какому соединению соответствует треугольная форма молекул
Презентация на тему «Геометрия молекул» (11 класс, профильный уровень)
Ищем педагогов в команду «Инфоурок»
Выбранный для просмотра документ другие виды гибридизации.pptx
Описание презентации по отдельным слайдам:
Соединения с Sp3 –гибридными орбиталями
Sp3 –гибридизация NCl3 N 2S2 2p3
Sp3 –гибридизация H2O О 2S2 2p4
Как определить тип гибридизации? Какие виды гибридизации орбиталей вам известны? Какой тип химической связи (σ или π) является определяющим для геометрии молекулы?
Sp-гибридизация наблюдается во всех ацетиленовых углеводородах; также у : карбина, BeCl2, BeH2, CO, CO2, HCN. Ве* 2S1 2p1 выравнивание
Упражнение: Соберите из конструктора модели молекул и сравните: а) CO2, SO2; б)SO3. Определите тип гибридизации орбиталей центрального атома и форму молекул.
Валентность центрального атома в молекулах C* 2S2 2p3 выравнивание S* 3S2 3p3 3d1 выравнивание CO2 SO2 2πсвязи валентностьIV 2πсвязи валентностьIV
Гибридизация и геометрия молекул CO2 SO2 гибридизация sp sp2 угол связи 1800 1200 форма молекулы линейная угловая
на геометрию молекул влияют
Другие виды гибридизации Помимо энергетических уровней s и p, в процессе гибридизации могут также участвовать d- и f-уровни. Форма этих орбиталей зависит от магнитного квантового числа, характеризующего орбиталь.
Даны вещества: SCl4, SF6, XeF6 Что общего у этих веществ? Что различного у этих веществ? Как будет меняться тип гибридизации центрального атома? Упражнение:
Гибридизация и геометрия молекулы SCl4 3S2 3p3 3d1 выравнивание S* SCl4 валентность IV гибридизация Sp3d(5 гибридных АО) угол связи 1200, 900 форма молекулы треугольнаябипирамида
Гибридизация и геометрия молекулы SF6 3S1 3p3 3d2 выравнивание S* SF6 валентность VI гибридизация sp3d2(6 гибридных АО) угол связи 900,900,1800 форма молекулы четырёхугольнаябипирамида(октаэдр)
Гибридизация и геометрия молекулы XeF6 5S2 5p3 5d3 выравнивание Xe* XeF6 валентность центр.атома VI гибридизация sp3d3(7 гибридных АО) угол связи 720,900 форма молекулы пятиугольная пирамида
Упражнения: Определить тип гибридизации центрального атома в молекулах : PF5, ClF3, XeF2 IF5, XeF4
молекула PF5 3S1 3p3 3d1 выравнивание P* PF5 валентность V гибридизация sp3d угол связи 1200,900,1800 форма молекулы треугольнаябипирамида
молекула ClF3 3S2 3p4 3d1 выравнивание Cl* ClF3 валентность III гибридизация sp3d угол связи 1200 форма молекулы плоский треугольник
молекула XeF2 5S2 5p5 5d1 выравнивание Xe* XeF2 валентность II гибридизация sp3d угол связи >1200 форма молекулы угловая
молекула IF5 5S2 5p3 5d2 выравнивание I* IF5 валентность V гибридизация sp3d2 угол связи 900,900 форма молекулы четырёхугольная пирамида
молекула XeF4 5S2 5p3 5d2 выравнивание Xe* XeF4 валентность IV гибридизация sp3d2 угол связи 900 форма молекулы плоский квадрат
Домашнее задание: §7 стр.58-64, упр.№1-4; Заполнить таблицу формулами веществ с различными типами гибридизации, в тетради привести доказательства определенных типов гибридизации. Подготовиться к самостоятельной работе.
Курс повышения квалификации
Дистанционное обучение как современный формат преподавания
Курс повышения квалификации
Современные педтехнологии в деятельности учителя
Курс профессиональной переподготовки
Методическая работа в онлайн-образовании
Другие типы гибридизации атомных орбиталей.
11 класс (профильный)
I. Организация начала. Актуализация знаний прошлого урока
1. Что такое орбиталь? Какие формы орбиталей вам известны? СЛАЙД 1
2. В курсе органической химии изучали понятие «гибридизация». Что оно означает? СЛАЙД 2.
3. причины гибридизации? СЛАЙД 3.
4. Какие виды гибридизации орбиталей вам известны?
5. Как определить тип гибридизации?
6. Какой тип химической связи ( σ или π ) является определяющим для геометрии молекулы? СЛАЙД 4
7. какова форма молекулы и угол связи в случае sp, sp2 и sp3 гибридизации орбиталей атома углерода в органических соединениях?
Индивидуальная работа учащихся у доски (3 учащихся), остальные работают в тетрадях.
II. Мотивация и целеполагание
Понятие гибридизации – универсальное, т.е. применимо и для молекул неорганических веществ (как простых, так и сложных). Наиболее склонны к гибридизации атомы II периода П.С.Х.Э.
Привести примеры молекул, не содержащих кратных связей, имеющих атом в sp, sp2 и sp3 гибридизации;
(в помощь учащимся учитель предлагает видеоматериал) СЛАЙДЫ 5-15
Учащиеся приводят примеры молекул неорганических и органических веществ
sp (BeF2)
sp3 (CH4, CCl4, SiH4, NH3, Н2О, HF и ионы NH4+, Н3О+)
Привести примеры молекул, содержащих кратные связи имеющие атомы в sp, sp2
sp (C2H2, CO2, N2O, HCN)
sp2 (C2H4, C6H6, SO2, NO2)
УПРАЖНЕНИЕ: СЛАЙД 17
Что общего у веществ молекулы, которых имеют состав: CO2 и SO2?
Валентность центрального атома IV. У углерода по одному электрону на четырёх орбиталях: одной s и трёх p.
У серы электроны располагаются два спаренных электрона на s-орбитали по одному на трёх p и одной d- орбиталях.
И у углерода, и у серы по две π-связи. Следовательно, у углерода в гибридизации не принимают участие две p-орбитали. У серы одна d и одна p орбитали.
Что различного у этих веществ?
СЛАЙД 19
Тип гибридизации (sp и sp2) и геометрия молекулы (линейная и угловая соответственно)
Тип гибридизации центрального атома в молекуле SO3. Форма молекулы?
Валентность серы VI, значит, электроны располагаются по одному на шести орбиталях: s, 3p, 2d;
у серы три π-связи, значит, две d и одна p орбитали в гибридизации не участвуют. Следовательно, гибридизация серы –sp2, молекула треугольная
Выводы: (какие факторы влияют на форму молекулы?)
1. число атомов в молекуле (число σ связей);
2. наличие неподеленных пар, которые не участвуют в образовании связей с другими атомами;
Мы рассмотрели типы гибридизации, связанные с выравниванием S и p орбиталей.
Какие ещё типы гибридизации могут быть?
Учащиеся высказывают свои предположения.
Учитель предлагает сформулировать цели и тему второй части урока.
1. Формулируют цели второй части занятия:
— Изучить другие типы гибридизации и влияние гибридизации на форму молекулы.
— Научиться применять их для решения задач и упражнений.
2. Записывают подзаголовок урока.
III. Изучение нового материала
Учитель предлагает учащимся посмотреть на ряд веществ:
SCl4; SF6; XeF6
Наблюдают и анализируют (соединения серы с валентностью IV и VI, в которых нет кратных связей.) Валентность ксенона VI нет кратных связей
Задает вопросы:
1. Что общего у этих веществ?
Все связи одинарные, простые.
2. Что различного у всех этих веществ?
3. Как будет изменяться тип гибридизации центрального атома от SCl4; SF6 к XeF6?
СЛАЙДЫ 24-26, 27-29, 30-32.
В тетрадях записывают распределение электронов. Определяют валентность центрального атома.
Называют новые понятия- sp3d, sp3d2, sp3d2.
Определяют углы связей
4. Определите геометрическую форму молекул.
С помощью набора моделей атомов, конструируют модели молекул.
Определяют геометрию молекул:
SCl4 тетраэдр, углы: 1200, 90°
SF6 четырёхугольная бипирамида, углы: 90°, 90°, 180°
XeF6 пятиугольная пирамида, углы: 72°, 90°
Тип гибридизации центрального атома в молекулах PF5; ClF3; XeF2?
СЛАЙДЫ 33-35, 36-38, 39-41.
сходство в типе гибридизации: sp3d,
различие в геометрии: треугольная бипирамида,
Какой тип гибридизации будет у IF5, XeF4
СЛАЙДЫ 42-44, 45-47.
Самостоятельная работа
Вывод: сходство в типе гибридизации: sp3d2,
различие в геометрии: четырёхугольная пирамида, плоский квадрат,
соответственно.
V. Домашнее задание
• §7 стр.58-64, упр.№1-4; СЛАЙД 48
• Заполнить таблицу формулами веществ с различными типами гибридизации, в тетради привести доказательства определенных типов гибридизации, (приложение 1).
• Подготовиться к самостоятельной работе.
Угол между связями
Чтобы определить тип гибридизации и форму химической частицы, поступают следующим образом:
· находят центральный атом и определяют число σ-связей (по числу концевых атомов);
· определяют степени окисления атомов в частице;
· составляют электронную конфигурацию центрального атома в нужной степени окисления;
· если это необходимо, проделывают то же самое для концевых атомов;
· изображают схему распределения валентных электронов центрального атома по орбиталям
· отмечают орбитали, участвующие в образовании связей с концевыми атомами;
· определяют тип гибридизации, учитывая все орбитали, участвующие в образовании связи, а также неподеленные электроны; если валентных орбиталей недостаточно, используют орбитали последующих энергетических уровней;
· по типу гибридизации определяют геометрию химической частицы.
· Наличие π-связей не влияет на тип гибридизации.
Задания для учащихся:
Каково пространственное строение и тип гибридизации в молекулах и ионах (запишите их формулы в таблицу):
Номер материала: 469423
Международная дистанционная олимпиада Осень 2021
Не нашли то что искали?
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.
Безлимитный доступ к занятиям с онлайн-репетиторами
Выгоднее, чем оплачивать каждое занятие отдельно
Российские школьники завоевали пять медалей на олимпиаде по физике
Время чтения: 1 минута
Шойгу предложил включить географию в число вступительных экзаменов в вузы
Время чтения: 1 минута
Путин попросил привлекать родителей к капремонту школ на всех этапах
Время чтения: 1 минута
Пензенские родители смогут попасть в школы и детсады только по QR-коду
Время чтения: 1 минута
В России выбрали топ-10 вузов по работе со СМИ и контентом
Время чтения: 3 минуты
Минпросвещения будет стремиться к унификации школьных учебников в России
Время чтения: 1 минута
Подарочные сертификаты
Ответственность за разрешение любых спорных моментов, касающихся самих материалов и их содержания, берут на себя пользователи, разместившие материал на сайте. Однако администрация сайта готова оказать всяческую поддержку в решении любых вопросов, связанных с работой и содержанием сайта. Если Вы заметили, что на данном сайте незаконно используются материалы, сообщите об этом администрации сайта через форму обратной связи.
Все материалы, размещенные на сайте, созданы авторами сайта либо размещены пользователями сайта и представлены на сайте исключительно для ознакомления. Авторские права на материалы принадлежат их законным авторам. Частичное или полное копирование материалов сайта без письменного разрешения администрации сайта запрещено! Мнение администрации может не совпадать с точкой зрения авторов.
Гибридизация атомных орбиталей. Геометрия молекул
Урок 10. Химия 11 класс ФГОС
В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам
Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобрев в каталоге.
Получите невероятные возможности
Конспект урока «Гибридизация атомных орбиталей. Геометрия молекул»
В образовании ковалентных связей принимают участие как эс-, так и пэ-электроны, орбитали которых имеют различную форму и направленность в пространстве.
Связи, которые образуются между ними, являются равноценными и расположены симметрично.
Это явление объясняется на основе концепции гибридизации атомных валентных орбиталей. Согласно концепции, в образовании химической связи принимают участие гибридные орбитали, то есть это орбитали, усреднённые по форме и размерам, а, следовательно, и по энергии. Число гибридных орбиталей равно числу исходных.
Гибридные орбитали более вытянуты в пространстве, а это обеспечивает их более полное перекрывание с орбиталями соседних атомов.
Из-за своей симметрии гибридные орбитали не участвуют в образовании пи-связи, так как не могут обеспечить перекрывание между собой в двух областях пространства.
Основными условиями устойчивой гибридизации являются:
Первое, в гибридизации могут участвовать орбитали с близкими значениями энергий, то есть эс-, пэ-орбитали внешнего энергетического уровня и дэ-орбитали внешнего или предвнешнего уровня;
второе, гибридная атомная орбиталь должна более плотно перекрываться с орбиталями другого атома при образовании связи;
третье, в гибридизации участвуют орбитали с достаточно высокой электронной плотностью, которыми в большинстве случаев являются орбитали элементов начальных периодов;
четвёртое, гибридные орбитали должны быть ориентированы в пространстве таким образом, чтобы обеспечить максимальное взаимное удаление друг от друга.
Ориентация гибридных орбиталей определяет геометрическую структуру молекулы. При комбинации одной эс- и одной пэ-орбитали возникает две эс-пэ-гибридные орбитали, расположенные симметрично под углом сто восемьдесят градусов.
Связи, образованные с участием электронов этих орбиталей, также располагаются под углом сто восемьдесят градусов.
Например, у атома бериллия эс-пэ-гибридизация орбиталей проявляется в молекуле хлорида бериллия, которая вследствие этого имеет линейную форму.
Комбинация трёх орбиталей (одной эс- и двух пэ-орбиталей) приводит к образованию трёх эс-пэ-два гибридных орбиталей, расположенных под углом сто двадцать градусов, как в молекуле фторида бора.
Комбинация четырёх орбиталей (одной эс- и трёх пэ-типа) приводит к эс-пэ-три гибридизации, при которой четыре гибридные орбитали симметрично ориентированы в пространстве к четырём вершинам тэтраэдра, то есть под углом сто девять градусов двадцать восемь минут, как в атоме углерода в молекуле метана.
Таким образом, если исходными орбиталями являются эс- и пэ-, то образуется две гибридные орбитали, возникает гибридизация эс-пэ типа, связи при этом расположены под углом сто восемьдесят градусов, в пространстве молекула имеет линейное строение.
Если исходные орбитали одна эс и две пэ-орбитали, то образуется три гибридных орбитали, тип гибридизации при этом эс-пэ-два, валентный угол равен сто двадцать градусов, а форма молекулы треугольная.
Если в гибридизации участвуют одна эс и три пэ-орбитали
то образуется четыре гибридных орбитали, возникает эс-пэ-три гибридизация, валентный угол при этом сто девять градусов двадцать восемь минут, а форма молекулы тэтраэдрическая.
Основные характеристики разных типов гибридизации
Пространственное строение молекул или ионов зависит от типа гибридизации и взаимного расположения в пространстве гибридизированных орбиталей.
Часто в молекулах углы между связями отличаются от углов, соответствующих типу гибридизации. Почему же так происходит?
Во-первых, геометрическая конфигурация молекул определяется в основном пространственной направленностью сигма-связей. Устойчивому состоянию молекулы соответствует такое пространственное расположение электронных облаков валентного слоя, при котором их взаимное отталкивание минимально. Поэтому такие электронные пары стремятся максимально оттолкнуться друг от друга, располагаясь в пространстве под возможно большим углом.
Основными причинами отклонений углов связей от углов, соответствующих типу гибридизации являются:
во-первых, не все гибридные орбитали участвуют в образовании связей, часть из них – несвязывающие. Электронные пары, находящиеся на этих орбиталях, называются несвязывающими, или неподелёнными. Так, в молекуле аммиака у атома азота одна пара электронов – не связывающая, в молекуле воды у атома кислорода две пары электронов являются несвязывающими.
Связывающая электронная пара локализована между атомами и поэтому занимает меньше пространства, чем электронное облако несвязывающей пары. Поэтому отталкивающее действие несвязывающей пары проявляется в большей мере, чем связывающей. В молекуле воды и аммиака у атомов азота, и кислорода один и тот же тип гибридизации атомных орбиталей – эс-пэ-три. Однако из-за наличия одной у азота и двух у кислорода несвязывающих пар электронов идеальный угол для этого типа гибридизации, равный сто девять градусов двадцать восемь минут, уменьшается до ста семи градусов у аммиака и ста четырёх с половиной у воды.
Второй причиной отклонений углов связей является наличие пи-связей, которые влияют на величину валентного угла, но это не сказывается на типе гибридизации и геометрии молекулы.
Предполагают, что электронные пары кратной связи занимают ту же область пространства, что и электронная пара простой связи. Суммарное электронное облако кратной связи занимает больший объём пространства, чем одинарной и поэтому обладает большим отталкивающим действием.
Так, в молекуле углекислого газа две ковалентные связи одинарные, так как являются сигма-связями, а две другие связи – это пи-связи. Пи-связи не влияют на геометрию молекул, поэтому в пространстве молекула углекислого газа имеет линейное строение, и здесь эс-пэ-тип гибридизации.
Виды геометрических конфигураций
Молекулы с эс-пэ-гибридизацией имеют линейное строение. Валентный угол при этом сто восемьдесят градусов. К таким молекулам относятся фторид бериллия, молекула углекислого газа, оксида азота один, синильной кислоты.
В молекулах с эс-пэ-два-гибридизацией валентный угол сто двадцать градусов, форма молекулы может быть треугольной, как у фторида алюминия, хлорида бора, так и угловой, как у молекулы оксида серы четыре.
В молекулах с эс-пэ-три-гибридизацией валентный угол сто девять градусов двадцать восемь минут. Молекулы могут иметь тэтраэдрическое строение, как молекула метана, тэтрахлорметана, а также тригонально-пирамидальное строение, как у хлорида фосфора три, аммиака, или угловое строение, как у фторида кислорода и воды.
Иногда строение многих молекул нельзя изобразить такой одной графической формулой, потому что истинные свойства молекулы оказываются промежуточными между теми, которые отражаются в каждой отдельной схеме. Так, строение молекулы азотной кислоты можно изобразить двумя равнозначными графическими формулами. Так как в этой молекуле два атома кислорода равноценны, строение молекулы лучше отражает графическая формула с дэлокализованной пи-связью. Пунктирные линии означают, что одна из общих электронных пар в равной степени распределена между одной и другой связями. Эта электронная пара принадлежит не двум, а трём атомам, поэтому образованная таким образом связь является трёхцентровой.
Таким образом, гибридные орбитали должны быть ориентированы в пространстве таким образом, чтобы обеспечить максимальное взаимное удаление друг от друга. Гибридные орбитали участвуют в образовании только сигма-связи.
Геометрия любой молекулы определяется пространственной направленностью сигма-связью. На пространственное строение молекулы оказывают влияние несвязывающие пары электронов, которые уменьшают углы связей между сигма-связями.
Наиболее распространённые геометрические формы молекул
Рис. 7. Схемы образования молекул NH3 (а) и H2O (б).
Пример 2. Опишите пространственную структуру молекул:
а) Графическая формула молекулы CO2 имеет вид: 
O=C=O. Атом углерода образует четыре связи, две из них – σ-связи.
Образование двух равноценных σ-связей объясняется гибридизацией одной s— и одной p-орбитали, в результате которой получается две одинаковые sp-гибридные АО.
Оставшиеся две 2p-орбитали участвуют в образовании π-связей. Таким образом, молекула CO2 имеет линейное строение.
б) Изобразим графическую формулу молекулы SO2: O=S=O.
Атом серы образует четыре ковалентных связи, две из них – σ— и две π-связи. Для их образования требуется переход атома серы в возбуждённое состояние, при котором происходит распаривание 3p-электронной пары на свободную 3d-орбиталь.
В электронографической формуле атома серы выделим электроны, образующие σ-связи (т.е. поделённые электронные пары) и определим число неподелённых электронных пар.
Следует иметь в виду, что расположение в пространстве σ-связывающих и неподеленных электронных пар, как правило, не соответствует форме молекул. Форма молекул определяется расположением ядер атомов. Следовательно, молекула SO2 имеет угловую форму.
в) Графическая формула, расположение σ-связей атома кремния с атомами фтора в молекуле SiF4 имеют вид:
Наиболее универсальным методом описания ковалентной связи является метод молекулярных орбиталей. Он применим для веществ с любым типом химической связи за исключением слабых межмолекулярных взаимодействий. На качественном уровне этот метод достаточно прост. Основная идея метода молекулярных орбиталей (ММО) заключается в том, что все электроны находятся на молекулярных орбиталях, единых для всей системы ядер и электронов данной молекулы. Для определения волновых функций молекулярных орбиталей используют приближение, называемое линейной комбинацией атомных орбиталей (ЛКАО): молекулярная волновая функция (МО) получается простым сложением или вычитанием атомных волновых функций (АО). Основные положения метода МО ЛКАО (метода молекулярных орбиталей в предположении линейной комбинации атомных орбиталей) заключаются в следующем:
В образовании МО могут участвовать АО, имеющие сходную симметрию и близкую энергию.
Количество МО в молекуле равно сумме АО атомов, входящих в её состав.
МО, которая получается при сложении АО, имеет более низкую энергию, чем исходные АО, и называется связывающей, а при вычитании АО – более высокую энергию и называется разрыхляющей. При этом у гомоядерных молекул число связывающих и разрыхляющих МО одинаково.
При заполнении МО электронами выполняются принцип наименьшей энергии, принцип Паули и правило Хунда.
Электронные облака молекулярных орбиталей двухатомных молекул по аналогии с атомными орбиталями обозначают греческими буквами σ, π и δ.
Электронное строение молекулы изображают в виде энергетической диаграммы.
Рассмотрим принципы построения диаграмм МО гомоядерных двухатомных молекул, образованных атомами элементов I и II периодов периодической системы элементов.
Простейшей является молекула водорода H2. При образовании молекулы Н2 из двух 1s— АО образуется две МО: одна связывающая (σ1s) и одна разрыхляющая (σ1s*). Соотношение между энергиями АО и МО отражено на энергетической диаграмме, где каждая атомная или молекулярная орбиталь изображена горизонтальной чертой. Уровень расположения черты соответствует относительной энергии орбитали. МО расположены в средней части диаграммы, АО – по ее краям. Электроны обозначают стрелками, направление которых соответствует спину электрона.
Рис. 8. Энергетические диаграммы двухатомных молекул, образованных элементами первого периода
Энергия связи коррелирует с величиной кратности или порядка связи (ρ), вычисляемой как полуразность числа электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях:
Если ρ=0, то молекула не образуется. Порядок связи может принимать как целые, так и дробные положительные значения.
Двухатомные молекулы элементов II периода.
Атомы элементов этого периода имеют заполненный первый уровень и частично или полностью заполненный 2-ой (валентный) уровень. Орбитали заполненного слоя, как правило, не принимают участия в в образовании связи, так как число электронов на образующихся СМО и РМО одинаково. Они составляют остов молекулы. МО образуются при линейной комбинации 2s— и 2р— орбиталей. На рис. 9 представлены диаграммы МО молекул N2 и O2.
Рис. 9. Энергетические диаграммы молекул N2 и O2.
Экспериментально доказано, что в молекулах от Li2 до N2 π2р-СМО лежат ниже, чем σ2р-СМО. На разрыхляющих орбиталях данных молекул электроны отсутствуют, поэтому связи более прочные и короткие.
В молекуле N2, в отличие от молекулы О2, 6 электронов (2р-подуровней) заселяют сначала две π2р-СМО, а затем σ2р-МО, на π2р*-МО электронов нет. Порядок связи в молекуле N2 равен 3, энергия связи составляет 945 кДж/моль, длина связи – 1,10 Å.
Какую информацию о строении и свойствах молекул можно извлечь из энергетических диаграмм МО?
Прочность молекул (энергия диссоциации) коррелирует со значением порядка связи. Молекула N2 значительно прочнее молекулы О2.
Длина связи (межатомные расстояния) также коррелирует со значением порядка связи. Так, молекула N2 значительно прочнее молекулы О2, соответственно длина связи N-N меньше, чем O-O.
Магнитные свойства молекулярных частиц определяется так же, как и для атомов: частицы, имеющие неспаренные электроны, парамагнитны (втягиваются во внешнее магнитное поле) и диамагнитны (выталкиваются из магнитного поля), если все электроны спарены. Следовательно, ион Н2 + и молекула О2 – парамагнитны, а молекулы Н2 и N2 – диамагнитны.
Ионная связь.При взаимодействиинаиболее электроотрицательных атомов с наиболее электроположительными (например, щелочных металлов и галогенов) образуется связь с большой степенью полярности. Поскольку электроотрицательности этих атомов различаются очень сильно, при сближении атомов валентные электроны одного из них полностью переходят ко второму атому. В результате оба атома становятся ионами:
Чисто ионных связей нет. В реальных молекулах связи носят промежуточный характер между ионными и ковалентными
Ионная связь может быть описана в рамках методов ВС и МО, однако обычно её рассматривают с помощью законов электростатики.
При обычных условиях ионные соединения существуют в твёрдом состоянии. Кристалл ионного соединения состоит из закономерно расположенных положительно и отрицательно заряженных ионов. Все связи данного иона с другими энергетически равноценны. При растворении или плавлении ионного кристалла в раствор переходят заряженные ионы.
В отличие от ковалентной связи ионная связь ненаправлена и ненасыщаема. Это объясняется тем, что электрическое поле ионов имеет сферическую симметрию. Ионы противоположного знака притягиваются друг к другу независимо от их расположения в пространстве, при этом полной взаимной компенсации электрических полей ионов не происходит. Каждый ион имеет возможность взаимодействовать с переменным и большим числом противоположно заряженных ионов. Координационные числа (кч) ионов в ионных соединениях имеют большие значения. В отличие от ковалентных соединений кч определяются не электронной структурой атомов, а соотношением радиусов взаимодействующих ионов.
Ионные связи обладают большой прочностью, поэтому ионные кристаллы имеют:
а) высокую прочность, твердость, хрупкость;
б) высокие температуры плавления;
в) компактную структуру (плавятся с увеличением объема);
г) твердые ионные кристаллы являются изоляторами, так как в узлах кристаллической решетки находятся ионы противоположного знака;
д) хорошую растворимость в полярных растворителях (“подобное растворяется в подобном”).
Электростатическое взаимодействие ионов в ионном соединении приводит к взаимной деформации их электронных оболочек, которую называют поляризацией. Процесс поляризации двусторонний, в нем сочетается пояризующее действие и поляризуемость.
Если изолированные ионы могут сохранять сферическую форму (рис. 10а), то в результате поляризации происходит изменение формы облаков (рис. 10б), приводящее к уменьшению степени ионности связи (связь становится частично ковалентной).
Рис. 10. Поляризация катиона анионом
Это отражается на свойствах веществ с ионным типом связи: уменьшает их растворимость, термическую устойчивость, приводит к появлению окраски.
Рис. 11. Расщепление энергетических уровней электронов
при последовательном присоединении атомов
При наложении даже незначительной разности потенциалов электроны, благодаря близости энергетических уровней, способны переходить из валентной зоны в зону проводимости, перенося электрические заряды через весь кристалл. Таким образом, у металлов валентная зона сливается с зоной проводимости.
В атомах неметаллов число валентных электронов велико и валентная зона кристалла практически заполнена электронами. Зона проводимости образуется за счет орбиталей, имеющих намного большую энергию, чем валентные орбитали, т.е. принадлежащих следующему электронному уровню. В таких кристаллах между валентной зоной и зоной проводимости находится запрещенная зона. Если валентная зона полностью занята электронами, вещества не обладают металлической проводимостью. Их электрофизические свойства зависят от ширины запрещенной зоны.
В кристалле алмаза валентная зона заполнена электронами, ширина запрещенной зоны ΔЕ=5,7 эВ. Электроны не могут перейти в зону проводимости без разрыва химических связей, т. е. без разрушения кристалла. В связи с этим алмаз является диэлектриком, так как не способен проводить электрический ток.
Кристаллы кремния имеют структуру алмаза, но атомы Si обладают свободными 3d-орбиталями, близкими по энергии к 3р-орбиталям. Поэтому зона проводимости, образуемая 3d-АО, располагается ближе к валентной зоне, ΔЕ составляет только 1,12 эВ и валентные электроны при небольшом возбуждении могут переходить в зону проводимости. В результате кристалл кремния способен проводить электрический ток.
Подобные материалы, которые в нормальном состоянии являются диэлектриками, а в возбужденном (под действием теплоты или света) – проводниками электричества, называют полупроводниками. У полупроводников ширина запрещенной зоны ΔЕ составляет 0,1 – 3 эВ.
Различия в зонной структуре металлов (а), полупроводников (б) и диэлектриков (в) показаны на рис. 12.
Рис. 12. Относительные размеры энергетических зон:
В – валентной, З – запрещенной, П – проводимости – для кристаллов:
Водородная связь образуется между положительно поляризованным атомом водорода одной молекулы и сильно электроотрицательным атомом (F, O, N, реже – Cl и S), принадлежащим той же или другой молекуле. Такую связь может образовывать только атом водорода, связанный с электроотрицательным атомом, смещающим на себя электронную плотность и создающим тем самым на атоме водорода эффективный положительный заряд (+δ). Например, в молекуле спирта водородную связь с другими молекулами может осуществлять только атом водорода, связанный с кислородом:
Водородную связь (Н-связь) обозначают тремя точками (…):
Рис. 13. Схема образования водородной связи
Водородная связь является, с одной стороны, результатом диполь-дипольного взаимодействия (рис. 13 а). С другой стороны, в образовании водородной связи существенную роль играют донорно-акцепторные взаимодействия. Положительно поляризованный атом водорода, практически лишенный электронной оболочки, так как в его связях электронная плотность смещена в сторону более электроотрицательного атома, может являться акцептором электронной пары (рис. 13 б).
По энергии водородная связь не очень прочная (от 4 до 20 кДж/моль), но в некоторых случаях, например, в H2F2, её энергия близка к энергии ковалентной связи (
Сильные водородные связи возникают в воде. Многие удивительные свойства воды обусловлены наличием таких связей. Например, плотность льда меньше плотности жидкой воды, поскольку молекулы воды во льду связаны с четырьмя другими молекулами водородными связями, образуя трехмерную решетку, в которой существуют пустоты. При плавлении льда часть водородных связей разрушается, молекулы сближаются, и плотность воды увеличивается. Однако при температуре, близкой к температуре плавления (0 0 С), не все водородные связи в структуре льда рвутся. В жидкой воде сохраняются большие фрагменты льда. Часть молекул, не вошедших в структуру льда, помещается в его пустотах, и это приводит к повышению плотности жидкости по сравнению с плотностью кристалла. Наибольшую плотность вода имеет при 4 0 С. Система водородных связей сохраняется в жидкой воде и при дальнейшем нагревании вплоть до температуры кипения. Лишь в газовой фазе вода практически неассоциирована. Этим объясняется высокая температура кипения воды.
Наличие водородной связи оказывает значительное влияние на многие физико-химические свойства веществ, в том числе:
· повышает температуру кипения веществ;
· увеличивает их растворимость в воде за счет образования водородной связи между молекулами воды и растворённых веществ, например, NH3, спирты и др.;
· способствует ориентации полимерных молекул, например, с помощью водородной связи между нуклеиновыми основаниями (N-H…N и N-H…O) соединены цепи нуклеиновых кислот, образующие двойную спираль.
Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет