= qэфф⋅lдип
qэфф– эффект. заряд,
lдип – длина диполя
Дебай (D):
1D = 3,33 . 10-30 Кл⋅м[Кл•М]
- Главная
- Разное
- Бизнес и предпринимательство
- Образование
- Развлечения
- Государство
- Спорт
- Графика
- Культурология
- Еда и кулинария
- Лингвистика
- Религиоведение
- Черчение
- Физкультура
- ИЗО
- Психология
- Социология
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Маркетинг
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Что такое findslide.org?
FindSlide.org - это сайт презентаций, докладов, шаблонов в формате PowerPoint.
Обратная связь
Email: Нажмите что бы посмотреть
Презентация на тему Продолжение лекции Химическая связь
Содержание
- 2. Дипольный момент – количественная характеристика полярности связи
- 3. Дипольный момент – векторная величина, направленная от
- 4. О=С = О = 0ОН Нμ ≠ 0
- 5. Донорно-акцепторный механизм образования связисвязывающие электронные пары образуются
- 6. Кратность хим. связи - число общих электронных
- 7. Гибридизация АОЭто математический прием отыскания новых волновых
- 8. Основные положения гибридизацииГибридизуются только орбитали центрального атома
- 9. Гибридные орбитали более вытянуты в пространстве и
- 10. При образовании молекулы BeCl2 происходит гибридизация АО
- 11. AlCl3sp2 - гибридизация3s23p1AlAl*120°
- 12. Скелетная и пространственная модели молекулы метана
- 13. sp3d2 – гибридизацияSF6S 3s23p4F 2s22p5
- 14. В гибридизации могут участвовать:Одноэлектронные орбиталиОрбитали со спаренными
- 15. Орбитали, участвующие в образовании хим. связи наз-ся связывающимиОрбитали, не участвующие в образовании хим. связи наз-ся несвязывающими
- 16. NH3 H2Osp3 - гибридизация
- 17. Метод ОЭПВО (метод Гиллеспи)(отталкивание электронных пар валентной
- 18. Основные положения метода МОВ образовании хим.св. могут
- 19. АО должны быть близкими по энергииИз
- 20. Связывающие и разрыхляющие МОДля нахождения волновых функций
- 21. Распределение электронов по МО в Н2МОрМОсвАОАО
- 22. Энергетическая диаграмма позволяет определить:Магнитные свойства веществаПорядок (кратность)
- 23. Изоэлектронные частицыN2, CO, NO+ имеют одинаковый набор
- 24. O2
- 25. N2N2
- 26. Электронная формула молекулыO2 (KK)σs2σs*2σpx2 πy2πz2πy*1πz*1 Обозначение
- 27. Ионная связь Это предельный случай полярной ковалентной
- 28. Ионная связь Энергия связи определяется силами электростатического
- 29. В соединениях с большой долей ионности связи
- 31. Свойства ионной связи: - ненаправленность - ненасыщаемость
- 32. Ненаправленность и ненасыщаемостьВ ионном соединении каждый ион
- 34. NaClNaCl
- 35. Ионные соединения при обычных условиях – твердые
- 36. ПоляризацияЭто влияние друг на друга ионов, которое
- 37. Поляризуемость - деформация электронного облака в электрическом полеПоляризующая способность - деформирующее влияние на другие ионы
- 38. Поляризуемость ионавозрастает с ув-м размеров иона Li+
- 39. Поляризующая способность ионовзависит от заряда, размера и
- 40. Катионы d-элементов обладают (при одном и том
- 41. Влияние поляризации на свойства соединений:растворимостьтермическая устойчивостьокраску
- 42. Пример AgCl хуже растворим в воде, чем
- 43. Пример: Оксо-кислоты менее устойчивы при нагревании, чем
- 44. Металлическая связьобразуется в металлах и их сплавах
- 45. Природа металлической связи основана на обобществлении валентных
- 46. Теория электронного газаВсе валентные электроны свободны и принадлежат всей кристаллической решетке. Совокупность электронов называется электронным газом+++++++++++
- 47. Метод МО – Зонная теорияΔЕ – ширина
- 48. ΔЕ = 0 для металловΔЕ ≥ 4,0
- 49. Межмолекулярные взаимодействияназывают силами Ван дер Ваальса Обеспечивает
- 50. Ориентационные силы действуют между близкорасположенными полярными молекулами, противоположно заряженные полюса которых притягиваются друг к другу
- 51. Индукционные силы возникают между полярной и неполярной
- 52. Дисперсионное взаимодействие (наиболее универсальное)Возникает в неполярных молекулах,
- 53. Водородная связьПериодыt°кипения
- 54. Водородная связь бывает внутримолекулярная (чаще в орг.
- 55. Cхема образования водородной связи между молекулами H2OН ОНОННН ОН:ОНН
- 56. Скачать презентацию
- 57. Похожие презентации
Дипольный момент – количественная характеристика полярности связи μ = qэфф⋅lдипqэфф– эффект. заряд, lдип – длина диполяДебай (D): 1D = 3,33 . 10-30 Кл⋅м[Кл•М]
Слайд 2
Дипольный момент – количественная характеристика полярности связи
μ
= qэфф⋅lдип
1D = 3,33 . 10-30 Кл⋅м
Слайд 3
Дипольный момент – векторная величина, направленная от
(+)
к (–)
Различают дип. моменты хим. связи и молекул
μмол.
= Σ μсв
Слайд 5
Донорно-акцепторный механизм образования связи
связывающие электронные пары образуются объединением
пары валентных электронов одного атома (донора) со свободной АО
другого атома (акцептора)Пример:
BF3 + F – = BF4–
B
F
Слайд 6 Кратность хим. связи - число общих электронных пар,
реализующих связь между двумя атомами
Чем выше кратность связи, тем
она прочнее (кратности > 3 не бывает) Кратность обусловлена характером перекрывания АО
Молекула F2 O2 N2
Кратность связи 1 2 3
Е св, кДж/моль 159 494 945
Слайд 7
Гибридизация АО
Это математический прием отыскания новых волновых функций,
удовлетворяющих условию равнопрочности образуемых связей и уменьшению энергии
Слайд 8
Основные положения гибридизации
Гибридизуются только орбитали центрального атома
Гибридизуются
АО с близкой энергией
Число гибридных орбиталей равно суммарному числу
исходных орбиталейСлайд 9 Гибридные орбитали более вытянуты в пространстве и обеспечивают
более полное перекрывание с соседними атомами
Гибридные орбитали участвуют только
в образовании σ-связейТеория гибридизации объясняет направленность ковалентной связи и геометрическое строение молекул и кристаллов
Слайд 10
При образовании молекулы BeCl2 происходит гибридизация АО Be
Be (2s2)
Cl(3s23p5)
SP – гибридизация
180°
Слайд 14
В гибридизации могут участвовать:
Одноэлектронные орбитали
Орбитали со спаренными электронами
Орбитали
без электронов
Геометрия молекул и валентные углы зависят от типа
орбиталей
Слайд 15
Орбитали, участвующие в образовании хим. связи наз-ся связывающими
Орбитали,
не участвующие в образовании хим. связи наз-ся несвязывающими
Слайд 17
Метод ОЭПВО (метод Гиллеспи)
(отталкивание электронных пар валентной оболочки)
Объясняет
геометрическое строение молекул с различными орбиталями: связывающими и несвязывающими
Слайд 18
Основные положения метода МО
В образовании хим.св. могут участвовать
как пара, так и один электрон
Состояние электронов в молекулах
соответствует принципам min энергии, Паули и Гунда
Слайд 19
АО должны быть близкими по энергии
Из n
АО образуется n МО
МОразр → σs*
ns(АО) + ns(АО)
МОсвяз
→ σsσpx*
npx(АО) + npx(АО)
σpx
πy* πz*
npypz(АО) + npypz(АО)
πy πz
Слайд 20
Связывающие и разрыхляющие МО
Для нахождения волновых функций МО
используют метод ЛКАО
Из двух перекрывающихся АО образуютсяся две МО
МОсв
– min энергияМОр – max энергия
Слайд 22
Энергетическая диаграмма позволяет определить:
Магнитные свойства вещества
Порядок (кратность) связи
в молекуле
Порядок связи =
Увеличивается или уменьшается порядок связи при
отрыве или присоединении электронаΣeсвяз - Σeразр
2
Слайд 23
Изоэлектронные частицы
N2, CO, NO+
имеют одинаковый набор МО,
их одинаковую энергетическую последовательность, заселенность электронами и одинаковый порядок
связи
Слайд 26
Электронная формула молекулы
O2
(KK)σs2σs*2σpx2 πy2πz2πy*1πz*1
Обозначение (KK)
относится к внутренним электронам в O2
N2
(KK)σs2σs*2σpx2πy2πz2
Слайд 27
Ионная связь
Это предельный случай полярной ковалентной связи,
когда степень ионности > 50%
или ΔЭО > 1,9
Пример:
ЭОMg=1,2; ЭОО=3,5ΔЭО = 2,3
Слайд 28
Ионная связь
Энергия связи определяется силами электростатического взаимодействия
противоположно заряженных ионов
Ионные соединения состоят из огромного числа ионов,
связанных в одно целое силами электростатического притяженияСлайд 29 В соединениях с большой долей ионности связи возникают
не молекулы, а твердые тела с ионным кристаллическим строением
Слайд 32
Ненаправленность и ненасыщаемость
В ионном соединении каждый ион притягивает
к себе независимо от направления неограниченное число противоположно заряженных
ионов из-за сил электростатического взаимодействияВзаимное отталкивание противоионов ограничивает их число в окружении каждого иона
Слайд 35 Ионные соединения при обычных условиях – твердые и
прочные, но хрупкие вещества
При плавлении и растворении в воде
они распадаются на ионы (электролитическая диссоциация) и проводят электрический ток, т.е. являются электролитами
Слайд 36
Поляризация
Это влияние друг на друга ионов, которое приводит
к деформации электронных оболочек
Причина - действие электрического поля,
создаваемого соседними противоположно заряженными ионами В результате электронная оболочка смещается в сторону соседнего иона и деформируется
Слайд 37
Поляризуемость - деформация электронного облака в электрическом поле
Поляризующая
способность - деформирующее влияние на другие ионы
Слайд 38
Поляризуемость иона
возрастает с ув-м размеров иона
Li+ –
Na+ – K+ – Rb+ – Cs+
F-– Cl-–
Br-– I- радиус увеличивается
поляризуемость возрастает
rкат < rат < rан
поэтому поляризуемость анионов выше поляризуемости катионов
Слайд 39
Поляризующая способность ионов
зависит от заряда, размера и типа
иона
Чем > заряд иона, тем > его поляризующее действие
При
одном и том же заряде напряженность электрического поля вблизи иона тем >, чем < его размерыСлайд 40 Катионы d-элементов обладают (при одном и том же
заряде и близком радиусе) большей поляризующей способностью, чем катионы
s- и p-элементовАнионы характеризуются поляризуемостью, а катионы поляризующей способностью
Слайд 42
Пример
AgCl хуже растворим в воде, чем NaCl
и KСl
Причина
более сильное поляризующее действие Ag+ на Cl–
и связи становятся более ковалентны в AgCl, что ухудшает его растворимость в водеСлайд 43 Пример: Оксо-кислоты менее устойчивы при нагревании, чем их
соли
Причина - сильное поляризующее действие Н+. Внедряясь в анион,
протон снижает его заряд, ослабляет в нем хим. связи и делает его менее устойчивым, поэтому кислоты легко разлагаются на воду и оксид
Слайд 44
Металлическая связь
образуется в металлах и их сплавах Осуществляется
между ионами, атомами металлов и делокализованными электронами в кристаллич.
решеткеПричина: невысокие Еиониз. металлов обусловливают легкость отрыва валентных электронов от атомов и перемещение по всему объему кристалла
Результат: высокая тепло- и электропроводность
Слайд 45 Природа металлической связи основана на обобществлении валентных электронов,
т.к. валентных электронов меньше, чем вакантных орбиталей, валентные электроны
могут переходить с одной орбитали на другую
Слайд 46
Теория электронного газа
Все валентные электроны свободны и принадлежат
всей кристаллической решетке. Совокупность электронов называется электронным газом
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Слайд 47
Метод МО – Зонная теория
ΔЕ – ширина запрещенной
зоны
АО Е Кристал Е
АОΔЕ
Зона
проводимости
Валентная зона
Запрещенная зона
Слайд 48
ΔЕ = 0 для металлов
ΔЕ ≥ 4,0 эВ
для диэлектриков
ΔЕ от 0 до 4,0 эВ для полупроводников
Металлическая
связь ненасыщенна и ненаправлена
Слайд 49
Межмолекулярные взаимодействия
называют силами Ван дер Ваальса
Обеспечивает переход
из одного агрегатного состояния в другое, определяет многие физические
свойства: Тпл, Ткип, электро- и теплопроводность, твердость, плотность и др.Три типа межмолекулярных взаимодействий, обусловленных электростатическим притяжением молекул
Слайд 50 Ориентационные силы действуют между близкорасположенными полярными молекулами, противоположно
заряженные полюса которых притягиваются друг к другу
Слайд 51 Индукционные силы возникают между полярной и неполярной молекулами
благодаря поляризуемости неполярных молекул
Электроны и ядра неполярной молекулы смещаются
в противоположных направлениях под действием электрического поля полярной молекулы
Слайд 52
Дисперсионное взаимодействие (наиболее универсальное)
Возникает в неполярных молекулах, т.е.
возникают мгновенные диполи в результате взаимного притяжения в любой
момент времени вследствие несовпадения электрических центров тяжести электронного облака и ядер, вызванного их независимым колебаниемСлайд 54 Водородная связь бывает внутримолекулярная (чаще в орг. молекулах)
