Презентация на тему «Химическая связь и её виды»

Слайд 1. Химическая связь и её виды

• Природа взаимодействия атомов и то, как тип связи определяет свойства веществ

Доклад: Здравствуйте! Тема нашей презентации — «Химическая связь и её виды». Мы разберём, почему атомы вообще соединяются друг с другом и какие силы удерживают их вместе. А главное — увидим, как именно тип связи определяет свойства знакомых нам веществ.

Слайд 2. Содержание

• Введение
• Что такое химическая связь
• Почему атомы соединяются
• Электроотрицательность
• Виды химической связи
• Ковалентная связь
• Механизмы образования ковалентной связи
• Полярная и неполярная ковалентная связь
• Характеристики ковалентной связи
• Кратность связи и её прочность
• Ионная связь
• Свойства ионных соединений
• Металлическая связь
• Водородная связь
• От ковалентной связи к ионной
• Сравнение видов связи
• Типы кристаллических решёток
• Развитие представлений о связи
• Учёные, объяснившие природу связи
• Выводы
• Список литературы

Доклад: Работа построена так: сначала вводим понятие химической связи и её характеристики, затем последовательно разбираем ковалентную, ионную, металлическую и водородную связь. В финале сравним все виды между собой, посмотрим на типы кристаллических решёток и вспомним учёных, объяснивших природу связи.

Слайд 3. Введение

• Химическая связь объясняет главный парадокс химии: чуть более сотни элементов образуют десятки миллионов веществ с совершенно разными свойствами.
• Именно тип связи определяет твёрдость, температуру плавления, растворимость и электропроводность вещества, а значит — области его применения.
• Знание природы связи необходимо в материаловедении, металлургии, фармацевтике и биохимии: от прочности сплавов до формы белковой молекулы.
• Учение о химической связи объединяет строение атома, периодический закон и свойства веществ в одну логичную систему.

Доклад: Химия знает чуть более сотни элементов, но образованных из них веществ — десятки миллионов. Объясняет это именно химическая связь: разные способы соединения одних и тех же атомов дают вещества с абсолютно разными свойствами. Поэтому учение о связи лежит в основе материаловедения, металлургии, фармацевтики и биохимии.

Слайд 4. Что такое химическая связь

• Химическая связь — взаимодействие атомов, удерживающее их вместе в молекуле, ионе или кристалле.
• Валентные электроны — электроны внешнего энергетического уровня, которые и участвуют в образовании связи.
• Энергия связи — работа, необходимая для её разрыва; измеряется в килоджоулях на моль.
• Длина связи — расстояние между ядрами связанных атомов; измеряется в пикометрах.
• Валентный угол — угол между двумя связями одного атома, задающий пространственную форму молекулы.

Доклад: Начнём с базовых понятий. Химическая связь — это взаимодействие, удерживающее атомы вместе в молекуле, ионе или кристалле, и работают в нём валентные электроны внешнего уровня. Количественно связь описывают энергией, длиной и валентным углом: первые две величины говорят о прочности, а угол задаёт форму молекулы.

Слайд 5. Почему атомы соединяются

• Связь образуется тогда, когда энергия получившейся частицы ниже суммарной энергии свободных атомов: система переходит в более устойчивое состояние.
• 436 — Энергия связи в молекуле водорода — Килоджоулей на моль требуется, чтобы разорвать эту связь.
• 74 — Длина связи в молекуле водорода — Пикометров между ядрами — расстояние минимума энергии.
• 8 — Правило октета — Атомы стремятся к восьмиэлектронной оболочке благородного газа.

Доклад: Почему атомы вообще соединяются? Только потому, что вместе им энергетически выгоднее: энергия молекулы ниже суммарной энергии свободных атомов. Для молекулы водорода этот выигрыш составляет 436 килоджоулей на моль при расстоянии между ядрами 74 пикометра. Стремление достроить внешний уровень до восьми электронов и называют правилом октета.

Слайд 6. Электроотрицательность

• Электроотрицательность — способность атома в соединении притягивать к себе общую электронную пару.
• В периоде слева направо она растёт, в группе сверху вниз — убывает; наибольшая у фтора, наименьшая у щелочных металлов.
• Именно разность электроотрицательностей двух атомов подсказывает, какой тип связи между ними возникнет.

Доклад: Ключевая величина для понимания видов связи — электроотрицательность, то есть способность атома притягивать общую электронную пару. На диаграмме видно, как она растёт от натрия к фтору: у фтора она максимальна и равна 3,98 по шкале Полинга. Сравнивая электроотрицательности двух атомов, мы заранее предсказываем, какая между ними будет связь.

Слайд 7. Виды химической связи

• Природа у всех связей одна — электростатическое притяжение ядер и электронов. Различают их по тому, как именно атомы распоряжаются валентными электронами.
• общие электронные пары
• неполярная
• полярная
• между неметаллами
• переход электронов
• катионы и анионы
• соли и щёлочи
• металл с неметаллом
• общие электроны
• ион-атомы в узлах
• металлы
• сплавы
• межмолекулярная
• внутримолекулярная
• вода и лёд
• белки и наследственность

Доклад: Все виды связи имеют одну природу — притяжение положительных ядер и отрицательных электронов. Различают их по тому, как атомы распоряжаются валентными электронами: обобществляют их попарно, полностью передают, делят на весь кристалл или притягиваются через атом водорода. Отсюда четыре вида: ковалентная, ионная, металлическая и водородная.

Слайд 8. Ковалентная связь

• Ковалентная связь возникает между атомами неметаллов за счёт образования общих (поделённых) электронных пар.
• Каждый атом предоставляет в общее пользование неспаренные электроны и достраивает внешний уровень до устойчивой восьмиэлектронной оболочки.
• Область повышенной электронной плотности между ядрами притягивает оба ядра и удерживает их на определённом расстоянии.
• Ковалентными связями построены простые вещества (водород, кислород, азот), сложные (вода, аммиак, метан) и атомные кристаллы — алмаз, кремний, кварц.

Доклад: Ковалентная связь образуется между атомами неметаллов за счёт общих электронных пар. Каждый атом вкладывает в такую пару свои неспаренные электроны и достраивает внешний уровень до устойчивой оболочки. На фотографии — кристалл алмаза: это вещество целиком построено ковалентными связями между атомами углерода, чем и объясняется его рекордная твёрдость.

Слайд 9. Механизмы образования ковалентной связи

• Общая электронная пара возникает двумя путями — в зависимости от того, оба ли атома вкладывают в неё свои электроны.
• Каждый из атомов отдаёт в общую пару по одному неспаренному электрону
• Так образуются связи в молекулах водорода, хлора, хлороводорода, воды
• Число связей ограничено количеством неспаренных электронов атома
• Донор отдаёт готовую неподелённую пару, акцептор предоставляет свободную орбиталь
• Так возникает четвёртая связь в ионе аммония и связи в комплексных соединениях
• По свойствам она ничем не отличается от связи, образованной обменным путём

Доклад: Общая электронная пара может возникнуть двумя способами. При обменном механизме оба атома дают по одному неспаренному электрону — так устроены водород, хлор, вода. При донорно-акцепторном один атом отдаёт готовую неподелённую пару, а второй предоставляет свободную орбиталь: классический пример — четвёртая связь в ионе аммония, которая по свойствам ничем не отличается от остальных.

Слайд 10. Полярная и неполярная ковалентная связь

• Сравним два вида ковалентной связи по тому, насколько симметрично общая электронная пара расположена между ядрами.
• Соединяются атомы одного элемента, разность электроотрицательностей равна нулю
• Электронная пара расположена строго симметрично между ядрами
• Примеры: водород, кислород, азот, хлор, белый фосфор
• Полюсов заряда в молекуле нет, частичные заряды не возникают
• Соединяются разные неметаллы, разность электроотрицательностей примерно от 0,4 до 1,7
• Общая пара смещена к более электроотрицательному атому
• Примеры: хлороводород, вода, аммиак, сероводород
• На атомах появляются частичные заряды, молекула становится диполем

Доклад: Ковалентная связь бывает неполярной и полярной. Если соединяются одинаковые атомы, электронная пара стоит строго посередине — так в молекулах водорода, кислорода, азота. Если атомы разные, пара смещается к более электроотрицательному, на атомах возникают частичные заряды, и молекула становится диполем, как у воды или хлороводорода.

Слайд 11. Характеристики ковалентной связи

• Энергия связи — мера прочности: чем больше энергии нужно на разрыв, тем устойчивее вещество.
• Длина связи — расстояние между ядрами; с ростом кратности связь укорачивается.
• Кратность — число общих электронных пар: связь бывает одинарной, двойной и тройной.
• Полярность — смещение общей пары к более электроотрицательному атому.
• Направленность — связи расположены под определёнными углами, что задаёт форму молекулы.
• Насыщаемость — атом образует строго ограниченное число связей по своим валентным возможностям.

Доклад: Ковалентную связь описывают шестью характеристиками. Энергия и длина говорят о прочности, кратность — о числе общих пар, полярность — о смещении электронов. А направленность и насыщаемость объясняют, почему молекулы имеют строго определённую форму и почему атом не может образовать сколько угодно связей.

Слайд 12. Кратность связи и её прочность

• Чем больше общих электронных пар, тем короче и прочнее связь между атомами.
• Тройная связь в молекуле азота настолько прочна, что при обычных условиях азот воздуха химически малоактивен.

Доклад: Таблица показывает, как связаны кратность, длина и энергия. При переходе от одинарной связи углерод — углерод к тройной длина сокращается со 154 до 120 пикометров, а энергия растёт с 348 до 839 килоджоулей на моль. Рекордсмен здесь — тройная связь в молекуле азота: 946 килоджоулей на моль, из-за чего азот воздуха при обычных условиях почти не вступает в реакции.

Слайд 13. Ионная связь

• Ионная связь — предельный случай полярной: разность электроотрицательностей велика, и общая пара практически полностью переходит к одному из атомов.
• Атом металла отдаёт валентные электроны и превращается в положительный ион, атом неметалла принимает их и становится отрицательным ионом.
• Разноимённые ионы притягиваются электростатически; такая связь ненаправленная и ненасыщаемая, поэтому каждый ион окружает сразу несколько соседей.
• Типичные примеры — хлорид натрия, фторид калия, оксид кальция, гидроксид натрия: соли, щёлочи и оксиды активных металлов.

Доклад: Если разность электроотрицательностей велика, общая пара фактически переходит к одному атому — так возникает ионная связь. Металл отдаёт электроны и становится катионом, неметалл принимает их и становится анионом, а дальше работает обычное электростатическое притяжение. На снимке — кристаллы галита, каменной соли: правильные кубики выдают строгий порядок ионов в решётке.

Слайд 14. Свойства ионных соединений

• Твёрдые, но хрупкие: при сдвиге слоёв рядом оказываются одноимённые ионы, и кристалл раскалывается.
• Тугоплавкие: хлорид натрия плавится при 801 градусе Цельсия, оксид кальция — выше 2500.
• В твёрдом виде ток не проводят, а в расплаве и водном растворе становятся проводниками.
• Многие хорошо растворимы в воде: полярные молекулы воды окружают ионы и разрушают решётку.

Доклад: Свойства ионных соединений прямо вытекают из устройства их решётки. Они твёрдые, но хрупкие: стоит сдвинуть слои, как рядом окажутся одноимённые ионы и кристалл расколется. Они тугоплавки — поваренная соль плавится при 801 градусе, — а ток проводят только в расплаве и растворе, когда ионы получают свободу движения.

Слайд 15. Металлическая связь

• Металлическая связь возникает между положительными ион-атомами кристалла и общими подвижными электронами, принадлежащими всему образцу.
• У атомов металлов мало валентных электронов и много свободных орбиталей, поэтому электроны обобществляются сразу всем кристаллом — возникает «электронный газ».
• Связь ненаправленная, и это объясняет пластичность: слои ион-атомов смещаются друг относительно друга, не разрывая связи.
• Свободные электроны обеспечивают высокую электро- и теплопроводность, металлический блеск и непрозрачность металлов.

Доклад: В металлах валентных электронов мало, а свободных орбиталей много, поэтому электроны обобществляются сразу всем кристаллом. Получается решётка из положительных ион-атомов, погружённых в подвижный «электронный газ». Именно он даёт металлам блеск, электро- и теплопроводность, а ненаправленность связи объясняет ковкость и пластичность — на фото образец самородной меди.

Слайд 16. Водородная связь

• Водородная связь образуется между атомом водорода, связанным с сильно электроотрицательным элементом (фтором, кислородом, азотом), и неподелённой парой такого же элемента соседней частицы.
• Её энергия — примерно 10–40 килоджоулей на моль, то есть в десятки раз меньше ковалентной, но таких связей в веществе очень много.
• Именно они дают воде аномально высокую температуру кипения, а льду — рыхлую структуру, из-за которой он легче жидкой воды и плавает.
• В живой природе водородные связи удерживают двойную спираль наследственного вещества и вторичную структуру белков.

Доклад: Водородная связь — самая слабая из рассмотренных: 10–40 килоджоулей на моль. Она возникает между атомом водорода, связанным с фтором, кислородом или азотом, и неподелённой парой соседней молекулы. Но именно её массовость даёт воде высокую температуру кипения, а льду — рыхлую структуру, из-за которой он плавает. Шестилучевая форма снежинок на фотографиях Бентли — прямое следствие этих связей.

Слайд 17. От ковалентной связи к ионной

• Резкой границы между видами связи нет: они плавно переходят друг в друга по мере роста разности электроотрицательностей.
• Для хлорида натрия разность составляет 2,23 (3,16 у хлора против 0,93 у натрия) — связь считают ионной.
• Границы шкалы условны и в разных учебниках слегка различаются, поэтому «чисто ионных» связей в природе практически не бывает.
• 2,23 — Ионная
• Ковалентная неполярная — менее 0,4
• Ковалентная полярная — от 0,4 до 1,7
• Ионная — более 1,7

Доклад: Важно понимать: резкой границы между видами связи нет. Условная шкала разности электроотрицательностей показывает переход: до 0,4 связь считают ковалентной неполярной, от 0,4 до 1,7 — ковалентной полярной, свыше 1,7 — ионной. Для хлорида натрия разность равна 2,23, поэтому связь относят к ионной, хотя абсолютно ионных связей в природе не существует.

Слайд 18. Сравнение видов связи

• Виды связи удобно сравнивать по трём признакам: какие частицы соединяются, чем они удерживаются и насколько прочно.

Доклад: Сведём всё в одну таблицу. Ковалентная связь соединяет атомы неметаллов и самая прочная, ионная действует между разноимёнными ионами, металлическая объединяет ион-атомы и электронный газ. Водородная связь на порядок слабее остальных, но именно она отвечает за структуру воды и биологических молекул.

Слайд 19. Типы кристаллических решёток

• Тип связи в твёрдом веществе определяет, какие именно частицы стоят в узлах кристаллической решётки, а значит — и свойства вещества.
• атомы в узлах
• ковалентная связь
• алмаз, кремний
• очень твёрдые
• ионы в узлах
• ионная связь
• поваренная соль
• хрупкие, тугоплавкие
• молекулы в узлах
• слабое притяжение
• лёд, йод, сера
• летучие, легкоплавкие
• ион-атомы и электроны
• металлическая связь
• медь, железо
• ковкие, проводят ток

Доклад: Тип связи определяет, какие частицы стоят в узлах кристаллической решётки, а решётка — свойства вещества. Атомная решётка алмаза и кремния делает их сверхтвёрдыми и тугоплавкими, ионная — хрупкими и тугоплавкими, молекулярная у льда и йода — летучими и легкоплавкими, а металлическая — ковкими и проводящими ток.

Слайд 20. Развитие представлений о связи

• Учение о химической связи складывалось около восьмидесяти лет — от структурных формул до квантовой механики.
• Каждый шаг объяснял новый круг фактов: строение органических веществ, свойства солей, прочность и форму молекул.
• 1861 — теория строения Бутлерова
• 1916 — электронная теория Льюиса
• 1916 — теория ионной связи Косселя
• 1927 — квантовый расчёт молекулы водорода
• 1931 — метод валентных связей Полинга
• 1939 — книга «Природа химической связи»

Доклад: Представления о связи складывались почти восемьдесят лет. В 1861 году Бутлеров создал теорию химического строения, в 1916 году Льюис и Коссель почти одновременно объяснили ковалентную и ионную связь. В 1927 году Гайтлер и Лондон впервые рассчитали молекулу водорода квантовыми методами, а в 1931 году Полинг развил метод валентных связей.

Слайд 21. Учёные, объяснившие природу связи

• Гилберт Ньютон Льюис, 1875–1946, Ввёл представление об общей электронной паре и правило октета (1916).
• Вальтер Коссель, 1888–1956, Разработал электронную теорию ионной связи и переход электронов между атомами.
• Лайнус Полинг, 1901–1994, Предложил шкалу электроотрицательности и учение о гибридизации орбиталей.

Доклад: За этими открытиями стоят конкретные люди. Гилберт Льюис ввёл идею общей электронной пары и правило октета, Вальтер Коссель объяснил образование ионов переходом электронов. Лайнус Полинг предложил шкалу электроотрицательности и теорию гибридизации, а его книга «Природа химической связи» стала классикой и принесла ему Нобелевскую премию по химии 1954 года.

Слайд 22. Выводы

• Химическая связь — это электростатическое взаимодействие ядер и электронов, благодаря которому атомы объединяются в устойчивые молекулы и кристаллы.
• Различают ковалентную (полярную и неполярную), ионную, металлическую и водородную связь, но все они имеют единую электрическую природу и плавно переходят друг в друга.
• Ключевой признак для определения вида связи — разность электроотрицательностей соединяющихся атомов.
• Тип связи задаёт тип кристаллической решётки, а через него — твёрдость, температуру плавления, растворимость и электропроводность вещества.
• Умение по формуле вещества определить вид связи позволяет заранее предсказать его свойства и области применения.

Доклад: Подведём итоги. Химическая связь имеет единую электрическую природу, а её виды — ковалентная, ионная, металлическая и водородная — плавно переходят друг в друга. Главный ориентир для определения вида связи — разность электроотрицательностей, а сам тип связи через кристаллическую решётку задаёт все основные свойства вещества.

Слайд 23. Список литературы

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2009. — 743 с.
• Габриелян О. С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. — М.: Дрофа, 2019. — 224 с.
• Глинка Н. Л. Общая химия. — М.: КноРус, 2018. — 752 с.
• Полинг Л. Природа химической связи. — М.—Л.: Госхимиздат, 1947. — 440 с.
• Угай Я. А. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2007. — 527 с.

Доклад: В списке литературы — проверенные учебники общей и неорганической химии Ахметова, Глинки и Угая, школьный курс Габриеляна и классическая монография Полинга «Природа химической связи». По ним можно углубить любой из рассмотренных вопросов.

Слайд 24. Спасибо за внимание!

Доклад: На этом презентация завершена. Мы разобрали природу химической связи, её характеристики, четыре основных вида и связь между типом решётки и свойствами вещества. Спасибо за внимание, готов ответить на ваши вопросы.