🗊Презентация Химическая связь и строение органических соединений

Химическая связь и строение органических соединений

Химическая связь – совокупность сил, удерживающих два и более атома в многоатомной системе. Химическая связь – совокупность сил, удерживающих два и более атома в многоатомной системе. Ковалентная связь – это связь, возникающая между двумя и более атомами вследствие обобществления валентных электронов.

Два способа образования двухэлектронной ковалентной связи: Коллигация:

2.Координация: а) Передача электронной пары от донора катиону:

б) Передача электронной пары от донора акцептору на вакантную орбиталь:

В основе теории хим. связи лежит волновая теория – квантовая механика. Движение электрона описывается волновой функцией . Уравнение Шредингера описывает волновую природу атома. В основе теории хим. связи лежит волновая теория – квантовая механика. Движение электрона описывается волновой функцией . Уравнение Шредингера описывает волновую природу атома. Краткая форма уравн. Шрединга:

оператор Гамильтона. оператор Гамильтона. h-постоянная планка. m-масса электрона. r-расстояние между электроном и ядром. E-собственная энергия системы.

Решение уравнения Шредингера возможно только для простейших систем: для H и H2+. Решение уравнения Шредингера возможно только для простейших систем: для H и H2+. для решения более сложных систем необходимы дополнения. В 30-е годы для описания строения молекул предложена теория МО:

- каждый электрон принадлежит молекуле в целом и движется в поле всех атомных ядер; - каждый электрон принадлежит молекуле в целом и движется в поле всех атомных ядер; - каждому электрону отвечает волновая функция , которая называется молекулярной орбиталью МО, в отличие от АО - МО- многоцентровые; вероятность нахождения электрона на МО. - МО характериз. квантовыми числами n (энергия), l (форма), m (пространственная ориентация). - энергия высшей МО (занятой) равна потенциалу ионизации. - электроны занимают МО начиная с меньшей энергии согласно принципу Паули (2 на каждой орбитали). - при переходе электрона с низшей орбитали на более высокую, молекула переходит в возбужденное состояние.

Рассмотрим решение ур-ия Шредингера для иона H2+. При нахождении вида волновой функции используют метод ЛКАО Рассмотрим решение ур-ия Шредингера для иона H2+. При нахождении вида волновой функции используют метод ЛКАО связывание антисвязывание (разрыхляющая) С1 и С2 – коэффициенты, характеризующие вклад атомной орбитали в образование МО.

Таким образом, метод МО показывает следующее: Таким образом, метод МО показывает следующее: Природа сил, обеспечивающих хим. связь носит электрический характер. Движущей силой образования связи явл. снижение потенц. энергии. На возникновение хим. связи влияет одновременно взаимодействие электрона с 2 и более ядрами. Для образования хим. связи не обязательна –пара электронов, хим. связь может образовать и один .

Условия образования МО: Комбинируемые МО близки по энергии. АО, участвующие в образовании МО, должны перекрываться max. АО, образующие МО, должны обладать одинаковыми свойствами симметрии относительно межъядерной оси образующейся связи.

Классификация МО В зависимости от критерия существует несколько способов классификации: по способу комбинирования АО различают связывающие и разрыхляющие МО. (ТАБЛ. 2.1 СТР. 29) 2. по способу перекрывания АО различают и π- МО (ТАБЛ. 2.2 СТР. 30). 3. по количеству охватываемых ядер различают двуцентровые и многоцентровые МО. Последние выгоднее.

Энергия связывания будет равна:

Энергия антисвязывания будет равна:

-кулоновский интеграл, который характеризует кулоновское взаимодействие частиц и включает Е электрона в атоме в основном состоянии, кулоновское отталкивание ядер и взаимодействие второго протона с электронным облаком, окружающим первый. -кулоновский интеграл, который характеризует кулоновское взаимодействие частиц и включает Е электрона в атоме в основном состоянии, кулоновское отталкивание ядер и взаимодействие второго протона с электронным облаком, окружающим первый. -обменный интеграл, характеризующий понижение Е, обусловленное возможностью движения электрона в поле двух ядер. при R= =0, при остальных и понижает энергию МО.

Рис. Энергетические уровни МО и потенциальная кривая H2 Таким образом, именно β -обменный интеграл вносит вклад в энергию связи. Ra-длина связи ED –энергия диссоциации

СРАВНИТЕЛЬНАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА СВЯЗЫВАЮЩИХ И РАЗРЫХЛЯЮЩИХ МО

СРАВНИТЕЛЬНАЯ ТАБЛИЦА σ- и π-МО

Ковалентная связь характеризуется: длиной, энергией, полярностью, поляризуемостью и направленностью ДЛИНА СВЯЗИ – равновесное расстояние между центрами ядер атомов, образующих связь. В общем случае длина связи равна сумме ковалентных радиусов атомов, составляющих связь.

ЭНЕРГИЯ СВЯЗИ – энергия, которую необходимо затратить, чтобы разорвать химическую связь ( или выделяется при образовании связи) ЭНЕРГИЯ СВЯЗИ – энергия, которую необходимо затратить, чтобы разорвать химическую связь ( или выделяется при образовании связи) ЕД (энергия диссоциации =энергии образования связи). При больших значениях энергии связи (кДж/моль) связь устойчива. Определяют экспериментально (метод теплового равновесия, метод электронного удара, фотоионизация).

Средняя энергия связи Ес – приближенная усредненная величина, получаемая расчетным путем на основе допущения, что все связи данного типа в молекуле обладают одинаковой прочностью. Средняя энергия связи Ес – приближенная усредненная величина, получаемая расчетным путем на основе допущения, что все связи данного типа в молекуле обладают одинаковой прочностью.

Для оценки стабильности молекулы исп. также: ∆На – теплота образования соединений из атомов. Это сумма энергий , выделяющихся при образовании всех связей молекулы, которая характеризует термодинамическую устойчмвость молекулы. Чем больше ∆На, тем устойчивее молекула.

∆Нс – теплота сгорания соединения. Чем меньше ∆Нс, тем устойчивее молекула, т.е. меньше тепла выделяется при сгорании вещества и меньшим запасом внутренней энергии оно обладает. ∆Нс – теплота сгорания соединения. Чем меньше ∆Нс, тем устойчивее молекула, т.е. меньше тепла выделяется при сгорании вещества и меньшим запасом внутренней энергии оно обладает.

ПОЛЯРНОСТЬ СВЯЗИ – асимметрия распределения электронной плотности между атомами вследствие различия их в электроотрицательности. ПОЛЯРНОСТЬ СВЯЗИ – асимметрия распределения электронной плотности между атомами вследствие различия их в электроотрицательности. Шкала электроотрицательности по Полингу (Учебник, табл. 2.3, стр.38): Na-0,9 Н-2,1 С-2,5 N-3,0 O-3,5 F-4,0 Cl-3,0 Br-2,8 I- 2,4

Мерой полярности служит разность электроотрицательностей (РЭО): РЭО>2 – ионная связь; РЭО<2 – полярная связь; РЭО=0 – неполярная связь. Для обозначения используют символы:

Мерой полярности связи является дипольный момент:

ПОЛЯРИЗУЕМОСТЬ – способность изменять свою полярность под действием внешнего поля ( как правило, реагента). ПОЛЯРИЗУЕМОСТЬ – способность изменять свою полярность под действием внешнего поля ( как правило, реагента). Порляризуемость растет с увеличением размеров атома ( электронной оболочки): C-I > C-Br > C-Cl > C-F Поляризуемость увеличивается с увеличением кратности связи.

НАПРАВЛЕННОСТЬ СВЯЗИ определяется гибридным состоянием атома С. НАПРАВЛЕННОСТЬ СВЯЗИ определяется гибридным состоянием атома С.

Ковалентная связь ХАРАКТЕРИЗУЕТСЯ длиной, энергией, полярностью, поляризуемостью и направленностью.

ГИБРИДИЗАЦИЯ. ЛОКАЛИЗОВАННЫЕ СВЯЗИ. Два типа связей σ-связи

σ - связь это связь, при образовании которой мах. электронная плотность лежит на линии, соединяющей центры атомов. σ - связь это связь, при образовании которой мах. электронная плотность лежит на линии, соединяющей центры атомов.

При образовании кратной связи При образовании кратной связи ( двойной, тройной ) кратность связи повышается за счет π-связывания, то есть первая связь всегда σ, а каждая последующая между этими же атомами π-связь.

π-СВЯЗЬ Кратность связи повышается за счет π-связывания

π - связь - это связь, при образовании которой мах. электронная плотность лежит π - связь - это связь, при образовании которой мах. электронная плотность лежит над и под линией, соединяющей центры атомов. π - связь менее прочна, чем σ - связь и ее электроны могут легче смещаться от атома.

Отклонение от принципов аддитивности длин и энергий связи ( теплота гидрирования меньше на 3,1 ккал/моль, чем удвоенная теплота гидрирования этилена). Отклонение от принципов аддитивности длин и энергий связи ( теплота гидрирования меньше на 3,1 ккал/моль, чем удвоенная теплота гидрирования этилена).

Отклонение от принципов аддитивности у сопряженных систем Зная структурную формулу молекулы можно рассчитать согласно принципу аддитивности различные параметры молекулы:

R C=C расч. < R C=C эксп. R C-C расч. > R C-C эксп. – говорит о перераспределении электронной плотности

I-эффект быстро затухает по цепи σ - связей. I-эффект может быть +I-эффект и -I-эффект.

+I-эффект:

Мезомерный эффект (М-эффект) –электронные смещения по системе полярных делокализованных π-связей.

-М-эффект: π-π-сопряженные системы Группы, обладающие –М-эффектом:

+М-эффект n-π- сопряженные системы

Чтобы установить, имеется ли М-эффект необходимо: выделить в молекуле сопряженную систему связей; если система симметрична – М-эффекта нет; если имеется n-π сопряженная система, то имеется +М-эффект, а если π-π-сопряженная система – то -М-эффект.