Презентация на тему: 2. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Реклама. Продолжение ниже
2. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
2.1 Кривая Морзе. Основные параметры химической связи
Примеры
2.2 Классификация химической связи – типы связи
2.3 Ковалентная хим.связь Количественное квантово-механическое описание связи - это определение параметров связи ( E св, r св,  А-В-С )
Потенциальная энергия при образовании молекулы Н 2
Метод валентных связей (ВС) (на примере молекулы Н 2 ) В.Гайтлер и Ф.Лондон 1927 г.
Решение ур.Шредингера [ подстановка  S и  А в ур.Шредингера и нахождение Δ Е( r ) S и Δ Е( r ) A соответственно ]
Интегралы в энергетических поправках Δ Е( r ) S и Δ Е( r ) A
Молекула водорода
Принципы (постулаты) метода ВС (на основе представлений при расчете молекулы водорода )
Перекрывание валентных АО по  - типу (-связь) - цилиндрическая симметрия-свободное вращение атомов относительно линии связи
Перекрывание АО по  - типу ( -связь) – вращение индивидуального атома вокруг линии связи исключено(существование цис- и транс-изомеров)
Кратность связи. Схема образования
Примеры
2.5 Геометрия простейших молекул (МВС) – следствие ориентации валентных АО в пространстве. Недостаточность МВС. Понятие гибридизации АО
Молекулы H 2 O, H 2 S, H 2 Se и величина валентного угла в зависимости от эффективного заряда δ
Теория гибридизации АО(атомных орбиталей) Л.Полинг, Дж.Слэтер
Гибридные атомные орбитали (ГАО)
Примеры
Пример
Пример
2.6 Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи
Ион [NH 4 ] + NH 3 + H +  [NH 4 ] +
2.7 Метод молекулярных орбиталей (ММО) Роберт Малликен
Молекулярные орбитали молекулярного иона Н 2 +
Энергетическая диаграмма молекулы водорода
Правила построения энергетических диаграмм ММО
Пример: энергетическая диаграмма молекулы NO
1/29
Средняя оценка: 4.8/5 (всего оценок: 71)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (572 Кб)
Реклама. Продолжение ниже
1

Первый слайд презентации: 2. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

A В + AВ  Е А + Е В > Е АВ Выигрыш энергии ∆Е – движущая сила процесса образования хим.связи ΔЕ = Е АВ – (Е А + Е В ) < 0 Е А, Е В - полная энергия изолированных атомов Е АВ - полная энергия молекулы ΔЕ - суммарное изменение энергии системы при образовании молекулы

Изображение слайда
1/1
2

Слайд 2: 2.1 Кривая Морзе. Основные параметры химической связи

r св [ Å ] - длина химической связи E св [эВ, кДж  моль] - энергия химической связи α  А-В-С [  ] - угол связи (валентный угол),направленность хим.связи (геометрия молекулы);  Е = f (r св, α) Е св m  n Е св =  Е( r) = Е пр (r) + Е от (r) r св r Е(r) Е пр ( r ) ~ Е от ( r ) ~  Е(r) A В r

Изображение слайда
1/1
3

Слайд 3: Примеры

1. Молекула диоксида углерода ( CO 2 ) O O r C-О C r C-О O O C Е C-O = 800 кДж  моль r C-О = 1.16 Å  O-C-O = 180 о 2. Молекула диоксида серы ( SO 2 ) O S O r S -О r S -О S O O Е S-O = 528 кДж  моль r S-О = 1.43 Å  O-S-O = 119.3 о B F F F Е B- F = 640 кДж  моль r B- F = 1.30 Å  F -B- F = 120  3. Молекула B F 3 4. Молекула PH 3 P H H H Е P - H = 322 кДж  моль r P - H = 1.437 Å  H - P - H = 93.3 

Изображение слайда
1/1
4

Слайд 4: 2.2 Классификация химической связи – типы связи

Химическая связь Сильные связи Е св  200  1000 кДж/моль ( 2  10 эВ) Слабые связи Е св  10  100 кДж/моль (0.1  1эВ) Металлическая связь **  А =  В Ковалентная связь  А   В (  АВ  2.1), где  А,  В электроотрицательность атомов А и В Ионная связь **  А < <  В  АВ >2.1 Межмолекулярные связи * ( силы Ван-дер-Ваальса ) Водородная связь * * В конденсированном состоянии вещества ** В кристаллическом состоянии

Изображение слайда
1/1
5

Слайд 5: 2.3 Ковалентная хим.связь Количественное квантово-механическое описание связи - это определение параметров связи ( E св, r св,  А-В-С )

Решается уравнение Шредингера, т.е находят волн.ф-ции Ψ для валентных электронов в молекуле, участвующих в образовании связи ( получают информацию о распределении элетронной плотности в пространстве и определяют E св ) Для этого применяют метод приближенного вычисления -вариационный метод: задается произвольная волн.ф-ция  пп ( функция первого приближения ) и определяется энергия системы Е, затем изменяют функцию  пп и снова определяют энергию Е (минимизация Е путем изменения Ψ - функции ): Е  Е min ( Ψ пп →Ψ мол ) Е min ≡ E св   мол  мол – «истинная» волновая функция электронов в молекуле при Е min По способу задания волновой функции первого приближения (  пп ) ковалентную связь описывают двумя методами: 1. Метод валентных связей (М ВС ) 2. Метод молекулярных орбиталей (М МО )

Изображение слайда
1/1
6

Слайд 6: Потенциальная энергия при образовании молекулы Н 2

Атом А  А (1 s ) Потенциальная энергия при образовании молекулы Н 2 Атом В  В (1 s ) r B1 r A2 r B2 r A1  e 2 +e B  e 1 +e A r AB r 12 Уравнение Шредингера для молекулы водорода: (точное аналитическое решение невозможно, необходим приближенный метод)

Изображение слайда
1/1
7

Слайд 7: Метод валентных связей (ВС) (на примере молекулы Н 2 ) В.Гайтлер и Ф.Лондон 1927 г

Принимается : 1) Атомы водорода А и В в молекуле Н 2 сохраняют свою электронную индивидуальность, каждый электрон( 1) и ( 2 ) принадлежит ядру своего атома А и В соответственно. 2) известны волновые функции электрона ( 1) в атоме А -  А (1) и электрона ( 2) в атоме В -  В (2) – это 1 S атомные орбитали электронов (1) и ( 2). 3) частицы (электроны и ядра атомов) неразличимы. 1. Вид волн.функций первого приближения Ψ 1 и Ψ 2 (описывают состояния электронов в молекуле водорода – произведение волн.функций электронов изолир.атомов водорода) : Ψ 2 – из-за неразличимости частиц 2. (↑↓) (↑↑) где Ψ S и Ψ A более точное приближение к истинной волн.функции(в.ф.) для Н 2 – линейная комбинация ψ 1 и ψ 2. Ψ S – наз. симметричная в.ф., спины эл-нов антипараллельны(↑↓), Ψ A – асимметричная в.ф., спины параллельны (↑↑)

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже
8

Слайд 8: Решение ур.Шредингера [ подстановка  S и  А в ур.Шредингера и нахождение Δ Е( r ) S и Δ Е( r ) A соответственно ]

E r  A (↑↑)  S (↑↓) B A B A Е = 2Е о + Δ Е( r ) S, A, где Е – полная энергия молекулы Н 2, Е о - энергия изолир. атомов Н в основном состоянии, Δ Е( r ) S,A – энерг.поправка при образовании хим.связи в молекуле Н 2 ( r→r св ) за счет взаимодействия ядер и электронов атомов Н в Н 2 в зависимости от спинов электронов: в молекуле Н 2 для  S - спины электронов атомов Н (↑↓), для  A - спины (↑↑) 2Е о

Изображение слайда
1/1
9

Слайд 9: Интегралы в энергетических поправках Δ Е( r ) S и Δ Е( r ) A

Q – «кулоновский интеграл» - описывает изменение ∆Е энергии системы из-за электростатич.взаимодействия ядер и эл-нов (в молекуле водорода Н 2 ) I – « обменный интеграл», «интеграл обменного взаимодействия» - ∆Е вследствие неразличимости эл-нов (электрон принадлежит обоим ядрам) S – “интеграл перекрывания”-∆Е вследствие перекрывания АО - 0  S <1 r : Q  0, I  0, S  0 r  0: Q  0, I  0, S  1 r  r св Q < 0, I < 0, причем  Q  <  I , 0 < S < 1 → ( 1 ± S 2 ) > 0 Всё зависит от знака обменного интеграла I в ∆ E(r) s и ∆ E(r) A [ см. слайд 8 ] Получаем ∆ E(r) s < 0, а ∆ E(r) A > 0. Тогда E < 2Е О для ∆ E(r) s [ Е = 2Е о + Δ Е( r ) S, A, ] - выигрыш энергии → образование связи между атомами и следовательно молекулы Н 2. E > 2Е О для ∆ E(r) A – связь между атомами водорода не образуется т.к. энергия Е связанной системы (молекулы Н 2 ) больше энергии двух изолированных атомов 2Е О Вывод: при образовании хим.связи основное значение имеет обменное взаимодействие, удовлетворяющее условию антипараллельности (↑↓) спинов электронов

Изображение слайда
1/1
10

Слайд 10: Молекула водорода

Изображение слайда
1/1
11

Слайд 11: Принципы (постулаты) метода ВС (на основе представлений при расчете молекулы водорода )

1) Единичная химическая связь образуется общей парой электронов с противоположными спинами. Насыщенность – ограниченное число связей, которые может образовывать атом [ определяется числом неспаренных (валентных)электронов на внешнем энергетическом уровне атома в основном или возбужденном состоянии ] 2) Общая электронная пара локализована(расположена) между атомами в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей(минимума потенциальной энергии) Направленность - атомы взаимно располагаются таким образом, чтобы перекрывание валентных орбиталей было максимальным. Расположение в пространстве общей электронной пары определяется ориентацией атомных валентных орбиталей 3) Энергия связи определяется только силами электростатического взаимодействия электронов и ядер и зависит от величины перекрывания орбиталей Из двух связей та прочнее, где перекрывание валентных атомных орбиталей больше

Изображение слайда
1/1
12

Слайд 12: Перекрывание валентных АО по  - типу (-связь) - цилиндрическая симметрия-свободное вращение атомов относительно линии связи

 s-s H 2 (H 1 s 1 )  p x -p x Cl 2 (Cl 3 s 2 3 p 5 )  s-p HF (H1 s 1 ; F 2 s 2 2 p 5 )

Изображение слайда
1/1
13

Слайд 13: Перекрывание АО по  - типу ( -связь) – вращение индивидуального атома вокруг линии связи исключено(существование цис- и транс-изомеров)

 p - p (  pz - pz;  py - py )  p-d

Изображение слайда
1/1
14

Слайд 14: Кратность связи. Схема образования

– двойная связь (  - и одна  -связь) – тройная связь (  - и две  -связи)  p x -p x  p z -p z y z z y  p y- p y x

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже
15

Слайд 15: Примеры

Изображение слайда
1/1
16

Слайд 16: 2.5 Геометрия простейших молекул (МВС) – следствие ориентации валентных АО в пространстве. Недостаточность МВС. Понятие гибридизации АО

Молекулы H 2 O, H 2 S, H 2 Se Строение определяется пространственной ориентацией валентных атомных орбиталей - АО H 1 s 1 O, S, Se ns 2 np x 2 p y 1 p z 1 1 s 1 Н 1 s 1 Н О 2 s 2 2 p x 2 2 p y 1 2 p z 1 p z p x p y s z y x s

Изображение слайда
1/1
17

Слайд 17: Молекулы H 2 O, H 2 S, H 2 Se и величина валентного угла в зависимости от эффективного заряда δ

 Н-Э-Н  90   Э   Н Н +  Н + 

Изображение слайда
1/1
18

Слайд 18: Теория гибридизации АО(атомных орбиталей) Л.Полинг, Дж.Слэтер

Молекула СH 4 – все атомы водорода равноценны H 1 s 1 АО : С 2 s 2 2 p x 1 p y 1 p z 0  ГАО: С 2 s 1 2 p x 1 p y 1 p z 1 2 s 1 2 p x 1 2 p y 1 2 p z 1 1 s 1 1 s 1 1 s 1 1 s 1 Гибридизация орбиталей - замена атомных орбиталей(АО) близких по энергии и различной симметрии таким же числом равноценных гибридных атомных орбиталей (ГАО) при образовании хим.связи s - 1 p - 3 Правила построения ГАО 1 - Ψ ГАО = Σ C i Ψ АО 2 - Е всех ГАО одинакова,  Е АО   Е ГАО 3 -  n АО = Σ n ГАО [ Σ n ГАО  6 ( spd) ] 4 - от вида и числа АО зависит пространств.конфигурация ГАО (форма молекул) 5 - могут гибридизоваться не все валентные электроны (гибридные орбитали образуют  -связи, не гибридные -  )

Изображение слайда
1/1
19

Слайд 19: Гибридные атомные орбитали (ГАО)

p -орбиталь s –орбиталь Две sp- гибридн ых атомных орбитал и (ГАО) p- орбиталь d- орбиталь Две pd - ГАО

Изображение слайда
1/1
20

Слайд 20: Примеры

sp - гибридизация молекула АВ 2 BeH 2 (... 2s 1 2p 1 ) Две sp - ГАО – линей- ная молекула  180 o x Be H H sp 2 -гибридизация молекула АВ 3 BF 3 (... 2s 1 2p 2 ) Три sp 2 - ГАО – молекула - плоский равносторонний треугольник B  120 o F F F

Изображение слайда
1/1
21

Слайд 21: Пример

sp 3 - гибридизация молекула АВ 4 СH 4 (... 2s 1 2p 3 ) Четыре sp 3 - ГАО – объёмная молекула в виде тетраэдра  109 о 29' Н Н Н Н

Изображение слайда
1/1
22

Слайд 22: Пример

dsp 2 -гибридизация молекулярный ион [CuCl 4 ] -2 плоский квадрат  90  y x Cl Cu Cl Cl Cl

Изображение слайда
1/1
23

Слайд 23: 2.6 Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

   2.6 Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи Е св =1071кДж/моль по зачению Е - связь тройная Молекула СО O 2 p x 1 2 p y 1 2 p z 2 2 s 2 C 2 p x 1 2 p y 1 2 p z 0 2 s 2 Акцептор - свободная орбиталь Донор – неподеленная пара электронов

Изображение слайда
1/1
24

Слайд 24: Ион [NH 4 ] + NH 3 + H +  [NH 4 ] +

Из эксперимента - четыре равноценных атома водорода, тетраэдрическая конфигурация  sp 3 -гибридизация валентных орбиталей атома азота N 2 s 2 2 p x 1 2 p y 1 2 p z 1 Н 1 s 1 Н + 1 s 0 N 2 p x 1 2 p y 1 2 p z 1 2 s 2 H H H 1 s 1 1 s 1 1 s 1 H + 1 s 0  sp 3 sp 3 sp 3 sp 3    H + H 0 H 0 H 0 1 s 0 1 s 1 1 s 1 1 s 1

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
25

Слайд 25: 2.7 Метод молекулярных орбиталей (ММО) Роберт Малликен

Принимается: 1. Каждый электрон в молекуле движется в результирующем поле всех ядер и остальных электронов. В ММО - молекула рассматривается как единая частица. (В МВС эл-н в поле своего ядра, молекула-система взаимодействующих изолированных атомов). 2. Состояние электрона в молекуле описывают волновые функции, которые называют молекулярными орбиталями ( МО ). МО представляет из себя - линейную комбинацию (сложение или вычитание) атомных орбиталей ( АО). Сокращенное название МО - ( МО-ЛКАО ). МО многоцентровые (т.к. в молекуле не менее 2-х ядер) в отличие от АО. 3. Совокупность молекулярных орбиталей в молекуле называется электронной конфигурацией молекулы. Заполнение электронами молекулярных орбиталей осуществляется на основе принципа минимума энергии принципа Паули правила Хунда

Изображение слайда
1/1
26

Слайд 26: Молекулярные орбитали молекулярного иона Н 2 +

+ Атом А + Атом В Молекула АВ Молекулярные орбитали Н 2 + Атомные 1 s орбитали Н 2 +  А - (1s)  В - (1s)  1 -  св ( связывающая орбиталь ) с 1 - нормир.множитель  2 -  р ( разрыхляющая орбиталь ) с 2 -нормирующий множитель -

Изображение слайда
1/1
27

Слайд 27: Энергетическая диаграмма молекулы водорода

r Е(r) Δ Е(r) – разрыхляющая МО  р  св АО АО 1s 1s Е(r св ) Δ Е(r) – связывающая r cв

Изображение слайда
1/1
28

Слайд 28: Правила построения энергетических диаграмм ММО

1. Выбираются АО изолированных атомов, принимающие участие в образовании химической связи (валентные орбитали). Для s - и p -элементов валентными орбиталями являются ns - и np -электроны. 2. Взаимодействующие АО должны иметь одинаковую симметрию относительно линии связи, при этом число образующихся МО равно числу АО. Две n s -атомные орбитали образуют две  -молекулярные орбитали. Одна из них связывающая и одна разрыхляющая. Две n p -орбитали образуются две  - и четыре  -молекулярные орбитали. Из них одна - и две - МО связывающие и соответственно о дна - две - разрыхляющие МО Точное значение энергий МО необходимо рассчитывать, но можно пользоваться качественными схемами энергетических диаграмм молекул.

Изображение слайда
1/1
29

Последний слайд презентации: 2. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ: Пример: энергетическая диаграмма молекулы NO

Е(r св ) N АО 2s p x p y p z O АО 2s p z p y p x МО NO  св (s)  р (s)  св (p x )  р (p x )  р (p y )  р (p z )  св (p y )  св (p z ) Парамагнетик – наличие неспаренных электронов на МО Диамагнетик – отсутствие неспаренных электронов NO [  св (s) ] 2 [  (s) р ] 2 [  св (p x ) ] 2 [  св (p y ) ] 2 [  св (p z ) ] 2 [  р (p y ) ] 1

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже