Презентация на тему Типы химических связей

молекулярной формуле соединения тип связей в нём;
научиться составлять механизм

образования химической связи.

атомов, которое связывает их в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы

связь.
Металлическая связь.
Водородная связь.

катионов к анионам.

+
Na

-
Cl

+
Na

-
Cl

+
Na

-
Cl

-
Cl

0 0 + –

2 Na + Cl2 → 2Na + 2 Cl → 2Na Cl
атом атом ион ион ионное
натрия хлора натрия хлора соединение

2ē

+
Na

-
Cl

-
Cl

-
Cl

-
Cl

+
Na

+
Na

+
Na

образования общих электронных пар.




ē


ē


ē


ē


ē


ē

(пи) – связь
простая
двойная
тройная
Схема 2

атомы образуют общие электронные пары за счёт объединения неспаренных

электронов.

Например:
Н2 – водород Н• + •Н → Н ׃ Н или Н - Н ;
НCl – хлороводород или соляная кислота

Н• + • Cl → Н Cl или H – Cl ;



3. N2 – азот N • + • N → N N или N N.

••

••

••

••

••

••

••

••

••

•••

•

•

•

•

•••

••

••

ІІІ

☼ Действует между веществами донором и акцептором.
Донор – вещество,

у которого имеется свободная электронная
пара.
Акцептор – вещество, у которого имеется свободная орбиталь.





Аммиак Соляная Ион аммония
кислота
(донор) (акцептор)

Н

Н

N

H

..

-

-

І

+

H Cl

□

→

+

[ ]

-

-

-

H

H

H

H

N

••

+

Cl

–

–

F, O, N, C l, Br, S, C,

P, Si

НЕПОЛЯРНАЯ ковалентная связь – это связь, образованная
между атомами с одинаковой электроотрицательностью.
Например : H – H; Cl – Cl; N N.

ПОЛЯРНАЯ ковалентная связь – это связь, образованная между
атомами с разной электроотрицательностью.
Например: H – Cl; H – S – H.

ІІІ

связывающих атомы.

Бывает:
ПРОСТАЯ « - » - это одна

σ-связь;
ДВОЙНАЯ « » - это одна σ-связь и одна
π-связь;
3. ТРОЙНАЯ « » - это одна σ-связь и две
π- связи.

ІІ

ІІІ

которой область перекрывания атомных орбиталей находится на линии соединяющей

центры взаимодействующих атомов;
между парой атомов может быть только одна;
это всегда простая связь.

Рис.2

при которой область перекрывания атомных орбиталей располагается в двух

местах на линии, перпендикулярной линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов;
между парой атомов может только дополнять σ – связь.

Рис. 3

между ионами металлов в металлической решётке.
n+
M

n+
M

n+
M

n+
M

n+
M

n+
M

n+
M

n+
M

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

0 n+
М - nē = М

Например:

для элементов (металлов) Ι группы главной
0 1+
подгруппы М - 1ē = М ;

для элементов (металлов) Ι Ι группы главной
0 2+
подгруппы М - 2ē = М .

водорода одной
молекулы и сильноотрицательными
элементами(O, N, F) другой молекулы.

Н

О - - - - Н О Н Н

Н Н - - - - О Н - - - - О Н

|

|

|

|

|

|

|

|