Содержание
- 2. 1. Что такое молекула? Молекула – это совокупность атомов, обладающая набором характерных отличительных свойств. Как можно
- 3. Молекула, далее, может быть устойчивой, но реакционноспособной или нереакционноспособной. Например, NO и СН3 устойчивы (т.е. не
- 4. За счёт чего же образуется химическая связь? Ответ: химические связи должны образоваться в результате понижения энергии
- 5. г) Экспериментальное определение порядка связи Ранее мы уже использовали энергию связи для определения порядка связи. При
- 7. На рис. можно заметить и другую характерную особенность химической связи. Более прочная связь в Н2 стягивает
- 8. Итак, мы рассмотрели образование связи в простейшей молекуле Н2. Однако, здесь имеется одна тонкость. Оказывается, что
- 9. Такая двухэлектронная двухцентровая связь называется ковалентной связью. Так же как и в атомах, движение электронов в
- 10. ОБЩИЕ ПРИНЦИПЫ ОБРАЗОВАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ СВЯЗЕЙ. Связи образуются, если один или несколько электронов могут находиться около двух
- 11. Рассмотрим простейшие примеры. С помощью электронов – точек образование молекулы водорода можно представить следующим образом: В
- 12. Два 1s электрона не изображены, они включены в символ атома F , т.к. не участвуют в
- 13. Эта формула показывает, что в молекуле О2 должна быть двойная связь. Молекула ОН должна быть устойчивой,
- 14. 2-х электронную связь можно изображать с помощью чёрточек – валентностей: вода ; Н2О2 кислород О2: О
- 15. Молекула, в которой имеется неспаренный валентный электрон, называется радикалом. Число общих электронных пар, связывающих атом данного
- 16. Характеристики связи Итак, более прочная связь в Н2 стягивает два протона ближе друг к другу, чем
- 17. Энергией связи двух атомов называется та энергия, которая выделяется при образовании этой связи, т.е. то уменьшение
- 18. ГОМОЯДЕРНЫЕ ДВУХАТОМНЫЕ МОЛЕКУЛЫ Очевидно, что кроме молекулы Н2 имеются и другие гомоядерные двухатомные молекулы. Например, в
- 19. Уменьшение потенциальной энергии, происходящее при обобществлении электронов в гомоядерных двухатомных молекулах, сильно зависит от положения атомов
- 20. Рис. 2. Энергии связи двухатомных гомоядерных молекул (ккал/моль).
- 21. Рассмотрим, почему так малы энергии связи в молекулах Zn2, Cd2 и Hg2. Изобразим распределение электронов в
- 22. Гомоядерные связи имеются естественно не только в двухатомных молекулах. Мы уже рассматривали молекулу О2. Связь в
- 23. Но гораздо большее количество связей образованы атомами различных элементов. Такие связи называются гетерополярными и мы теперь
- 24. Вспомним, что для Li2 Do = 25 ккал/моль, а для Н2 Do = 108 ккал/моль. Очевидно,
- 25. Откуда же взялись эти избыточные 6 ккал/моль? Происхождение их связано с несимметричным распределением электронной плотности. Она
- 26. В левой части (а) поле создаётся заряженными пластинами конденсатора и диполь стремится расположиться указанным способом; в
- 27. Такая реакция – стремление расположиться наиболее выгодным образом позволяет нам измерить величину электрического диполя. Величина ориентирующего
- 28. Итак, связь Li – H имеет дипольный момент. В этом случае мы говорим, что связь имеет
- 29. При этом можно считать, что на всю длину связи r0 от одного атома к другому смещена
- 30. Рассмотрим 3 потенциала ионизации атомов Li, H и F: E1(H) = 313.6 ккал/моль, E1(Li) = 124
- 31. Симметричное распределение электронов не вызывает смещения заряда и поэтому δ = 0 и ионный характер связи
- 32. ГЕОМЕТРИЯ И ДИПОЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МОЛЕКУЛ Оказывается, что химические свойства молекул почти так же сильно зависят от
- 33. Под геометрией молекулы подразумеваются величины углов между связями в ней и её форма. Рассмотрим молекулы Н2О
- 34. Связи эквивалентны Связи эквивалентны
- 35. ГИБРИДИЗАЦИЯ СВЯЗЕЙ Рассмотрим молекулу (радикал) СН2. Эта молекула весьма устойчива, но чрезвычайно реакционноспособна. Вы помните, мы
- 36. Теперь у атома С остаются ещё 2 неспаренных электрона: по одному на 2py и 2pz орбиталях.
- 37. Эти три гибридные орбитали расположены в одной плоскости.
- 38. Молекула метана СН4 В этом случае образуются четыре sp3- гибридные орбитали, совершенно эквивалентные по энергиям, направленные
- 39. Гибридизация орбиталей имеется не только у атома С. Рассмотрим соединения В и Ве – тоже элементов
- 40. Но ВН3 отличается от BF3 принципиально. В ВН3 валентная 2pz – орбиталь В остаётся пустой. Она
- 41. Молекулы BeH2 и BeF2: в них возможна sp – гибридизация.
- 42. Когда же происходит гибридизация? Ответ: когда атом вступает в химическую связь. Тогда энергия образования химических связей
- 43. 1) Каждый атом образует связи до тех пор, пока не заполнит свои валентные орбитали электронами до
- 44. Вспомним, что если ковалентная связь образована между 2-мя атомами разных элементов, то она является гетерополярной, т.е.
- 45. Влияние геометрического строения молекулы на дипольный момент
- 47. Как же определить, на каком из атомов, образующих связь какой избыточный заряд находится? Для этого служит
- 48. где ro – длина связи, qe –заряд электрона. Эта гипотетическая величина δ представляет собой некоторую часть
- 49. По данным таблицы находим: Таким образом, 1) связь Mg – O более полярна, т.е. характеризуется большей
- 50. ДОНОРНО - АКЦЕПТОРНЫЕ СВЯЗИ Независимо от степени ионности ковалентные связи образуются только при сближении двух атомов,
- 51. Мы уже видели такие примеры: СН2, который вступает в реакцию едва ли не при первом же
- 52. В обоих случаях возможно дальнейшее понижение энергии, если только электроны смогут занять эту рz – орбиталь,
- 53. После образования трех связей с атомами водорода у азота на валентной орбитали остается еще одна пара
- 54. Мы видим, что бор, который имеет незанятую валентную орбиталь, действует как акцептор электронов, а атом азота,
- 55. Свойства некоторых соединений ВН3, с донорно-акцепторными связями достаточно хорошо изучены, хотя сам ВН3 еще не получен.
- 56. Соединения кислорода также могут выступать в роли донора электронов. Рассмотрим, например, реакцию между ВF3 и диметиловым
- 59. Скачать презентацию