Способ перекрывания орбиталей h2s

Рассмотрим механизм образования молекул с ковалентной полярной и неполярной связями: Cl 2 , O 2 , HCl.

Источник

Урок-семинар на тему «Виды химической связи, типы кристаллических решеток» — СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА — ПОУРОЧНЫЕ РАЗРАБОТКИ ПО ХИМИИ 11 класс — поурочные разработки — разработки уроков — авторские уроки — план-конспект урока — химия

Цели урока: обобщить, закрепить знание учащимися темы и умение применять их в решении упражнений.

Оборудование: таблицы «Виды химической связи», «Типы кристаллических решеток», кристаллические решетки (модели): ионная, атомная, молекулярная; кодотранспорант с вопросами теории и практики.

I. Организационный момент

Постановка целей и задач урока, организация учащихся на проведение семинара. Вопросы теории обсуждаются согласно их последовательности, используются конспекты, текст учебника, наглядные пособия.

II. Обсуждение вопросов теории и практики

1. Понятия «химическая связь», «электроотрицательность».

2. Ионная связь. Определение. Примеры соединений. Механизм образования ионной связи. Тип кристаллической решетки, физические свойства веществ с ионной связью.

3. Ковалентная связь. Определение. Примеры соединений. Виды ковалентной связи. Механизмы образования ковалентной связи:

Типы кристаллических решеток, физические свойства веществ.

4. Металлическая связь. Определение. Пример. Механизмы образования. Тип кристаллической решетки. Физические свойства. Сходство и различия с ковалентной и ионной связью.

5. Водородная связь. Определение. Примеры соединений. Механизмы образования водородной связи. Тип кристаллической решетки. Физические свойства веществ.

6. В чем заключается единство природы всех видов химической связи? На конкретных примерах объяснить переход одного вида связи в другой. Далее приступаем к обсуждению вопросов практики, которые непосредственно являются домашним заданием.

1. Какие виды химической связи и типы кристаллических решеток характерны для соединений?

2. Объяснить механизм образования связи в соединениях.

II. Самостоятельная работа

1. Дать характеристику соединений по плану: вид связи, определение, механизм образования связи, способ перекрывания орбиталей, тип кристаллической решетки, физические свойства.

а) NF_{3 3 ; -sp 2 : -sp, записи за 10 класс, учебник для 10 класса.}

Ответы на вопросы теории предложены в планах-конспектах уроков № 1, 2, учебник § 6.

1. Ионная связь — CaF₂; ионная кристаллическая решетка. Ковалентная неполярная связь — N₂; F₂; молекулярная кристаллическая решетка.

Ковалентная полярная связь — OF₂; молекулярная кристаллическая решетка.

Са — металлическая связь, металлическая решетка.

К₂O₂ — в соединении ионная связь и ковалентная неполярная; ионная кристаллическая решетка.

Na₂SO₄ — в соединении ионная связь; ковалентная полярная, в анионе SO₄ 2 — ионная кристаллическая решетка.

2. Механизм образования связи в соединениях:

a) N₂ — ковалентная, неполярная связь.

+7; 1s 2 2s 2 2p 3

— атом азота имеет пару спаренных электронов и три неспаренных по обменному механизму с другим атомом азота идет образование трех общих электронных пар, идет перекрывание р-орбиталей, одно осевое — σ-связь и два боковых перекрывания 2π-связи.

Кратность связи — 3.

Кристаллическая решетка — молекулярная.

б) Са — металл, металлическая связь, в кристалле присутствуют атомы-ионы, свободные электроны; за счет их взаимопритяжения осуществляется связь.

в) OF₂ — ковалентная полярная связь.

+8; 1s 2 2s 2 2p 4

— атом кислорода имеет две пары спаренных электронов и 2p-неспаренных электрона.

-9; 1s 2 2s 2 2p 5

— атом фтора имеет три пары спаренных электронов и 1 р-неспаренный электрон.

Между атомом кислорода и двумя атомами фтора образуются общие электронные пары по обменному механизму, т. к. ЭО фтора больше ЭО кислорода, общие электронные пары смещены в сторону атомов фтора.

г) CaF₂ — ионная связь соединения образована элементами, резко отличающиеся в ЭО.

отдает 2е — атомам фтора

приобретает заряд +2

атом фтора принимает один электрон, приобретает заряд -1.

Взаимопритяжение противоположно заряженных частиц приводит к образованию соединения с ионной связью.

1. a) NF₃ — ковалентная полярная связь. Связь посредством общих электронных пар, образованных по обменному механизму

N +7; 1s 2 2s 2 2р 3 2 2s 2 2p 5

три неспаренных р-электрона

один неспаренный p-электрон, необходимо три атома фтора

Перекрывание орбиталей осевое, образуются σ-связи; кратность связи между атомами — 1.

Кристаллическая решетка молекулярная, возможно, что это газ, легко переходящий в жидкость.

б) MgCl₂ — ионная связь, связь за счет электростатического притяжения противоположно заряженных частиц. Соединение образовано металлом и неметаллом, которые резко отличаются в ЭО.

Взаимопритяжение противоположно заряженных частиц приводит к образованию соединения с ионной связью:

Ионная кристаллическая решетка, вещество твердое, тугоплавкое.

2. HF — соединения с полярной ковалентной связью в молекуле есть смещение общей электронной пары к ЭО атому фтора и возникает полюсность. δ+ — у атома водорода и δ- — у атома фтора, фтор также имеет неподеленные пары электронов Между молекулами возможно образование водородной связи.

Так как в молекуле воды также наблюдается смещение общих элек тронных пар к ЭО атома О — кислороду, который также имеет неподеленные пары электронов. В молекуле у атомов водорода возникает недостаток электронной плотности δ+, у атома кислорода — избыток δ-.

Между молекулами фтороводорода и воды возможно образование водородных связей, фтороводород растворим в воде.

1. a) H₂S — ковалентная полярная связь, связь посредством общих электронных пар, образованных по обменному механизму.

один неспаренный s-электрон

на третьем энергетическом уровне две пары спаренных электронов и 2р-неспаренных электрона

Идет перекрывание s-орбиталей атомов водородов и p-орбиталей атома серы, перекрывание осевое, образуется σ-связь, смешенная в сторону ЭО атома серы, кратность связи — 1; кристаллическая решетка молекулярная.

б) Сl₂ — ковалентная неполярная связь, связь посредством обшей электронной пары, образованной по обменному механизму.

В атоме три пары спаренных электрона и один р-электрон, не спаренный. Происходит перекрывание p-орбиталей, осевое, возникает σ-связь.

Кратность связи — 1. Кристаллическая решетка молекулярная.

2. NH₃ — соединение с полярной ковалентной связью, в молекуле есть смещение общих электронных пар к ЭО атому азота, у которого есть неподеленная пара электрона, возникает полюсность: δ+ — у атомов водорода, δ- — у атома азота.

Между молекулами возможно возникновение водородных связей.

Так как в молекуле воды также наблюдается смешение общих электронных пар к ЭО атому — кислороду, который также имеет неподеленные пары электронов. В молекуле Н₂O у атомов водорода возникает недостаток электронной плотности δ+. у атома кислорода — избыток δ+. Между молекулами NH₃ и Н₂O возможно образование водородных связей. NH₃ растворим в воде.

Библиотека образовательных материалов для студентов, учителей, учеников и их родителей.

Наш сайт не претендует на авторство размещенных материалов. Мы только конвертируем в удобный формат материалы из сети Интернет, которые находятся в открытом доступе и присланные нашими посетителями.

Если вы являетесь обладателем авторского права на любой размещенный у нас материал и намерены удалить его или получить ссылки на место коммерческого размещения материалов, обратитесь для согласования к администратору сайта.

Разрешается копировать материалы с обязательной гипертекстовой ссылкой на сайт, будьте благодарными мы затратили много усилий чтобы привести информацию в удобный вид.

© 2014-2021 Все права на дизайн сайта принадлежат С.Є.А.

Источник

Метод валентных связей. Гибридизация атомных орбиталей

Метод валентных связей

Метод валентных связей (локализованных электронных пар) предполагает, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар.

Поэтому химическая связь представляется двухэлектронной и двухцентровой, т.е. локализована между двумя атомами. В структурных формулах соединений обозначается черточкой:

Рассмотрим в свете Метода ВС, такие особенности связи, как насыщаемость, направленность и поляризуемость.

Образование сигма-, пи- и дельта-связей

Валентность атома — определяется числом неспаренных (валентных) электронов, способных принять участие в образовании химической связи.

Валентность выражается небольшими целыми числами и равна числу ковалентных связей. Валентность элементов, проявляющуюся в ковалентных соединениях, часто называют ковалентностью.

Некоторые атомы имеют переменную валентность, например углерод в основном состоянии имеет 2 неспаренных электрона и будет двух валентен. При возбуждении атома, возможно распарить другие два спаренных электрона и тогда атом углерода станет четырех валентен:

Возбуждение атома до нового валентного состояния требует затраты энергии, которая компенсируется выделяемой при образовании связей энергией.

Взаимное перекрывание облаков, т.е. образование связи может происходить разными способами, ввиду их различной формы. Различают σ-, π- и δ-связи.

Как различить сигма-, пи- и дельта-связи?

Сигма – связи образуются при перекрывании облаков вдоль линии, проходящей через ядра атомов.

Пи – связи возникают при перекрывании облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

Дельта – связи осуществляются при перекрывании всех четырех лопастей d – электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях.

σ– связь может возникнуть при перекрывании вдоль линии, соединяющей ядра атомов в следующих орбиталей:

σ– связь обладает свойствами локализованной двухцентровой связи, каковой она и является.

π– связь может образовываться при перекрывании по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов следующих орбиталей:

Итак, s— элементы способны к образованию только σ– связи,

р— элементы — σ– и π– связи,

d— элементы — σ–, π– и δ‑ связи,

f— элементы — σ– , π– , δ-связи.

При совместном образовании π– и σ- связей получается двойная связь.

Если же одновременно возникают две π–и σ- связь, то образуется тройная связь.

Количество возникших связей между атомами, называется кратностью связи.

Между двумя атомами может возникнуть только одна сигма-связь.

Направленность ковалентной связи

• При образовании связи с помощью s — орбиталей, ввиду их сферической формы, не возникает какого-либо преимущественного направления в пространстве, для наиболее выгодного образования ковалентных связей.

• В случае же р – орбиталей, электронная плотность распределена неравномерно, поэтому возникает определенное направление, по которому образование ковалентной связи наиболее вероятно.

Гибридизация атомных орбиталей

Рассмотрим пример. Представим, что четыре атома водорода соединились с атомом углерода и образовалась молекула метана CH₄.

Рисунок показывает что происходит, но не объясняет, как ведут себя s- и р— орбитали, при образовании таких соединений.

Хотя р— орбиталь имеет две части, развернутые друг относительно друга, но она может образовывать только одну связь. В итоге, можно предположить, что в молекуле метана один атом водорода присоединяется к 2s- орбитали углерода, остальные – к 2р— орбитали.

Тогда, каждый атом водорода будет находиться по отношению к другому под углом 90°, но это не так. Электроны отталкиваются друг от друга и расходятся на большее расстояние.

Что же на самом деле происходит?

Происходит гибридизация атомных орбиталей, в результате которой все орбитали объединяются, перестраиваются и образуют 4 эквивалентные гибридные орбитали, которые направлены к вершинам тетраэдра.

Гибридизация — это смешение различных атомных орбиталей (например, s и p) и образование одинаковых по форме и энергии гибридных орбиталей (например, sp, sp 2 , sp 3 ).

Типы гибридизации атомных орбиталей

sp 3 -гибридизация

В нашем примере, каждая из гибридных орбиталей содержит некий вклад 2s- орбитали и некоторые вклады 2р— орбиталей.

Поскольку 4 гибридные орбитали образованы одной 2s— и тремя 2р— орбиталями, то такой способ гибридизации называют sp 3 -гибридизацией.

Как видно из рисунка, конфигурация гибридных орбиталей позволяет четырем атомам вдорода образовать ковалентные связи с атомом углерода, при этом орбитали будут располагаться относительно друг друга под углом 109,5°.

Такой же тип гибридизации присутствует в таких молекулах, как , например, NH₃, H₂O.

На одной из sp 3 -гибридных орбиталей, в молекуле NH₃, находится неподеленная электронная пара, а три остальные орбитали используются для соединения с атомами водорода.

В молекуле H₂O неподеленными электронными парами заняты две гибридные орбитали атома кислорода, а две другие используются для связывания с атомами водорода.

sp 2 -гибридизация

Число гибридных орбиталей определяется числом одинарных связей, а также количеством неподеленных электронных пар в молекуле. Эти электроны находятся на гибридных орбиталях. Когда же происходит перекрывание негибридных орбиталей двух атомов, то образуется кратная связь. Например, в молекуле этилена связь реализуется следующим образом:

Плоское расположение трех связей вокруг каждого атома углерода дает основание предположить, что в данном случае имеет место sp 2 -гибридизация ( гибридные орбитали образованы одной 2s- и двумя 2р— орбиталями). При этом одна 2р— орбиталь остается неиспользованной (негибридной).

Орбитали будут располагаться относительно друг друга под углом 120°.

sp-гибридизация

Таким же образом, в молекуле ацетилена образуется тройная связь. В данном случае происходит sp-гибридизация атомов, т.е. гибридные орбитали образованы одной 2s- и одной 2р— орбиталями, а другие две 2р— орбитали являются негибридными.

Орбитали располагаются относительно друг друга под углом 180°

Ниже в таблице приведены примеры гибридных орбиталей, их геометрическое расположение .

Гибридные орбитали в пространстве располагаются различным образом:

Источник