A szénatom alapállapotának elektronikus konfigurációja l s 2 2s 2 2p 2:

Várható lenne, hogy egy ilyen szénatom egy CH 2 vegyületet képezzen két hidrogénatommal. De a metánban a szén négy hidrogénatomhoz kötődik. A CH 4 molekula képződésének ábrázolásához utalni kell annak gerjesztett elektronállapotára.

Most azt várnánk, hogy a szénatom négy kötést hoz létre a hidrogénatomokkal, de ezek a kötések nem egyenértékűek: három kötés jön létre R-pályák, egy - használó s-pályák. Ez ellentmond annak a jól ismert ténynek, hogy a metánban lévő összes kötés egyenértékű.

Ezt követően az orbiták hibridizációját hajtjuk végre. Matematikailag kiszámított különböző kombinációi egy s- és három R-pályák. A legnagyobb irányítottságú hibrid pályák ("jobb" pályák) a nagyobb átfedés eredményeként kötéseket adnak (1) erősebb mint nem hibridizált s- vagy R-pályák. Négy „legjobb” hibrid pálya (2) egyenértékűek . Szabályos tetraéder csúcsaira irányulnak, a két pálya közötti szög 109,5 o. Ez a geometria biztosítja (3) minimális taszítás közöttük .

Egészítsük ki a metánmolekula felépítésének képét: mind a négy sp 3 -egy szénatom pályái átfedésben vannak 1-gyel s-a hidrogénatom pályája. Négy  -kapcsolatok.

A maximális lefedettség érdekében sp 3 -szénpályák és 1 s- A tengelyeken négy hidrogénatomos hidrogénpályának kell feküdnie sp 3 -pályák. Ezért bármely két C–H kötés közötti szög 109,5 o.

A kísérleti adatok megerősítik a számítást: a metán tetraéderes szerkezetű. Minden szén-hidrogén kötés azonos 10,9 10 -2 nm hosszúságú, bármely két kötés közötti szög tetraéderes és 109,5 o. 427·10 3 J/mol szükséges az egyik kötés felszakításához metánban.

1.3. Az etán szerkezete

Az alkánsorozat következő homológjának - etán H 3 C–CH 3 - felépítése hasonló módon történik. Mint a metán esetében , A C-H kötések az átfedés miatt jönnek létre sp 3 -a szénatom pályáival 1s-hidrogénatomok pályái, a szén-szén kötés két átfedés eredményeként jön létre sp 3 -szénatomok pályái.

Az etánmolekula hat szén-hidrogén  kötést és egy szén-szén  kötést tartalmaz. A -kötések hengerszimmetriájúak  . A -kötés elektronfelhő szimmetriatengelye az atomokat összekötő egyenes. A szén-szén  kötés elektronfelhője, amely hengeres szimmetriával rendelkezik, a következőképpen ábrázolható:

1.4. Forgatás egy egyszerű szén-szén kötés körül. Konformációk

Az etánmolekulában az egyik metilcsoport forgása a másikhoz képest szinte szabadon megy végbe.

	A csoportok és atomok térbeli különböző elrendezéseit, amelyek az egyik atomnak a másikhoz viszonyított forgásából erednek az ezeket az atomokat összekötő kötésvonal mentén, ún.konformációk .
Árnyékolt etán(I) konformáció		Gátolt etán(II) konformáció

Az egyik metilcsoport forgása a másikhoz képest azonban nem teljesen szabad. A molekula potenciális energiája a II-es gátolt konformációra minimális, a metilcsoport forgása során növekszik, és az I gátolt konformációra eléri a maximumot. torziós feszültség . Egy etánmolekulánál ez az energia 13 10 3 J/mol (1.1. ábra).

Úgy gondolják, hogy a felesleges energia a szén-hidrogén kötések elektronfelhőinek taszítása miatt jelenik meg abban a pillanatban, amikor áthaladnak egymáson. Mivel szobahőmérsékleten a molekulák egyes ütközésének energiája elérheti a 86·10 3 J/mol-t, a 13·10 3 J/mol-os gát könnyen leküzdhető. Az etánban való forgás szabadnak tekinthető.

Rizs. 1.1. Energiaprofilcsoportos forgásokCH 3 egy etán molekulában egy szén-szén kötés körül

Az energiaminimumoknak megfelelő konformációkat ún konformációs izomerek vagy konformerek . Az összetettebb molekulákban a konformerek száma meglehetősen nagy lehet.

Az USE kodifikátor témái: Kovalens kémiai kötés, fajtái és kialakulásának mechanizmusai. A kovalens kötés jellemzői (polaritás és kötési energia). Ionos kötés. Fém csatlakozás. hidrogén kötés

Intramolekuláris kémiai kötések

Először nézzük meg a molekulákon belüli részecskék között létrejövő kötéseket. Az ilyen kapcsolatokat ún intramolekuláris.

kémiai kötés kémiai elemek atomjai között elektrosztatikus természetű és miatt jön létre külső (valencia) elektronok kölcsönhatásai, kisebb-nagyobb mértékben pozitív töltésű magok tartják kötött atomok.

A kulcsfogalom itt az ELEKTRONEGNATIVITÁS. Ő határozza meg az atomok közötti kémiai kötés típusát és ennek a kötésnek a tulajdonságait.

az atom azon képessége, hogy vonzza (tartsa) külső(vegyérték) elektronok. Az elektronegativitást a külső elektronok atommaghoz való vonzódásának mértéke határozza meg, és főként az atom sugarától és az atommag töltésétől függ.

Az elektronegativitást nehéz egyértelműen meghatározni. L. Pauling összeállította a relatív elektronegativitás táblázatát (a kétatomos molekulák kötési energiái alapján). A legelektronegatívabb elem az fluor jelentéssel 4 .

Fontos megjegyezni, hogy a különböző forrásokban különböző skálák és táblázatok találhatók az elektronegativitás értékeiről. Ettől nem kell megijedni, hiszen a kémiai kötés kialakulása is szerepet játszik atomok, és ez megközelítőleg azonos minden rendszerben.

Ha az A:B kémiai kötés egyik atomja erősebben vonzza az elektronokat, akkor az elektronpár eltolódik felé. A több elektronegativitás különbség atomok, annál inkább elmozdul az elektronpár.

Ha a kölcsönható atomok elektronegativitási értéke egyenlő vagy megközelítőleg egyenlő: EO(A)≈EO(V), akkor a megosztott elektronpár nem tolódik el egyik atomhoz sem: A: B. Az ilyen kapcsolatot ún kovalens nem poláris.

Ha a kölcsönható atomok elektronegativitása különbözik, de nem sokat (az elektronegativitás különbsége körülbelül 0,4 és 2 között van: 0,4<ΔЭО<2 ), akkor az elektronpár az egyik atomra tolódik el. Az ilyen kapcsolatot ún kovalens poláris .

Ha a kölcsönható atomok elektronegativitása jelentősen eltér (az elektronegativitás különbsége nagyobb, mint 2: ΔEO>2), akkor az egyik elektron szinte teljesen átmegy egy másik atomhoz, a keletkezéssel ionok. Az ilyen kapcsolatot ún ión.

A kémiai kötések fő típusai a − kovalens, iónés fémes kapcsolatokat. Tekintsük őket részletesebben.

kovalens kémiai kötés

kovalens kötés – ez egy kémiai kötés által alkotott közös elektronpár kialakulása A:B . Ebben az esetben két atom átfedés atomi pályák. A kovalens kötés kis elektronegativitáskülönbséggel rendelkező atomok kölcsönhatásából jön létre (általában két nemfém között) vagy egy elem atomjai.

A kovalens kötések alapvető tulajdonságai

• irányultság,
• telíthetőség,
• polaritás,
• polarizálhatóság.

Ezek a kötési tulajdonságok befolyásolják az anyagok kémiai és fizikai tulajdonságait.

A kommunikáció iránya az anyagok kémiai szerkezetét és formáját jellemzi. A két kötés közötti szögeket kötési szögeknek nevezzük. Például egy vízmolekulában a H-O-H kötésszöge 104,45 o, tehát a vízmolekula poláris, a metánmolekulában pedig a H-C-H kötésszöge 108 o 28 ′.

Telíthetőség az atomok azon képessége, hogy korlátozott számú kovalens kémiai kötést hozzanak létre. Az atom által alkotható kötések számát nevezzük.

Polaritás kötések az elektronsűrűség egyenetlen eloszlása ​​miatt jönnek létre két eltérő elektronegativitású atom között. A kovalens kötéseket polárisra és nem polárisra osztják.

Polarizálhatóság kapcsolatok vannak a kötéselektronok azon képessége, hogy külső elektromos tér hatására kiszoruljanak(különösen egy másik részecske elektromos tere). A polarizálhatóság az elektronok mobilitásától függ. Minél távolabb van az elektron az atommagtól, annál mozgékonyabb, és ennek megfelelően a molekula jobban polarizálható.

Kovalens nem poláris kémiai kötés

A kovalens kötésnek 2 típusa van - POLÁRISés NEM POLÁRIS .

Példa . Tekintsük a H 2 hidrogénmolekula szerkezetét. Minden hidrogénatom 1 párosítatlan elektront hordoz a külső energiaszintjén. Egy atom megjelenítéséhez a Lewis-struktúrát használjuk - ez egy atom külső energiaszintjének szerkezeti diagramja, amikor az elektronokat pontokkal jelöljük. A Lewis pontszerkezeti modellek jó segítséget jelentenek a második periódus elemeivel való munka során.

H. + . H=H:H

Így a hidrogénmolekulának egy közös elektronpárja és egy H-H kémiai kötése van. Ez az elektronpár nem tolódik el egyik hidrogénatomhoz sem, mert a hidrogénatomok elektronegativitása azonos. Az ilyen kapcsolatot ún kovalens nem poláris .

Kovalens nem poláris (szimmetrikus) kötés - ez egy kovalens kötés, amelyet egyenlő elektronegativitású atomok (általában ugyanazok a nemfémek) alkotnak, és ezért az atommagok közötti elektronsűrűség egyenletes eloszlással.

A nem poláris kötések dipólusmomentuma 0.

Példák: H2 (H-H), O 2 (O=O), S8.

Kovalens poláris kémiai kötés

kovalens poláris kötés között létrejövő kovalens kötés különböző elektronegativitású atomok (általában, különböző nemfémek) és jellemzi elmozdulás közös elektronpár egy elektronegatívabb atomhoz (polarizáció).

Az elektronsűrűség eltolódik egy elektronegatívabb atomra - ezért rajta egy részleges negatív töltés (δ-), a kevésbé elektronegatív atomon pedig részleges pozitív töltés (δ+, delta +) jelenik meg.

Minél nagyobb a különbség az atomok elektronegativitása között, annál nagyobb polaritás kapcsolatok és még több dipólmomentum . A szomszédos molekulák és az ellentétes előjelű töltések között további vonzó erők hatnak, ami növekszik erő kapcsolatokat.

A kötés polaritása befolyásolja a vegyületek fizikai és kémiai tulajdonságait. A reakciómechanizmusok, sőt a szomszédos kötések reakcióképessége a kötés polaritásától függ. A kötés polaritása gyakran meghatározza a molekula polaritásaígy közvetlenül befolyásolja az olyan fizikai tulajdonságokat, mint a forráspont és az olvadáspont, a poláris oldószerekben való oldhatóság.

Példák: HCl, CO 2, NH 3.

A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusai

A kovalens kémiai kötés 2 mechanizmussal jöhet létre:

1. cseremechanizmus A kovalens kémiai kötés kialakulása az, amikor minden részecske egy párosítatlan elektront biztosít egy közös elektronpár kialakításához:

DE . + . B= A:B

2. A kovalens kötés kialakulása egy olyan mechanizmus, amelyben az egyik részecske egy meg nem osztott elektronpárt, a másik részecske pedig egy üres pályát biztosít ennek az elektronpárnak:

DE: + B= A:B

Ebben az esetben az egyik atom egy megosztott elektronpárt biztosít ( donor), a másik atom pedig üres pályát biztosít ennek a párnak ( elfogadó). A kötés kialakulása következtében mindkét elektronenergia csökken, azaz. ez előnyös az atomok számára.

A donor-akceptor mechanizmus által létrehozott kovalens kötés, nem különbözik a cseremechanizmus által létrehozott más kovalens kötések tulajdonságaival. A donor-akceptor mechanizmus révén kialakuló kovalens kötés jellemző azokra az atomokra, amelyeknél a külső energiaszinten nagy az elektronok száma (elektrondonorok), vagy fordítva, nagyon kis számú elektronnal (elektronakceptorok). Az atomok vegyértéklehetőségeit részletesebben a megfelelő.

A kovalens kötés a donor-akceptor mechanizmussal jön létre:

- egy molekulában szén-monoxid CO(a molekulában a kötés hármas, 2 kötés cseremechanizmussal, egy donor-akceptor mechanizmussal jön létre): C≡O;

- ban ben ammónium ion NH 4 +, ionokban szerves aminok például a CH 3 -NH 2 + metil-ammónium ionban;

- ban ben összetett vegyületek kémiai kötés a központi atom és a ligandumcsoportok között, például nátrium-tetrahidroxoaluminátban Na az alumínium és a hidroxidionok közötti kötés;

- ban ben salétromsav és sói- nitrátok: HNO 3, NaNO 3, néhány más nitrogénvegyületben;

- egy molekulában ózon O 3.

A kovalens kötés főbb jellemzői

A nemfémek atomjai között általában kovalens kötés jön létre. A kovalens kötés fő jellemzői a következők hossz, energia, multiplicitás és irányultság.

Kémiai kötés többszörössége

Kémiai kötés többszörössége - Ezt egy vegyület két atomja között megosztott elektronpárok száma. A molekulát alkotó atomok értékéből meglehetősen könnyen meghatározható a kötés multiplicitása.

például , a H 2 hidrogénmolekulában a kötésmultiplicitás 1, mert minden hidrogénnek csak 1 párosítatlan elektronja van a külső energiaszinten, ezért egy közös elektronpár jön létre.

Az O 2 oxigénmolekulában a kötési multiplicitás 2, mert minden atomnak 2 párosítatlan elektronja van a külső energiaszintjén: O=O.

Az N 2 nitrogénmolekulában a kötési multiplicitás 3, mert minden atom között 3 párosítatlan elektron van a külső energiaszinten, és az atomok 3 közös elektronpárt alkotnak N≡N.

Kovalens kötés hossza

Kémiai kötés hossza a kötést alkotó atommagok középpontjai közötti távolság. Kísérleti fizikai módszerekkel határozzák meg. A kötés hossza hozzávetőlegesen megbecsülhető az additív szabály szerint, amely szerint az AB molekulában a kötés hossza megközelítőleg egyenlő az A 2 és B 2 molekulák kötéshosszainak összegének felével:

A kémiai kötés hossza nagyjából megbecsülhető az atomok sugarai mentén, kötést kialakítva, ill a kommunikáció sokfélesége által ha az atomok sugarai nem nagyon különböznek egymástól.

A kötést alkotó atomok sugarának növekedésével a kötés hossza megnő.

például

Az atomok közötti kötések többszörösének növekedésével (amelyek atomi sugarai nem, vagy kissé eltérnek egymástól), a kötés hossza csökken.

például . A C–C, C=C, C≡C sorozatban a kötés hossza csökken.

Kötési energia

A kémiai kötés erősségének mértéke a kötés energiája. Kötési energia a kötés felszakításához és a kötést alkotó atomok egymástól végtelen távolságra történő eltávolításához szükséges energia határozza meg.

A kovalens kötés az nagyon tartós. Energiája több tíztől több száz kJ/molig terjed. Minél nagyobb a kötési energia, annál nagyobb a kötés erőssége, és fordítva.

A kémiai kötés erőssége a kötés hosszától, a kötés polaritásától és a kötés többszörösétől függ. Minél hosszabb a kémiai kötés, annál könnyebben megszakad, és minél kisebb a kötés energiája, annál kisebb az erőssége. Minél rövidebb a kémiai kötés, annál erősebb, és annál nagyobb a kötés energiája.

például, a HF, HCl, HBr vegyületek sorozatában balról jobbra a kémiai kötés erőssége csökken, mert a kötés hossza megnő.

Ionos kémiai kötés

Ionos kötés alapú kémiai kötés ionok elektrosztatikus vonzása.

ionok az elektronok atomok általi befogadása vagy leadása során keletkeznek. Például minden fém atomja gyengén tartja a külső energiaszint elektronjait. Ezért a fématomokat jellemzik helyreállító tulajdonságok az elektronok adományozásának képessége.

Példa. A nátriumatom 1 elektront tartalmaz a 3. energiaszinten. Könnyen leadva a nátriumatom sokkal stabilabb Na + iont képez, a Ne nemesneongáz elektronkonfigurációjával. A nátriumion 11 protont és csak 10 elektront tartalmaz, így az ion teljes töltése -10+11 = +1:

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

Példa. A klóratom külső energiaszintjén 7 elektron található. A stabil, inert Argonatom konfigurációjának megszerzéséhez a klórnak 1 elektront kell kötnie. Az elektron kötődése után stabil klórion képződik, amely elektronokból áll. Az ion teljes töltése -1:

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

Jegyzet:

• Az ionok tulajdonságai eltérnek az atomokétól!
• Stabil ionok nem csak atomok, de szintén atomcsoportok. Például: ammóniumion NH 4 +, szulfátion SO 4 2- stb. Az ilyen ionok által létrehozott kémiai kötések is ionosnak minősülnek;
• Ionkötések általában között jönnek létre fémekés nemfémek(nem fémek csoportjai);

A keletkező ionok az elektromos vonzás hatására vonzódnak: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Vizuálisan általánosítsunk A kovalens és ionos kötéstípusok közötti különbség:

fém kémiai kötés

fém csatlakozás az a kapcsolat, amely viszonylagosan kialakul szabad elektronok között fémionok kristályrácsot képezve.

A fémek atomjai a külső energiaszinten általában rendelkeznek egy-három elektron. A fématomok sugarai általában nagyok - ezért a fématomok, ellentétben a nemfémekkel, meglehetősen könnyen adnak át külső elektronokat, azaz. erős redukálószerek

Intermolekuláris kölcsönhatások

Külön érdemes figyelembe venni az anyag egyes molekulái között fellépő kölcsönhatásokat - intermolekuláris kölcsönhatások . Az intermolekuláris kölcsönhatások olyan kölcsönhatások semleges atomok között, amelyekben új kovalens kötések nem jelennek meg. A molekulák közötti kölcsönhatás erőit van der Waals fedezte fel 1869-ben, és róla nevezte el. Van dar Waals erők. Van der Waals erői osztva irányultság, indukció és diszperzió . Az intermolekuláris kölcsönhatások energiája sokkal kisebb, mint egy kémiai kötés energiája.

Orientációs vonzási erők poláris molekulák között keletkeznek (dipól-dipól kölcsönhatás). Ezek az erők a poláris molekulák között keletkeznek. Induktív kölcsönhatások a poláris molekula és a nem poláris molekula közötti kölcsönhatás. Egy nem poláris molekula polarizálódik egy poláris molekula hatására, ami további elektrosztatikus vonzást generál.

Az intermolekuláris kölcsönhatások speciális típusa a hidrogénkötés. - ezek intermolekuláris (vagy intramolekuláris) kémiai kötések, amelyek olyan molekulák között jönnek létre, amelyekben erősen poláris kovalens kötések vannak - H-F, H-O vagy H-N. Ha vannak ilyen kötések a molekulában, akkor a molekulák között lesznek további vonzási erők .

Az oktatás mechanizmusa A hidrogénkötés részben elektrosztatikus, részben donor-akceptor. Ebben az esetben egy erősen elektronegatív elem (F, O, N) atomja elektronpár donorként, az ezekhez az atomokhoz kapcsolódó hidrogénatomok pedig akceptorként működnek. A hidrogénkötéseket jellemzik irányultság térben és telítettség .

A hidrogénkötést pontokkal jelölhetjük: H ··· O. Minél nagyobb egy hidrogénhez kapcsolódó atom elektronegativitása, és minél kisebb a mérete, annál erősebb a hidrogénkötés. Elsősorban a vegyületekre jellemző fluor hidrogénnel , valamint ahhoz oxigént hidrogénnel , Kevésbé nitrogén hidrogénnel .

Hidrogénkötések jönnek létre a következő anyagok között:

— hidrogén-fluorid HF(gáz, hidrogén-fluorid vizes oldata - fluorsav), víz H 2 O (gőz, jég, folyékony víz):

— ammónia és szerves aminok oldata- az ammónia és a vízmolekulák között;

— szerves vegyületek, amelyekben O-H vagy N-H kötések: alkoholok, karbonsavak, aminok, aminosavak, fenolok, anilin és származékai, fehérjék, szénhidrát oldatok - monoszacharidok és diszacharidok.

A hidrogénkötés befolyásolja az anyagok fizikai és kémiai tulajdonságait. Így a molekulák közötti további vonzás megnehezíti az anyagok felforrását. A hidrogénkötéssel rendelkező anyagok forráspontja abnormálisan megemelkedik.

például Általában a molekulatömeg növekedésével az anyagok forráspontjának növekedése figyelhető meg. Számos anyagban azonban H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nem figyelünk meg lineáris változást a forráspontokban.

Mégpedig at a víz forráspontja szokatlanul magas - nem kevesebb, mint -61 o C, ahogy az egyenes mutatja, de sokkal több, +100 o C. Ezt az anomáliát a vízmolekulák közötti hidrogénkötések jelenléte magyarázza. Ezért normál körülmények között (0-20 o C) a víz az folyékony fázisállapot szerint.

Valenciakötések módszere (lokalizált elektronpárok) feltételezi, hogy egy molekulában minden egyes atompárt egy vagy több közös elektronpár tartja össze. Ezért a kémiai kötés kételektronos és kétközpontúnak tűnik, azaz. két atom között helyezkedik el. A vegyületek szerkezeti képleteiben kötőjel jelöli:

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

Fontolja meg a fényben Nap módszer, a kommunikáció olyan jellemzői, mint a telítettség, az irányíthatóság és a polarizálhatóság.

Vegyérték atom - a párosítatlan (valencia) elektronok száma határozza meg, amelyek részt vehetnek a kémiai kötés kialakításában. A vegyértéket kis egész számokban fejezzük ki, és egyenlő a kovalens kötések számával. Az elemek vegyértékét, amely kovalens vegyületekben nyilvánul meg, gyakran nevezik kovalencia. Egyes atomok változó vegyértékkel rendelkeznek, például az alapállapotú szénnek 2 párosítatlan elektronja van, és két vegyértékű lesz. Ha egy atomot gerjesztünk, a másik két páros elektront ki lehet gőzölni, és akkor a szénatom négy vegyértékű lesz:

Egy atom új vegyértékállapotba való gerjesztéséhez energiafelhasználás szükséges, amit a kötések kialakulása során felszabaduló energia kompenzál.

A kovalens kötés tájolása

A felhők kölcsönös átfedése különböző formájukból adódóan különböző módon történhet. Megkülönböztetni σ-, π- és δ-kapcsolatok.

Sigma - kapcsolatok akkor jönnek létre, amikor a felhők átfedik egymást az atommagokon áthaladó vonal mentén. Pi-kötések akkor jönnek létre, ha a felhők az atommagokat összekötő vonal mindkét oldalán átfedik egymást. A Delta - kommunikáció akkor történik, ha a d - elektronfelhők mind a négy lapátja átfedi egymást, párhuzamos síkban helyezkednek el.

σ– kötés akkor fordulhat elő, ha átfedés van az atommagokat összekötő vonal mentén a következő pályákon: s— s -, s— R-, R– R-, d— d-pályák, és d— s-, d— R- pályák. σ– kötés egy lokalizált kétközpontú kötés tulajdonságaival rendelkezik, ami az.

π-kötés A következő pályák atommagjait összekötő vonal mindkét oldalán átfedve alakítható ki: R—R-, R—d-, d—d-, f—p-, f—d- és f—f- pályák.

Így, s- az elemek csak kialakulni képesek σ– kötések, R- elemek - σ– és π– kötések, d- elemek - σ–, π– és δ-kötések, a f- elemek - σ– , π– , δ-kötések. A π- és σ-kötések együttes kialakításával kettős kötés jön létre. Ha kettő egyszerre fordul elő π- és σ-kötés, hármas kötés jön létre. Az atomok között létrejövő kötések számát kötésmultiplicitásnak nevezzük.

Amikor kapcsolatot hoz létre s— pályák, gömb alakú formájuk miatt nincs preferenciális irány a térben, a kovalens kötések legelőnyösebb kialakítása érdekében. Abban az esetben R- pályák, az elektronsűrűség egyenetlenül oszlik el, így van egy bizonyos irány, amelyben a legvalószínűbb a kovalens kötés kialakulása.

Atompályák hibridizációja

Vegyünk egy példát. Képzeljük el, hogy négy hidrogénatom egyesül egy szénatommal, és egy metánmolekula CH 4 keletkezik.

A képen látható, hogy mi történik, de nem magyarázza el, hogyan viselkednek s— és R- pályák, az ilyen vegyületek képződésében. Habár R- a pályának két, egymáshoz képest elfordult része van, de csak egy kötést képezhet. Ennek eredményeként feltételezhető, hogy a metánmolekulában egy hidrogénatom kapcsolódik 2-hez. s— szénpálya, a többi - 2-re R- pályák. Ekkor mindegyik hidrogénatom 90°-os szöget zár be a másikkal, de ez nem így van. Az elektronok taszítják egymást, és nagyobb távolságra térnek el egymástól. Mi történik valójában?

Ennek eredményeként az összes orbitál egyesül, átrendeződik és 4 egyenértéket alkot hibrid olyan pályák, amelyek a tetraéder csúcsai felé irányulnak. A hibrid pályák mindegyike tartalmaz egy bizonyos hozzájárulást 2 s— pályák és néhány hozzájárulás 2 R- pályák. Mivel 4 hibrid pályát egy 2 alkot s— és három 2 R- pályák, akkor ezt a hibridizációs módszert nevezzük sp 3 - hibridizáció.

A metánmolekulában lévő pályák sp 3 hibridizációja

Amint az ábrán látható, a hibrid pályák konfigurációja lehetővé teszi, hogy négy hidrogénatom kovalens kötést hozzon létre egy szénatommal, míg az orbitálok egymáshoz képest 109,5 ° -os szögben helyezkednek el.

Ugyanilyen típusú hibridizáció van jelen olyan molekulákban, mint az NH 3, H 2 O. Az egyiken sp 3 - hibrid pályákon, az NH 3 molekulában egy magányos elektronpár található, a másik három pálya pedig a hidrogénatomokhoz való kapcsolódásra szolgál. A H 2 O molekulában az oxigénatom két hibrid pályáját nem megosztott elektronpárok foglalják el, míg a másik kettőt a hidrogénatomokkal való kötésre használják.

A hibrid pályák számát az egyes kötések száma, valamint a molekulában lévő meg nem osztott elektronpárok száma határozza meg. Ezek az elektronok hibrid pályákon vannak. Amikor két atom nem hibrid pályája átfedi egymást, többszörös kötés jön létre. Például egy etilén molekulában a kötés a következőképpen valósul meg:

sp 2 -etilénatomok hibridizációja

Az egyes szénatomok körül három kötés síkbeli elrendezése arra utal, hogy ebben az esetben sp 2 - hibridizáció ( a hibrid pályákat egy 2 alkotja s— és kettő 2 R- pályák ). Ugyanakkor egy 2 R- az orbitális használaton kívül marad (nem hibrid). A pályák egymáshoz képest 120 ° -os szögben helyezkednek el.

Ugyanígy hármas kötés jön létre az acetilén molekulában. Ebben az esetben megtörténik sp- hibridizáció atomok, azaz. a hibrid pályákat egy 2 alkotja s— és egy 2 R- pályák, és két 2 R A pályák nem hibridek. A pályák egymáshoz képest 180°-os szögben helyezkednek el

Az alábbiakban példákat mutatunk be a hibrid pályák geometriai elrendezésére.

Atompályák halmaza	Hibrid pályák halmaza	Hibridpályák geometriai elrendezése	Példák
s, p	sp	Lineáris (180°-os szög)	Legyen (CH 3) 2, HgCl 2 MgBr 2, CaH 2, BaF 2, C 2 H 2
s,p,p	sp 2	Síkbeli trigonális (120°-os szög)	BF 3, GaCl 3, InBr 3, TeI 3, C 2 H 4
s,p,p,p	sp 3	Tetraéder (109,5°-os szög)	CH 4, AsCl 4 -, TiCl 4, SiCl 4, GeF 4
s,p,p,d	sp2d	Lapos négyzet (90°-os szög)	Ni(CO) 4, 2 -
s,p,p,p,d	sp 3 d	Trigonális bipiramis (120° és 90° szögek)	PF 5, PCl 5, AsF 5
s,p,p,p,d,d	sp 3 d 2	Oktaéder (90°-os szög)	SF 6, Fe(CN) 6 3-, CoF 6 3-

Kategóriák,

szénatom modell

A szénatom vegyértékelektronjai egy 2s pályán és két 2p pályán helyezkednek el. A 2p pályák 90°-os szöget zárnak be egymással, és a 2s pályának gömbszimmetriája van. Így a szénatomos pályák térbeli elrendezése nem magyarázza a 109,5°-os, 120°-os és 180°-os kötésszögek előfordulását szerves vegyületekben.

Ennek az ellentmondásnak a feloldására a fogalom atompályák hibridizációja. A szénatom kötéseinek elrendezésére vonatkozó három lehetőség természetének megértéséhez a hibridizáció három típusára volt szükség.

A hibridizáció koncepciójának megjelenését Linus Paulingnak köszönhetjük, aki sokat tett a kémiai kötés elméletének kidolgozásáért.

A hibridizáció fogalma megmagyarázza, hogyan változtatja meg a szénatom pályáját, hogy vegyületeket képezzen. Az alábbiakban lépésről lépésre megvizsgáljuk ezt a pályaátalakítási folyamatot. Ugyanakkor szem előtt kell tartani, hogy a hibridizációs folyamat szakaszokra vagy szakaszokra bontása valójában nem más, mint egy mentális eszköz, amely lehetővé teszi a koncepció logikusabb és hozzáférhetőbb bemutatását. Mindazonáltal a szénatom kötéseinek térbeli orientációjára vonatkozó következtetések, amelyekre végül eljutunk, teljes mértékben megfelelnek a dolgok valós állapotának.

A szénatom elektronikus konfigurációja alap- és gerjesztett állapotban

A bal oldali ábra egy szénatom elektronkonfigurációját mutatja. Minket csak a vegyértékelektronok sorsa érdekel. Az első lépés eredményeként, amely ún izgalom vagy promóció, a két 2s elektron közül az egyik szabad 2p pályára mozog. A második szakaszban maga a hibridizációs folyamat megy végbe, amely némileg konvencionálisan úgy képzelhető el, hogy egy s- és három p-pálya keveredik, és ezekből négy új azonos pálya alakul ki, amelyek mindegyike megőrzi az s tulajdonságait. -pálya egynegyedével és a p-pályák tulajdonságai. Ezeket az új pályákat ún sp 3 - hibrid. Itt a 3 felső index nem a pályákat elfoglaló elektronok számát jelöli, hanem a hibridizációban részt vevő p-pályák számát. A hibrid pályák a tetraéder csúcsaira irányulnak, amelynek középpontjában egy szénatom található. Minden sp 3 hibrid pálya egy elektront tartalmaz. Ezek az elektronok a harmadik szakaszban vesznek részt a kötések kialakításában négy hidrogénatommal, és 109,5°-os kötésszöget alkotnak.

sp3 - hibridizáció. metán molekula.

A 120°-os kötésszögű síkmolekulák képződését az alábbi ábra mutatja. Itt is, akárcsak az sp 3 hibridizációnál, az első lépés a gerjesztés. A második szakaszban egy 2s- és két 2p-pálya vesz részt a hibridizációban, három sp 2 -hibrid ugyanabban a síkban elhelyezkedő pályák egymással 120°-os szöget zárnak be.

Három sp2 hibrid orbitál kialakulása

Az egyik p-rorbitál hibridizálatlan marad, és az sp 2 hibridpályák síkjára merőlegesen helyezkedik el. Ezután (harmadik lépés) két két szénatomból álló sp 2 hibridpálya elektronokat egyesít, és kovalens kötést alkot. Az ilyen kötést, amely az atommagokat összekötő vonal mentén két atompálya átfedésének eredményeként jön létre, az ún. σ-kötés.

Szigma és pi kötések kialakulása az etilén molekulában

A negyedik szakasz egy második kötés kialakítása két szénatom között. A kötés a nem hibridizált 2p pályák egymás felé néző éleinek átfedése következtében jön létre, és ún. π-kötés. Az új molekulapálya egy két régió halmaza, amelyeket a π-kötés elektronjai foglalnak el - a σ-kötés felett és alatt. Mindkét kötés (σ és π) együtt alkot kettős kötés szénatomok között. És végül az utolsó, ötödik lépés a szén- és hidrogénatomok közötti kötések kialakítása a négy fennmaradó sp 2 hibridpálya elektronjainak felhasználásával.

Kettős kötés az etilén molekulában

A hibridizáció harmadik és egyben utolsó típusát a legegyszerűbb, hármas kötést tartalmazó molekula, az acetilén molekula példája mutatja be. Az első lépés az atom gerjesztése, ugyanúgy, mint korábban. A második szakaszban egy 2s és egy 2p orbitál hibridizációja megy végbe két pálya kialakulásával. sp-hibrid pályák, amelyek 180°-os szöget zárnak be. És a két π kötés kialakulásához szükséges két 2p pálya változatlan marad.

Két sp-hibrid pálya kialakulása

A következő lépés egy σ-kötés kialakítása két sp-hibridizált szénatom között, majd két π-kötés jön létre. Egy σ kötés és két π kötés két szén között együtt alkot hármas kötés. Végül két hidrogénatommal kötések jönnek létre. Az acetilén molekula lineáris szerkezetű, mind a négy atom ugyanazon az egyenes vonalon fekszik.

Megmutattuk, hogyan jön létre a szerves kémiában a molekuláris geometria három fő típusa a szén atomi pályáinak különféle átalakulásai következtében.

Két módszer javasolható a molekulában lévő különböző atomok hibridizációjának meghatározására.

1. módszer. A legáltalánosabb módja, bármilyen molekulához megfelelő. A kötési szög hibridizációtól való függése alapján:

a) a 109,5°-os, 107°-os és 105°-os kötési szögek sp3 hibridizációt jeleznek;

b) körülbelül 120° vegyértékszög - sp2 - hibridizáció;

c) vegyértékszög 180°-sp-hibridizáció.

2. módszer. Alkalmas a legtöbb szerves molekulához. Mivel a kötés típusa (egyszeres, kettős, hármas) a geometriához kapcsolódik, egy adott atom kötéseinek jellege alapján meg lehet határozni hibridizációjának típusát:

a) minden kötés egyszerű - sp 3 -hibridizáció;

b) egy kettős kötés - sp 2 -hibridizáció;

c) egy hármas kötés - sp-hibridizáció.

A hibridizáció a közönséges (energetikailag legkedvezőbb) atomi pályák új pályákká való átalakításának mentális művelete, amelyek geometriája megfelel a molekulák kísérletileg meghatározott geometriájának.

I. Bevezetés. A szénatom sztereokémiai jellemzői.

A sztereokémia a kémia része, amely a molekulák térbeli szerkezetének tanulmányozásával foglalkozik, és ennek a szerkezetnek az anyagok fizikai és kémiai tulajdonságaira, reakcióik irányára és sebességére gyakorolt ​​hatását. A sztereokémia vizsgálati tárgyai főleg szerves anyagok. A szerves vegyületek térszerkezete elsősorban a szénatom sztereokémiai jellemzőivel függ össze. Ezek a jellemzők viszont a vegyértékállapottól (hibridizáció típusától) függenek.

Állapotban sp3- hibridizáció során a szénatom négy szubsztituenshez kapcsolódik. Ha elképzelünk egy szénatomot egy tetraéder közepén, akkor a szubsztituensek a tetraéder sarkaiban helyezkednek el. Példa erre a metánmolekula, amelynek geometriáját az alábbiakban adjuk meg:

Ha mind a négy szubsztituens azonos (СH 4 , CCl 4), a molekula egy szabályos tetraéder, melynek vegyértékszöge 109 o 28". kötések - a tetraéder szabálytalanná válik.

Állapotban sp2- hibridizáció, a szénatom három szubsztituenshez kapcsolódik, és mind a négy atom ugyanabban a síkban van; kötési szögek 120 o. Két szomszédos szénatom között, amelyek állapotban vannak sp2- hibridizáció, mint tudod, nem csak a szokásos szigma -kapcsolat (amikor a maximális elektronsűrűség pontosan a kölcsönhatásban lévő atomok magjait összekötő képzeletbeli vonalon helyezkedik el), de egy speciális típusú második kötés is. Ez az ún pi -kapcsolat átfedő nem hibridizált R- pályák.

A legnagyobb átfedés p-pályák párhuzamos elrendezésével érhető el: energetikailag éppen ez a helyzet kedvezőbb, ennek megsértése energiaráfordítást igényel a pi kötés megszakításához. Ezért a szén-szén kettős kötés körül nincs szabad forgás (a kettős kötés körüli szabad forgás hiányának fontos következménye a geometriai izomerek jelenléte; lásd a II.2. fejezetet).

A kölcsönhatásban lévő atomok magjait összekötő egyenesen lévő pi kötés esetén az elektronsűrűség nulla; ez maximálisan "felett" és "alatt" van azon síkon, amelyben a köztük lévő kapcsolat található. Emiatt a pi-kötés energiája kisebb, mint a szigma-kötésé, és a legtöbb szerves reakcióban a pi- és szigma-kötéseket egyaránt tartalmazó vegyületek esetében először a kevésbé erős pi-kötések szakadnak fel.