии.

Дельта связь (δ) – связь, образованная перекрыванием d-орбиталей всеми четырьмя лепестками.

Двойная связь образуется при наложении π-связи на σ-связь.

Орбиталь – область наиболее вероятного местонахождения электрона в атоме (атомная орбиталь) или в молекуле (молекулярная орбиталь).

Пи связь (π) – связь, образованная перекрыванием атомных орбиталей по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов (боковые перекрывания).

Сигма связь (σ) – связь, образованная перекрыванием атомных орбиталей по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.

Тройная связь образуется при наложении двух π-связей на σ-связь.

Основная литература: Рудзитис, Г. Е., Фельдман, Ф. Г. Химия. 10 класс. Базовый уровень; учебник/ Г. Е. Рудзитис, Ф. Г, Фельдман – М.: Просвещение, 2018. – 224 с.

Дополнительная литература:

1. Рябов, М.А. Сборник задач, упражнений и тестов по химии. К учебникам Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Химия. 10 класс» и «Химия. 11 класс»: учебное пособие / М.А. Рябов. – М.: Экзамен. – 2013. – 256 с.

2. Рудзитис, Г.Е. Химия. 10 класс: учебное пособие для общеобразовательных организаций. Углублённый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.: Просвещение. – 2018. – 352 с.

Открытые электронные ресурсы:

  • Единое окно доступа к информационным ресурсам [Электронный ресурс]. М. 2005 – 2018. URL: http://window.edu.ru/ (дата обращения: 01.06.2018).

ТЕОРЕТИЧЕСКИЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО ИЗУЧЕНИЯ

Гибридизацией называют образование одинаковых по энергии и форме орбиталей атома в результате сложения различных по энергии и форме орбиталей при возбуждении этого атома. При этом орбитали разной симметрии смешиваются и переходят в гибридные атомные орбитали одинаковой формы и одинаковой усредненной энергии, что обеспечивает равноценность образуемых ими связей.

При смешении s и р-орбиталей образуется две sp-гибридных орбитали, угол между осями которых равен 180°. Молекулы, в которых осуществляется sp-гибридизация, имеют линейную геометрию. Такой тип гибридизации характерен для ацетилена, хлорида цинка, гидрида бериллия.

При смешении s- и двух р-орбиталей образуется три sp 2 -гибридные орбитали, угол между осями которых равен 120°.

Молекулы, в которых осуществляется sp 2 -гибридизация, имеют плоскую геометрию. Такой тип гибридизации характерен для этилена, хлорида алюминия, фторида брома.

При смешении s и трех р-орбиталей – четыре sp 3 -гибридных орбитали, угол между осями которых равен 109°28′. Молекулы, в которых осуществляется sp 3 -гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию – метан, аммиак.

Форма гибридных атомных орбиталей отличается от формы исходных. В гибридной атомной орбитали электронная плотность смещается в одну сторону от ядра, поэтому при взаимодействии ее с атомной орбиталью другого атома происходит максимальное перекрывание, которое приводит к повышению энергии связи. Это повышение энергии связи компенсирует энергию, требуемую на образование гибридной орбитали. В результате химические связи, образованные гибридными орбиталями, прочнее, а полученная молекула – более устойчива.

Геометрическая конфигурация молекул полностью определяется типом гибридных орбиталей центрального атома только при условии, что все гибридные атомные орбитали участвуют в образовании связей. Если хотя бы на одной из них остается неподеленная электронная пара, то конфигурация, определяемая типом гибридизации, реализуется не полностью.

Более сложные виды гибридизации приводят к образованию более сложной пространственной конфигурации молекул. Например, у серы возможна sp 3 d 2 -гибридизация, которая приводит к октаэдрической конфигурации молекул.

Таким образом, пространственная структура молекул зависит от типа гибридизации центрального атома и числа неподеленных пар. Образование p-связей стабилизирует состояние молекулы.

ПРИМЕРЫ И РАЗБОР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЙ ТРЕНИРОВОЧНОГО МОДУЛЯ

1. При сгорании 4,00 г органического соединения образовалось 4,48 л углекислого газа (н.у.) и 2,88 г воды. Вещество обесцвечивает бромную воду и вступает в реакцию с раствором гидроксида бария при нагревании, один из продуктов имеет формулу: СxHyOz+…O2→x CO2+y/2 H2O. На основании данных условия задания:

1) проведите необходимые вычисления и установите молекулярную формулу исходного органического вещества;

2) составьте структурную формулу этого вещества, которая однозначно отражает порядок связи атомов в его молекуле.

Шаг 1. Определите количество вещества атомов углерода. Задание на ввод числа.

Решение: n(C) = n(CO2) = V(CO2)/Vm(CO2) = 4,48 л/22,4л/моль = 0,2 моль

Шаг 2. Определите количество вещества атомов водорода. Задание на ввод числа.

Решение: n(Н) = 2n(Н2О) = 2m(H2O) / M(H2O) = 2×2,88г/18 г/моль = 0,32 моль

Шаг 3. Определите количество вещества атомов кислорода. Задание на ввод числа.

Решение: m(CxHyOz)= 0,20×12 + 0,32×1+ 16x = 4г, х = 0.08 моль

Шаг 4. Находим соотношение атомов углерода, водорода и кислорода. Определяем количество атомов углерода.

Задание на ввод числа.

Решение: 0,2:0,32:0,08; 5:8:2

Шаг 5. Находим соотношение атомов углерода, водорода и кислорода. Определяем количество атомов водорода.

Задание на ввод числа.

Решение: 0,2:0,32:0,08; 5:8:2

Шаг 6. Находим соотношение атомов углерода, водорода и кислорода. Определяем количество атомов углерода.

Задание на ввод числа.

Решение: 0,2:0,32:0,08; 5:8:2

Шаг 7. Составляем молекулярную формулу искомого вещества.

Строение молекулы воды (H2O), схема и примеры

Молекулы состоят из атомов

Здесь все просто и понятно: все вещества во вселенной состоят из молекул, в свою очередь молекулы состоят из атомов, а атомы состоят из положительно заряженного ядра и электронных оболочек, на которых расположены отрицательно заряженные электроны.

Представьте, что два атома достаточно сблизились друг с другом. В таком случае электроны на внешней оболочке одного атома начинают взаимодействовать с внешними электронами другого. Подобное взаимодействие внешних электронов и образует молекулы, так как оно способно удерживать взаимодействующие атомы вместе, притягивая их друг к другу.

Читайте также:
Урок 21. Теплота образования

Видео

Молекулярная и структурная формула

Графическое изображение структуры молекулы называется структурной формулой. Обычно ковалентная химическая связь в структурных формулах молекул изображается прямой линией, которая соединяет связанные атомы.

Структурную формулу молекулы воды H2O, к примеру, изображают двумя способами. Второй вариант структурной формулы воды, учитывает тот факт, что на самом деле молекула воды не линейна; две связи Н—О образуют угол 105° друг с другом. Молекулы газообразного водорода, сероводорода, аммиака, метана и метанола (метилового спирта) имеют следующие структурные формулы:

Структурная формула молекулы лишь схематично изображает связи между атомами, но не дает информации о реальной форме молекулы. Заметим, что угол между связями в молекулах, содержащих более двух атомов, может принимать различные значения. Так, угол между связями в молекуле воды равен 105°, а угол в молекуле сероводорода равен 92°; четыре атома, присоединенных к центральному атому углерода в метане и метаноле, направлены к четырем вершинам тетраэдра. Структурная формула неразветвленного октана, одного из компонентов бензина, такова:

Изображение ниже дает более реальное представление о форме и относительном объеме некоторых простых молекул. Каждая пара связанных атомов как бы проникает друг в друга, потому что их электронные облака перекрываются между собой. Принято изображать молекулы таким образом, что расширяющаяся линия указывает связь, направленную от плоскости рисунка в сторону наблюдателя, а пунктирная линия указывает связь, уходящую за плоскость рисунка в сторону от наблюдателя.

Каждая из указанных выше структурных формул может быть сведена к сжатой молекулярной формуле, которая указывает, сколько атомов каждого элемента имеется в молекуле, но совсем или почти совсем не дает сведений о том, как эти атомы соединены между собой. Молекулярная формула водорода Н2, воды Н2O, сероводорода H2S, аммиака NH3, метана СН4, метанола (метилового спирта) СН3ОН или СН4O, а октана С8Н18. Формула октана может быть также записана в такой форме:

Строение молекулы в различных агрегатных состояниях

Вода может быть в нескольких состояниях:

  1. Жидком. Это ее преимущественное состояние в нормальных условиях. Жидкая вода образует многочисленные реки, ручьи, озёра, Мировой океан.
  2. Твердом – это лед, а его кристаллы часто образуют иней или снег.
  3. Газообразном — водяной пар.

Существуют также и переходные состояния жидкости, которые возникают при замерзании или испарении.

Примечательно, что различные формы воды могут одновременно находиться рядом и даже взаимодействовать, например реки с ледниками, айсберги с морской водой, облака на небе с водяным паром.

Строение молекулы воды, водородная связь способствует расположению молекул воды. Рассмотрим особенности каждого агрегатного состояния по отдельности.

Представляет собой твердое состояние воды.

Молекулы воды образуют слои, причём каждая молекула связана с тремя молекулами в своём слое и с одной молекулой соседнего слоя. Расстояние между атомами кислорода ближайших молекул равно 0,276 нм.

Атом кислорода связан с четырьмя атомами водорода: с двумя, расположенными на расстоянии 0,096 — 0,102 нм посредством валентных связей, и с двумя другими, находящимися на расстоянии 0,174 — 0,180 нм посредством водородных связей.

Жидкая вода

В отличие от структуры льда структура жидкой воды исследована ещё недостаточно.

Предполагается, что жидкая вода по своему строению представляет нечто среднее между кристаллами льда и паром.

В результате изучения молекулы воды с помощью инфракрасных и рентгеновых лучей было видно, что при температуре близкой к точке замерзания, молекулы жидкой воды собираются в небольшие группы, практически так, как в кристаллах.

При температуре близкой к точке кипения они располагаются более свободно.

Водяной пар

Это газообразное агрегатное состояние воды.

При данном состоянии молекула воды не имеет структуры и состоит преимущественно из мономерных молекул воды, которые находятся на расстояние относительно друг друга.

Примеры решения задач

Задание Напишите уравнения реакций между водой и следующими веществами: а) кальцием; б) оксидом углерода (IV); в) железом при нагревании); г) оксидом серы (VI); д) оксидом кальция. Ответ При растворении кальция в воде происходит образование мутного раствора белого цвета (гидроксид кальция) и выделение пузырьков газа (водород): Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2↑. При растворении оксида углерода (IV) в воде происходит образование угольной кислоты. Это обратимая реакция: CO2 + H2O ↔ H2CO3. При взаимодействии раскаленного железа с водяным паром протекает химическая реакция, уравнение которой имеет вид: 3Fe + 4H2O = Fe3O4+ 4H2↑. При пропускании оксида серы (VI) через воду происходит образование серной кислоты: SO3 + H2O = H2SO4. При растворении оксида кальция в воде происходит образование гидроксида кальция. Реакция сопровождается выделением тепла (экзотермическая): CaO + H2O = Ca(OH)2 + Q.

Задание Какая масса водорода выделится, если в воду добавить 1г кальция? Решение Запишем уравнение реакции растворения кальция в воде: Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2↑. Рассчитаем количество вещества кальция, вступившего в реакцию (молярная масса – 40 г/моль): n = m / M; n(Ca) = m(Ca) / M(Ca); n(Ca) = 1 / 40 = 0,025 моль. Согласно уравнению реакции n(Ca) : n(H2) = 1 : 1, т.е. n(Ca) = n(H2) = 0,025 моль. Тогда, масса выделившегося водорода будет равна (молярная масса – 2 г/моль): m = n × M; m(H2) = n (H2)× M (H2); m(H2) = 0,025 × 2 = 0,05 г. Ответ Масса водорода равна 0,05 г.

Урок 3. Химическая связь в органических соединениях
план-конспект урока по химии (10 класс) на тему

Урок 3. Химическая связь в органических соединениях

Скачать:

Вложение Размер
urok_3._himicheskaya_svyaz_v_organicheskih_soedineniyah.docx 185.74 КБ

Предварительный просмотр:

Строение атома углерода

На основании положения в периодической системе можно представить строение атома углерода схемой, иллюстрирующей распределение шести его электронов вокруг ядра по двум энергетическим уровням (электронным слоям):

Поведение электрона в атоме имеет ряд особенностей: он движется с огромной скоростью, не имеет определенной траектории движения, его состояние в атоме характеризуется некоторой частью пространства вокруг ядра, в которой наиболее вероятно его нахождение. Эту часть пространства называют атомной орбиталью (для упрощения — орбиталью).

Форма орбитали может быть различной. У атома углерода таких разновидностей две. Орбиталь, имеющую сферическую форму, называют s -орбиталью . Орбиталь в форме объемной восьмерки (или гантели) называют р -орбиталью .

Первый энергетический уровень (самый близкий к ядру) атома углерода образован единственной s -орбиталью, второй содержит одну s -орбиталь (б о льшего диаметра) и три р -орбитали, оси которых взаимно перпендикулярны.

Форма и расположение в пространстве s -орбитали

Форма и расположение в пространстве р -орбиталей

Было установлено, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов. Электроны заполняют орбитали атома в порядке увеличения их энергии. Чем дальше электроны от ядра, тем выше уровень их энергии, тем слабее они притягиваются к ядру. Из орбиталей одного энергетического уровня наименьшую энергию имеет s -орбиталь, а электроны р -орбиталей обладают одинаковым значением энергии.

Первый энергетический уровень атома углерода полностью заполнен: s -орбиталь занимают два электрона. Условно это отображается так: 1s 2 .

Оставшиеся 4 электрона занимают второй энергетический уровень: два — на s -орбитали, два — на р -орбиталях. Условно это отображается так: 2s 2 2p 2 . Причем на р -орбиталях электроны не спарены (ведь электроны взаимно отталкиваются). Третья р -орбиталь осталась вакантной.

Электронная конфигурация атома углерода в основном состоянии выглядит так: 6 С 1s 2 2s 2 2p 2 .

Однако при образовании химических связей выделяется некоторое количество энергии, достаточное для перехода одного из электронов с 2 s -орбитали на вакантную 2 р -орбиталь. В таком, возбужденном , состоянии атом углерода С * имеет 4 непарных электрона, может образовывать 4 ковалентные связи, т. е. является четырехвалентным: 6 С * 1s 2 2s 1 2р 3 .

Изобразим атомную орбиталь в виде клеточки , а электрон — в виде
стрелочки ↑ .

Представим строение атома углерода электронно-графической формулой:

Электроны внешнего слоя (и занимаемые ими орбитали), принимающие участие в образовании химических связей, называют валентными .

Модель валентных орбиталей атома углерода

Образование ковалентных связей

Ранее было отмечено, что в органических соединениях, являющихся в основе своей соединениями неметаллов С, Н, О, N, галогенов, — связь ковалентная.

Ковалентная химическая связь — это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар.

Например, при сближении двух атомов водорода происходит перекрывание их валентных атомных орбиталей и образуется общая электронная пара за счет объединения неспаренных электронов. В результате каждый атом достигает завершенности внешнего электронного слоя:

Орбиталь — определенная область пространства вокруг атомного ядра, в которой с наибольшей вероятностью пребывает конкретный электрон.

Дополнительная информация

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму на примере иона аммония

Образование ковалентной связи может происходить и другим способом: один атом предоставляет электронную пару (донор), а другой — свободную орбиталь (акцептор).

По донорно-акцепторному механизму образуется одна из ковалентных связей в ионе аммония NH 4 + :

Еще три связи в ионе аммония образованы благодаря созданию общих электронных пар атомом азота и атомами водорода (с участием неспаренных электронов). Но все четыре связи N—H в катионе аммония равноценны.

В приведенных примерах между атомами образовывалась одна общая пара электронов — одинарная связь . Такая связь называется (сигма)-связью.

– связь образуется в результате перекрывания валентных орбиталей двух атомов на линии, соединяющей их ядра (осевое перекрывание).

Подобным образом могут перекрываться две s , две р , s и р и другие атомные орбитали.

p –орбитали взаимодействующих атомов могут располагаться не по направлению друг к другу (как это происходит при образовании – связей), а параллельно.

В этом случае происходит боковое перекрывание валентных орбиталей взаимодействующих атомов, образуется – связь.

– связь образуется в результате перекрывания р -орбиталей взаимодействующих атомов с двух сторон относительно линии, соединяющей их ядра.

В органических соединениях (как и неорганических) между атомами могут образовываться не только одинарные, но и двойные, и тройные связи, их еще называют кратными .

Кратные связи — двойные и тройные связи:

двойная связь состоит из одной -связи и одной -связи,

тройная связь состоит из одной -связи и двух -связей.

Одинарная связь образуется одной парой электронов, это всегда σ-связь.

Двойная связь образуется двумя парами электронов и состоит из одной – связи и одной – связи.

Тройная связь образуется тремя парами электронов и состоит из одной
– связи и двух – связей.

Дополнительная информация

Примеры веществ с кратной связью

Примеры веществ с кратной связью

1. В молекуле хлорметана CH 3 Cl только одинарные σ-связи, каждая образована одной общей парой электронов:

2. В молекулах серы S и этилена С 2 H 4 — двойные связи, образованные двумя общими парами электронов:

3. В молекулах азота N 2 и ацетилена С 2 H 2 — тройные связи, образованные тремя общими парами электронов: Тройная связь состоит из одной σ и 2 π-связей.

Двойные связи в природе

В помидорах и фруктах обнаружен углеводород ликопин — кристаллы красного цвета. В углеродной цепочке молекул этого вещества имеется 13 двойных связей.

Свойства ковалентных связей

Энергия связи — та энергия, которая необходима для разрушения данной химической связи в 1 моль вещества (измеряется в кДж/моль).

В химических реакциях одни связи разрушаются, другие образуются.

Поэтому от свойств ковалентных связей в молекулах органических соединений будут зависеть и химические свойства органических веществ в целом.

1. Важнейшее свойство химической связи — энергия связи — мера ее прочности.

Энергия связи (Е) — это та энергия, которая необходима для разрушения данной химической связи в 1 моль вещества. Измеряется в кДж/моль.

Е С–Н = 410 кДж/моль > Е С–С = 369 кДж/моль, следовательно, связь С—Н прочнее.

Чем больше кратность связи, тем, очевидно, прочнее связь.

Дополнительная информация

Сравнение энергий связей разной кратности

Сравнение энергий связей разной кратности

На этой диаграмме вы видите в сравнении энергии одинарной (в этане СН 3 —СН 3 ), двойной (в этилене СН 2 = СН 2 ), тройной (в ацетилене СН ≡ СН) связей.

Диаграмма энергий связей

2. Каждая химическая связь характеризуется длиной.

Длина связи ( I ) — это расстояние между центрами ядер связанных атомов, которое измеряется в нанометрах (1 нм = 10 –9 м) или пикометрах (1 пм = 10 –12 м).

Чем меньше длина связи, тем связь прочнее.

Сравним длины связей C—Cl, C—Br, C—I и их прочность. Так как радиусы атомов (R) увеличиваются от Cl к I (см. положение элементов в периодической системе химических элементов), то

I C–Cl C–Br C–I , а Е С–Cl > Е С–Br > Е С–I.

Дополнительная информация

Длины связей во времени несколько изменяются, однако средние значения сохраняются. Длина связи между двумя определенными атомами зависит от того, с какими другими атомами они связаны. Например, длина связи С—С в зависимости от окружения изменяется в пределах 0,154 — 0,146 нм.

Длина и прочность связи в молекулах галогеноводородов

Еще один пример влияния длины связи на ее прочность.

3. Ковалентные связи могут быть полярными и неполярными.

Полярность связи — это смещение общих электронных пар к атому, имеющему большую электроотрицательность (ЭО).

Смещение электронной плотности по σ-связям изображают стрелкой, направленной острием к более ЭО атому, а возникающие при этом неполные (частичные) заряды на атомах обозначают значком δ (греч. «дельта»). Смещение электронной плотности π-связей изображают изогнутыми стрелками.

Ковалентные полярные связи

Дополнительная информация

Важной характеристикой ковалентных связей является также их поляризуемость, т. е. способность изменять свою полярность под действием внешнего электромагнитного поля. Такое влияние будут оказывать и соседние атомы, и частица, приближающаяся в ходе химической реакции. Поэтому знание о поляризуемости связи помогает судить о ее реакционной способности.

Валентность. Насыщаемость ковалентной связи

Ковалентная связь характеризуется насыщаемостью , т. е. атомы образуют строго определенное количество ковалентных связей. Углерод С образует четыре связи, четырехвалентен, водород Н — только одну, он одновалентен и т. д. Поэтому состав молекул (кроме полимеров) постоянный.

Валентные возможности атомов (количество образуемых им ковалентных связей) определяются в первую очередь числом неспаренных электронов, принимающих участие в образовании химической связи. Напомним, что в образовании химических связей могут принимать участие электроны внешних (а иногда и предвнешних) уровней. Такие электроны и называют валентными. При этом следует учитывать основное и возбужденное состояние атома.

Например, атом фосфора в основном состоянии имеет 3 неспаренных электрона на 3р-подуровне внешнего слоя:

Получив дополнительную энергию, атом фосфора может перейти в возбужденное состояние, при этом происходит переход одного электрона с 3s-подуровня на 3d-подуровень:

Валентность фосфора при этом изменяется с трех до пяти.

Если вы познакомились с донорно-акцепторным механизмом образования ковалентной связи, то узнали и две другие валентные возможности атомов: наличие неподеленных электронных пар и наличие свободных орбиталей на внешнем слое.

Геометрия молекул

Направленность связей — определенное расположение в пространстве областей перекрывания атомных орбиталей по отношению к взаимодействующим атомам.

И кто может сказать, что вы еще узнаете, что откроете нового, еще более необычного. Умейте только видеть и удивляться.

Концепция гибридизации Л. Полинга

В многоатомных молекулах (и других частицах) важна еще одна характеристика связи — ее направленность , т. е. вполне определенное расположение областей перекрывания орбиталей по отношению к взаимодействующим атомам, что влияет на пространственное строение (геометрию) молекул.

Для объяснения направленности ковалентных связей в многоатомных молекулах используют модель гибридизации орбиталей, предложенную американским физиком и химиком Лайнусом Полингом в 1931 году.

Гибридизация — это процесс получения гибридов. Гибрид — животное или растение, полученное от скрещивания представителей разных пород, сортов и т. п. (С.И. Ожогов «Словарь русского языка».)

Мул — гибрид лошади и осла

Мул — гибрид лошади и осла. Грейпфрут — гибрид лимона и апельсина.

Сущность концепции гибридизации заключается в допущении того, что в процессе образования химических связей происходит смешение различавшихся по форме и близких по энергии разных атомных орбиталей с появлением новых гибридных. В результате валентные электроны оказываются на одинаковых гибридных орбиталях.

Количество гибридных орбиталей равно количеству орбиталей, участвующих в гибридизации.

Гибридные орбитали имеют более высокий уровень энергии, чем исходные.

Но гибридные орбитали эффективнее перекрываются с орбиталями других атомов, образуя более прочные связи!

Гибридные орбитали участвуют в образовании -связей. Направленность
-связей определяет геометрию молекул и других частиц.

Гибридизация орбиталей — смешение валентных атомных орбиталей разных по форме и близких по энергии с образованием гибридных орбиталей, одинаковых по форме и энергии.

Типы гибридизации атомов углерода

Для атома углерода возможны три типа гибридизации ( sp 3 , sp 2 , sp ) в зависимости от числа других атомов, с которыми он соединяется.

sp 3 –гибридизация

Если атом углерода образует химические связи с 4-мя другими атомами , то гибридизации подвергаются все 4 его валентные орбитали и образуются 4 одинаковые гибридные орбитали. Гибридные орбитали имеют асимметричную форму и вытянуты в сторону атомов, с которыми образуется связь:

Посмотрите, как можно представить образование четырех -связей в молекуле метана СН 4 .

sp 3 -гибридные орбитали располагаются в пространстве симметрично и направлены в вершины тетраэдра. Угол между связями, или валентный угол, составляет 109,5º и называется тетраэдрическим.

sp 2 –гибридизация

Если атом углерода образует химические связи с тремя другими атомами , то гибридизации подвергаются только 3 его валентные орбитали:

Модель этого процесса гибридизации:

Посмотрите, как можно представить образование связей в молекуле этилена С 2 Н 4 , структурная формула которого:

sp 2 -орбитали каждого атома углерода направлены под углом 120 о (валентный угол), участвуют в образовании -связей. Центры ядер всех атомов расположены в одной плоскости (левая схема). Негибридизованные р -орбитали ориентированы перпендикулярно плоскости -связей и участвуют в образовании -связи (правая схема).

sp –гибридизация

Если атом углерода образует химические связи с 2-мя другими атомами , то гибридизации подвергаются только 2 его валентные орбитали:

Модель этого процесса гибридизации:

Посмотрите, как можно представить образование связей в молекуле ацетилена С 2 Н 2 , структурная формула которого Н—С ≡ С—Н.

sp -орбитали каждого атома углерода направлены под углом 180 о , расположены вдоль одной линии и участвуют в образовании -связей (левая схема). Две негибридизованные р -орбитали взаимно перпендикулярны и участвуют в образовании двух -связей (правая схема).

Дополнительная информация

Следует различать модели строения молекул, приводимые в тексте. Например, для молекулы метана :

Шарики изображают не атомы, а центры атомов, или их ядра, а в пространстве между шариками (ядрами) находятся перекрывающиеся электронные орбитали.

Атом углерода дан в целом, поверхность углеродного шарика — это как бы его внешний электронный слой. Соблюдается масштаб модельных атомов по отношению к их действительным размерам.

Внешний электронный слой атома углерода дан не в целом, а разделен на отдельные электронные орбитали.

Световое излучение возбужденных атомов

Такие частицы отличаются особыми свойствами:

а) цвет газового пламени обусловлен энергетически возбужденными атомами и молекулами, высвобождающими избыточную энергию в виде света;

б) возбужденные электрическим разрядом атомы аргона и неона испускают избыточную энергию в виде света.

Предсказание геометрии молекулы

Сравним геометрическую форму молекул метана СН 4 , этилена С 2 Н 4 , ацетилена С 2 Н 2 .

Геометрическая форма молекул

Молекула метана — объемная тетраэдрическая, молекула этилена плоская, молекула ацетилена линейная.

Вывод: форма молекул определяется направленностью -связей, которая обусловлена типом гибридизации атома углерода.

Химическая связь

О чем эта статья:

Химическая связь и строение вещества

Все системы стремятся к равновесию и к уменьшению свободной энергии — так гласит один из постулатов химической термодинамики. Атомы, взаимодействующие в молекуле вещества, тоже подчиняются этому закону. Они стремятся образовать устойчивую конфигурацию — 8-электронную или 2-электронную внешнюю оболочку. Этот процесс взаимодействия называется химической связью, благодаря ему получаются молекулы и молекулярные соединения.

Химическая связь — это взаимодействие между атомами в молекуле вещества, в ходе которого два электрона (по одному от каждого атома) образуют общую электронную пару либо электрон переходит от одного атома к другому.

Как понятно из определения химической связи, при взаимодействии двух атомов один из них может притянуть к себе внешние электроны другого. Эта способность называется электроотрицательностью (ЭО). Атом с более высокой электроотрицательностью (ЭО) при образовании химической связи с другим атомом может вызвать смещение к себе общей электронной пары.

Механизм образования химической связи

Существует два механизма взаимодействия атомов:

обменный — предполагает выделение по одному внешнему электрону от каждого атома и соединение их в общую пару;

донорно-акцепторный — происходит, когда один атом (донор) выделяет два электрона, а второй атом (акцептор) принимает их на свою свободную орбиталь.

Независимо от механизма химическая связь между атомами сопровождается выделением энергии. Чем выше ЭО атомов, т. е. их способность притягивать электроны, тем сильнее и этот энергетический всплеск.

Энергией связи называют ту энергию, которая выделяется при взаимодействии атомов. Она определяет прочность химической связи и по величине равна усилию, необходимому для ее разрыва.

Также на прочность влияют следующие показатели:

Длина связи — расстояние между ядрами атомов. С уменьшением этого расстояния растет энергия связи и увеличивается ее прочность.

Кратность связи — количество электронных пар, появившихся при взаимодействии атомов. Чем больше это число, тем выше энергия и, соответственно, прочность связи.

На примере химической связи в молекуле водорода посмотрим, как меняется энергия системы при сокращении расстояния между ядрами атомов. По мере сближения ядер электронные орбитали этих атомов начинают перекрывать друг друга, в итоге появляется общая молекулярная орбиталь. Неспаренные электроны через области перекрывания смещаются от одного атома в сторону другого, возникают общие электронные пары. Все это сопровождается нарастающим выделением энергии. Сближение происходит до тех пор, пока силу притяжения не компенсирует сила отталкивания одноименных зарядов.

Основные типы химических связей

Различают четыре вида связей в химии: ковалентную, ионную, металлическую и водородную. Но в чистом виде они встречаются редко, обычно имеет место наложение нескольких типов химических связей. Например, в молекуле фосфата аммония (NH4)3PO4присутствует одновременно ионная связь между ионами и ковалентная связь внутри ионов.

Также отметим, что при образовании кристалла от типа связи между частицами зависит, какой будет кристаллическая решетка. Если это ковалентная связь — образуется атомная решетка, если водородная — молекулярная решетка, а если ионная или металлическая — соответственно, будет ионная или металлическая решетка. Таком образом, влияя на тип кристаллической решетки, химическая связь определяет и физические свойства вещества: твердость, летучесть, температуру плавления и т. д.

Основные характеристики химической связи:

насыщенность — ограничение по количеству образуемых связей из-за конечного числа неспаренных электронов;

полярность — неравномерная электронная плотность между атомами и смещение общей пары электронов к одному из них;

направленность — ориентация связи в пространстве, расположение орбиталей атомов под определенным углом друг к другу.

Ковалентная связь

Как уже говорилось выше, этот тип связи имеет два механизма образования: обменный и донорно-акцепторный. При обменном механизме объединяются в пару свободные электроны двух атомов, а при донорно-акцепторном — пара электронов одного из атомов смещается к другому на его свободную орбиталь.

Ковалентная связь — это процесс взаимодействия между атомами с одинаковыми или близкими радиусами, при котором возникает общая электронная пара. Если эта пара принадлежит в равной мере обоим взаимодействующим атомам — это неполярная связь, а если она смещается к одному из них — это полярная связь.

Как вы помните, сила притяжения электронов определяется электроотрицательностью атома. Если у двух атомов она одинакова, между ними будет неполярная связь, а если один из атомов имеет большую ЭО — к нему сместится общая электронная пара и получится полярная химическая связь.

Ковалентная неполярная связь образуется в молекулах простых веществ, неметаллов с одинаковой ЭО: Cl2, O2, N2, F2 и других.

Посмотрим на схему образования этой химической связи. У атомов водорода есть по одному внешнему электрону, которые и образуют общую пару.

Ковалентная полярная связь характерна для неметаллов с разным уровнем ЭО: HCl, NH3,HBr, H2O, H2S и других.

Посмотрим схему такой связи в молекуле хлороводорода. У водорода имеется один свободный электрон, а у хлора — семь. Таким образом, всего есть два неспаренных электрона, которые соединяются в общую пару. Поскольку в данном случае ЭО выше у хлора, эта пара смещается к нему.

Другой пример — молекула сероводорода H2S. В данном случае мы видим, что каждый атом водорода имеет по одной химической связи, в то время как атом серы — две. Количество связей определяет валентность атома в конкретном соединении, поэтому валентность серы в сероводороде — II.

Число связей, которые могут быть у атома в молекуле вещества, называется валентностью.

Характеристики ковалентной связи:

Ионная связь

Как понятно из названия, данный тип связи основан на взаимном притяжении ионов с противоположными зарядами. Он возможен между веществами с большой разницей ЭО — металлом и неметаллом. Механизм таков: один из атомов отдает свои электроны другому атому и заряжается положительно. Второй атом принимает электроны на свободную орбиталь и получает отрицательный заряд. В результате этого процесса образуются ионы.

Ионная связь — это такое взаимодействие между атомами в молекуле вещества, итогом которого становится образование и взаимное притяжение ионов.

Разноименно заряженные ионы стремятся друг к другу за счет кулоновского притяжения, которое одинаково направлено во все стороны. Благодаря этому притяжению образуются ионные кристаллы, в решетке которых заряды ионов чередуются. У каждого иона есть определенное количество ближайших соседей — оно называется координационным числом.

Обычно ионная связь появляется между атомами металла и неметалла в таких соединениях, как NaF, CaCl2, BaO, NaCl, MgF2, RbI и других. Ниже схема ионной связи в молекуле хлорида натрия.

Характеристики ионной связи:

не имеет направленности.

Ковалентная и ионная связь в целом похожи, и одну из них можно рассматривать, как крайнее выражение другой. Но все же между ними есть существенная разница. Сравним эти виды химических связей в таблице.

Характеризуется появлением электронных пар, принадлежащих обоим атомам.

Характеризуется появлением и взаимным притяжением ионов.

Общая пара электронов испытывает притяжение со стороны обоих ядер атомов.

Ионы с противоположными зарядами подвержены кулоновскому притяжению.

Имеет направленность и насыщенность.

Ненасыщенна и не имеет направленности.

Количество связей, образуемых атомом, называется валентностью.

Количество ближайших соседей атома называется координационным числом.

Образуется между неметаллами с одинаковой или не сильно отличающейся ЭО.

Образуется между металлами и неметаллами — веществами со значимо разной ЭО.

Металлическая связь

Отличительная особенность металлов в том, что их атомы имеют достаточно большие радиусы и легко отдают свои внешние электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы (катионы). В итоге получается кристаллическая решетка, в узлах которой находятся ионы, а вокруг беспорядочно перемещаются электроны проводимости, образуя «электронное облако» или «электронный газ».

Свободные электроны мигрируют от одного иона к другому, временно соединяясь с ними и снова отрываясь в свободное плавание. Этот механизм по своей природе имеет сходство с ковалентной связью, но взаимодействие происходит не между отдельными атомами, а в веществе.

Металлическая связь — это взаимодействие положительных ионов металлов и отрицательно заряженных электронов, которые являются частью «электронного облака», рассеянного по всему объему вещества.

Наличие такого «электронного облака», которое может прийти в направленное движение, обусловливает электропроводность металлов. Другие их качества — пластичность и ковкость, объясняются тем, что ионы в кристаллической решетке легко смещаются. Поэтому металл при ударном воздействии способен растягиваться, но не разрушаться.

Характеристики металлической связи:

Металлическая связь присуща как простым веществам — таким как Na, Ba, Ag, Cu, так и сложным сплавам — например, AlCr2, CuAl11Fe4, Ca2Cu и другим.

Схема металлической связи:

M — металл,

n — число свободных внешних электронов.

К примеру, у железа в чистом виде на внешнем уровне есть два электрона, поэтому его схема металлической связи выглядит так:

Обобщим все полученные знания. Таблица ниже описывает кратко химические связи и строение вещества.

Типы химической связи и их основные отличительные признаки

Водородная связь

Данный тип связи в химии стоит отдельно, поскольку он может быть как внутри молекулы, так и между молекулами. Как правило, у неорганических веществ эта связь происходит между молекулами.

Водородная связь образуется между молекулами, содержащими водород. Точнее, между атомами водорода в этих молекулах и атомами с большей ЭО в других молекулах вещества.

Объясним подробнее механизм этого вида химической связи. Есть молекулы А и В, содержащие водород. При этом в молекуле А есть электроотрицательные атомы, а в молекуле В водород имеет ковалентную полярную связь с другими электроотрицательными атомами. В этом случае между атомом водорода в молекуле В и электроотрицательным атомом в молекуле А образуется водородная связь.

Такое взаимодействие носит донорно-акцепторный характер. Донором электронов в данном случае выступают электроотрицательные элементы, а акцептором — водород.

Графически водородная связь обозначается тремя точками. Ниже приведена схема такого взаимодействия на примере молекул воды.

Характеристики водородной связи:

Кратко о химических связях

Итак, самое главное. Химической связью называют взаимодействие атомов, причиной которого является стремление системы приобрести устойчивое состояние. Во время взаимодействия свободные внешние электроны атомов объединяются в пары либо внешний электрон одного атома переходит к другому.

Образование химической связи сопровождается выделением энергии. Эта энергия растет с увеличением количества образованных электронных пар и с сокращением расстояния между ядрами атомов.

Основные виды химических связей: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая и водородная. В отличие от всех остальных водородная ближе к молекулярным связям, поскольку может быть как внутри молекулы, так и между разными молекулами.

Как определить тип химической связи:

Ковалентная полярная связь образуется в молекулах неметаллов между атомами со сходной ЭО.

Ковалентная неполярная связь имеет место между атомами с разной ЭО.

Ионная связь ведет к образованию и взаимному притяжению ионов. Она происходит между атомами металла и неметалла.

Металлическая связь бывает только между атомами металлов. Это взаимодействие положительных ионов в кристаллической решетке и свободных отрицательных электронов. Масса рассеянных по всему объему свободных электронов представляет собой «электронное облако».

Водородная связь появляется при условии, что есть атом с высокой ЭО и атом водорода, связанный с другой электроотрицательной частицей ковалентной связью.

Химическая связь и строение молекулы: типом химической связи определяется кристаллическая решетка вещества: ионная, металлическая, атомная или молекулярная.

Определить тип химической связи в 8 классе поможет таблица.

Метод молекулярных орбиталей

Материалы с портала onx.distant.ru

Основные положения метода молекулярных орбиталей

Электронное строение гомоядерных двухатомных молекул и ионов

Электронное строение гетероядерных молекул и ионов

Задачи для самостоятельного решения

Основные положени я метода молекулярных орбиталей (МО ЛКАО)

  1. В результате линейной комбинации две атомные орбитали (АО) формируют две молекулярные орбитали (МО) – связывающую, энергия которой ниже, чем энергия АО, и разрыхляющую, энергия которой выше энергии АО.
  2. Электроны в молекуле располагаются на молекулярных орбиталях в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда.
  3. Отрицательный вклад в энергию химической связи электрона, находящегося на разрыхляющей орбитали больше, чем положительный вклад в эту энергию электрона на связывающей МО.
  4. Кратность связи в молекуле равна деленной на два разности числа электронов, находящихся на связывающих и разрыхляющих МО.
  5. С повышением кратности связи в однотипных молекулах увеличивается ее энергия связи и уменьшается ее длина.

Если при образовании молекулы из атомов электрон займет связывающую МО, то полная энергия системы понизится, т.е. образуется химическая связь. При переходе электрона на разрыхляющую МО энергия системы повысится, система станет менее устойчивой (рис. 1).

Рис. 1. Энергетическая диаграмма образования молекулярных орбиталей из двух атомных орбиталей.

Молекулярные орбитали, образованные из s-атомных орбиталей, обозначаются s s. Если МО образованы рz-атомными орбиталями – они обозначаются s z. Молекулярные орбитали, образованные рx— и рy-атомными орбиталями, обозначаются π x и π y соответственно.

При заполнении молекулярных орбиталей электронами следует руководствоваться следующими принципами:

  1. Каждой МО отвечает определенная энергия. Молекулярные орбитали заполняются в порядке увеличения энергии.
  2. На одной молекулярной орбитали может находиться не более двух электронов с противоположными спинами.
  3. Заполнение молекулярных квантовых ячеек происходит в соответствии с правилом Хунда.

Экспериментальное исследование (изучение молекулярных спектров) показало, что энергия молекулярных орбиталей возрастает в следующей последовательности:

σ 1s z z.

Звездочкой (*) в этом ряду отмечены разрыхляющие молекулярные орбитали.

У атомов В, С и N энергии 2s- и 2p-электронов близки и переход 2s-электрона на молекулярную орбиталь σ 2pz требует затраты энергии. Следовательно, для молекул В2, С2, N2 энергия орбитали σ 2pz становится выше энергии орбиталей π 2рх и π 2ру:

При образовании молекулы электроны располагаются на орбиталях с более низкой энергией. При построении МО обычно ограничиваются использованием валентных АО (орбиталей внешнего слоя), так как именно они вносят основной вклад в образование химической связи.

Электронное строение гомоядерных двухатомных молекул и ионов

Процесс образования частицы H2 + можно представить следующим образом:

Таким образом, на связывающей молекулярной σ -орбитали располагается один электрон.

Кратность связи равна полуразности числа электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях. Значит, кратность связи в частице H2 + равна (1 – 0):2 = 0,5. Метод ВС, в отличие от метода МО, не объясняет возможность образования связи одним электроном.

Молекула водорода имеет следующую электронную конфигурацию:

H2 [(σ 1s) 2 ]

В молекуле H2 имеется два связывающих электрона, значит, связь в молекуле одинарная.

Молекулярный ион H2 — имеет электронную конфигурацию:

H2 — [(σ 1s) 2 (σ *1s) 1 ]

Кратность связи в H2 — составляет (2 – 1):2 = 0,5.

Рассмотрим теперь гомоядерные молекулы и ионы второго периода.

Электронная конфигурация молекулы Li2 следующая:

2Li (K2s) Li2 [KK*(σ 2s) 2 ]

Молекула Li2 содержит два связывающих электрона, что соответствует одинарной связи.

Процесс образования молекулы Ве2 можно представить следующим образом:

2 Ве(K2s 2 ) Ве2 [KK*(σ 2s) 2 (σ *2s) 2 ]

Число связывающих и разрыхляющих электронов в молекуле Ве2 одинаково, а поскольку один разрыхляющий электрон уничтожает действие одного связывающего, то молекула Ве2 в основном состоянии не обнаружена.

В молекуле азота на орбиталях располагаются 10 валентных электронов. Электронное строение молекулы N2:

N2 [KK*(σ 2s) 2 (π *2s) 2 (π2px) 2 (π2py) 2 (σ 2pz) 2 ]

Поскольку в молекуле N2 восемь связывающих и два разрыхляющих электрона, то в данной молекуле имеется тройная связь. Молекула азота обладает диамагнитными свойствами, поскольку не содержит неспаренных электронов.

На орбиталях молекулы O2 распределены 12 валентных электронов, следовательно, эта молекула имеет конфигурацию:

Рис. 2. Схема образования молекулярных орбиталей в молекуле О2 (показаны только 2р-электроны атомов кислорода)

В молекуле O2, в соответствии с правилом Хунда, два электрона с параллельными спинами размещаются по одному на двух орбиталях с одинаковой энергией (рис. 2). Молекула кислорода по методу ВС не имеет неспаренных электронов и должна обладать диамагнитными свойствами, что не согласуется с экспериментальными данными. Метод молекулярных орбиталей подтверждает парамагнитные свойства кислорода, которые обусловлены наличием в молекуле кислорода двух неспаренных электронов. Кратность связи в молекуле кислорода равна (8–4):2 = 2.

Рассмотрим электронное строение ионов O2 + и O2 — . В ионе O2 + на его орбиталях размещаются 11 электронов, следовательно, конфигурация иона следующая:

Кратность связи в ионе О2 + равна (8–3):2 = 2,5. В ионе O2 — на его орбиталях распределены 13 электронов. Этот ион имеет следующее строение:

Кратность связи в ионе О2 — равна (8 – 5):2 = 1,5. Ионы О2 — и О2 + являются парамагнитными, так как содержат неспаренные электроны.

Электронная конфигурация молекулы F2 имеет вид:

Кратность связи в молекуле F2 равна 1, так как имеется избыток двух связывающих электронов. Поскольку в молекуле нет неспаренных электронов, она диамагнитна.

В ряду N2, O2, F2 энергии и длины связей в молекулах составляют:

Молекула N2 O2 F2
Избыток связывающих электронов 6 4 2
Энергия связи, кДж/моль 941 494 155
Длина связи, пм 110 121 142

Увеличение избытка связывающих электронов приводит к росту энергии связи (прочности связи). При переходе от N2 к F2 длина связи возрастает, что обусловлено ослаблением связи.

В ряду О2 — , О2, О2 + кратность связи увеличивается, энергия связи также повышается, длина связи уменьшается.

Электронное строение гетероядерных молекул и ионов

Изоэлектронными частицами называют частицы, содержащие одинаковое число электронов. Например, к изоэлектронным частицам относятся N2, CO, BF, NO + , CN- .

Согласно методу МО электронное строение молекулы СО аналогично строению молекулы N2:

CO [KK*(σ 2s) 2 (σ *2s) 2 (π2px) 2 (π2py) 2 (σ2pz) 2 ]

На орбиталях молекулы СО располагаются 10 электронов (4 валентных электрона атома углерода и 6 валентных электронов атома кислорода). В молекуле СО, как и в молекуле N2, связь тройная. Сходство в электронном строении молекул N2 и СО обуславливает близость физических свойств этих веществ.

В молекуле NO на орбиталях распределены 11 электронов (5 электронов атома азота и 6 электронов атома кислорода), следовательно, электронная конфигурация молекулы такова:

NO [KK*(σ 2s) 2 (σ *2s) 2 (π2px) 2 (π2py) 2 (σ 2pz) 2 (π*2px) 1 ] или

NO [KK*(σ 2s) 2 (σ *2s) 2 (π2px) 2 (π2py) 2 (σ 2pz) 2 (π*2py) 1 ]

Кратность связи в молекуле NO равна (8–3):2 = 2,5.

Конфигурация молекулярных орбиталей в ионе NO — :

Кратность связи в этой молекуле равна (8–4):2 = 2.

Ион NO + имеет следующее электронное строение:

NO + [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2px) 2 (π2py) 2 (σ2pz) 2 ]

Избыток связывающих электронов в этой частице равен 6, следовательно, кратность связи в ионе NO + равна трём.

В ряду NO — , NO, NO + избыток связывающих электронов увеличивается, что приводит к возрастанию прочности связи и уменьшению её длины.

Задачи для самостоятельного решения

1. Используя метод МО, установите порядок уменьшения энергии химической связи в частицах:
NF + ; NF — ; NF.

Энергия химической связи уменьшается в ряду:
NF + ; NF; NF — .

2. Используя метод МО, установите порядок увеличения энергии химической связи в частицах:
CO — ; CO; CO + .

Энергия химической связи увеличивается в ряду:
CO + ; CO; CO — .

3. На основе метода МО установите, какие из перечисленных частиц не существуют:
He2; He2 + ; Be2; Be2 + .

Молекулы He2 и Be2 не существуют, так как по методу МО они имеют нулевую кратность связи.

4. Распределите электроны на молекулярных орбиталях для молекулы B2. Определите кратность связи.

B2 [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2px) 1 (π2py) 1 ].
Кратность связи в B2 составляет (4–2):2=1.

5. Распределите электроны на молекулярных орбиталях для молекулы N2. Определите кратность связи.

N2 [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2px) 2 (π2py) 2 (σ2pz) 2 ].
Кратность связи в N2 составляет (8–2):2=3.

6. Используя метод МО, определите кратность связи в молекуле С2.

Электроны располагаются на молекулярных орбиталях следующим образом:
С2 [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2px) 2 (π2py) 2 ].
Кратность связи в С2 составляет (6–2):2=2.

7. На основе метода МО объясните, почему не существует молекулы Ne2.

Электроны располагаются на молекулярных орбиталях следующим образом:
Ne2 [KK*(σ 2s) 2 (σ *2s) 2 (σ 2pz) 2 (π2px) 2 (π2py) 2 (π*2px) 2 (π*2py) 2 (σ* 2pz) 2 ].
Кратность связи в Ne2 составляет (8–8):2=0.
Нулевая кратность связи объясняет тот факт, что данная молекула не существует.

8. Объясните уменьшение энергии связи при переходе от нейтральной молекулы N2 к иону N2 — .

Электроны располагаются на молекулярных орбиталях следующим образом:
N2 [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2px) 2 (π2py) 2 (σ2pz) 2 ];
N2 — [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2px) 2 (π2py) 2 (σ2pz) 2 (π*2px) 1 ].
Кратность связи в N2 составляет (8–2):2=3;
Кратность связи в N2 — составляет (8–3):2=2,5.
Уменьшение энергии связи при переходе от нейтральной молекулы N2 к иону N2
связано с уменьшением кратности связи.

9. Распределите электроны на молекулярных орбиталях для иона CN — . Определите кратность связи в этом ионе.

CN — [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2px) 2 (π2py) 2 (σ2pz) 2 ].
Кратность связи в CN — составляет (8–2):2=3.

10. Используя метод МО определите, как изменяется длина связи и энергия связи в ряду CN + , CN, CN — .

Электроны располагаются на молекулярных орбиталях следующим образом:

CN + [KK*(σ2s) 2 (σ*2s 2 (π2p x ) 2 (π2p y ) 2 ];

CN [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2p x ) 2 (π2p y ) 2 (σ2p z ) 1 ];

CN — [KK*(σ2s) 2 (σ*2s) 2 (π2p x ) 2 (π2p y ) 2 (σ2p z ) 2 ].

Избыток связывающих электронов в CN + , CN, CN — соответственно составляет 4, 5, 6.
Увеличение избытка связывающих электронов приводит к увеличению энергии связи
(прочности связи). При переходе от CN + к CN — длина связи уменьшается,
что обусловлено усилением прочности связи.

Конспект урока по химии по теме “Ковалентная связь”

Описание разработки

Цель урока: организовать деятельность учащихся по изучению видов химической связи на примере ковалентной связи, на основе знаний об электроотрицательности и валентных электронах выяснить, каким образом составляются схемы образования ковалентной связи в различных молекулах.

Задачи:

1. Познакомить учащихся с типами ковалентной связи.

2. Развивать умения составлять схемы образования ковалентных химических связей.

3. Способствввать развитию логического мышления учащихся, навыков самостоятельной работы.

4. Продолжить развитие представлений о строении вещества.

5. воспитывать умение работать в группе, желание помогать друг другу, развивать у обучающихся активизацию, сотрудничество и сплоченность в коллективе.

Ход урока

«Ум заключается не только в знании, но и в умении применять знание на деле» (Аристотель)

Организационный момент (1-2 мин. )

Основное правило достижения цели

К Мастеру в стрельбе из лука пришли трое новичков:

– Ты самый ловкий стрелок во всём мире! Мы хотим стать такими же успешными и продолжить твоё дело, – сказали они.

– Я могу научить вас стрельбе из лука! – ответил Мастер. – Рассказать все тайны и премудрости этого дела. Но в свои ученики я возьму только одного! И он сможет стать самыми лучшим стрелком и по- настоящему успешным человеком.

Чтобы выбрать кого-то к себе в ученики, Мастер предложил пройти всем троим небольшое испытание. Он повесил на дерево мишень, и на расстоянии нескольких метров подвёл первого новичка.

– Что ты видишь перед собой? – спросил Мастер.

– Я вижу дерево, на котором висит мишень.

– Что ещё? – спросил Мастер

– Позади зелёная лужайка, на ней растут цветы.

– Хорошо, – сказал Мастер и подозвал следующего претендента в ученики. – А ты что видишь перед собой?

– Я вижу мишень, дерево, поляну, цветы, небо, – ответил второй новичок.

– Хорошо! – ответил Мастер и задал такой же вопрос третьему новичку. – А что видишь ты?

– Я вижу перед собой мишень! – ответил он.

– Хорошо, – сказал Мастер, – что ещё?

– Больше ничего! Самое главное – это мишень, я вижу только её!

– Молодец! – сказал Мастер. – Ты добьёшься в жизни больших успехов. Я возьму тебя в свои ученики.

Когда есть цель, всё остальное не имеет значения.

Я хочу вас спросить: «А зачем вы приходите на уроки?»

Дети приходят на занятия по химии, чтобы делать открытия, чтобы узнать, что то новое.

Мы дышим кислородом, пьём воду. Вам хочется узнать как устроены молекулы этих веществ.

Продолжаем познавать новое.

Тема урока «Ковалентная связь». Положите перед собой Периодическую систему. Она нам сегодня пригодится.

Полную информацию смотрите в файле.

Содержимое разработки

Тема урока: Ковалентная связь. Полярные и неполярные связи.

Цель урока: организовать деятельность учащихся по изучению видов химической связи на примере ковалентной связи, на основе знаний об электроотрицательности и валентных электронах выяснить,

каким образом составляются схемы образования ковалентной связи в различных

1.Познакомить учащихся с типами ковалентной связи.

2. Развивать умения составлять схемы образования ковалентных химических связей.

3. Способствввать развитию логического мышления учащихся, навыков самостоятельной работы.

4. Продолжить развитие представлений о строении вещества.

5. воспитывать умение работать в группе, желание помогать друг другу, развивать у обучающихся активизацию, сотрудничество и сплоченность в коллективе.

Тип урока: изучение нового материала с использованием технологии проблемного обучения.

Оборудование: презентация, раздаточный материал, коллекция для составления молекул.

Методы: беседа, устный опрос, практический, организация упражнений по применению знаний (групповая, индивидуальная), взаимопроверка, самопроверка обучающихся, дифференцированное домашнее задание.

Ход урока «Ум заключается не только в знании, но и в умении применять знание на деле»
(Аристотель)

  1. Организационный момент (1-2 мин.)

Основное правило достижения цели

К Мастеру в стрельбе из лука пришли трое новичков:

– Ты самый ловкий стрелок во всём мире! Мы хотим стать такими же успешными и продолжить твоё дело, – сказали они.

– Я могу научить вас стрельбе из лука! – ответил Мастер. – Рассказать все тайны и премудрости этого дела. Но в свои ученики я возьму только одного! И он сможет стать самыми лучшим стрелком и по- настоящему успешным человеком.

Чтобы выбрать кого-то к себе в ученики, Мастер предложил пройти всем троим небольшое испытание. Он повесил на дерево мишень, и на расстоянии нескольких метров подвёл первого новичка.

– Что ты видишь перед собой? – спросил Мастер.

– Я вижу дерево, на котором висит мишень.

– Что ещё? – спросил Мастер

– Позади зелёная лужайка, на ней растут цветы.

– Хорошо, – сказал Мастер и подозвал следующего претендента в ученики. – А ты что видишь перед собой?

– Я вижу мишень, дерево, поляну, цветы, небо, – ответил второй новичок.

– Хорошо! – ответил Мастер и задал такой же вопрос третьему новичку. – А что видишь ты?

– Я вижу перед собой мишень! – ответил он.

– Хорошо, – сказал Мастер, – что ещё?

– Больше ничего! Самое главное – это мишень, я вижу только её!

– Молодец! – сказал Мастер. – Ты добьёшься в жизни больших успехов. Я возьму тебя в свои ученики.

Когда есть цель, всё остальное не имеет значения.

Я хочу вас спросить: «А зачем вы приходите на уроки?»

Дети приходят на занятия по химии, чтобы делать открытия, чтобы узнать, что то новое.

Мы дышим кислородом, пьём воду. Вам хочется узнать как устроены молекулы этих веществ.

Продолжаем познавать новое.

Тема урока «Ковалентная связь». Положите перед собой Периодическую систему. Она нам сегодня пригодится.

II. Актуализация знаний.

Работа с терминологией. “Установи соответствие”

1. Свойство простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

2. Номер периода

2. Процессы превращения атомов одних элементов в другие.

3. Ядерным реакции.

3. Вертикальный столбец химических элементов.

4. Горизонтальный ряд химических элементов начинается со щелочного металла и заканчивается инертным элементом.

5. разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковое число протонов в ядре, но разную массу.

6.Формулировка периодического закона

6. Число электронов на внешнем уровне.

7. число электронных слоев в атоме

1-3, 2- 7, 3- 2, 4- 5, 5-4, 6-1,7-6

2. “О каком понятии идет речь”.

Вид атомов с одинаковым зарядом ядра. (Химический элемент)

Мельчайшая, химически неделимая, частица (атом)

В центре атома находится заряженное ……(ядро)

Ядра атомов состоят из ………и……. (протонов и нейтронов).

Вокруг ядра по замкнутым орбитам вращаются отрицательно заряженные……(электроны).

III. Изучение нового материала.

Некоторые вещества существуют в виде молекул, которые состоят из атомов. Между ними возникает химическая связь.

-Что такое химическая связь?

Химическая связь – это связь между атомами, осуществляемая в молекулах и кристаллах вещества с помощью энергии электронов, входящих в состав атомов.

В зависимости от способа соединения атомов все химические связи в веществах были поделены на:

Ионную – образуется между ионами;

Ковалентную – между атомами за счет образования общих электронных пар;

Металлическую – между атомами элементов металлов.

Что такое валентность?

-Как определяется число валентных электронов и неспаренных электронов? (записать в тетради)

Ковалентная связьхимическая связь, возникающая в результате образования общих электронных пар. Она делится на полярную, которая осуществляется между разными атомами химических элементов, и неполярную, которая существует между атомами одного химического элемента с помощью общих электронных пар.

Если ковалентная неполярная связь образуется между одинаковыми атомами элементов-неметаллов, то полярная ковалентная связь может образовываться только между атомами разных элементов-неметаллов.

Электороотрицательность – это способность атомов химического элемента смещать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи.

Перед вами ряд химических элементов, расположенных в соответствии с уменьшением их электроотрицательности:

FO N CI Br I S C Si P H

Электрооотрицательность уменьшается от первого до последнего в представленном ряду химических элементов-неметаллов, с уменьшением электроотрицательности уменьшаются и способность атома смещать общую электронную пару ближе к своему ядру.

Число ковалентных связей, которыми атом одного химического элемента связан с атомами этого же или других элементов, называется валентностью.

Если утверждение верно – поднимите руки вверх, если утверждение неверно – присядьте.

Валентность кислорода- 2 /да

В ПСХЭ 9 групп /нет

Атом- мельчайшая химически неделимая частица. /да

Молекулы состоят из атомов /да

Валентность водорода 2 /нет

Ковалентная связь бывает полярной и неполярной /да

Кислород это металл /нет

4. Лабораторный опыт (работа в группах)

Тема: СОСТАВЛЕНИЕ МОДЕЛЕЙ МОЛЕКУЛ С КОВАЛЕНТНЫМ ТИПОМ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ
Цель: развить представления о строении вещества, закрепить знания о ковалентной связи между атомами в молекулах.
Оборудование: набор «Модели атомов для составления молекул»

ВЫПОЛНЕНИЕ ОПЫТА
1. Возьмите шарики разных цветов.

Урок 3. Схема образования молекул

При взаимодействии атомов между ними может возникать химическая связь, приводящая к образованию устойчивой многоатомной системы: молекулы, молекулярного иона, кристалла. Условием образования химической связи является уменьшение потенциальной энергии системы взаимодействующих атомов. Химическая связь возникает благодаря взаимодействию электрических полей, создаваемых электронами и ядрами атомов, участвующих в образовании молекулы или кристалла.

3.1. Теория химического строения

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

Основу теории, разработанной А. М. Бутлеровым, составляют следующие положения:

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

¨ Соединение атомов происходит в соответствии с их валентностью.

¨ Свойства веществ зависят не только от их состава, но и от их «химического строения», т. е. от порядка соединения атомов в молекулах и характера их взаимного влияния. Наиболее сильно влияют друг на друга атомы, непосредственно связанные между собой.

Таким образом, согласно теории Бутлерова свойства веществ определяются не только их качественным и количественным составом, но и внутренней структурой молекул, определенным порядком соединения между собой атомов, образующих молекулу. Эту внутреннюю структуру Бутлеров называл «химическим строением». Особенно важной была идея Бутлерова о том, что атомы, соединяясь в определенной последовательности в соответствии с их валентностью, взаимно влияют друг на друга таким образом, что частично изменяется их собственная природа, их «химическое содержание». Так, свойства атома водорода существенно меняются в зависимости от того, соединен ли он с атомом хлора (в молекуле НС l ), кислорода (в молекуле H 2 O ) или азота (в молекуле N Н3).

Теория Бутлерова дает возможность изображать строение молекул в виде структурных формул, в которых указана последовательность соединения атомов друг с другом, а каждая черточка, соединяющая атомы, обозначает единицу валентности. Так, строение молекул хлористого водорода (НС l ), хлорноватистой (НС lO ) и хлорноватой (Н ClO 3) кислот выражается следующими структурными формулами:

Эти формулы прежде всего показывают, что только в молекуле НС l атом водорода непосредственно связан с атомом хлора, тогда как в молекулах НС lO и Н ClO 3 он соединен не с хлором, а с атомом кислорода. Кроме того, структурная формула хлорноватой кислоты указывает на неравноценность атомов кислорода; в ее молекуле каждый из двух атомов кислорода соединен с атомом хлора двумя валентными связями, а третий связан одновременно с атомами хлора и водорода.

Структурные формулы позволяют понять причину различий в некоторых свойствах ортофосфорной (Н3РО4), фосфористой (Н3РО3) и фосфорноватистой (Н3РО2) кислот. Молекулы каждой из этих кислот содержат по три атома водорода. Приведем их структурные формулы:

Как видно, в молекуле ортофосфорной кислоты каждый атом водорода соединен с атомом кислорода. Все эти атомы водорода способны замещаться атомами металлов: поэтому Н3Р O 4 трехосновна. В молекуле фосфористой кислоты только два атома водорода непосредственно связаны с атомами кислорода и способны замещаться атомами металлов: эта кислота двухосновна. В молекуле же фосфорноватистой кислоты с атомом кислорода связан лишь один атом водорода, что и обусловливает ее одноосновность. Изображение химического строения молекул с помощью структурных формул особенно важно при изучении органических веществ.

Структурные формулы отражают лишь последовательность соединения атомов друг с другом, а не взаимное расположение атомов в пространстве. Изображение химического строения с помощью структурных формул допустимо только для веществ, состоящих из молекул. Между тем многие вещества состоят не из молекул, а из атомов (например карбид кремния SiC ) или имеют ионное строение (например хлорид натрия NaCl ). Структура подобных веществ определяется типом их кристаллической решетки и будет подробнее рассмотрена в гл. 6.

3.2. Ковалентная связь. Метод валентных связей

Квантово-механическое описание строения молекул получают, как и в случае многоэлектронных атомов, лишь на основе приближенных решений уравнения Шредингера. Впервые подобный приближенный расчет был произведен в 1927 г. В. Гейтлером и Ф. Лондоном для молекулы водорода. Они сначала рассмотрели систему из двух атомов водорода, находящихся на большом расстоянии друг от друга. При этом условии можно учитывать только взаимодействие каждого электрона со «своим» ядром, а всеми остальными взаимодействиями (взаимным отталкиванием ядер, притяжением каждого электрона к «чужому» ядру, взаимодействием между электронами) можно пренебречь. Тогда оказывается возможным выразить зависимость волновой функции рассматриваемой системы от координат и тем самым определить плотность общего электронного облака в любой точке пространства. Далее Гейтлер и Лондон предположили, что найденная ими зависимость волновой функции от координат сохраняется и при сближении атомов водорода. При этом, однако, необходимо уже учитывать и те взаимодействия (между ядрами, между электронами и т. д.), которыми при значительном удалении атомов друг от друга можно было пренебрегать. Эти дополнительные взаимодействия рассматриваются как некоторые поправки («возмущения») к исходному состоянию электронов в свободных атомах водорода. В результате Гейтлер и Лондон получили уравнения, позволяющие найти зависимость потенциальной энергии Е системы, состоящей из двух атомов водорода, от расстояния r между ядрами этих атомов. При этом оказалось, что результаты расчета зависят от того, одинаковы или противоположны по знаку спины взаимодействующих электронов. При совпадающем направлении спинов (рис. 3.1, кривая а) сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы. В этом случае для сближения атомов требуется затрата энергии, так что такой процесс оказывается энергетически невыгодным и химическая связь между атомами не возникает. При противоположно направленных спинах (рис. 3.1, кривая б) сближение атомов до некоторого расстояния r сопровождается уменьшением энергии системы. При r = r система обладает наименьшей потенциальной энергией, т. е. находится в наиболее устойчивом состоянии; дальнейшее сближение атомов вновь приводит к возрастанию энергии. Но это и означает, что в случае противоположно направленных спинов атомных электронов образуется молекула Н2 – устойчивая система из двух атомов водорода, находящихся на определенном расстоянии друг от друга.

Образование химической связи между атомами водорода является результатом взаимопроникновения («перекрывания») электронных облаков, происходящего при сближении взаимодействующих атомов (рис. 3.2). Вследствие такого взаимопроникновения плотность отрицательного электрического заряда в межъядерном пространстве возрастает. Положительно заряженные ядра атомов притягиваются к области перекрывания электронных облаков. Это притяжение преобладает над взаимным отталкиванием одноименно заряженных электронов, так что в результате образуется устойчивая молекула.

Рис. 3.1. Энергия системы, состоящей из двух атомов водорода

Рис. 3.2. Схема перекрывания атомных электронных облаков в молекуле водорода

Полученные Гейтлером и Лондоном расчетные значения межъядерного расстояния и энергии связи в молекуле водорода оказались близки к экспериментально найденным величинам. Это означало, что приближения, использованные Гейтлером и Лондоном при решении уравнения Шредингера, не вносят существенных ошибок и могут считаться оправданными. Таким образом, исследование Гейтлера и Лондона позволяло сделать вывод, что химическая связь в молекуле водорода осуществляется путем образования пары электронов с противоположно направленными спинами, принадлежащей обоим атомам. Процесс «спаривания» электронов при образовании молекулы водорода может быть изображен следующей схемой:

Волнистые линии на схеме показывают, что в молекуле водорода каждый электрон занимает место в квантовых ячейках обоих атомов, т. е. движется в силовом поле, образованном двумя силовыми центрами – ядрами атомов водорода. Такая двухэлектронная двухцентровая связь называется ковалентной связью.

Представления о механизме образования химической связи, развитые Гейтлером и Лондоном на примере молекулы облаков в молекуле водорода, были распространены и на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория химической связи получила название метода валентных связей (метод ВС). Метод ВС дал теоретическое объяснение важнейших свойств ковалентной связи, позволил понять строение большого числа молекул.

В основе метода ВС лежат следующие положения:

¨ Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.

¨ Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

При оценке степени перекрывания электронных облаков следует учитывать знаки волновых функций электронов. Некоторые возможные варианты перекрывания электронных облаков с указанием знаков соответствующих волновых функций изображены на рис. 3.3.

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: