Презентация на тему: 1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3

Реклама. Продолжение ниже
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3.
1/34
Средняя оценка: 4.8/5 (всего оценок: 52)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (4943 Кб)
Реклама. Продолжение ниже
1

Первый слайд презентации

1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3. Гібридизація атомних орбіталей (АО) і геометрична форма молекул 4. Донорно-акцепторний (координаційний) зв ’ язок 5. Водневий зв ’ язок 6. Міжмолекулярні сили. Сили Ван-дер-Ваальса Тема: ХІМІЧНИЙ ЗВ ’ ЯЗОК ТА БУДОВА МОЛЕКУЛ 7. Йонний зв ’ язок 8. Металічний зв ’ язок 9. Будова йонних сполук 10. Електронегативність

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
2

Слайд 2

ВИДИ ХІМІЧНИХ ЗВ'ЯЗКІВ Вид хімічного зв'язку Визначення Йонний Зв'язок між йонами, що здійснюється завдяки електростатичному притяганню між ними Ковалентний Зв'язок атомів за допомогою спільних електронних пар. або це зв'язок, що утворюється в результаті перекривання електронних орбіталей атомів Донорно-акцепторний Зв'язок між атомами, один з яких має неподілену пару електронів, а інший вільну атомну орбіталь Металічний Зв ‘ язок у металах та сплавах між позитивно зарядженими йонами та валентними електронами, що є спільними для всіх йонів Водневий (міжмолеку­лярний) Трицентровий зв'язок між двома електронегативними атомами, що здійснюється через атом Гідрогену

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
3

Слайд 3

ОСНОВНІ ХАРАКТЕРИСТИКИ КОВАЛЕНТНОГО ЗВ'ЯЗКУ

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
4

Слайд 4

Ковалентний зв‘язок виникає між атомами. Ковалентний зв'язок виникає між атомами не внаслідок переходу електронів від одного атома до іншого, а завдяки виникненню між атомами однієї або кількох спільних електронних пар. Спільні електронні пари між атомами виникають за рахунок неспарених електронів, які є в атомі і беруть участь в утворенні хімічного зв'язку. Ці електрони називаються валентними. Ковалентний зв'язок, у разі утворення якого електронна пара зміщується в бік одного з атомів, називається полярним зв'язком. Перекривання електронних хмар атомів Полярний ковалентний зв'язок Неполярний ковалентний зв'язок

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/5
5

Слайд 5

ОДИНАРНИЙ ЗВ‘ЯЗОК Якщо атоми в молекулі за допомогою однієї спільної пари електронів (одного зв‘язку), то зв‘язок називається ординарним. ПОДВІЙНИЙ ЗВ ’ ЯЗОК Коли зв‘язок між атомами здійснюється за допомогою двох спільних пар електронів – називається подвійним. ПОТРІЙНИЙ ЗВ ’ ЯЗОК Якщо є атоми сполучені трьома хімічними зв‘язками – називається потрійним.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/5
6

Слайд 6

КОВАЛЕНТНИЙ ЗВ ’ ЯЗОК Полярність ковалентного зв'язку. Якщо молекула (А—А) утворена двома однаковими атомами то електронна пара однаковою мі рою належить обом атомам, тобто електронна пара розміщується симетрично відносно зв'язаних атомів. Такий зв'язок є неполярним, його дипольний момент μ дорівнює нулю. У молекулі (А—В) утвореній двома атомами з різними значеннями електронегативностей, електронна пара зміщена до одного з атомів, що характеризується більшою електронегативністю. Такий зв'язок називають полярним, а відповідні молекули - полярними. У полярних молекулах утворюється електричний диполь, який є системою з віддаленими у просторі різнойменними зарядами. Сумарний дипольний момент молекули дорівнює векторній сумі дипольних моментів окремих зв'язків. Наприклад, для молекул його визначають так: Значення дипольних моментів ковалентних молекул знаходяться в межах 0 - 4 D, а йонних 4 - 11 D, вони наводяться у таблицях.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
7

Слайд 7

Механізм утворення і напрямленість ковалентного зв'язку розглянемо на кількох прикладах:

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/4
Реклама. Продолжение ниже
8

Слайд 8

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/4
9

Слайд 9

Кратність ковалентного зв'язку. σ і π-зв'язки. Атоми сполучаються між собою одинарними, подвійними або потрійними зв'язками. Зв'язок між двома атомами, напрямлений вздовж осі, що сполучає їх ядра, називають σ-зв'язком. Зв'язок, що виникає внаслідок взаємодії ρ-орбіталей, орієнтованих перпендикулярно до осі зв'язку, називають π-зв'язком. Він може виникати не тільки за рахунок перекриття ρ-орбіталей, але й внаслідок перекриття ρ- і d -орбіталей або d - d -орбіталей між собою.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/5
10

Слайд 10

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/5
11

Слайд 11

Отже, ковалентний зв'язок утворюють атоми однакової хімічної природи, близькі за хімічними властивостями. У молекулі атоми утримуються разом за допомогою спільних електронних пар, отже хімічний зв'язок локалізований між двома атомами. Фактично ковалентний зв'язок утворюється внаслідок перекривання атомних орбіталей, тобто в просторі між зв'язаними атомами електронна густина підвищенна.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
12

Слайд 12

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/6
13

Слайд 13

Хімічний зв'язок, у якому електронна пара належить одночасно двом атомам (двоцентровий зв'язок), називають локалізованим. Якщо при утворенні зв'язку електронні пари розмішуються між кількома атомами, то його називають нелокалізованим. Це — багатоцентровий зв'язок. Він є проміжним між одинарним і подвійним, тому його кратність характеризують дробовим числом. Прикладом може бути карбонат або нітрат-іони, а також нітратна кислота чи оксид нітрогену ( V ): Як видно з рисунків, у графічних формулах делокалізований зв'язок зображують штриховою лінією.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/4
14

Слайд 14

Гібридизація АО і геометрична форма молекул Зміну форми атомних орбіта лей при утворенні хімічного зв'язку називають гібридизацією. Атомні орбіталі одного енергетичного рівня, наприклад s - і p -орбіталі з різною симетрією, після гібридизації набувають однакової форми. Причому число гібридизованих орбіталей дорівнює числу орбіталей, які беруть участь в процесі гібридизації. Тип гібридизації визначається типом АО, що беруть участь у цьому процесі і їх кількістю. Основні типи гібридизації АО Гібридизація орбіталей – суперпозиція різних, але близьких за енергією орбіталей даного атома, з виникненням того ж числа нових гібридних орбіталей, однакових за енергією. Гібридизація атомних орбіталей відбувається при виникненні ковалентних зв ’ язків між атомами.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
Реклама. Продолжение ниже
15

Слайд 15

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/5
16

Слайд 16

Геометрична форма деяких молекул, утворених різними гібридними АО

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/4
17

Слайд 17

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
18

Слайд 18

ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНИЙ (КООРДИНАЦІЙНИЙ) ЗВ'ЯЗОК Координаційний зв'язок виникає між атомами, внаслідок узагальнення неподіленої електронної пари, що належала одному з них. Розглянемо на двох прикладах: 1. Утворення катіона амонію 2. Утворення катіона гідроксонію

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/5
19

Слайд 19

ВОДНЕВИЙ ЗВ'ЯЗОК Утворюється між атомами Гідрогену і атомами більш електронегативних елементів — Флуором, Оксигеном, Нітрогеном тощо. Буває міжмолекулярний і внутрішньомолекулярний, наприклад:

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/5
20

Слайд 20

Утворення внутрішньомолекулярного водневого зв'язку в молекулах саліцилової кислоти і о-нітрофенолу:

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/6
21

Слайд 21

Утворення водневого зв'язку між молекулами води відбувається так. Кожна молекула бере участь в утворенні чотирьох водневих зв'язків (два — за рахунок атомів Гідрогену і два — за рахунок неподілених пар атомів Оксигену). Енергія водневого зв'язку між молекулами води дорівнює 20-25 кДж/моль. Отже, молекули води сильно асоційовані і мають ажурну просторову будову. Атом Оксигену розміщений в центрі тетраедра (світлі кульки), вершини якого займають атоми Гідрогену (темні кульки). Вода у твердому стані (лід) має таку будову:

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/5
22

Слайд 22

МІЖМОЛЕКУЛЯРНІ СИЛИ Сили Ван-дер-Ваальса Слабкі сили притягання між молекулами (міжмолекулярні сили), обумовлені нерівномірним розподілом і рухом електронів в атомах молекул. Сила притягання приблизно у двадцять разів менша, ніж у йонному зв’язку. Це сила, яка зкріплює молекулярні решітки, наприклад, йоду та твердого карбон( IV ) оксид. Слабі Ван-дер-Ваальси сили скріплюють цю молекулярну решітку йоду. Атоми йоду у молекулах з’єднані ковалентним зв’язком

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
23

Слайд 23

Йонний зв'язок Йонний зв'язок виникає між типовими металами, які легко віддають валентні електрони і типовими неметалами, які приєднують їх. Вважають, що різниця відносних електронегативностей ΔХ йонного зв'язку має бути більше як 2,1. Механізм утворення цього зв'язку розглянемо на прикладах:

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
24

Слайд 24

Сполук з чисто йонним зв'язком відомо небагато. Це, наприклад, фториди лужних і лужноземельних металів (ΔХ ≈ 2,8 ÷ 3,2). В інших сполуках металів з неметалами зв'язок має проміжний характер між йонним і ковалентним полярним.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
25

Слайд 25

МЕТАЛІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК Металічний зв'язок – це притягання між частинками в металічній гратці (тобто, в металах). Гратка складається із позитивних йонів металу з валентними електронами, які вільно переміщуються між ними. Вільні, або делокалізовані електрони утворюють зв ’ язви між йонами. Сили взаємодії між електронами і йонами в металах доволі великі. Для їх подолання необхідно більше енергії, тому метали мають високі точки плавлення та кипіння. Метали здатні проводити тепло та електричний струм. ДЕЛОКАЛІЗАЦІЯ Узагальнення валентних електронів всіма атомами в молекулі або металічній кристалічні гратці. Делокалізовані електрони можуть належати будь-якому із атомів у гратці та здатні переміщуватись по решітці, тому метал може проводити електричний струм і тепло.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
26

Слайд 26

БУДОВА ЙОННИХ СПОЛУК Йонні сполуки мають кристалічну будову. Вони складаються з кристалічних ґраток, у вузлах яких правильно чергуються катіони і аніони. Важливою характеристикою таких структур є координаційне число (кч.), тобто число йонів з протилежним зарядом, які оточують даний йон. Просторове розміщення атомів у кристалах з різними значеннями кч. видно з наступних рисунків: а — йон на вершині кубічної ґратки, к.ч. = 6 (тип N аС l ); б — йон в центрі куба, к.ч. = 8 (тип CsCl ); в — йон в центрі кожної грані куба, к.ч. = 12.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
27

Слайд 27

Розміри катіонів і аніонів залежать від положення елемента в періодичній системі і заряду йона. Вони істотно відрізняються між собою.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
28

Слайд 28

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/5
29

Слайд 29

ВИДИ ХІМІЧНОГО ЗВ'ЯЗКУ І БУДОВА ДЕЯКИХ МОЛЕКУЛ

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
30

Слайд 30

К.Полінг вперше склав шкалу електронегативностей атомів, а також ввів поняття про ступінь йонності зв'язку, який визначають за різницею відносних електронегативностей. Наприклад, за цією шкалою Х( L і) прийнято за одиницю, а Х( F ) = 4. Якщо значення ΔХ = 1,7, то такий зв'язок буде на 50 % йонним і 50 % ковалентним, що видно з рисунка. ВІДНОСНІ ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНОСТІ (ВЕН) ДЕЯКИХ ЕЛЕМЕНТІВ

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
31

Слайд 31

Відносна електронегативність характеризує здатність атома стягувати на себе спільні електронні пари. За різницею ВЕН атомів можна встановити характер хімічного зв'язку, оскільки у багатьох сполуках зв'язок між атомами має проміжний характер між йонним і ковалентним. Відносні електронегативності (ВЕН) деяких елементів (за Полінгом)

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
32

Слайд 32

Взаємозв'язок ВЕН з типом ХЗ і властивостями речовин

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
33

Слайд 33

Залежність відносної електронегативності хімічних елементів від їх порядкового номера зображено на рисунку: З рисунку видно, що зі збільшенням номера періоду (від І до VII) ВЕН елементів в основному зменшується.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
34

Последний слайд презентации: 1. Види хімічних зв ’ язків 2. Основні характеристики ковалентного зв ’ язку 3

Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: - К., Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – 480 с. ЛІТЕРАТУРА 2. Слободяник М.С., Гордієнко О.В., Корнілов М.Ю., Павленко В.О., Пономарьова В.В. Хімія: Навч. посібник. – К.: Либідь, 2003. – 352 с.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
Реклама. Продолжение ниже