Zależność właściwości substancji od budowy cząsteczek

Lekcja otwartych umysłów

Cele. Edukacyjne – mające na celu utrwalenie i pogłębienie wiedzy studentów na temat teorii budowy chemicznej i jej podstawowych zasad.
Edukacyjny– sprzyjają tworzeniu związków i relacji przyczynowo-skutkowych.
Rozwojowy– rozwój umiejętności myślenia, umiejętności przenoszenia wiedzy i umiejętności do nowych sytuacji.
Sprzęt i odczynniki. Zestaw modeli typu ball-and-stick; próbki kauczuku naturalnego i syntetycznego, eteru dietylowego, butanolu, etanolu, fenolu, litu, sodu, roztworu lakmusowego, wody bromowej, kwasu mrówkowego i octowego.
Motto.„Każda substancja – od najprostszej do najbardziej złożonej – ma trzy różne, ale powiązane ze sobą aspekty – właściwości, skład, strukturę”(V.M. Kedrov).

PODCZAS ZAJĘĆ

Co obejmuje pojęcie „uzależnienia”? (Poznaj opinie uczniów).
Zapisz na tablicy definicję: „Uzależnienie to
1) związek jednego zjawiska z drugim jako skutek z przyczyną;
2) podporządkowanie się innym w przypadku braku niepodległości, wolności” (słownik S.I. Ożegowa).

Cele lekcji ustalimy wspólnie, sporządzając diagram:

Blok motywacyjno-orientacyjny

Intelektualna rozgrzewka

Oceń poprawność poniższych stwierdzeń i poprzyj swoje odpowiedzi przykładami.

Teorię struktury chemicznej odkrył D.I. Mendelejew.
Odpowiedź. A.M.Butlerov, 1861

Wartościowość węgla w związkach organicznych może wynosić II i IV.
Odpowiedź. Wartościowość węgla jest najczęściej IV.

Atomy tworzące cząsteczki substancji organicznych są połączone losowo, bez względu na wartościowość.
Odpowiedź. Atomy w cząsteczkach są połączone w określonej kolejności, zgodnie z ich wartościowością.

Właściwości substancji nie zależą od struktury cząsteczek.
Odpowiedź. Butlerov w teorii struktury chemicznej argumentował, że o właściwościach związków organicznych decyduje skład i struktura ich cząsteczek.

Jednostka operacyjna i wykonawcza

Czynnik strukturę przestrzenną

Co wiesz o strukturze przestrzennej cząsteczek alkanów i alkenów?
Odpowiedź. W alkanach przy każdym węglu znajdują się cztery sąsiednie atomy, które znajdują się na wierzchołkach czworościanu. Sam węgiel znajduje się w środku czworościanu. Rodzaj hybrydyzacji atomów węgla – sp 3, kąty między wiązaniami (H–C–C, H–C–H, C–C–C) - 109°28”. Struktura łańcucha węglowego jest zygzakowata.
W alkenach dwa atomy węgla połączone wiązaniem podwójnym i cztery atomy wiązaniami pojedynczymi znajdują się w tej samej płaszczyźnie. Rodzaj hybrydyzacji atomowej – sp 2, kąty między wiązaniami (H–C=C, C–C=C) - 120°.

Pamiętaj o różnicy pomiędzy budową przestrzenną cząsteczek kauczuku naturalnego i kauczuku syntetycznego.
Odpowiedź. Kauczuk naturalny, liniowy polimer izoprenu, ma strukturę cis-1,4-poliizopren. Kauczuk syntetyczny może mieć strukturę trans-1,4-poliizopren.

Czy te gumy mają taką samą elastyczność?
Odpowiedź. Forma cis jest bardziej elastyczna niż forma transformacyjna. Cząsteczki kauczuku naturalnego są dłuższe i bardziej elastycznie skręcone (najpierw w spiralę, a następnie w kulkę) niż cząsteczki kauczuku syntetycznego.

Skrobia (C 5 H 10 O 5) m jest białym, amorficznym proszkiem, a celuloza (C 5 H 10 O 5) n jest substancją włóknistą.
Jaki jest powód tej różnicy?
Odpowiedź. Skrobia jest polimerem -glukozy, podczas gdy celuloza jest polimerem -glukozy.

Czy właściwości chemiczne skrobi i celulozy różnią się?
Odpowiedź. Skrobia + I 2 niebieski roztwór,
celuloza + nitroceluloza HNO 3.

Wniosek. Zarówno właściwości fizyczne, jak i chemiczne zależą od struktury przestrzennej.

Współczynnik struktury chemicznej

Jaka jest główna idea teorii struktury chemicznej?
Odpowiedź. Struktura chemiczna odzwierciedla zależność właściwości substancji od kolejności łączenia atomów i ich interakcji.

Określ, co mają wspólnego te substancje:

Odpowiedź. Mieszanina.

Porównaj właściwości fizyczne tych substancji. Jaka jest według Ciebie przyczyna tej różnicy?
Na podstawie rozkładu gęstości elektronowej wiązania chemicznego, która cząsteczka jest bardziej polarna? Z czym to się wiąże?
Odpowiedź. –OH wiązanie wodorowe.

Eksperyment demonstracyjny

Wniosek. Reaktywność alkoholu zależy od wzajemnego oddziaływania atomów w cząsteczce.

Czynnik struktura elektroniczna

Jaka jest istota wzajemny wpływ atomy?
Odpowiedź. Wzajemny wpływ polega na interakcji struktury elektroniczne atomów, co prowadzi do zmiany gęstości elektronowej wiązań chemicznych.

Praca laboratoryjna

Nauczyciel. Na Waszych stołach znajdują się zestawy do Praca laboratoryjna. Wykonaj zadanie i udowodnij doświadczalnie zależność właściwości substancji od struktury elektronowej. Pracujcie w parach. Należy ściśle przestrzegać przepisów bezpieczeństwa.
Opcja I. Prowadzić badania właściwości chemicznych etanolu i fenolu. Udowodnij ich zależność reaktywność ze struktury elektronowej. Użyj odczynników - litu metalicznego i wody bromowej. Zapisz równania możliwych reakcji. Pokaż zmianę gęstości elektronowej wiązania chemicznego w cząsteczkach.
Opcja II. Wyjaśnij istotę wzajemnego oddziaływania grupy karboksylowej –COOH i podstawnika przy węglu karbonylowym w cząsteczkach kwasy karboksylowe. Rozważmy przykład kwasu mrówkowego i octowego. Użyj lakmusu i roztworu litu. Zapisz równania reakcji. Pokaż zmianę gęstości elektronowej wiązania chemicznego w cząsteczkach.

Wniosek. Właściwości chemiczne zależą od wzajemnego oddziaływania atomów.

Ostateczna kontrola wiedzy

Nauczyciel. Podsumujmy naszą lekcję. Potwierdziliśmy, że właściwości substancji zależą od przestrzennej struktury chemicznej i elektronowej.
1. Zapisz wzory HCOOH, C 6 H 5 OH i C 4 H 9 COOH w kolejności rosnących właściwości kwasowych substancji.
2. Ułóż wzory CH 3 COOH, C 3 H 7 COOH, CH 3 OH, ClCH 2 COOH w kolejności malejącej właściwości kwasowe Substancje.
3. Który aldehyd ma:

bardziej aktywna grupa aldehydowa? Dlaczego?
Oceń swoją pracę na zajęciach.

L.A.EREMINA,
nauczyciel chemii w szkole nr 24
(Abakan, Chakasja)

Test A6 Substancje o budowie molekularnej i niemolekularnej. Rodzaj sieci krystalicznej. Zależność właściwości substancji od ich składu i struktury. 1. Sieć krystaliczna chlorku wapnia jest 1) jonowa 2) molekularna 3) metaliczna 4) atomowa 2. Struktura molekularna to 1) rtęć 2) brom 3) wodorotlenek sodu 4) siarczan potasu 3. Atom jest cząstką strukturalną sieć krystaliczna 1) metanu 2 ) wodoru 3) tlenu 4) krzemu 4. Substancje twarde, ogniotrwałe i dobrze rozpuszczalne w wodzie z reguły mają sieć krystaliczną: 1) molekularna 2) atomowa 3) jonowa 4 ) metaliczny 5. Molekularna sieć krystaliczna zawiera 1) HBr 2) K2O 3) BaO 4) KCl 6. Substancje o atomowej sieci krystalicznej 1) bardzo twarde i ogniotrwałe 2) kruche i topliwe 3) przewodzą Elektryczność w roztworach 4) przewodzą prąd elektryczny w stopach. 7. Molekularna sieć krystaliczna zawiera 1) Ca3P2 2) CO2 3) SO2 4) AlF3 8. Każda z substancji znajdujących się w rzędzie 1) sód, chlorek sodu, wodorek sodu 2) wapń, tlenek wapnia, węglan wapnia 3 ma jonowa sieć krystaliczna ) bromek sodu, siarczan potasu, chlorek żelaza (II) 4) fosforan magnezu, chlorek potasu, tlenek fosforu (V) 9. Sieć krystaliczna grafitu 1) jonowy 2) molekularny 3) atomowy 4) metaliczny 10. Substancje o twardość i ogniotrwałość , dobra rozpuszczalność w wodzie, z reguły mają sieć krystaliczną 1) molekularną 2) jonową 3) atomową 4) metalową 11. Molekularna sieć krystaliczna zawiera 1) krzem 2) tlenek węgla (IV) 3) dwutlenek krzemu 4) azotan amonu 12. Sieć krystaliczna halogenów jest 1) atomowa 2) jonowa 3) molekularna 4) metaliczna 13. Substancje posiadające atomową sieć krystaliczną obejmują 1) sód, fluor, tlenek siarki (IV) 2) ołów, Kwas azotowy, tlenek magnezu 3) bor, diament, węglik krzemu 4) chlorek potasu, biały fosfor, jod 14. Struktura molekularna to 1) cynk 2) azotan baru 3) wodorotlenek potasu 4) bromowodór 15. Substancje są stałe, trwałe, z mają wysoką temperaturę topnienia, których stopy przewodzą prąd elektryczny, mają sieć krystaliczną 1) metaliczną 2) molekularną 3) atomową 4) jonową 16. Jony są cząsteczkami strukturalnymi 1) tlenu 2) wody 3) tlenku węgla (IV) 4 ) chlorek sodu 17. Mają strukturę niemolekularną wszystkie niemetale z grupy 1) węgiel, bor, krzem 3) tlen, siarka, azot 2) fluor, brom, jod 4) chlor, fosfor, selen 18. Struktura krystaliczna , podobny do budowy diamentu, zawiera 1) krzemionkę 2) tlenek sodu 3) tlenek węgla (II) 4) biały fosfor P4 19. Atom jest cząstką strukturalną w sieci krystalicznej 1) metanu 2) wodoru 3) tlenu 4) krzem 20. Krystaliczna cząsteczka każda z dwóch substancji ma siatkę 1) grafit i diament 2) krzem i jod 3) chlor i tlenek węgla (IV) 4) chlorek baru i tlenek baru 21. Każda z dwóch substancji ma kryształ atomowy sieć 1) tlenek krzemu (IV) i tlenek węgla (IV) 2) grafit i krzem 3) chlorek potasu i fluorek sodu 4) chlor i jod 22. Struktura molekularna to 1) sód 2) fruktoza 3) fosforan sodu 4) sód tlenek 23. Molekularna sieć krystaliczna jest charakterystyczna dla każdej z substancji znajdujących się w szeregu 1) chlorek potasu, azot, metan 2) jod, dwutlenek węgla, ozon 3) glin, brom, diament 4) wodór, siarczan magnezu, żelazo (III ) tlenek 24. Tlenek krzemu jest materiałem ogniotrwałym, nierozpuszczalnym w wodzie. Jego sieć krystaliczna jest 1) atomowa 2) molekularna 3) jonowa 4) metaliczna 25. W zależności od charakteru cząstek tworzących kryształ i charakteru sił oddziaływania między nimi wyróżnia się cztery typy sieci krystalicznych: 1) jonowe, atomowa, molekularna i metaliczna 2) jonowa, kowalencyjna, atomowa i molekularna 3) metaliczna, kowalencyjna, atomowa i molekularna 4) jonowa, sześcienna, trójkątna i warstwowa 26. Sieć krystaliczna lodu: 1) atomowa 2) molekularna 3) jonowa 4) metaliczny 27. Wskaż, że substancja w stanie stałym ma molekularną sieć krystaliczną. 1) grafit 2) sód 3) wodorotlenek sodu 4) wodór 28. Wskaż substancję, która w stanie stałym ma atomową sieć krystaliczną: 1) chlorowodór 2) chlor 3) tlenek krzemu (IV) 4) tlenek wapnia 29. Dla ciała stałe z metalową siecią krystaliczną charakteryzują się dużą... 1) rozpuszczalnością w wodzie 2) elektroujemnością atomów 3) lotnością 4) przewodnictwem elektrycznym 30. Substancja krystaliczna powstaje z cząstek Na+ i OH-. Do jakiego rodzaju sieci krystalicznej należy ta substancja? 1) atomowa 2) molekularna 3) jonowa 4) metaliczna 31. Każda z dwóch substancji ma budowę niemolekularną: 1) S8 i O2 2) Fe i NaCl 3) CO i Mg 4) Na2CO3 i I2 32. Substancja o struktura molekularna to 1) ozon 2) tlenek baru 3) grafit 4) siarczek potasu 33. Atomowa sieć krystaliczna prostej substancji: 1) diament 2) miedź 3) fluor 4) cyna 34. Twierdzenie, że cząstka strukturalna dana substancja jest cząsteczką, dotyczy tylko 1) diamentu 2) soli kuchennej 3) krzemu 4) azotu 35. Jonowa sieć krystaliczna zawiera 1) wodę 2) fluorek sodu 3) srebro 4) brom 36. Proste substancje, mające ten sam typ sieci krystalicznej, tworzą elementy 1) małych okresów 3) podgrup drugorzędnych 2) podgrup głównych 4) dużych okresów 37. Struktura krystaliczna, podobna do struktury diamentu, ma: 1) krzemionkę SiO2 2 ) tlenek sodu Na2O 3) tlenek węgla ( II) CO 4) biały fosfor P4 38. Fosfina PH3 jest gazem. Jego sieć krystaliczna jest 1) atomowa 2) molekularna 3) jonowa 4) metaliczna 39. Kryształy zbudowane są z cząsteczek. 1) cukier 2) sól 3) diament 4) srebro 40. Kryształy 1) cukru 2) wodorotlenku sodu 3) diamentu 4) srebra zbudowane są z przeciwnie naładowanych jonów 41. Jakie cząstki tworzą kryształ azotanu sodu? 1) Atomy Na, N i O 3) Jony Na+, NO3+ 5+ 22) Jony Na, N, O 4) Cząsteczki NaNO3 42. Ocenić poprawność sądów na temat związku pomiędzy strukturą i właściwościami substancji. A. Wśród substancji o budowie molekularnej w normalnych warunkach występują substancje gazowe, ciekłe i stałe. B. Substancje posiadające atomową sieć krystaliczną są stałe w zwykłych warunkach. 1) tylko A jest prawdziwe 2) tylko B jest prawdziwe 3) oba sądy są prawidłowe 4) oba sądy są błędne 43. Oceń poprawność sądów na temat związku pomiędzy strukturą i właściwościami substancji: A. Jeżeli istnieje silne wiązanie chemiczne między cząsteczkami kryształu, wówczas substancja jest ogniotrwała. Piłka ciała stałe mają budowę niemolekularną 1) tylko A jest prawdziwe 2) tylko B jest prawdziwe 3) oba sądy są poprawne 4) oba sądy są błędne 44. Które z poniższych stwierdzeń jest prawdziwe: A. Substancje posiadające sieć molekularną mają niskie temperatury topienie i niska przewodność elektryczna. B. Substancje posiadające sieć atomową są plastyczne i mają wysoką przewodność elektryczną. 1) tylko A jest prawdziwe 2) tylko B jest prawdziwe 3) oba sądy są prawidłowe 4) oba sądy są błędne 45. Ustal związek pomiędzy substancją a rodzajem jej sieci krystalicznej. SUBSTANCJA RODZAJ SIECI KRYTALNEJ 1) sól kuchenna A) molekularna 2) srebro B) jonowa 3) dwutlenek węgla C) atomowa 4) grafit D) metal 5) glukoza 46. Ustal zgodność pomiędzy rodzajem sieci krystalicznej a właściwościami substancji . RODZAJ WŁAŚCIWOŚCI KRYTALNYCH SUBSTANCJI SIATKOWYCH A) jonowe 1) stałe, ogniotrwałe, nie rozpuszczają się w wodzie B) metaliczne 2) kruche, topliwe, nie przewodzą prądu elektrycznego C) atomowe 3) plastyczne, mają różną temperaturę topnienia, przewodzą prąd elektryczny D) molekularny 4 ) stały, ogniotrwały, łatwo rozpuszczalny w wodzie 47. Wskaż szereg charakteryzujący się zmniejszeniem długości wiązania chemicznego 1) SiCl4, MgCl2, AlCl3, NaCl 2) NaCl, MgCl2, SiCl4, AlCl3 3) NaCl , SiCl4, MgCl2, AlCl3 4) NaCl, MgCl2, AlCl3, SiCl4 48. Ocenić poprawność sądów na temat związku pomiędzy strukturą i właściwościami substancji. A. Jeśli pomiędzy cząsteczkami w krysztale istnieje silne wiązanie chemiczne, wówczas substancja łatwo odparowuje. B. Wszystkie gazy mają strukturę molekularną. 1) tylko A jest prawdziwe 2) tylko B jest prawdziwe 3) oba sądy są prawidłowe 4) oba sądy są błędne

Wykład 7
Zależność właściwości substancji od ich
Budynki. Wiązanie chemiczne. Podstawowy
rodzaje wiązań chemicznych.
Omówione zagadnienia:
1. Poziomy organizacji materii. Hierarchia struktury.
2. Substancje o budowie molekularnej i niemolekularnej.
3.
4. Przyczyny występowania wiązań chemicznych.
5. Wiązanie kowalencyjne: mechanizmy powstawania, metody
nakładanie się orbit atomowych, polaryzacja, moment dipolowy
Cząsteczki.
6. Wiązanie jonowe.
7. Porównanie polarnych wiązań kowalencyjnych i jonowych.
8. Porównanie właściwości substancji o kowalencyjnym polarności i
wiązania jonowe.
9. Połączenie metalowe.
10. Oddziaływania międzycząsteczkowe.

Substancja (ponad 70 milionów)
Co warto wiedzieć o poszczególnych substancjach?
Formuła (z czego się składa)
Struktura (jak to działa)
Właściwości fizyczne
Właściwości chemiczne
Metody uzyskiwania
(laboratoryjne i przemysłowe)
6. Praktyczne użycie
1.
2.
3.
4.
5.

Hierarchia budowy materii
Wszystkie substancje
składać się z
atomy, ale nie
wszystko jest z
Cząsteczki.
Atom
Cząsteczka
Dla wszystkich substancji
Tylko dla substancji
molekularny
Budynki
Poziom nano
Dla wszystkich substancji
Wolumetryczny (makro)
poziom
Dla wszystkich substancji
Wszystkie 4 poziomy są przedmiotem nauki chemii

Substancje molekularne
i niemolekularną strukturę

Substancje
Molekularny
Budynki
Niemolekularny
Budynki
Składa się z cząsteczek
Złożony z atomów
lub jony
H2O, CO2, HNO3, C60,
prawie cała org. Substancje
Diament, grafit, SiO2,
metale, sole
Formuła odzwierciedla
skład cząsteczki
Formuła odzwierciedla skład
jednostka formuły

Substancje
Chlorek sodu
Jednostka formuły NaCl

Substancje
Krzemionka
Jednostka formuły SiO2
Muzeum Mineralogiczne Fersmana znajduje się niedaleko wejścia do Ogrodu Neskuchnego.
Adres: Moskwa, Leninsky Prospekt, budynek 18, budynek 2.

Różnorodność struktury chemiczne.
gaz pędny
C5H6
Koronen
(superbenzen)
C24H12
kawitand
C36H32O8

Różnorodność struktur chemicznych.
katenan

Różnorodność struktur chemicznych.
katenan

Różnorodność struktur chemicznych.
Pasek Mobiusa

Cząsteczka
Cząsteczka to stabilny układ składający się z kilku
jądra atomowe i elektrony.
Atomy łączą się w cząsteczki poprzez tworzenie
wiązania chemiczne.
dom siła napędowa powstanie cząsteczki z
atomy – spadek energii całkowitej.
Cząsteczki mają kształt geometryczny, scharakteryzowany
odległości między jądrami i kąty między wiązaniami.

Główna siła napędowa
tworzenie wiązań chemicznych
pomiędzy cząsteczkami materii -
zmniejszenie całkowitej energii
systemy.

Główne rodzaje substancji chemicznych
znajomości:
1.Jonowy
2.Kowalencyjny
3.Metal
Podstawowe związki międzycząsteczkowe
interakcje:
1.Wiązania wodorowe
2. Połączenia Van der Waalsa

Wiązanie jonowe
Jeśli wiązanie tworzą atomy znacznie różniące się od siebie
wartości elektroujemności (ΔOOE ≥ 1,7),
prawie całkowicie wspólną parę elektronów
przesuwa się w stronę bardziej elektroujemnego
atom.
Na kl
OEO 0,9 3,16
∆ 2,26
+Nie
Anion
:Clcation
Występujące wiązanie chemiczne pomiędzy jonami
ze względu na ich przyciąganie elektrostatyczne,
zwany jonowym.

Wiązanie jonowe
Potencjał Coulomba jest kulisty
symetryczny, skierowany we wszystkich kierunkach,
dlatego wiązanie jonowe jest bezkierunkowe.
Potencjału Coulomba nie ma
ograniczenia ilościowe
dodane przeciwjony -
stąd wiązanie jonowe
nienasycony.

Wiązanie jonowe
Związki posiadające wiązania jonowe
stały, dobrze rozpuszczalny w
rozpuszczalniki polarne, mają wysoką zawartość
temperatury topnienia i wrzenia.

Wiązanie jonowe
Krzywa I: przyciąganie jonów jeśli
czy reprezentowaliby
opłaty punktowe.
Krzywa II: odpychanie jąder w
w przypadku bliskiego sąsiedztwa jonów.
Krzywa III: minimalna energia E0 przy
odpowiada krzywej
stan równowagi jonowej
pary, w których siły
przyciąganie elektronów do jąder
kompensowane siłami
odpychanie jąder między sobą
odległość r0,

Wiązanie chemiczne w cząsteczkach
Wiązania chemiczne w cząsteczkach można opisać za pomocą
pozycje dwóch metod:
- metoda wiązań walencyjnych, MBC
- metoda orbitali molekularnych, MMO

Metoda wiązań walencyjnych
Teoria Heitlera-London
Podstawowe założenia metody BC:
1. Wiązanie tworzą dwa elektrony o przeciwnych wartościach
obraca się, a fale nakładają się na siebie
funkcje i gęstość elektronów pomiędzy nimi
rdzenie.
2. Połączenie zlokalizowane jest w kierunku maksimum
nakładające się Ψ-funkcje elektronów. Silniejszy
nakładać się na siebie, tym mocniejsze połączenie.

dsv – długość
komunikacja;
ESV – energia
komunikacja.

Tworzenie cząsteczki wodoru:
N· + ·N → N:N
Kiedy dwa atomy się łączą
powstają siły atrakcyjne i
odpychanie:
1) przyciąganie: „jądro elektronu”
sąsiednie atomy;
2) odpychanie: „rdzeń-rdzeń”,
sąsiedztwo „elektron-elektron”.
atomy.

Tworzenie cząsteczki wodoru:
Molekularny
chmura dwóch elektronów,
mając maksimum
gęstość elektronów.

Wiązanie chemiczne przeprowadzane powszechnie
pary elektronów nazywane są kowalencyjnymi.
Wspólną parę elektronów mogą tworzyć dwa
sposoby:
1) w wyniku połączenia dwóch niesparowanych elektronów:
2) w wyniku socjalizacji niepodzielnych
para elektronów jednego atomu (donora) i pusta
orbitale innego (akceptora).
Dwa mechanizmy tworzenia wiązań kowalencyjnych:
wymiana i dawca-akceptor.

gęstość komunikacji występuje wzdłuż linii,
łącząc centra atomów (jądra), to to
nakładanie się nazywa się sprzężeniem σ:

Metody nakładania się orbitali atomowych za pomocą
utworzenie wiązania kowalencyjnego
Jeśli powstanie maksymalnej elektroniki
gęstość wiązania występuje po obu stronach
wówczas linia łącząca środki atomów (jądra).
takie nakładanie się nazywa się wiązaniem π:

Wiązanie kowalencyjne polarne i niepolarne
1) Jeżeli wiązanie tworzą identyczne atomy,
dwuelektronowa chmura komunikacyjna dystrybuowana w
przestrzeń symetrycznie między ich jądrami - np
wiązanie nazywa się niepolarnym: H2, Cl2, N2.
2) jeśli powstanie wiązanie różne atomy, chmura komunikacyjna
przesunięty w stronę atomu bardziej elektroujemnego
- takie wiązanie nazywamy polarnym: HCl, NH3, CO2.

Polarne wiązanie kowalencyjne
Dipolowy moment sprzęgania
Dipol
H+δCl-δ lub H+0,18Cl-0,18
Gdzie ±δ jest skuteczne
ładunek atomowy, ułamek
absolutny ładunek
elektron.
+δ
-δ
Nie mylić ze stopniem utlenienia!
l
Iloczyn efektywnego ładunku i długości dipola
zwany momentem elektrycznym dipola: μ = δl
To jest wielkość wektorowa: skierowana od dodatniej
ładować do wartości ujemnej.

Polarne wiązanie kowalencyjne
Moment dipolowy cząsteczki
Moment dipolowy cząsteczki jest równy sumie
wektory momentów dipolowych wiązań, z uwzględnieniem
samotne pary elektronów.
Jednostka momentu dipolowego
to Debye: 1D = 3,3·10-30 C·m.

Polarne wiązanie kowalencyjne
Moment dipolowy cząsteczki
W iloczynie μ = δl obie wielkości są skierowane przeciwnie.
Dlatego musimy uważnie monitorować przyczynę
zmiany m.
Na przykład,
CsF
CsCl
24
31
δ „zagubiony” l
CsI
HF
HCl
HBr
CZEŚĆ
37
5,73
3,24
2,97
1,14
nawzajem

Polarne wiązanie kowalencyjne
Moment dipolowy cząsteczki
Czy cząsteczka może być niepolarna, jeśli
Czy wszystkie połączenia w nim są polarne?
Cząsteczki typu AB są zawsze polarne.
Cząsteczki typu AB2 mogą być zarówno polarne, jak i
niepolarny...
H2O
O
N
CO2
μ>0
N
O
Z
μ=0
O

Polarne wiązanie kowalencyjne
Cząsteczki składające się z trzech lub więcej atomów
(AB2, AB3, AB4, AB5, AB6) ,
mogą być niepolarne, jeśli są symetryczne.
Na co wpływa obecność momentu dipolowego?
Cząsteczki?
Istnieją interakcje międzycząsteczkowe i
W rezultacie zwiększa się gęstość substancji,
temperatura topnienia i temperatura wrzenia.

Porównanie jonowych i kowalencyjnych wiązań polarnych
Ogólne: edukacja ogólna
para elektronów.
Różnica: stopień
ogólne przemieszczenie
para elektronów
(polaryzacja wiązania).
Wiązanie jonowe należy uważać za skrajne
w przypadku polarnego wiązania kowalencyjnego.

wiązania polarne
Wiązanie kowalencyjne: nasycone i skierowane
Nasycenie (maksymalna wartościowość) -
zdeterminowana przez zdolność atomu do tworzenia się
ograniczona liczba połączeń (biorąc pod uwagę zarówno
mechanizmy powstawania).
Kierunek wiązania jest określony przez kąt wiązania, który zależy od
rodzaj hybrydyzacji orbitali atomu centralnego.
Wiązanie jonowe: nienasycone i bezkierunkowe.

Porównanie właściwości jonowych i kowalencyjnych
wiązania polarne
Kierunek wiązania jest określony przez kąty wiązania.
Kąty wiązania określa się eksperymentalnie lub
przewidywane w oparciu o teorię hybrydyzacji
Orbitale atomowe L. Paullinga lub teoria
Gillespiego.
Więcej szczegółów na ten temat na seminariach.

wiązania kowalencyjne
Wiązania kowalencyjne
Kryształy atomowe
Między atomami
w samym krysztale
Wysoka twardość
wysoka temperatura topnienia, gotowanie
zły upał i
przewodnictwo elektryczne
Kryształy molekularne
Między atomami
w cząsteczce
Umiarkowana miękkość
całkiem nisko
roztopić, zagotować
zły upał i
Przewodnictwo elektryczne
Nierozpuszczalne w wodzie

Porównanie właściwości substancji jonowych i
wiązania kowalencyjne
kryształ molekularny
Temperatura topnienia 112,85 °C

Porównanie właściwości substancji jonowych i
wiązania kowalencyjne
Atomowy kryształ kowalencyjny
Temperatura topnienia ≈ 3700 °C

Porównanie właściwości substancji jonowych i
wiązania kowalencyjne
Wiązania jonowe
pomiędzy jonami
w krysztale
twardość i kruchość
wysoka temperatura topnienia
słaba przewodność cieplna i elektryczna
Rozpuszczalny w wodzie

Porównanie właściwości substancji jonowych i
wiązania kowalencyjne
Kryształ jonowy
Temperatura topnienia ≈ 800 °C

Połączenie metalowe
Wiązanie metaliczne odbywa się za pomocą elektronów,
należące do wszystkich atomów jednocześnie.
Gęstość elektronów
„gaz elektronowy” ulega delokalizacji.
Charakterystyka
metaliczny połysk
Plastikowy
Plastyczność
Wysoka temperatura i
przewodnictwo elektryczne
Temperatury topnienia
naprawdę inny.

Wiązania międzycząsteczkowe.
1. Wiązanie wodorowe
Przyciąganie pomiędzy atomem wodoru (+) jednego
cząsteczka i atom F, O, N (–) innej cząsteczki
F
F
H
H
H
H
F
F
O
H3C
H
F
C
H
Polimer
(HF)n
O
C
O
H
CH3
Dimer
kwas octowy
O
Wiązania wodorowe są indywidualnie słabe,
ale silni razem

Wiązania międzycząsteczkowe.
2. Wiązania wodorowe w DNA

Wiązania międzycząsteczkowe.
3. Wiązania wodorowe w wodzie
woda w stanie ciekłym
lód

Wiązania międzycząsteczkowe.
4. Tworzenie wiązań wodorowych w
woda
woda w stanie ciekłym
transformacja
wodę w lód

Wiązania międzycząsteczkowe.
5. Powiązania Van der Waalsa
Nawet jeśli między cząsteczkami nie ma wiązań wodorowych,
cząsteczki zawsze się przyciągają.
Przyciąganie pomiędzy dipolami molekularnymi nazywa się sprzężeniem van der Waalsa.
Atrakcja C-d-c im silniejszy, tym więcej:
1) polaryzacja; 2) wielkość molekularna.
Przykład: metan (CH4) – gaz, benzen (C6H6) – ciecz
Jeden z najsłabszych połączenia v-d-v– pomiędzy cząsteczkami
H2 (t.t. –259 oC, temperatura wrzenia –253 oC).
Oddziaływanie między cząsteczkami jest wielokrotnie słabsze niż wiązanie między atomami:
Ekow(Cl–Cl) = 244 kJ/mol, Evdv(Cl2–Cl2) = 25 kJ/mol
ale to właśnie zapewnia istnienie ciekłego i stałego stanu materii

W wykładzie wykorzystano materiały profesora
Wydział Chemii Moskiewskiego Uniwersytetu Państwowego. Łomonosow
Eremin Wadim Władimirowicz
Dziękuję
za uwagę!

Współczesna doktryna właściwości organicznych jest rozwinięciem idei A.M. Butlerowa o zależności od jej struktury. Wyrażenie struktury daje wyobrażenie o całej różnorodności, chociaż przewidywania nie są konsekwencją ścisłych praw matematycznych, a jedynie charakter jakościowy i pozostawić znacznie więcej talentowi i intuicji chemika doświadczalnego.

Charakterystykę właściwości fizycznych związków często wyraża się jako sumę kilku terminów związanych z odpowiednimi pierwiastkami zawartymi w składzie tego połączenia. Stosowanie takich obwody dodatkowe znalezienie jakiejkolwiek właściwości fizykochemicznej związku ze wzoru na jego strukturę jest zatem równoznaczne z założeniem, że pierwiastek zawarty w różnych związkach zawsze ma taki sam udział w tej charakterystyce.

W najprostszych przypadkach założenie to okazuje się bardzo bliskie prawdy (na przykład wartości objętości molekularnych i

Wykład 7 Zależność właściwości substancji od ich budowy. Wiązanie chemiczne. Główne rodzaje wiązań chemicznych. Rozpatrywane zagadnienia: 1. Poziomy organizacji materii. Hierarchia struktury. 2. Substancje o budowie molekularnej i niemolekularnej. 3. Różnorodność struktur chemicznych. 4. Przyczyny występowania wiązań chemicznych. 5. Wiązanie kowalencyjne: mechanizmy powstawania, metody nakładania się orbitali atomowych, polarność, moment dipolowy cząsteczki. 6. Wiązanie jonowe. 7. Porównanie polarnych wiązań kowalencyjnych i jonowych. 8. Porównanie właściwości substancji posiadających kowalencyjne wiązania polarne i jonowe. 9. Połączenie metalowe. 10. Oddziaływania międzycząsteczkowe.

Substancja (ponad 70 milionów) Co musisz wiedzieć o każdej substancji? 1. 2. 3. 4. 5. Receptura (z czego się składa) Struktura (jak działa) Właściwości fizyczne Właściwości chemiczne Metody przygotowania (laboratoryjne i przemysłowe) 6. Zastosowanie praktyczne

Hierarchia struktury materii Wszystkie substancje składają się z atomów, ale nie wszystkie składają się z cząsteczek. Atom Cząsteczka Dla wszystkich substancji Tylko dla substancji o strukturze molekularnej Poziom nano Dla wszystkich substancji Poziom wolumetryczny (makro) Dla wszystkich substancji Wszystkie 4 poziomy są przedmiotem badań chemii

Substancje Struktura molekularna Struktura niemolekularna Składa się z cząsteczek Składa się z atomów lub jonów H 2 O, CO 2, HNO 3, C 60, prawie wszystkie org. substancje Diament, grafit, Si. O 2, metale, sole Wzór odzwierciedla skład cząsteczki Wzór odzwierciedla skład jednostki wzoru

Substancje Dwutlenek krzemu Jednostka formuły Si. O 2 Muzeum Mineralogiczne Fersmana znajduje się niedaleko wejścia do Ogrodu Nieskuchnego. Adres: Moskwa, Leninsky Prospekt, budynek 18, budynek 2.

Różnorodność struktur chemicznych. propellan C 5 H 6 koronen (superbenzen) C 24 H 12 kawitand C 36 H 32 O 8

Cząsteczka to stabilny układ składający się z kilku jąder atomowych i elektronów. Atomy łączą się w cząsteczki, tworząc wiązania chemiczne. Główną siłą napędową powstawania cząsteczki z atomów jest spadek energii całkowitej. Cząsteczki mają kształt geometryczny charakteryzujący się odległościami między jądrami i kątami między wiązaniami.

Główne typy wiązań chemicznych: 1. jonowe 2. kowalencyjne 3. metaliczne Podstawowe oddziaływania międzycząsteczkowe: 1. wiązania wodorowe 2. wiązania Van der Waalsa

Wiązanie jonowe Jeśli wiązanie tworzą atomy o znacznie różnych wartościach elektroujemności (ΔOOE ≥ 1,7), wspólna para elektronów jest prawie całkowicie przesunięta w stronę atomu bardziej elektroujemnego. NaCl OEO 0,9 3,16 ∆ 2,26 +Na Anion: Cl. Kation Wiązanie chemiczne między jonami powstające w wyniku ich przyciągania elektrostatycznego nazywa się jonowymi.

Wiązanie jonowe Potencjał Coulomba jest sferycznie symetryczny i skierowany we wszystkich kierunkach, zatem wiązanie jonowe jest bezkierunkowe. Potencjał Coulomba nie ma ograniczeń co do liczby dodanych przeciwjonów - dlatego wiązanie jonowe jest nienasycone.

Wiązanie jonowe Związki z wiązaniem jonowym są stałe, dobrze rozpuszczalne w polarnych rozpuszczalnikach i mają wysokie temperatury topnienia i wrzenia.

Wiązanie jonowe Krzywa I: przyciąganie jonów, jeśli są to ładunki punktowe. Krzywa II: odpychanie jąder w przypadku silnego zbliżania się jonów. Krzywa III: minimalna energia E 0 na krzywej odpowiada stanowi równowagi pary jonowej, w którym siły przyciągania elektronów do jąder są kompensowane przez siły odpychania jąder między sobą w odległości r 0,

Wiązania chemiczne w cząsteczkach Wiązania chemiczne w cząsteczkach można opisać z punktu widzenia dwóch metod: - metody wiązań walencyjnych, MBC, - metody orbitali molekularnych, MMO

Metoda wiązania walencyjnego Teoria Heitlera-London Podstawowe zasady metody BC: 1. Wiązanie tworzą dwa elektrony o przeciwnych spinach, przy czym funkcje falowe nakładają się i gęstość elektronów pomiędzy jądrami wzrasta. 2. Wiązanie jest zlokalizowane w kierunku maksymalnego nakładania się funkcji elektronu Ψ. Im większe nakładanie się, tym mocniejsze połączenie.

Tworzenie cząsteczki wodoru: H· + ·H → H: H Kiedy spotykają się dwa atomy, powstają siły przyciągania i odpychania: 1) przyciąganie: „jądro elektronu” sąsiednich atomów; 2) odpychanie: „jądro-jądro”, „elektron-elektron” sąsiednich atomów.

Wiązanie chemiczne utworzone przez wspólne pary elektronów nazywa się kowalencyjnym. Wspólna para elektronów może powstać na dwa sposoby: 1) w wyniku połączenia dwóch niesparowanych elektronów: 2) w wyniku współdzielenia wolnej pary elektronów jednego atomu (dawcy) i pustego orbitalu drugiego ( akceptor). Dwa mechanizmy tworzenia wiązań kowalencyjnych: wymiana i donor-akceptor.

Metody nakładania się orbitali atomowych podczas tworzenia wiązania kowalencyjnego Jeżeli tworzenie maksymalnej gęstości wiązań elektronowych następuje wzdłuż linii łączącej środki atomów (jądra), to takie nakładanie się nazywa się wiązaniem σ:

Sposoby nakładania się orbitali atomowych podczas tworzenia wiązania kowalencyjnego Jeżeli powstanie maksymalnej gęstości wiązań elektronowych następuje po obu stronach linii łączącej środki atomów (jądra), to takie nakładanie się nazywa się wiązaniem π:

Wiązania kowalencyjne polarne i niepolarne 1) Jeżeli wiązanie tworzą identyczne atomy, chmura wiązań dwuelektronowych jest rozłożona w przestrzeni symetrycznie pomiędzy ich jądrami - takie wiązanie nazywa się niepolarnym: H 2, Cl 2, N 2. 2) jeśli wiązanie tworzą różne atomy, chmura wiązań jest przesunięta w stronę atomu bardziej elektroujemnego - takie wiązanie nazywa się polarnym: HCl, NH 3, CO 2.

Polarne wiązanie kowalencyjne Moment dipolowy wiązania Dipol H+δCl-δ lub H+0, 18 Cl-0, 18 +δ -δ Gdzie ±δ jest efektywnym ładunkiem atomu, czyli ułamkiem absolutnego ładunku elektronu. Nie mylić ze stopniem utlenienia! l Iloczyn ładunku efektywnego i długości dipola nazywany jest momentem elektrycznym dipola: μ = δl Jest to wielkość wektorowa: skierowana od ładunku dodatniego do ujemnego.

Wiązanie kowalencyjne polarne Moment dipolowy cząsteczki jest równy sumie wektorów momentów dipolowych wiązania, z uwzględnieniem wolnych par elektronów. Jednostką momentu dipolowego jest Debye: 1 D = 3,3 · 10 -30 C·m.

Polarne wiązanie kowalencyjne Moment dipolowy cząsteczki W iloczynie μ = δl obie wielkości są skierowane przeciwnie. Dlatego konieczne jest dokładne monitorowanie przyczyny zmiany μ. Na przykład Cs. F Cs. Cl 24 31 δ „utracony” l Cs. I HF HCl HBr HI 37 5,73 3,24 2,97 1,14 odwrotnie

Polarne wiązanie kowalencyjne Moment dipolowy cząsteczki Czy cząsteczka może być niepolarna, jeśli wszystkie w niej występujące wiązania są polarne? Cząsteczki typu AB są zawsze polarne. Cząsteczki typu AB 2 mogą być zarówno polarne, jak i niepolarne. . . H 2 O O N CO 2 μ>0 H O C μ=0 O

Polarne wiązanie kowalencyjne Cząsteczki składające się z trzech lub więcej atomów (AB 2, AB 3, AB 4, AB 5, AB 6) mogą być niepolarne, jeśli są symetryczne. Na co wpływa obecność momentu dipolowego cząsteczki? Występują interakcje międzycząsteczkowe, a co za tym idzie, wzrasta gęstość substancji, temperatura topnienia i temperatura wrzenia.

Porównanie jonowych i kowalencyjnych wiązań polarnych. Ogólne: tworzenie wspólnej pary elektronów. Różnica: stopień przemieszczenia wspólnej pary elektronów (polaryzacja wiązania). Wiązanie jonowe należy uważać za skrajny przypadek polarnego wiązania kowalencyjnego.

Porównanie charakterystyki jonowych i kowalencyjnych wiązań polarnych Wiązanie kowalencyjne: nasycone i skierowane. Nasycenie (maksymalna wartościowość) - określana zdolnością atomu do tworzenia ograniczonej liczby wiązań (biorąc pod uwagę oba mechanizmy powstawania). Kierunek wiązania jest określony przez kąt wiązania, który zależy od rodzaju hybrydyzacji orbitali atomu centralnego. Wiązanie jonowe: nienasycone i bezkierunkowe.

Porównanie właściwości jonowych i kowalencyjnych wiązań polarnych. Kierunek wiązania wyznaczają kąty wiązań. Kąty wiązania wyznaczane są eksperymentalnie lub przewidywane w oparciu o teorię hybrydyzacji orbitali atomowych L. Pollinga lub teorię Gillespiego. Więcej szczegółów na ten temat na seminariach.

Porównanie właściwości substancji z wiązaniami jonowymi i kowalencyjnymi Wiązania kowalencyjne Kryształy atomowe Pomiędzy atomami w samym krysztale Wysoka twardość wysoka temperatura topnienia, temperatura wrzenia słaba przewodność cieplna i elektryczna Kryształy molekularne Pomiędzy atomami w cząsteczce Umiarkowana miękkość dość niska temperatura topnienia, temperatura wrzenia słaba przewodność cieplna i elektryczna. Nierozpuszczalny w wodzie

Porównanie właściwości substancji z wiązaniami jonowymi i kowalencyjnymi Atomowy kryształ kowalencyjny Temperatura topnienia ≈ 3700 °C

Porównanie właściwości substancji posiadających wiązania jonowe i kowalencyjne Wiązania jonowe pomiędzy jonami w krysztale twardość i kruchość wysoka temperatura topnienia słaba przewodność cieplna i elektryczna Rozpuszczalny w wodzie

Wiązanie metaliczne realizowane jest przez elektrony należące do wszystkich atomów jednocześnie. Gęstość elektronów to zdelokalizowany „gaz elektronowy”. Charakterystyczny połysk metaliczny Plastyczność Plastyczność Wysoka przewodność cieplna i elektryczna Temperatury topnienia są bardzo różne.

Wiązania międzycząsteczkowe. 1. Wiązanie wodorowe Przyciąganie pomiędzy atomem wodoru (+) jednej cząsteczki a atomem F, O, N (–) innej cząsteczki Polimer (HF)n Dimer kwasu octowego Wiązania wodorowe są słabe pojedynczo, ale silne zbiorowo

Wiązania międzycząsteczkowe. 5. Wiązania Van der Waalsa Nawet jeśli pomiędzy cząsteczkami nie ma wiązań wodorowych, cząsteczki zawsze przyciągają się do siebie. Przyciąganie pomiędzy dipolami molekularnymi nazywa się sprzężeniem van der Waalsa. Im silniejsze przyciąganie: 1) polaryzacja; 2) wielkość molekularna. Przykład: metan (CH 4) jest gazem, benzen (C 6 H 6) jest cieczą.Jednym z najbardziej słaby v-d-v wiązania - pomiędzy cząsteczkami H 2 (t.t. - 259 o. C, wrz. - 253 o. C). Oddziaływanie między cząsteczkami jest wielokrotnie słabsze niż połączenie między atomami: Ekov(Cl–Cl) = 244 kJ/mol, Evdv(Cl2–Cl2) = 25 kJ/mol, ale dokładnie zapewnia istnienie stanu ciekłego i stałego materii

W wykładzie wykorzystano materiały profesora Wydziału Chemii Uniwersytetu Moskiewskiego. Łomonosow Eremina Wadim Władimirowicz Dziękuję za uwagę!