Презентация по теме "Ковалентная химическая связь"
презентация к уроку по химии (11 класс)

Слайд 1

Ковалентная химическая связь Преподаватель ГАПОУ НСО « НКПиИТ » Н.В. Окрушко

Слайд 2

Ковалентная связь. Определение Ковалентная химическая связь — это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар При образовании ковалентной связи ( общих электронных пар) у атомов химических элементов появляется устойчивая электронная конфигурация внешнего электронного уровня из восьми электронов ( для водорода из двух)

Слайд 3

Ковалентная связь. Механизмы образования Механизм образования такой связи может быть обменным и донорно-акцепторным . I . Обменный механизм действует, когда атомы образуют общие электронные пары за счет объединения неспаренных электронов . Связь возникает благодаря образованию общей электронной пары s- электронами атомов водорода ( перекрывани я s- орбиталей ): 2) HCl — хлороводород : Связь возникает за счет образования общей электронной пары из s− и p−электронов (перекрывания s−p− орбиталей ): 1) H2 — водород :

Слайд 4

Ковалентная связь. Механизмы образования 3) Cl 2 — хлор : в молекуле хлора ковалентная связь образуется за счет непарных p− электронов (перекрывание p−p− орбиталей ): 4) N 2 — азот : в молекуле азота между атомами образуются три общие электронные пары:

Слайд 5

II. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи рассмотрим на примере иона аммония NH4 + . Донор имеет электронную пару , акцептор — свободную орбиталь , которую эта пара может занять. В ионе аммония все четыре связи с атомами водорода ковалентные: три образовались благодаря созданию общих электронных пар атомом азота и атомами водорода по обменному механизму, одна — по донорно-акцепторному механизму. Ковалентная связь. Механизмы образования

Слайд 6

Ковалентные связи можно классифицировать по способу перекрывания электронных орбиталей . Химические связи, образующиеся в результате перекрывания электронных орбиталей вдоль линии связи, называются σ -связями (сигма-связями) . Сигма-связь очень прочная. Ковалентная связь. Способ перекрывания электронных орбиталей

Слайд 7

Ковалентная связь. Способ перекрывания электронных орбиталей p− Орбитали могут перекрываться в двух областях, образуя ковалентную связь за счет бокового перекрывания: Химические связи, образующиеся в результате «бокового» перекрывания электронных орбиталей вне линии связи, т.е. в двух областях, называются π -связями (пи-связями).

Слайд 8

Ковалентная связь. Полярность связи Ковалентные связи можно классифицировать по смещению их к одному из связанных атомов . По степени смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими атомов ковалентная связь может быть полярной и неполярной Общие электронные пары, образующиеся в простых веществах H 2 , O 2 , Cl 2 , F 2 , N 2 в одинаковой степени принадлежат обоим атомам. Такая ковалентная связь называется неполярной . Ковалентная неполярная связь соединяет атомы в простых веществах-неметаллах

Слайд 9

Если ковалентная связь образуется между разными атомами, то общая электронная пара смещается к тому из них, который имеет более высокую электроотрицательность (ЭО). Он получает частичный отрицательный заряд. Атом, имеющий меньшую ЭО, становится заряжённым положительно. В этом случае образуется полярная ковалентная связь. Ковалентная связь. Полярность связи

Слайд 10

Полярность ковалентной связи — это значения частичных зарядов на связанных атомах. Полярность ковалентной связи зависит от разности электроотрицательностей этих атомов. Чем сильнее отличаются атомы по электроотрицательности, тем больше полярность связи. H 0,43+→ F 0,43−, H 0,18+→ Cl 0,18−, H 0,12+→ Br 0,12−. Полярность связи уменьшается, что согласуется с положением атомов в ряду электроотрицательности. Ковалентная связь. Полярность связи

Слайд 11

Ковалентная связь. Длина связи Важнейшими характеристиками ковалентной связи являются длина, полярность и прочность . Эти характеристики определяют физические и химические свойства вещества : их температуры плавления и кипения, растворимость, химическую активность. Длина ковалентной связи — это расстояние между ядрами связанных атомов. Cl−Cl — 0,198 нм ; H −H — 0,074 нм ; H-Cl  0 , 127 нм Длина химической связи зависит от радиусов атомов. Чем больше радиусы атомов, тем длиннее связь между ними.

Слайд 12

Кратность химической связи – это число общих электронных пар, реализующих связь между двумя атомами. Энергия химической связи – это мера прочности связи. Она определяется как энергия, необходимая для разрыва связей в количестве вещества 1 моль Чем выше кратность связи, тем она короче и прочнее Ковалентная связь. Кратность и энергия связи Пример химической связи Длина связи ( нм ) Энергия связи (кДж/моль) C − C 0,154 348 C = C 0,133 614 C ≡ C 0,120 839

Слайд 13

Ковалентная связь. Прочность связи Прочность ковалентной связи — устойчивость общей электронной пары к разрыву. Прочность связи определяет химическую активность вещества: чем меньше прочность связи, тем легче вещество вступает в химические реакции. Прочность связи зависит от её длины и кратности. Чем меньше длина связи, тем она прочнее H−F, H− Cl , H− Br . В ряду галогеноводородов длина связи растёт, а прочность уменьшается. Чем больше кратность связи, тем выше её прочность. F−F, N≡N Молекулы фтора и азота отличаются кратностью связи. Чтобы разделить молекулу азота на атомы, необходимо затратить примерно в семь раз больше энергии, чем для разрыва связи в молекуле фтора .

Слайд 14

Ковалентная связь . Направленность связи Направленность связи определяется валентным углом . Валентным называется угол, образованный лучами, проходящими через ядра атомов. Молекула СО 2 линейная О=С=О, то есть валентный угол равен 180 . В молекуле метана валентный угол равен 109,5; в аммиаке - 107,3; в воде – 104,5.