Elektronska konfiguracija osnovnog stanja atoma ugljika l s 2 2s 2 2str 2:

Očekivalo bi se da bi takav atom ugljika tvorio CH 2 spoj s dva atoma vodika. Ali u metanu je ugljik vezan za četiri vodikova atoma. Da bismo prikazali nastanak molekule CH 4, potrebno je referirati se na njeno pobuđeno elektronsko stanje.

Sada bi se očekivalo da atom ugljika formira četiri veze s atomima vodika, ali te veze nisu ekvivalentne: tri veze nastaju pomoću R-orbitale, jedno - korištenje s-orbitale. To je u suprotnosti s dobro poznatom činjenicom da su sve veze u metanu ekvivalentne.

Zatim se provodi hibridizacija orbitala. Matematički izračunate razne kombinacije jedne s- i tri R-orbitale. Hibridne orbitale s najvećim stupnjem usmjerenosti ("bolje" orbitale), kao rezultat većeg preklapanja, daju veze (1) jači nego nehibridizirani s- ili R-orbitale. Četiri "najbolje" hibridne orbitale (2) su ekvivalentni . Usmjereni su na vrhove pravilnog tetraedra, kut između dviju orbitala je 109,5 o. Ova geometrija pruža (3) minimalna odbojnost između njih .

Dopunimo sliku konstrukcije molekule metana: svaki od četiri sp 3 -orbitale atoma ugljika preklapaju se s 1 s-orbitala atoma vodika. Četiri  -veze.

Za maksimalnu pokrivenost sp 3 -orbitale ugljika i 1 s- orbitale vodika četiri atoma vodika moraju ležati na osi sp 3 -orbitale. Stoga je kut između bilo koje dvije C–H veze 109,5 o.

Eksperimentalni podaci potvrđuju izračun: metan ima tetraedarsku strukturu. Sve veze ugljik-vodik imaju istu duljinu od 10,9 10 -2 nm, kut između bilo koje dvije veze je tetraedalan i jednak je 109,5 o. Za prekid jedne od veza u metanu potrebno je 427·10 3 J/mol.

1.3. Struktura etana

Na sličan način bit će izvedena i konstrukcija sljedećeg homologa alkanskog niza - etana H 3 C–CH 3. Kao i u slučaju metana , C-H veze nastaju zbog preklapanja sp 3 -orbitale ugljikovog atoma s 1s-orbitale vodikovih atoma, veza ugljik-ugljik nastaje kao rezultat preklapanja dvaju sp 3 -orbitale ugljikovih atoma.

Molekula etana sadrži šest ugljik-vodik  veza i jednu ugljik-ugljik  vezu. -veze imaju cilindričnu simetriju  . Os simetrije elektronskog oblaka -veze je linija koja povezuje atome. Elektronski oblak veze ugljik-ugljik , koji ima cilindričnu simetriju, može se prikazati na sljedeći način:

1.4. Rotacija oko jednostavne veze ugljik-ugljik. Konformacije

U molekuli etana rotacija jedne metilne skupine u odnosu na drugu događa se gotovo slobodno.

	Različiti rasporedi skupina i atoma u prostoru, koji nastaju rotacijom jednog atoma u odnosu na drugi duž linije veze koja povezuje ove atome, nazivaju sekonformacije .
Zaštićena etanska(I) konformacija		Ometana konformacija etana(II).

Međutim, rotacija jedne metilne skupine u odnosu na drugu nije posve slobodna. Potencijalna energija molekule minimalna je za otežanu konformaciju II, a tijekom rotacije metilne skupine raste i doseže maksimum za otežanu konformaciju I. Višak energije otežane konformacije u odnosu na otežanu konformaciju naziva se energija torzijsko naprezanje . Za molekulu etana ta energija iznosi 13 10 3 J/mol (slika 1.1).

Vjeruje se da se višak energije javlja zbog odbijanja elektronskih oblaka ugljik-vodikovih veza u trenutku kada one prolaze jedna drugu. Budući da na sobnoj temperaturi energija nekih sudara molekula može doseći 86·10 3 J/mol, barijera od 13·10 3 J/mol se lako prevlada. Rotacija u etanu se smatra slobodnom.

Riža. 1.1. Energijaprofilgrupne rotacijeCH 3 u molekuli etana oko veze ugljik-ugljik

Konformacije koje odgovaraju energetskim minimumima nazivaju se konformacijski izomeri ili konformeri . U složenijim molekulama broj konformera može biti prilično velik.

Teme USE kodifikatora: Kovalentna kemijska veza, njezine vrste i mehanizmi nastanka. Karakteristike kovalentne veze (polaritet i energija veze). Jonska veza. Metalni spoj. vodikova veza

Intramolekularne kemijske veze

Razmotrimo prvo veze koje nastaju između čestica unutar molekula. Takve veze se nazivaju intramolekularni.

kemijska veza između atoma kemijskih elemenata ima elektrostatičku prirodu i nastaje zbog interakcije vanjskih (valentnih) elektrona, u više ili manjem stupnju drže pozitivno nabijene jezgre vezani atomi.

Ovdje je ključni koncept ELEKTRONEGNATIVNOST. Ona je ta koja određuje vrstu kemijske veze između atoma i svojstva ove veze.

je sposobnost atoma da privuče (zadrži) vanjski(valencija) elektrona. Elektronegativnost je određena stupnjem privlačenja vanjskih elektrona na jezgru i ovisi uglavnom o polumjeru atoma i naboju jezgre.

Elektronegativnost je teško jednoznačno odrediti. L. Pauling sastavio je tablicu relativne elektronegativnosti (temeljenu na energijama veza dvoatomskih molekula). Najelektronegativniji element je fluor sa značenjem 4 .

Važno je napomenuti da u različitim izvorima možete pronaći različite skale i tablice vrijednosti elektronegativnosti. To se ne treba bojati, jer formiranje kemijske veze igra ulogu atoma, a približno je isto u svakom sustavu.

Ako jedan od atoma u kemijskoj vezi A:B jače privlači elektrone, tada se elektronski par pomiče prema njemu. Više razlika elektronegativnosti atoma, to se elektronski par više pomiče.

Ako su vrijednosti elektronegativnosti atoma u interakciji jednake ili približno jednake: EO(A)≈EO(V), tada zajednički elektronski par nije premješten ni na jedan od atoma: A: B. Takva veza se zove kovalentna nepolarna.

Ako se elektronegativnost atoma u interakciji razlikuje, ali ne mnogo (razlika u elektronegativnosti je otprilike od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), tada se elektronski par pomiče na jedan od atoma. Takva veza se zove kovalentno polarni .

Ako se elektronegativnost atoma u interakciji značajno razlikuje (razlika u elektronegativnosti je veća od 2: ΔEO>2), tada jedan od elektrona gotovo u potpunosti prelazi na drugi atom, pri čemu nastaje ioni. Takva veza se zove ionski.

Glavne vrste kemijskih veza su − kovalentna, ionski i metalik veze. Razmotrimo ih detaljnije.

kovalentna kemijska veza

kovalentna veza – to je kemijska veza formirana od strane formiranje zajedničkog elektronskog para A:B . U ovom slučaju dva atoma preklapanje atomske orbitale. Kovalentna veza nastaje interakcijom atoma s malom razlikom u elektronegativnosti (u pravilu, između dva nemetala) ili atoma jednog elementa.

Osnovna svojstva kovalentnih veza

• orijentacija,
• zasićenost,
• polaritet,
• polarizabilnost.

Ova svojstva veze utječu na kemijska i fizička svojstva tvari.

Smjer komunikacije karakterizira kemijsku strukturu i oblik tvari. Kutovi između dvije veze nazivaju se vezni uglovi. Na primjer, u molekuli vode vezni kut H-O-H iznosi 104,45 o, pa je molekula vode polarna, a u molekuli metana vezni kut H-C-H je 108 o 28 ′.

Zasićenost je sposobnost atoma da tvore ograničen broj kovalentnih kemijskih veza. Broj veza koji atom može stvoriti naziva se.

Polaritet veze nastaju zbog neravnomjerne raspodjele elektronske gustoće između dva atoma različite elektronegativnosti. Kovalentne veze dijele se na polarne i nepolarne.

Polarizabilnost veze su sposobnost veznih elektrona da budu istisnuti vanjskim električnim poljem(posebno, električno polje druge čestice). Polarizabilnost ovisi o pokretljivosti elektrona. Što je elektron udaljeniji od jezgre, to je pokretniji, i, sukladno tome, molekula je polarizabilnija.

Kovalentna nepolarna kemijska veza

Postoje 2 vrste kovalentne veze - POLARNI i NEPOLARNI .

Primjer . Razmotrimo strukturu molekule vodika H 2 . Svaki atom vodika nosi 1 nespareni elektron na svojoj vanjskoj energetskoj razini. Za prikaz atoma koristimo Lewisovu strukturu - ovo je dijagram strukture vanjske energetske razine atoma, kada su elektroni označeni točkama. Modeli Lewisove točke strukture dobra su pomoć pri radu s elementima drugog razdoblja.

H. + . H=H:H

Dakle, molekula vodika ima jedan zajednički elektronski par i jednu H–H kemijsku vezu. Ovaj elektronski par nije pomaknut ni na jedan od atoma vodika, jer elektronegativnost atoma vodika je ista. Takva veza se zove kovalentna nepolarna .

Kovalentna nepolarna (simetrična) veza - ovo je kovalentna veza koju čine atomi s jednakom elektronegativnošću (u pravilu isti nemetali) i, prema tome, s ravnomjernom raspodjelom elektronske gustoće između jezgri atoma.

Dipolni moment nepolarnih veza je 0.

Primjeri: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Kovalentna polarna kemijska veza

kovalentna polarna veza je kovalentna veza koja se javlja između atomi različite elektronegativnosti (obično, različitih nemetala) i karakteriziran je pomak zajednički elektronski par na elektronegativniji atom (polarizacija).

Gustoća elektrona se pomiče na elektronegativniji atom – dakle, na njemu nastaje djelomični negativni naboj (δ-), a na manje elektronegativnom atomu (δ+, delta +) nastaje djelomični pozitivan naboj.

Što je veća razlika u elektronegativnosti atoma, to je veća polaritet veze i još više dipolni trenutak . Između susjednih molekula i naboja suprotnog predznaka djeluju dodatne privlačne sile koje se povećavaju snagu veze.

Polaritet veze utječe na fizička i kemijska svojstva spojeva. Mehanizmi reakcije, pa čak i reaktivnost susjednih veza ovise o polaritetu veze. Polaritet veze često određuje polaritet molekule i time izravno utječe na fizička svojstva kao što su vrelište i talište, topljivost u polarnim otapalima.

primjeri: HCl, CO2, NH3.

Mehanizmi za stvaranje kovalentne veze

Kovalentna kemijska veza može nastati pomoću 2 mehanizma:

1. mehanizam razmjene stvaranje kovalentne kemijske veze je kada svaka čestica daje jedan nespareni elektron za stvaranje zajedničkog elektronskog para:

ALI . + . B= A:B

2. Formiranje kovalentne veze takav je mehanizam u kojem jedna od čestica daje nedijeljeni elektronski par, a druga čestica daje praznu orbitalu za ovaj elektronski par:

ALI: + B= A:B

U ovom slučaju, jedan od atoma daje nepodijeljeni elektronski par ( donator), a drugi atom daje slobodnu orbitalu za ovaj par ( akceptor). Kao rezultat stvaranja veze smanjuje se energija oba elektrona, t.j. ovo je korisno za atome.

Kovalentna veza nastala mehanizmom donor-akceptor, nije drugačije svojstvima iz drugih kovalentnih veza nastalih mehanizmom izmjene. Stvaranje kovalentne veze mehanizmom donor-akceptor tipično je za atome ili s velikim brojem elektrona na vanjskoj energetskoj razini (donori elektrona), ili obrnuto, s vrlo malim brojem elektrona (akceptori elektrona). Valentne mogućnosti atoma detaljnije se razmatraju u odgovarajućim.

Kovalentnu vezu stvara mehanizam donor-akceptor:

- u molekuli ugljični monoksid CO(veza u molekuli je trostruka, 2 veze nastaju mehanizmom izmjene, jedna donor-akceptorskim mehanizmom): C≡O;

- u amonijev ion NH 4 +, u ionima organski amini na primjer, u metilamonijevom ionu CH3-NH2+;

- u složeni spojevi, kemijska veza između središnjeg atoma i skupina liganada, na primjer, u natrijevom tetrahidroksoaluminatu Na veza između aluminijevih i hidroksidnih iona;

- u dušična kiselina i njene soli- nitrati: HNO 3 , NaNO 3 , u nekim drugim dušikovim spojevima;

- u molekuli ozon O 3 .

Glavne karakteristike kovalentne veze

Kovalentna veza, u pravilu, nastaje između atoma nemetala. Glavne karakteristike kovalentne veze su duljina, energija, višestrukost i usmjerenost.

Višestrukost kemijskih veza

Višestrukost kemijskih veza - Ovo broj zajedničkih elektronskih parova između dva atoma u spoju. Višestrukost veze može se prilično lako odrediti iz vrijednosti atoma koji tvore molekulu.

na primjer , u molekuli vodika H 2 višestrukost veze je 1, jer svaki vodik ima samo 1 nespareni elektron na vanjskoj energetskoj razini, stoga nastaje jedan zajednički elektronski par.

U molekuli kisika O 2 mnogostrukost veze je 2, jer svaki atom ima 2 nesparena elektrona na svojoj vanjskoj energetskoj razini: O=O.

U molekuli dušika N 2 mnogostrukost veze je 3, jer između svakog atoma nalaze se 3 nesparena elektrona na vanjskoj energetskoj razini, a atomi tvore 3 zajednička elektronska para N≡N.

Dužina kovalentne veze

Duljina kemijske veze je udaljenost između središta jezgri atoma koji tvore vezu. Određuje se eksperimentalnim fizikalnim metodama. Duljina veze može se približno procijeniti, prema pravilu aditivnosti, prema kojem je duljina veze u molekuli AB približno jednaka polovici zbroja duljina veze u molekulama A 2 i B 2:

Duljina kemijske veze može se grubo procijeniti duž polumjera atoma, tvoreći vezu, ili mnogostrukošću komunikacije ako polumjeri atoma nisu jako različiti.

S povećanjem radijusa atoma koji tvore vezu, duljina veze će se povećati.

na primjer

S povećanjem brojnosti veza između atoma (čiji se atomski radijusi ne razlikuju, ili se neznatno razlikuju), duljina veze će se smanjiti.

na primjer . U nizu: C–C, C=C, C≡C, duljina veze se smanjuje.

Energija veze

Mjera za snagu kemijske veze je energija veze. Energija veze je određena energijom potrebnom za prekid veze i uklanjanje atoma koji tvore tu vezu na beskonačnu udaljenost jedan od drugog.

Kovalentna veza je vrlo izdržljiv. Njegova energija se kreće od nekoliko desetaka do nekoliko stotina kJ/mol. Što je energija veze veća, to je veća snaga veze i obrnuto.

Snaga kemijske veze ovisi o duljini veze, polaritetu veze i višestrukosti veze. Što je kemijska veza duža, to je lakše prekinuti, a što je manja energija veze, to je manja njezina čvrstoća. Što je kemijska veza kraća, to je jača, a energija veze je veća.

na primjer, u nizu spojeva HF, HCl, HBr s lijeva na desno jačina kemijske veze smanjuje se, jer duljina veze se povećava.

Ionska kemijska veza

Jonska veza je kemijska veza na temelju elektrostatičko privlačenje iona.

ioni nastaju u procesu prihvaćanja ili davanja elektrona od strane atoma. Na primjer, atomi svih metala slabo drže elektrone vanjske energetske razine. Stoga su okarakterizirani atomi metala obnavljajuća svojstva sposobnost doniranja elektrona.

Primjer. Atom natrija sadrži 1 elektron na 3. energetskoj razini. Lako ga odajući, natrijev atom tvori mnogo stabilniji Na + ion, s elektronskom konfiguracijom plemenitog neonskog plina Ne. Natrijev ion sadrži 11 protona i samo 10 elektrona, tako da je ukupni naboj iona -10+11 = +1:

+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Primjer. Atom klora ima 7 elektrona na svojoj vanjskoj energetskoj razini. Da bi stekao konfiguraciju stabilnog inertnog atoma argona Ar, klor treba vezati 1 elektron. Nakon vezanja elektrona nastaje stabilan ion klora koji se sastoji od elektrona. Ukupni naboj iona je -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Bilješka:

• Svojstva iona se razlikuju od svojstava atoma!
• Stabilni ioni mogu nastati ne samo atoma, ali također skupine atoma. Na primjer: amonijev ion NH 4 +, sulfatni ion SO 4 2- itd. Kemijske veze nastale takvim ionima također se smatraju ionskim;
• Ionske veze obično nastaju između metali i nemetali(skupine nemetala);

Nastali ioni privlače se zbog električne privlačnosti: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Hajdemo vizualno generalizirati razlika između tipa kovalentne i ionske veze:

metalna kemijska veza

metalni spoj je odnos koji se formira relativno slobodni elektroni između metalni ioni tvoreći kristalnu rešetku.

Atomi metala na vanjskoj energetskoj razini obično imaju jedan do tri elektrona. Polumjeri atoma metala, u pravilu, su veliki - dakle, atomi metala, za razliku od nemetala, prilično lako doniraju vanjske elektrone, t.j. jaki su redukcijski agensi

Intermolekularne interakcije

Zasebno, vrijedno je razmotriti interakcije koje se javljaju između pojedinih molekula u tvari - međumolekularne interakcije . Međumolekularne interakcije su vrsta interakcije između neutralnih atoma u kojoj se ne pojavljuju nove kovalentne veze. Sile interakcije između molekula otkrio je van der Waals 1869. godine i nazvao ga po njemu. Van dar Waalsove snage. Van der Waalsove snage se dijele na orijentacija, indukcija i disperzija . Energija međumolekularnih interakcija mnogo je manja od energije kemijske veze.

Orijentacijske sile privlačenja nastaju između polarnih molekula (dipol-dipol interakcija). Te sile nastaju između polarnih molekula. Induktivne interakcije je interakcija između polarne i nepolarne molekule. Nepolarna molekula je polarizirana zbog djelovanja polarne, što stvara dodatnu elektrostatičku privlačnost.

Posebna vrsta međumolekularne interakcije su vodikove veze. - to su intermolekularne (ili intramolekularne) kemijske veze koje nastaju između molekula u kojima postoje jako polarne kovalentne veze - H-F, H-O ili H-N. Ako postoje takve veze u molekuli, onda će ih postojati između molekula dodatne sile privlačenja .

Mehanizam obrazovanja Vodikova veza je dijelom elektrostatička, a dijelom donorsko-akceptorska. U tom slučaju atom jako elektronegativnog elementa (F, O, N) djeluje kao donor elektronskog para, a atomi vodika povezani s tim atomima djeluju kao akceptor. Karakterizirane su vodikove veze orijentacija u prostoru i zasićenje .

Vodikova veza se može označiti točkama: H ··· O. Što je veća elektronegativnost atoma spojenog na vodik, a što je manja njegova veličina, to je vodikova veza jača. Prvenstveno je karakterističan za spojeve fluor s vodikom , kao i za kisika s vodikom , manje dušik s vodikom .

Vodikove veze nastaju između sljedećih tvari:

— fluorovodik HF(plin, otopina fluorovodika u vodi - fluorovodična kiselina), voda H 2 O (para, led, tekuća voda):

— otopina amonijaka i organskih amina- između molekula amonijaka i vode;

— organski spojevi u kojima se vežu O-H ili N-H: alkoholi, karboksilne kiseline, amini, aminokiseline, fenoli, anilin i njegovi derivati, proteini, otopine ugljikohidrata - monosaharidi i disaharidi.

Vodikova veza utječe na fizikalna i kemijska svojstva tvari. Dakle, dodatno privlačenje između molekula otežava ključanje tvari. Tvari s vodikovim vezama pokazuju abnormalno povećanje točke vrelišta.

na primjer U pravilu, s povećanjem molekularne mase, uočava se povećanje vrelišta tvari. Međutim, u nizu tvari H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te ne opažamo linearnu promjenu vrelišta.

Naime, kod vrelište vode je nenormalno visoko - ne manje od -61 o C, kako nam pokazuje ravna linija, ali puno više, +100 o C. Ova anomalija se objašnjava prisutnošću vodikovih veza između molekula vode. Dakle, u normalnim uvjetima (0-20 o C), voda je tekućina po faznom stanju.

Metoda valentnih veza (lokalizirani elektronski parovi) pretpostavlja da svaki par atoma u molekuli drži zajedno jedan ili više zajedničkih parova elektrona. Stoga se čini da je kemijska veza dvoelektronska i dvocentrična, t.j. nalazi između dva atoma. U strukturnim formulama spojeva to je označeno crticom:

H-Cl, H-H, H-O-H

Razmotrite u svjetlu Metoda sunca, takve značajke komunikacije kao što su zasićenost, usmjerenost i polarizabilnost.

Valence atom - određen je brojem nesparenih (valentnih) elektrona koji mogu sudjelovati u stvaranju kemijske veze. Valencija se izražava malim cijelim brojevima i jednaka je broju kovalentnih veza. Često se naziva valencija elemenata, koja se očituje u kovalentnim spojevima kovalentnost. Neki atomi imaju promjenjivu valenciju, na primjer, ugljik u osnovnom stanju ima 2 nesparena elektrona i bit će dva valentna. Kada je atom pobuđen, moguće je ispariti druga dva uparena elektrona i tada će atom ugljika postati četverovalentan:

Pobuđivanje atoma u novo valentno stanje zahtijeva utrošak energije, koji se nadoknađuje energijom koja se oslobađa tijekom stvaranja veza.

Orijentacija kovalentne veze

Do međusobnog preklapanja oblaka može doći na različite načine, zbog različitih oblika. Razlikovati σ-, π- i δ-veze.

Sigma - veze nastaju kada se oblaci preklapaju duž linije koja prolazi kroz jezgre atoma. Pi-veze nastaju kada se oblaci preklapaju s obje strane linije koja povezuje jezgre atoma. Delta - komunikacije se provode kada se sva četiri lopatica oblaka d - elektrona preklapaju, smješteni u paralelnim ravninama.

σ– veza može se dogoditi kada postoji preklapanje duž linije koja povezuje jezgre atoma u sljedećim orbitalama: s— s -, s— R-, R– R-, d— d-orbitale, i d— s-, d— R- orbitale. σ– veza ima svojstva lokalizirane veze s dva centra, što i jest.

π-veza može nastati preklapanjem s obje strane linije koja povezuje jezgre atoma sljedećih orbitala: R—R-, R—d-, d—d-, f—str-, f—d- i f—f- orbitale.

Tako, s- elementi su sposobni samo za formiranje σ– veze, R- elementi - σ– i π– veze, d- elementi - σ–, π– i δ-veze, a f- elementi - σ– , π– , δ-veze. Zajedničkim stvaranjem π- i σ-veza dobiva se dvostruka veza. Ako se dvije pojave u isto vrijeme π-i σ-veza, nastaje trostruka veza. Broj veza stvorenih između atoma naziva se višestrukost veze.

Prilikom uspostavljanja veze sa s— orbitale, zbog njihovog sfernog oblika, nema preferencijalnog smjera u prostoru, za najkorisnije stvaranje kovalentnih veza. U slučaju R- orbitale, gustoća elektrona je neravnomjerno raspoređena, pa postoji određeni smjer u kojem je najvjerojatnije stvaranje kovalentne veze.

Hibridizacija atomskih orbitala

Razmotrimo primjer. Zamislite da se četiri atoma vodika spoje s atomom ugljika i nastane molekula metana CH4.

Slika pokazuje što se događa, ali ne objašnjava kako se ponašaju s— i R- orbitale, u stvaranju takvih spojeva. Iako R- orbitala ima dva dijela okrenuta jedan prema drugom, ali može formirati samo jednu vezu. Kao rezultat toga, može se pretpostaviti da je u molekuli metana jedan atom vodika vezan za 2 s— orbitale ugljika, ostalo - do 2 R- orbitale. Tada će svaki atom vodika biti u odnosu na drugi pod kutom od 90 °, ali to nije tako. Elektroni se međusobno odbijaju i razilaze na većoj udaljenosti. Što se zapravo događa?

Kao rezultat, sve se orbitale kombiniraju, preuređuju i tvore 4 ekvivalenta hibrid orbitale koje su usmjerene prema vrhovima tetraedra. Svaka od hibridnih orbitala sadrži određeni doprinos 2 s— orbitale i neki doprinosi 2 R- orbitale. Budući da 4 hibridne orbitale tvore jedna 2 s— i tri 2 R- orbitale, tada se ova metoda hibridizacije zove sp 3 -hibridizacija.

sp 3 hibridizacija orbitala u molekuli metana

Kao što se može vidjeti na slici, konfiguracija hibridnih orbitala omogućuje da četiri atoma vodika tvore kovalentne veze s ugljikovim atomom, dok će orbitale biti smještene jedna u odnosu na drugu pod kutom od 109,5 °.

Ista vrsta hibridizacije prisutna je u molekulama kao što su NH 3 , H 2 O. Na jednoj od sp 3 - hibrid orbitale, u molekuli NH 3, postoji usamljeni elektronski par, a ostale tri orbitale služe za povezivanje s atomima vodika. U molekuli H 2 O dvije hibridne orbitale atoma kisika zauzete su nedijeljenim elektronskim parovima, dok druge dvije služe za povezivanje s atomima vodika.

Broj hibridnih orbitala određen je brojem pojedinačnih veza, kao i brojem nepodijeljenih elektronskih parova u molekuli. Ovi elektroni su u hibridnim orbitalama. Kada se nehibridne orbitale dva atoma preklapaju, nastaje višestruka veza. Na primjer, u molekuli etilena veza se ostvaruje na sljedeći način:

sp 2 -hibridizacija atoma etilena

Planarni raspored triju veza oko svakog atoma ugljika sugerira da u ovom slučaju sp 2 -hibridizacija ( hibridne orbitale tvore jedna 2 s— i dva 2 R- orbitale ). Istovremeno, jedan 2 R- orbitala ostaje neiskorištena (nehibridna). Orbitale će se nalaziti jedna u odnosu na drugu pod kutom od 120 °.

Na isti način nastaje trostruka veza u molekuli acetilena. U ovom slučaju to se događa sp-hibridizacija atomi, tj. hibridne orbitale tvore jedna 2 s— i jedan 2 R- orbitale, i dvije 2 R Orbitale su nehibridne. Orbitale se nalaze jedna u odnosu na drugu pod kutom od 180 °

Slijede primjeri geometrijskog rasporeda hibridnih orbitala.

Skup atomskih orbitala	Skup hibridnih orbitala	Geometrijski raspored hibridnih orbitala	Primjeri
s, str	sp	Linearni (kut 180°)	Be (CH 3) 2, HgCl 2 MgBr 2, CaH 2, BaF 2, C 2 H 2
s, p, str	sp 2	Planarni trigonal (kut 120°)	BF 3, GaCl 3, InBr 3, TeI 3, C 2 H 4
s,p,p,str	sp 3	Tetraedar (kut 109,5°)	CH 4, AsCl 4 -, TiCl 4, SiCl 4, GeF 4
s,p,p,d	sp2d	Ravni kvadrat (kut od 90°)	Ni(CO) 4 , 2 -
s,p,p,p,d	sp 3 d	Trigonalni bipiramidalni (kutovi 120° i 90°)	PF 5 , PCl 5 , AsF 5
s,p,p,p,d,d	sp 3 d 2	Oktaedarski (kut od 90°)	SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

Kategorije ,

model atoma ugljika

Valentni elektroni atoma ugljika nalaze se u jednoj 2s orbitali i dvije 2p orbitali. 2p orbitale se nalaze pod kutom od 90° jedna prema drugoj, a 2s orbitala ima sfernu simetriju. Dakle, raspored orbitala atoma ugljika u svemiru ne objašnjava pojavu veznih kutova 109,5°, 120° i 180° u organskim spojevima.

Da bi se razriješila ova kontradikcija, pojam hibridizacija atomskih orbitala. Da bi se razumjela priroda triju opcija za raspored veza atoma ugljika, bile su potrebne ideje o tri vrste hibridizacije.

Pojavu koncepta hibridizacije dugujemo Linusu Paulingu, koji je učinio mnogo na razvoju teorije kemijskog povezivanja.

Koncept hibridizacije objašnjava kako atom ugljika mijenja svoje orbitale kako bi formirao spojeve. U nastavku ćemo razmotriti ovaj proces orbitalne transformacije korak po korak. Pritom treba imati na umu da podjela procesa hibridizacije na faze ili stupnjeve zapravo nije ništa drugo nego mentalno sredstvo koje omogućuje logičniji i pristupačniji prikaz pojma. Ipak, zaključci o prostornoj orijentaciji veza atoma ugljika, do kojih ćemo na kraju doći, u potpunosti odgovaraju stvarnom stanju stvari.

Elektronska konfiguracija atoma ugljika u osnovnom i pobuđenom stanju

Slika s lijeve strane prikazuje elektronsku konfiguraciju atoma ugljika. Zanima nas samo sudbina valentnih elektrona. Kao rezultat prvog koraka, koji se zove uzbuđenje ili promocija, jedan od dva 2s elektrona pomiče se na slobodnu 2p orbitalu. U drugoj fazi odvija se sam proces hibridizacije, koji se donekle konvencionalno može zamisliti kao mješavina jedne s- i tri p-orbitale i od njih formiranje četiri nove identične orbitale, od kojih svaka zadržava svojstva s -orbitala za jednu četvrtinu i svojstva p-orbitala. Te se nove orbitale nazivaju sp 3 - hibrid. Ovdje gornji indeks 3 ne označava broj elektrona koji zauzimaju orbitale, već broj p-orbitala koje su sudjelovale u hibridizaciji. Hibridne orbitale usmjerene su na vrhove tetraedra, u čijem se središtu nalazi atom ugljika. Svaka sp 3 hibridna orbitala sadrži jedan elektron. Ti elektroni sudjeluju u trećoj fazi u stvaranju veza s četiri atoma vodika, tvoreći vezne kutove od 109,5°.

sp3 - hibridizacija. molekula metana.

Formiranje ravnih molekula s veznim kutovima od 120° prikazano je na donjoj slici. Ovdje, kao iu slučaju sp 3 hibridizacije, prvi korak je ekscitacija. U drugoj fazi, jedna 2s i dvije 2p orbitale sudjeluju u hibridizaciji, tvoreći tri sp 2 -hibrid orbitale koje se nalaze u istoj ravnini pod kutom od 120° jedna prema drugoj.

Formiranje tri sp2 hibridne orbitale

Jedan p-rorbital ostaje nehibridiziran i nalazi se okomito na ravninu sp 2 hibridnih orbitala. Zatim (treći korak) dvije sp 2 hibridne orbitale dvaju ugljikovih atoma kombiniraju elektrone kako bi tvorile kovalentnu vezu. Takva veza, nastala kao rezultat preklapanja dviju atomskih orbitala duž linije koja spaja jezgre atoma, naziva se σ-veza.

Stvaranje sigma i pi veza u molekuli etilena

Četvrta faza je stvaranje druge veze između dva ugljikova atoma. Veza nastaje kao rezultat preklapanja rubova nehibridiziranih 2p orbitala okrenutih jedna prema drugoj i naziva se π-veza. Nova molekularna orbitala je skup od dvije regije koje zauzimaju elektroni π-veze – iznad i ispod σ-veze. Obje veze (σ i π) zajedno čine dvostruka veza između ugljikovih atoma. I konačno, posljednji, peti korak je stvaranje veza između atoma ugljika i vodika pomoću elektrona četiri preostale sp 2 hibridne orbitale.

Dvostruka veza u molekuli etilena

Treći i posljednji tip hibridizacije prikazan je na primjeru najjednostavnije molekule koja sadrži trostruku vezu, molekule acetilena. Prvi korak je pobuđivanje atoma, isto kao i prije. U drugoj fazi dolazi do hibridizacije jedne 2s i jedne 2p orbitale s formiranjem dvije sp-hibrid orbitale koje su pod kutom od 180°. A dvije 2p orbitale potrebne za stvaranje dvije π veze ostaju nepromijenjene.

Formiranje dviju sp-hibridnih orbitala

Sljedeći korak je stvaranje σ-veze između dva sp-hibridizirana ugljikova atoma, zatim nastaju dvije π-veze. Jedna σ veza i dvije π veze između dva ugljika zajedno čine trostruka veza. Konačno, veze se stvaraju s dva atoma vodika. Molekula acetilena ima linearnu strukturu, sva četiri atoma leže na istoj pravoj liniji.

Pokazali smo kako tri glavna tipa molekularne geometrije u organskoj kemiji nastaju kao rezultat različitih transformacija atomskih orbitala ugljika.

Mogu se predložiti dvije metode za određivanje vrste hibridizacije različitih atoma u molekuli.

Metoda 1. Najopćenitiji način, prikladan za sve molekule. Na temelju ovisnosti veznog kuta o hibridizaciji:

a) vezni kutovi od 109,5°, 107° i 105° ukazuju na sp 3 hibridizaciju;

b) valentni kut od oko 120° - sp 2 - hibridizacija;

c) valentni kut 180°-sp-hibridizacija.

Metoda 2. Pogodno za većinu organskih molekula. Budući da je vrsta veze (jednostruka, dvostruka, trostruka) povezana s geometrijom, moguće je odrediti vrstu njezine hibridizacije prema prirodi veza određenog atoma:

a) sve veze su jednostavne - sp 3 -hibridizacija;

b) jedna dvostruka veza - sp 2 -hibridizacija;

c) jedna trostruka veza – sp-hibridizacija.

Hibridizacija je mentalna operacija transformacije običnih (energetski najpovoljnijih) atomskih orbitala u nove orbitale čija geometrija odgovara eksperimentalno određenoj geometriji molekula.

I. Uvod. Stereokemijske značajke atoma ugljika.

Stereokemija je dio kemije koji se bavi proučavanjem prostorne strukture molekula i utjecaja te strukture na fizikalna i kemijska svojstva tvari, na smjer i brzinu njihovih reakcija. Predmet proučavanja u stereokemiji su uglavnom organske tvari. Prostorna struktura organskih spojeva povezana je prvenstveno sa stereokemijskim značajkama atoma ugljika. Ove značajke zauzvrat ovise o valentnom stanju (tip hibridizacije).

U stanju sp3- hibridizacijom, atom ugljika je vezan za četiri supstituenta. Ako zamislimo atom ugljika koji se nalazi u središtu tetraedra, tada će se supstituenti nalaziti na uglovima tetraedra. Primjer je molekula metana, čija je geometrija data u nastavku:

Ako su sva četiri supstituenta ista (SH 4 , CCl 4), molekula je pravilan tetraedar s valentnim kutovima 109 o 28". veze - tetraedar postaje nepravilan.

U stanju sp2- hibridizacijom, atom ugljika je vezan na tri supstituenta, pri čemu sva četiri atoma leže u istoj ravnini; vezni kutovi su 120 o. Između dva susjedna ugljikova atoma koji su u stanju sp2- hibridizacija, uspostavljena je, kao što znate, ne samo uobičajeno sigma -veza (kada se maksimalna gustoća elektrona nalazi točno na zamišljenoj liniji koja spaja jezgre atoma u interakciji), ali i drugu vezu posebnog tipa. Ovaj tzv pi -veza nastala preklapanjem nehibridizirana R- orbitale.

Najveće preklapanje može se postići paralelnim rasporedom p-orbitala: upravo je taj položaj energetski povoljniji, njegovo kršenje zahtijeva utrošak energije za prekid pi veze. Stoga ne postoji slobodna rotacija oko dvostruke veze ugljik-ugljik (važna posljedica nedostatka slobodne rotacije oko dvostruke veze je prisutnost geometrijskih izomera; vidi odjeljak II.2).

Za pi vezu na liniji koja povezuje jezgre atoma u interakciji, gustoća elektrona je nula; ona je maksimalna "iznad" i "ispod" ravnine u kojoj leži veza između njih. Iz tog razloga, energija pi veze je manja od one sigma veze, a u većini organskih reakcija za spojeve koji sadrže i pi i sigma vezu, manje jake pi veze se prvo pucaju.