Химическая связь.
презентация к уроку по химии (11 класс)

Слайд 1

Химическая связь Составители: учитель химии Пищалова С.Е., учащиеся 11а класса Морозов Евгений, Лазарев Евгений

Слайд 2

Строение вещества Экспериментальными данными установлено, что свойства веществ и их реакционная способность зависит от химического строения их молекул. вещество состав строение свойства

Слайд 3

Классическую теорию химической связи предложил Гилберт Ньютон Льюис 1916г В природе свободные атомы встречаются крайне редко, известно что благородные газы ( He, Ne, Ar, Xe) существуют в виде одиночных атомов. Все остальные существуют в виде молекул и кристаллов (свыше 18 млн.) Все атомы стремятся приобрести устойчивую электронную оболочку (дуплет или октет) за счет химической связи друг с другом.

Слайд 4

Химическая связь Химическая связь - совокупность сил, действующих между атомами или группами атомов, приводящих к образованию молекул или кристаллов. Различают 3 основных вида химической связи : Ковалентная Ионная Металлическая Водородная (разновидность ковалентной ) Донорно-акцепторная (разновидность ковалентной )

Слайд 5

Ковалентная связь Ковалентная связь – это связь атомов с помощью общих электронных пар. Ковалентная связь – образованная атомами одного неметалла с одинаковой ЭО называется - неполярной ( H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 и др.) При образовании неполярной связи область перекрывания электронных облаков находится на одинаковом расстоянии от обоих атомов

Слайд 6

Образование ковалентной неполярной связи в молекуле хлора Cl 2 Cl + Cl Cl Cl Схема перекрывания электронных облаков в молекуле хлора Cl 2 ( ) σ

Слайд 7

Неполярными являются связи в молекулах простых веществ : H 2 , O 2 , Cl 2 , N 2 и др. N + N N N ( )

Слайд 8

Полярная связь – это ковалентная связь между атомами с различной ЭО в молекулах, образованных атомами различных неметаллов (HCl, H 2 O, PCl 3 и др. ) При образовании полярной связи область перекрывания электронных облаков смещается в сторону атома с большей ЭО . . H + Cl H Cl ( ) ЭО : 2,1 3,0

Слайд 9

Чем больше разность величин ЭО связанных атомов, тем больше полярность связи. Например : H - F H - Cl H - Br H - J ЭО 2,1 4,0 2,1 3,0 2,1 2,8 2,1 2,6 ∆ ЭО 1,9 0,9 0,7 0,5 Полярность связи уменьшается

Слайд 10

Механизмы образования ковалентной связи Обменный ( за счет объединения неспаренных электронов) Донорно – акцепторный ( за счет неподеленной электронной пары одного атома ( донора ) и свободной орбитали другого ( акцептора ))

Слайд 11

По способу перекрывания электронных облаков различают: σ –связи - это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится на линии, соединяющей ядра атомов. ( H 2 и Cl 2 ) π -связи - ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. ( N 2 – 2 π и 1 σ связь)

Слайд 12

По числу общих электронных пар ковалентные связи бывают : одинарными ; двойными ; тройными. Если связь образована одной общей электронной парой, то такая связь называется одинарная (простая). Если связь между атомами образуется двумя общими электронными парами, то такая связь называется двойной (кратная). Если тремя общими электронными парами, то тройной (кратная).

Слайд 13

Ионная связь Связь между атомами типичных металлов ( I и II А гр. ) и атомами типичных неметаллов (VI и VII А гр. ) называется ионной ( KF, Na 2 O, CaO ) . При образовании ионной связи атомы типичных металлов отдают электроны Na 0 – 1e - Na +1 (ион натрия) 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 1e - 8e - Заряд катиона равен числу отданных электронов

Слайд 14

Атомы типичных неметаллов принимают электроны Cl 0 + 1e - Cl -1 (ион натрия) 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 7e - 8e Величина отрицательного заряда аниона равна числу принятых электронов Говорят что ионная связь является крайним случаем ковалентной полярной

Слайд 15

В результате электростатического притяжения между катионом и анионом образуется молекула с ионным типом связи + + - + - Катион Анион Молекула

Слайд 16

Вывод : Тип связи между молекулами можно определить по разности электроотрицательности( ∆ЭО ). ∆ ЭО Тип связи Примеры 0 Ковалентная неполярная Cl – Cl ( ∆ЭО =0 ) <1,7 Ковалентная полярная H – Cl ( ∆ЭО =0,9 ) >1,7 Ионная Na – Cl ( ∆ЭО =2,1 )

Слайд 17

Металлическая связь В металлах и сплавах Характеризуется: Большим числом свободных орбиталей Небольшим числом валентных электронов (электронный газ) Ме 0 - ne → Ме n +

Слайд 18

Водородная связь Химическая связь между положительно поляризованными атомами водорода одной молекулы и отрицательно поляризованными атомами сильно ОЭО элементов, имеющих неподеленные электронные пары ( F,O,N и реже Cl и S) другой молекулы. HF…HF… NH 3 … NH 3 … H 2 O…H 2 O… C 2 H 5 -OH…OH-C 2 H 5 В молекулах белков (вторичная структура), ДНК ( принцип комплементарности) ОЭО относительная электроотрицательность

Слайд 19

Определить тип связи и рассмотреть схемы ее образования. 1 вариант Ca CaF 2 F 2 (CH 3 OH) 2 вариант OF 2 AlCl 3 NH 3 O 2 3 вариант CO SO 3 S 8 MgBr 2