Содержание
- 2. Plan: 1. Introducere. Date istorice. 2. Electrovalenţa. 3. Covalenţa. 3.1. Teoria electronică a covalenţei. 3.2. Teoria
- 3. 1. Date importante în evoluţia teoriilor despre legăturile chimice În sec. XVIII filozofii au folosit noţiunea
- 4. Deşi proprietăţile substanţelor sunt infinit de variate, cercetarea acestora a dus la concluzia, că ele pot
- 8. Formarea combinaţiilor ionice respectă regulile empirice ale lui Fajans (1924), după care, un atom trece cu
- 9. Prin studierea substanţelor ionice în stare solidă prin metoda difracţiei razelor X, a fost dovedită existenta
- 10. Configuraţiile electronice ale ionilor simpli sunt: tipice: identice cu configuraţia electronică a heliului, 1s2 la: H−,
- 11. Caracteristicile legăturii ionice este de natură fizică şi constă din atracţia preponderent electrostatică între ioni; este
- 12. Proprietăţile substanţelor ionice au caracter salin (majoritatea sunt săruri); au puncte de topire (Tt) şi de
- 13. 3. COVALENŢA (LEGĂTURA COVALENTĂ) 3.1. Teoria electronică a covalenţei. G.N. Lewis (1916) este fondatorul teoriei electronice
- 16. covalenţe polare: se realizează între două specii diferite de atomi (electronegativităţi diferite), fapt ce permite deplasarea
- 18. Legătura coordinativă se poate stabili între: molecule polare care posedă perechi de electroni neparticipanţi şi anumiţi
- 19. La formarea legăturii coordinative pot participa şi electronii aflaţi pe un nivel imediat inferior (interior) electronilor
- 20. Caracteristici ale covalenţei numărul covalenţelor este egal cu numărul de electroni puşi în comun (cuplaţi). ia
- 21. Regula octetului se respectă şi în moleculele poliatomice, ca, de exemplu, moleculele acizilor. Fie în calitate
- 22. 5. Din configuraţia stratului de valenţă al atomului de oxigen în stare fundamentală se observă că
- 23. Uneori pentru a diferenţia legăturile formate după mecanism de schimb de cele formate după mecanism donor-acceptor,
- 25. Variaţia energiei moleculei de hidrogen în funcţie de distanţa dintre celedouă nuclee
- 26. Conform mecanicii cuantice formarea legăturii chimice decurge prin cîteva etape: redistribuirea orbitalelor atomice; suprapunerea (întrepătrunderea) orbitalilor
- 27. Există două metode matematice de tratare a legăturii chimice: Metoda (teoria) legăturii de valenţă (LV) –
- 28. 3.2.1. Teoria (metoda) legăturilor de valenţă Conform acestei teorii covalenţa se realizează prin perechi de electroni.
- 29. 1. Molecula de BeCl2. Configuraţia electronică a învelişului de valenţă a atomului de clor este 3s23p5:
- 30. Hibridizarea este redistribuirea orbitalilor de diferită formă şi energie ai unui atom cu formarea orbitalilor echivalenţi
- 31. Deci, înainte de formarea legăturii, orbitalii atomici ai beriliului se hibridizează. La hibridizare participă un orbital
- 32. 2. Molecula de BCl3. Configuraţia electronică a învelişului de valenţă a atomului de bor este 2s22p1.
- 33. Orbitalii hibrizi de aranjează în aşa mod încît unghiul dintre legăturile B – Cl formate este
- 34. 3. Molecula de CCl4. Configuraţia electronică a învelişului de valenţă a atomului de carbon este 2s22p2.
- 35. Molecula formată posedă o configuraţie tetraedrică, unghiul dintre legături alcătuind 109°28′:
- 36. 4. Molecula de PCl5. Configuraţia electronică a învelişului de valenţă a atomului de fosfor este 3s23p3.
- 37. 5. Molecula de SF6. Configuraţia electronică a învelişului de valenţă a atomului de sulf este 3s23p4.
- 38. 6. Molecula de IF7. Configuraţia electronică a învelişului de valenţă a atomului de iod este 5s25p5.
- 39. 7. Molecula de NH3. În molecula de amoniac legătura chimică se realizează prin trei covalenţe între
- 40. 8. Molecula de H2O. În molecula de apă legătura chimică se realizează prin două covalenţe între
- 41. Pentru a stabili tipul hibridizării şi, respectiv, forma spaţială a moleculei, se procedează în următorul mod:
- 42. Relaţia tipul de hibridizare – formă spaţială
- 43. Pentru a stabili tipul de hibridizare în moleculele poliatomice se folosesc formulele electronice ale acestora. De
- 46. Legãturile δ sunt mai rar întâlnite, se formează prin suprapunerea concomitentã a câte 4 lobi ai
- 47. 3.2.2. Teoria (metoda) orbitalilor moleculari În acest model se porneşte de la existenţa orbitalilor electronici atomici,
- 48. Prin contopirea a 2 OA de tip s rezultă 2 OM: un OM de legătură σs
- 58. Diagrama energetică de formare a OM pentru elementele uşoare plasate la începutul perioadei II
- 59. Diagrama energetică a OM pentru molecula de B2 şi C2 (fază gazoasă!!!)
- 60. Diagrama energetică a OM pentru molecula de N2
- 62. Formarea orbitalilor moleculari în molecule heteronucleare
- 66. 3.3. Proprietăţile covalenţei şi a substanţelor cu legătură covalentă este rigidă, deoarece atomii legaţi covalent ocupă
- 67. Substanţele covalente (moleculare) se prezintă în toate cele trei stări de agregare. Multe din ele sunt
- 68. Proprietăţile substanţelor cu legătură covalentă depind în mare măsură de tipul reţelei cristaline. De exemplu este
- 69. Lungimea legăturii care este egală cu distanţa interatomică (internucleară) şi depinde de multiplicitatea legăturii. Cu cît
- 70. Energia E0, necesară pentru a rupe legătura dintre atomi şi ai îndepărta unul de altul la
- 71. Cu cît este mai mare energia de legătură, cu atît legătura este mai trainică. Legătura se
- 72. 4. LEGĂTURA METALICĂ Metalele se deosebesc fundamental de celelalte substanţe, atît sub formă elementară cît şi
- 73. Teoria gazului electronic (Drude şi Lorenz, 1900) Toţi electronii sau cea mai mare parte din electroni
- 74. Teoria benzilor de energie (Fermi, Sommerfeld, Bloch, Brillouin)
- 75. 6. INTERACŢIUNI INTERMOLECULARE Forțe van der Waals Faptul că gazele compuse din atomi (He, Ar, Ne
- 77. Скачать презентацию