«Ковалентная полярная химическая связь» - Тема: Ковалентная полярная химическая связь. Связь возникающая между разными неметаллами называется ковалентной полярной. ЭО уменьшается. I. Ковалентная связь. Пример: F, O, N, Cl, Br, S, C, P, Si, H. МОУ СОШ №3 г. Хвалынска Саратовской области. 09/06/12. [email protected]. Нbr. Ряд неметаллов.

«Металлическая химическая связь» - Изделия из золота. У металлической связи общее с: Ионной – образование ионов. Теплопроводность – объясняется высокой подвижность. Наиболее пластичны золото, медь, серебро. Лучшие проводники медь и серебро. Металлическая связь - химическая связь, обусловленная наличием относительно свободных электронов.

«Химическая связь» - МОсв. s AO. Энергия кристаллической решетки. Be Cl. Метод валентных связей (ВС). Донорно-акцепторный механизм образования связи. Обменный механизм образования ковалентной связи. Химическая связь. Другие типы гибридизации. Связывающие и разрыхляющие МО. Неполярная ковалентная связь.

«Валентность и степень окисления» - Степень окисления характеризует состояние атома в молекуле. Определяем общее число единиц валентности атомов: 2 * 5 = 10 3). Например: Определить степень окисления хрома в дихромате калия +1 x -2 K2 Cr2 O7 1). Количественно валентность определяется числом химических связей, образованных атомом. Способы определения валентности.

«Ионная связь» - +. Как атомы могут принимать устойчивые электронные конфигурации? Nacl – хлорид натрия (поваренная, пищевая соль). Путь к вершине химической пирамиды – ионная химическая связь в соединениях. Распределение ионов металлов в организме человека. Тема урока «Ионная связь». Проблемный вопрос: Цель урока: сформировать понятие об ионной связи.

«Типы химических связей» - Схема образования ковалентной полярной связи: H* + Cl:=H: Cl: . . Водородная связь. Например: Na1+ и Cl1-, Li1+ и F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . ЭО в периоде увеличивается ЭО в группе возрастает САМЫЙ электроотрицательный элемент фтор. Удерживаются слабыми межмолекулярными силами. ВИДЫ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ ПОЛЯРНАЯ НЕПОЛЯРНАЯ hcl, H2O H2, cl2, N2.

Всего в теме 23 презентации

Химическая связь – это связь между химическими частицами (атомами, ионами, молекулами), объединяющая их в более сложные структуры. Это объединение в основном энергетически связано с перераспределением внешних электронов взаимодействующих частиц.

Основные типы связи: ковалентная, ионная, металлическая, водородная.

Ковалентная связь образована в результате обобществления электронов внешнего (валентного) слоя атомов двумя ядрами (по обменному или донорно-акцепторному механизмам). Ковалентная связь характеризуется следующими свойствами: энергией (мера прочности связи); длиной (расстояние между ядрами); кратностью (число электронных пар, связывающих два атома); полярностью (обусловленной различием в электроотрицательности атомов, которая приводится в справочниках (электроотрицательность по Полингу); насыщенностью (способностью образовывать ограниченное число ковалентных связей); направленностью (определенным пространственным строением).

По характеристике «полярность связи» ковалентную связь подразделяют на неполярную (образована атомами с одинаковой электроотрицательностью, например, Н 2 , N 2 , O 2) и полярную (образована атомами с разной электроотрицательностью, например, H 2 O, HCl). Чем больше разность электроотрицательности, тем более полярной является связь в этой молекуле.

Задача 11 . В каком из соединений наиболее выражена полярность: HJ, HCl, HF, HBr ? Решение. Наибольшей полярностью обладает то соединение, где наибольшая разность в значении электроотрицательности. В данном случае это молекула HF, т.к. абсолютная разность значений относительной электроотрицательности (значение в таблице по Полингу) самая большая между F и Н (4,0 – 2,1 = 1,9), в то время как к НBr, например, она составляет 0,7 (2,8 – 2,1 = 0,7).

Задача 12 . В каком из соединений реализуется ковалентная неполярная связь: Н 2 О, O 2, K 2 O, NH 3 ? Решение. Ковалентная неполярная связь реализуется в молекуле О 2 , т.к. молекула образована атомами с одинаковой электроотрицательностью.

По характеристике «кратность связи» ковалентная связь, образованная одной парой обобществленных электронов, называется ординарной или простой связью, в отличие от кратных связей (двойных или тройных).

Связь, образованная электронным облаком, имеющим максимальную плотность на линии, соединяющей ядра атомов, называется σ (сигма) связью. Она может быть образована перекрыванием двух s – орбиталей (σ s - s ), например, Н 2 ; двух p – орбиталей (σ p - p ), например, Cl 2 , одной s – и одной p – орбиталью (σ s - p ), например, HCl

Если в качестве валентных электронов выступают p – электроны, то для них возможно как однократное, так и двукратное перекрывание, т.к. p – орбитали расположены вдоль взаимно перпендикулярных осей и могут перекрываться как вдоль оси, образуя общую электронную орбиталь (σ p - p – связь), так и под углом 90 о к образовавшейся σ p - p связи. При этом образуются две области перекрывания, расположенные по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

Связь, образованная электронами, орбитали которых дают наибольшее перекрывание по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов, называется π (пи) связью. Эта связь, менее прочная и более реакционноспособная, называется двойной, т.к. обобщаются две пары электронов. Она изображается двумя линейками, например, О=О.

Задача 13. Чему равно число σ и π– связей в молекулах О 2 и N 2 ? Решение. Конфигурация атома кислорода 1 s 2 2 s 2 2 p 4 . Он имеет две p – орбитали, расположенные вдоль двух взаимно перпендикулярных осей. При сближении двух атомов кислорода вдоль одной оси две p – орбитали (по одной от каждого атома) перекрываются, образуя общую электронную орбиталь, симметричную относительно оси, соединяющей ядра атомов. Образуется σ p - p – связь. Каждый атом кислорода имеет также по одной p – орбитали, находящейся под углом 90 о к образовавшейся σ p - p – связи. При перекрывании этих орбиталей образуются две области перекрывания, которые расположены по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов (π – связь). Таким образом, в молекуле О 2 1σ и 1π связь (О=О).

При образовании молекулы N 2 происходит обобществление трех пар электронов и такая связь называется тройной. Конфигурация атома азота 1s 2 2s 2 2p 3 , он имеет три p – орбитали, расположенные по осям X, Y, Z. При сближении двух атомов азота, две p – орбитали (по одной от каждого атома) перекрываются, возникает σ p - p – связь. Электронные орбитали двух оставшихся неспаренных p – электронов от каждого атома перекрываются по π – типу и образуют 2 π связи. Таким образом, между двумя атомами азота образуется тройная связь (N ≡ N), из них одна σ – связь и две π – связи.

Задача 14 . Установить соответствие между формулой вещества и числом содержащихся в нем π – связей: F 2 , O 2 , H 2 SO 4 , H 3 PO 4 .

Решение. Представим структурные формулы этих соединений: F–F (только σ-связь), О = О (одна σ и одна π – связь).

Характеристика «направленность» ковалентной связи предопределена тем, что молекулы имеют определенное пространственное строение. Различают линейное, угловое, плоское и неплоское строение молекул. Линейное строение имеют двухатомные молекулы типа А 2 и АВ (например, F 2 , HCl). Трехатомные молекулы типа АВ 2 могут иметь линейную или нелинейную форму, четырехатомные АВ 3 – плоскую или пирамидальную форму.

Если в образовании связей принимают участие различные орбитали, энергии которых отличаются не очень сильно, то их можно заменить равным числом одинаковых орбиталей, называемых гибридными. Число образующихся гибридных орбиталей равно суммарному числу исходных, а их название показывает, какие орбитали и в каком количестве подверглись гибридизации.

Для определения геометрической формы молекулы надо установить тип гибридизации центрального атома, учитывая суммарное количество валентных электронов.

Задача 15 . Определить тип гибридизации и геометрическую форму молекулы BF 3 . Решение. Электронная конфигурация атома бора в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 1 (1 неспаренный электрон); можно представить, что в результате поглощения энергии один из 2 s – электронов переходит на вакантную 2 p – орбиталь, и атом бора переходит в так называемое возбужденное состояние, которое и будет валентным (бор в большинстве соединений трехвалентен и предоставляет для образования связей одну 2 s – и две 2 p – орбитали, образуя 3 равноценные связи – sp 2 – гибридизации (1 s – электрон и два 2 p – электрона). В * : 1s 2 2s 1 2p 2 и атом бора имеет еще одну вакантную 2 p – орбиталь. Три sp 2 – орбитали располагаются в одной плоскости и направлены друг к другу под углом 120 о.

Задача 16 . Определить тип гибридизации и формулу молекулы ВеН 2 . Решение . Электронная конфигурация атома Be в основном и возбужденном состояниях: Be: 1s 2 2s 2 (нет неспаренных электронов). Be * : 1s 1 2s 1 2p 1 (два неспаренных электрона). Это значит, что атом бериллия предоставляет для связи одну 2s – и одну 2p – орбитали и из орбиталей 2s 2p образует 2 эквивалентные sp– гибридные связи, его молекулы имеют линейную форму.

Таким образом, для определения геометрической формы молекулы надо установить тип гибридизации центрального атома, учитывая суммарное количество валентных электронов. В таблице 1 представлены типы связей, образуемых атомами некоторых элементов.

Ионная связь возникает между элементами, резко отличающимися по своим свойствам (разность электроотрицательностей > 2,5) и образуется за счет электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов – катионов и анионов. Эту связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи, при которой наблюдается полное смещение общей электронной пары в сторону наиболее электроотрицательного элемента.

Таблица1. Тип и число связей, образуемых атомами некоторых элементов

Ионная связь характерна для солей, сильных оснований – щелочей LiOH, NaOH, KOH, оксидов активных металлов.

Металлическая связь осуществляется притяжением обобществленных электронов положительно заряженными остовами атомов (остов атома – это его ядро со всеми законченными электронными уровнями). Металлическая связь осуществляется в кристаллах металлов и их сплавов. С ковалентной связью металлическую связь объединяет участие электронов в ее образовании, но свойства связей разные – металлическая не направлена в пространстве, не насыщенна, не полярна, не имеет кратности. Существованием металлической связи объясняются общие свойства металлов.

Водородная связь – взаимодействие (слабое), возникающее между атомами водорода, связанным с атомом элемента высокой электроотрицательности (F, O, N, Cl) в составе одной группы, и электроотрицательным атомом, входящим в состав другой группы. Межмолекулярная водородная связь характерна для молекул воды, спиртов, фтористоводородной кислоты HF, карбоновых кислот.

Задача 17 . В каком из рядов приведены вещества только с ионной связью: 1) F 2 , CCl 4 , KCl; 2) NaBr, Na 2 O, KJ; 3) SO 2 , P 4 , CaF 2 , 4) H 2 S,Br 2 , K 2 S? Решение. Как сказано выше, ионная связь характерна для солей, щелочей, оксидов активных металлов; такими веществами являются вещества группы 2: NaBr (соль), Na 2 O (оксид щелочного металла), KJ (соль).

Задача 18 . Между молекулами какого вещества образуются водородные связи: 1) диметилового эфира, 2) метанола, 3) этилена, 4) этилацетата? Решение. Из представленных органических соединений к классу спиртов (а именно для них характерна водородная связь) относится метанол CH 3 OH.

Задача 19 . Установите соответствие между формулой вещества и типом химической связи: 1) NaBr, 2) H 2 O, 3) Al, 4) Br 2 . Решение. NaBr – соль,связь ионная. H 2 O – связь ковалентная полярная (атомы Н и О с разной электроотрицательностью). Al – связь металлическая (металл). Br 2 – ковалентная неполярная (атомы с одинаковой электроотрицательностью.

Задача 20 . Наибольшей полярностью характеризуется связь между атомами в каком из соединений: 1) LiF, 2) CF 4 , 3)BF 3 , 4) HF? Решение. В таблице «Электроотрицательность по Полингу» находим значение электроотрицательности атомов, входящих в молекулу, и вычисляем абсолютное значение разности электроотрицательностей. Для LiF: (4,0 – 1,0) = 3,0; для CF 4: (4,0 – 2,5) = 1,5; для BF 3: (4,0 – 2,0) = 2,0; для HF: (4,0 – 2,1) = 1,9. Наибольшая разность значений электроотрицательности у LiF, значит – это соединение характеризуется наибольшей полярностью.

Задача 21. Определить: а) типы кристаллических решеток, б) частицы, которые находятся в узлах решеток следующих веществ: 1) графит, 2) NaNO 3 , 3) Al, 4) Cl 2 .

Решение. Различают 4 типа кристаллических решеток: атомные, молекулярные, металлические и ионные. Атомные решетки cвойственны простым веществам, в узлах кристаллической решетки находятся атомы, соединенные ковалентными связями. Графит, алмаз имеют атомную решетку. Такую решетку имеют и такие вещества, как: B, Si, Ge, As, Sb, Bi, Se, Te, Po. Молекулярные решетки образованы молекулами неполярного или малополярного типов. К таким веществам относится Cl 2 , а также, такие, как: N 2 , P 4 , O 2 , F 2 , Br 2 , J 2 , H 2 , H 2 O, NH 3 . В узлах решетки – молекулы. Металлическая решетка. Для металлов (Al – металл) характерна решетка, образованная положительными ионами металла, расположенными в ее узлах, и электронами, осуществляющими связь между ионами. Ионная решетка характерна для соединений элементов, сильно отличающихся по электроотрицательности и образующих молекулы с ионными связями. В узлах кристаллической решетки расположены ионы противоположных знаков. NaNO 3 – соль. Это вещество с ионным типом связей. Ионы Na + и NO 3 - и находятся в узлах кристаллической решетки.

ТЕМА 3. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

К важнейшим величинам, характеризующим химические системы, относятся: внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S и энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) G. Протекание химической реакции сопровождается изменением внутренней энергии реагирующих систем. Если внутренняя энергия системы уменьшается (∆U < 0), то реакция протекает с выделением энергии или тепла (экзотермические реакции). Если внутренняя энергия возрастает (∆U > 0), то процесс сопровождается поглощением энергии (эндотермические реакции). Изменение энергосодержания системы (или изменение энтальпии при стандартных условиях ∆ ) равно сумме изменения внутренней энергии (∆U) и совершенной системой работы (р ∆V): ∆Н = ∆U + р ∆V. Изменение энтальпии ∆ называется также тепловым эффектом реакции Q p . Изменение энтальпии ∆ – первая энергетическая характеристика вещества (дается в справочной таблице). Для химической реакции изменение энтальпии в стандартных условиях равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ:

∆ реакции = ∑n ∆ – ∑n ∆ , где: ∆ – стандартные энтальпии образования, даются в справочной таблице, n – стехиометрические коэффициенты в реакции (цифры перед формулами веществ).

Если в результатах расчета оказалось, что изменение ∆ < 0 (т.е. запас энергии понижается), значит имеет место выделение тепла, происходит экзотермическая реакция; если ∆ > 0 (система набирает энергию), – процесс эндотермический, происходит поглощение тепла.

Задача 1 . Вычислить изменение энергосодержания реакции:

2Mg (K) + CO 2(г) = 2 MgO (K) + C (графит) и определить тип реакции – экзо- или эндотермическая? Решение. По таблице находим стандартные энтальпии образования веществ. Для СО 2: ∆ = –393,5 , для MgO: ∆ = –601,8 . Стандартные энтальпии образования простых веществ Mg и С равны нулю. ∆ = 2∆ + ∆ = 2∙(–601,8) – (–393,5) = –1203,6 + 393,5 = –810,1 кдж. Т.к. ∆Н р < 0, значит, реакция экзотермическая.

Задача 2 . Сколько теплоты выделится при сгорании 8 г метана СН 4 по реакции: СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О, если ∆ = –802 кдж? Решение. Данное термохимическое уравнение означает, что при сгорании 1 моль СН 4 (16 г) выделяется 802 кдж. тепла. Тогда при сгорании 8 г СН 4 выделится 401 кдж. тепла.

В общем энергосодержании системы существует некоторая часть энергии, которую можно определить как связанную энергию. С этой энергией взаимосвязана энтропия S; ее изменение представляется выражением: ∆S = , где: ∆Q – количество теплоты, сообщаемой системе, Т – абсолютная температура.

Энтропия S – вторая термодинамическая характеристика. Стандартные значения энтропии приведены в справочной таблице, причем надо помнить, что для простых веществ энтропия не равна нулю.

Для химической реакции изменение энтропии ∆ рассчитывается аналогично изменению энтальпии,Решение. Решение.

Химическая связь - электростатическое взаимодействие между электронами и ядрами, приводящее к образованию молекул.

Химическую связь образуют валентные электроны. У s- и p-элементов валентными являются электроны внешнего слоя, у d-элементов - s-электроны внешнего слоя и d-электроны предвнешнего слоя. При образовании химической связи атомы достраивают свою внешнюю электронную оболочку до оболочки соответствующего благородного газа.

Длина связи - среднее расстояние между ядрами двух химически связанных между собой атомов.

Энергия химической связи - количество энергии, необходимое для того, чтобы разорвать связь и отбросить фрагменты молекулы на бесконечно большое расстояние.

Валентный угол - угол между линиями, соединяющими химически связанные атомы.

Известны следующие основные типы химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая и водородная .

Ковалентной называют химическую связь, образованную за счёт образования общей электронной пары.

Если связь образует пара общих электронов, в равной мере принадлежащая обоим соединяющимся атомам, то её называют ковалентной неполярной связью . Эта связь существует, например, в молекулах H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 . Ковалентная неполярная связь возникает между одинаковыми атомами, а связующее их электронное облако равномерно распределено между ними.

В молекулах между двумя атомами может формироваться различное число ковалентных связей (например, одна в молекулах галогенов F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , три - в молекуле азота N 2).

Ковалентная полярная связь возникает между атомами с разной электроотрицательностью. Образующая её электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома, но остаётся связанной с обоими ядрами. Примеры соединений с ковалентной полярной связью: HBr, HI, H 2 S, N 2 O и т. д.

Ионной называют предельный случай полярной связи, при которой электронная пара полностью переходит от одного атома к другому и связанные частицы превращаются в ионы.

Строго говоря, к соединениям с ионной связью можно отнести лишь соединения, для которых разность в электроотрицательности больше 3, но таких соединений известно очень мало. К ним относят фториды щелочных и щёлочноземельных металлов. Условно считают, что ионная связь возникает между атомами элементов, разность электроотрицательности которых составляет величину больше 1,7 по шкале Полинга . Примеры соединений с ионной связью: NaCl, KBr, Na 2 O. Подробнее о шкале Полинга будет рассказано в следующем уроке.

Металлической называют химическую связь между положительными ионами в кристаллах металлов, которая осуществляется в результате притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу металла.

Атомы металлов превращаются в катионы, формируя металлическую кристаллическую решётку. В этой решётке их удерживают общие для всего металла электроны (электронный газ).

Тренировочные задания

1. Ковалентной неполярной связью образовано каждое из веществ, формулы которых

1) O 2 , H 2 , N 2
2) Al, O 3 , H 2 SO 4
3) Na, H 2 , NaBr
4) H 2 O, O 3 , Li 2 SO 4

2. Ковалентной полярной связью образовано каждое из веществ, формулы которых

1) O 2 , H 2 SO 4 , N 2
2) H 2 SO 4 , H 2 O, HNO 3
3) NaBr, H 3 PO 4 , HCl
4) H 2 O, O 3 , Li 2 SO 4

3. Только ионной связью образовано каждое из веществ, формулы которых

1) CaO, H 2 SO 4 , N 2
2) BaSO 4 , BaCl 2 , BaNO 3
3) NaBr, K 3 PO 4 , HCl
4) RbCl, Na 2 S, LiF

4. Металлическая связь характерна для элементов списка

1) Ba, Rb, Se
2) Cr, Ba, Si
3) Na, P, Mg
4) Rb, Na, Cs

5. Соединениями только с ионной и только с ковалентной полярной связью являются соответственно

1) HCl и Na 2 S
2) Cr и Al(OH) 3
3) NaBr и P 2 O 5
4) P 2 O 5 и CO 2

6. Ионная связь образуется между элементами

1) хлором и бромом
2) бромом и серой
3) цезием и бромом
4) фосфором и кислородом

7. Ковалентная полярная связь образуется между элементами

1) кислородом и калием
2) серой и фтором
3) бромом и кальцием
4) рубидием и хлором

8. В летучих водородных соединениях элементов VA группы 3-го периода химическая связь

1) ковалентная полярная
2) ковалентная неполярная
3) ионная
4) металлическая

9. В высших оксидах элементов 3-го периода вид химической связи с увеличением порядкового номера элемента изменяется

1) от ионной связи к ковалентной полярной связи
2) от металлической к ковалентной неполярной
3) от ковалентной полярной связи до ионной связи
4) от ковалентной полярной связи до металлической связи

10. Длина химической связи Э–Н увеличивается в ряду веществ

1) HI – PH 3 – HCl
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HI – HCl – H 2 S
4) HCl – H 2 S – PH 3

11. Длина химической связи Э–Н уменьшается в ряду веществ

1) NH 3 – H 2 O – HF
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HF – H 2 O – HCl
4) HCl – H 2 S – HBr

12. Число электронов, которые участвуют в образовании химических связей в молекуле хлороводорода, -

1) 4
2) 2
3) 6
4) 8

13. Число электронов, которые участвуют в образовании химических связей в молекуле P 2 O 5 , -

1) 4
2) 20
3) 6
4) 12

14. В хлориде фосфора (V) химическая связь

1) ионная
2) ковалентная полярная
3) ковалентная неполярная
4) металлическая

15. Наиболее полярная химическая связь в молекуле

1) фтороводорода
2) хлороводорода
3) воды
4) сероводорода

16. Наименее полярная химическая связь в молекуле

1) хлороводорода
2) бромоводорода
3) воды
4) сероводорода

17. За счёт общей электронной пары образована связь в веществе

1) Mg
2) H 2
3) NaCl
4) CaCl 2

18. Ковалентная связь образуется между элементами, порядковые номера которых

1) 3 и 9
2) 11 и 35
3) 16 и 17
4) 20 и 9

19. Ионная связь образуется между элементами, порядковые номера которых

1) 13 и 9
2) 18 и 8
3) 6 и 8
4) 7 и 17

20. В перечне веществ, формулы которых соединения только с ионной связью, это

1) NaF, CaF 2
2) NaNO 3 , N 2
3) O 2 , SO 3
4) Ca(NO 3) 2 , AlCl 3