Ածխածնի ատոմի հիմնական վիճակի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան l ս 2 2ս 2 2էջ 2:

Ակնկալվում է, որ նման ածխածնի ատոմը կառաջացնի CH 2 միացություն երկու ջրածնի ատոմներով: Բայց մեթանում ածխածինը կապված է ջրածնի չորս ատոմների հետ: CH 4 մոլեկուլի առաջացումը ներկայացնելու համար անհրաժեշտ է անդրադառնալ դրա գրգռված էլեկտրոնային վիճակին։

Այժմ կարելի է ակնկալել, որ ածխածնի ատոմը կձևավորի չորս կապ ջրածնի ատոմների հետ, բայց այդ կապերը համարժեք չեն. երեք կապեր են ձևավորվում՝ օգտագործելով. Ռ-օրբիտալներ, մեկ - օգտագործելով ս- ուղեծրեր. Սա հակասում է այն հայտնի փաստին, որ մեթանի բոլոր կապերը համարժեք են։

Հաջորդը կատարվում է ուղեծրերի հիբրիդացում։ Մաթեմատիկորեն հաշվարկված մեկի տարբեր համակցություններ ս- և երեք Ռ- ուղեծրեր. Ուղղորդման ամենաբարձր աստիճան ունեցող հիբրիդային ուղեծրերը («ավելի լավ» ուղեծրեր), ավելի շատ համընկնման արդյունքում, կապեր են տալիս (1) ավելի ուժեղ քան չհիբրիդացված ս- կամ Ռ- ուղեծրեր. Չորս «լավագույն» հիբրիդային ուղեծրեր (2) համարժեք են . Դրանք ուղղված են կանոնավոր քառաեդրոնի գագաթներին, երկու ուղեծրերի միջև անկյունը 109,5 o է։ Այս երկրաչափությունը ապահովում է (3) նրանց միջև նվազագույն վանում .

Ամբողջացնենք մեթանի մոլեկուլի կառուցման պատկերը՝ չորսից յուրաքանչյուրը sp 3 - Ածխածնի ատոմի ուղեծրերը համընկնում են 1-ի հետ ս- ջրածնի ատոմի ուղեծիր. Չորս  - կապեր.

Առավելագույն ծածկույթի համար sp 3 -ածխածնի ուղեծրեր և 1 s-Չորս ջրածնի ուղեծրերը պետք է ընկած լինեն առանցքների վրա sp 3 - ուղեծրեր. Հետևաբար, ցանկացած երկու C–H կապերի միջև անկյունը 109,5 o է։

Փորձարարական տվյալները հաստատում են հաշվարկը՝ մեթանն ունի քառանիստ կառուցվածք։ Բոլոր ածխածին-ջրածին կապերն ունեն նույն երկարությունը՝ 10,9 10 -2 նմ, ցանկացած երկու կապերի միջև անկյունը քառանիստ է և հավասար է 109,5 o-ի։ Մեթանի կապերից մեկը խզելու համար պահանջվում է 427·10 3 Ջ/մոլ։

1.3. Էթանի կառուցվածքը

Նմանապես կիրականացվի ալկանային շարքի հաջորդ հոմոլոգի կառուցումը` էթան H 3 C–CH 3: Ինչպես մեթանի դեպքում , C-H կապերը առաջանում են համընկնման պատճառով sp 3 -ածխածնի ատոմի ուղեծրերը հետ 1 վ- ջրածնի ատոմների ուղեծրեր, ածխածին-ածխածին կապը ձևավորվում է երկուսի համընկնման արդյունքում. sp 3 -ածխածնի ատոմների ուղեծրեր.

Էթանի մոլեկուլը պարունակում է վեց ածխածին-ջրածին  կապ և մեկ ածխածին-ածխածին  կապ: -կապերը ունեն գլանաձեւ համաչափություն  .  կապի էլեկտրոնային ամպի համաչափության առանցքը ատոմները միացնող գիծն է։ Ածխածին-ածխածին  կապի էլեկտրոնային ամպը, որն ունի գլանաձեւ համաչափություն, կարելի է պատկերել հետևյալ կերպ.

1.4. Պտտումը պարզ ածխածին-ածխածին կապի շուրջ: Համապատասխանություններ

Էթանի մոլեկուլում մի մեթիլ խմբի պտույտը մյուսի նկատմամբ տեղի է ունենում գրեթե ազատ։

	Տիեզերքում խմբերի և ատոմների տարբեր դասավորություններ, որոնք առաջանում են այս ատոմները միացնող կապի գծով մեկ ատոմի պտույտի հետևանքով, կոչվում են.կոնֆորմացիաներ .
Պաշտպանված էթանի (I) կոնֆորմացիա		Խանգարված էթանի (II) կոնֆորմացիա

Այնուամենայնիվ, մեկ մեթիլ խմբի պտույտը մյուսի նկատմամբ լիովին ազատ չէ: Մոլեկուլի պոտենցիալ էներգիան նվազագույն է խանգարված կոնֆորմացիայի II-ի համար, մեթիլ խմբի պտույտի ժամանակ այն մեծանում է և հասնում է առավելագույնին խոչընդոտված կոնֆորմացիայի I-ի համար։ ոլորման լարվածություն . Էթանի մոլեկուլի համար այս էներգիան 13 10 3 Ջ/մոլ է (նկ. 1.1):

Ենթադրվում է, որ ավելցուկային էներգիան առաջանում է ածխածին-ջրածին կապերի էլեկտրոնային ամպերի վանման պատճառով այն պահին, երբ նրանք անցնում են միմյանց։ Քանի որ սենյակային ջերմաստիճանում մոլեկուլների որոշ բախումների էներգիան կարող է հասնել 86·10 3 Ջ/մոլի, 13·10 3 Ջ/մոլի արգելքը հեշտությամբ հաղթահարվում է։ Էթանի մեջ պտույտը համարվում է անվճար։

Բրինձ. 1.1. Էներգիապրոֆիլըխմբային պտույտներՉ 3 ածխածին-ածխածին կապի շուրջ էթանի մոլեկուլում

Էներգիայի նվազագույնին համապատասխան կոնֆորմացիաները կոչվում են կոնֆորմացիոն իզոմերներ կամ կոնֆորմերներ . Ավելի բարդ մոլեկուլներում կոնֆորմատորների թիվը կարող է բավականին մեծ լինել։

USE ծածկագրի թեմաները. Կովալենտային քիմիական կապը, դրա տեսակները և ձևավորման մեխանիզմները: Կովալենտային կապի բնութագրերը (բևեռականություն և կապի էներգիա): Իոնային կապ. Մետաղական միացում. ջրածնային կապ

Ներմոլեկուլային քիմիական կապեր

Եկեք նախ դիտարկենք կապերը, որոնք առաջանում են մոլեկուլների մեջ գտնվող մասնիկների միջև: Նման կապերը կոչվում են ներմոլեկուլային.

քիմիական կապ քիմիական տարրերի ատոմների միջև ունի էլեկտրաստատիկ բնույթ և ձևավորվում է շնորհիվ արտաքին (վալենտային) էլեկտրոնների փոխազդեցությունները, քիչ թե շատ աստիճանով պահվում են դրական լիցքավորված միջուկների կողմիցկապակցված ատոմներ.

Այստեղ հիմնական հայեցակարգն է ԷԼԵԿՏՐԱԷԳՆԱՏԻՎՈՒԹՅՈՒՆ. Հենց նա է որոշում ատոմների միջև քիմիական կապի տեսակը և այս կապի հատկությունները:

ատոմի կարողությունն է ձգելու (պահելու) արտաքին(վալենտություն) էլեկտրոններ. Էլեկտրոնեգատիվությունը որոշվում է արտաքին էլեկտրոնների միջուկի ձգման աստիճանով և հիմնականում կախված է ատոմի շառավղից և միջուկի լիցքից։

Էլեկտրոնեգատիվությունը դժվար է միանշանակ որոշել: Լ. Փոլինգը կազմել է հարաբերական էլեկտրաբացասականության աղյուսակ (հիմնվելով երկատոմային մոլեկուլների կապի էներգիաների վրա)։ Առավել էլեկտրաբացասական տարրն է ֆտորինիմաստով 4 .

Կարևոր է նշել, որ տարբեր աղբյուրներում կարող եք գտնել էլեկտրաբացասականության արժեքների տարբեր սանդղակներ և աղյուսակներ: Սա չպետք է վախենա, քանի որ քիմիական կապի ձևավորումը դեր է խաղում ատոմներ, և դա մոտավորապես նույնն է ցանկացած համակարգում:

Եթե ​​A:B քիմիական կապի ատոմներից մեկն ավելի ուժեղ է ձգում էլեկտրոններին, ապա էլեկտրոնային զույգը շեղվում է դեպի այն։ Որքան ավելի շատ էլեկտրաբացասականության տարբերությունատոմներ, այնքան շատ է տեղահանվում էլեկտրոնային զույգը:

Եթե ​​փոխազդող ատոմների էլեկտրաբացասականության արժեքները հավասար են կամ մոտավորապես հավասար են. EO(A)≈EO(V), ապա ընդհանուր էլեկտրոնային զույգը տեղաշարժված չէ ատոմներից որևէ մեկում. Ա: Բ. Նման կապը կոչվում է կովալենտ ոչ բևեռ.

Եթե ​​փոխազդող ատոմների էլեկտրաբացասականությունը տարբերվում է, բայց ոչ շատ (էլեկտրբացասականության տարբերությունը մոտավորապես 0,4-ից 2 է. 0,4<ΔЭО<2 ), այնուհետև էլեկտրոնային զույգը տեղափոխվում է ատոմներից մեկը։ Նման կապը կոչվում է կովալենտ բևեռ .

Եթե ​​փոխազդող ատոմների էլեկտրաբացասականությունը զգալիորեն տարբերվում է (էլեկտրբացասականության տարբերությունը 2-ից մեծ է. ΔEO>2), այնուհետև էլեկտրոններից մեկը գրեթե ամբողջությամբ անցնում է մեկ այլ ատոմ՝ առաջացումով իոններ. Նման կապը կոչվում է իոնային.

Քիմիական կապերի հիմնական տեսակներն են − կովալենտային, իոնայինև մետաղականկապեր. Դիտարկենք դրանք ավելի մանրամասն:

կովալենտ քիմիական կապ

կովալենտային կապ – դա քիմիական կապ է ձևավորվել է A:B ընդհանուր էլեկտրոնային զույգի ձևավորում . Այս դեպքում երկու ատոմ համընկնումըատոմային ուղեծրեր. Կովալենտային կապը ձևավորվում է էլեկտրաբացասականության փոքր տարբերությամբ ատոմների փոխազդեցությունից (որպես կանոն. երկու ոչ մետաղների միջև) կամ մեկ տարրի ատոմներ։

Կովալենտային կապերի հիմնական հատկությունները

• կողմնորոշում,
• հագեցվածություն,
• բևեռականություն,
• բևեռացում.

Այս կապի հատկությունները ազդում են նյութերի քիմիական և ֆիզիկական հատկությունների վրա:

Հաղորդակցության ուղղություն բնութագրում է նյութերի քիմիական կառուցվածքը և ձևը. Երկու կապերի միջև եղած անկյունները կոչվում են կապի անկյուններ: Օրինակ՝ ջրի մոլեկուլում H-O-H կապի անկյունը 104,45 o է, ուստի ջրի մոլեկուլը բևեռային է, իսկ մեթանի մոլեկուլում՝ H-C-H կապի անկյունը 108 o 28 ′ է:

Հագեցվածություն ատոմների սահմանափակ թվով կովալենտային քիմիական կապեր ձևավորելու ունակությունն է։ Այն կապերի թիվը, որը կարող է առաջացնել ատոմը, կոչվում է:

Բևեռականությունկապերն առաջանում են տարբեր էլեկտրաբացասականությամբ երկու ատոմների միջև էլեկտրոնային խտության անհավասար բաշխման պատճառով։ Կովալենտային կապերը բաժանվում են բևեռային և ոչ բևեռային:

Բևեռացում կապերն են կապի էլեկտրոնների արտաքին էլեկտրական դաշտով տեղաշարժվելու ունակությունը(մասնավորապես, մեկ այլ մասնիկի էլեկտրական դաշտը): Բևեռացումը կախված է էլեկտրոնի շարժունակությունից: Որքան հեռու է էլեկտրոնը միջուկից, այնքան ավելի շարժուն է այն, և, համապատասխանաբար, մոլեկուլն ավելի բևեռացվող է:

Կովալենտային ոչ բևեռային քիմիական կապ

Կովալենտային կապի 2 տեսակ կա. ԲԵՎԵՂև ՈՉ ԲԵՎԵՌ .

Օրինակ . Դիտարկենք ջրածնի H 2 մոլեկուլի կառուցվածքը: Ջրածնի յուրաքանչյուր ատոմ իր արտաքին էներգիայի մակարդակում կրում է 1 չզույգված էլեկտրոն: Ատոմը ցուցադրելու համար մենք օգտագործում ենք Լյուիսի կառուցվածքը. սա ատոմի արտաքին էներգիայի մակարդակի կառուցվածքի դիագրամ է, երբ էլեկտրոնները նշվում են կետերով: Լյուիս կետի կառուցվածքի մոդելները լավ օգնություն են երկրորդ շրջանի տարրերի հետ աշխատելիս:

Հ. + . H=H:H

Այսպիսով, ջրածնի մոլեկուլն ունի մեկ ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ և մեկ H–H քիմիական կապ։ Այս էլեկտրոնային զույգը տեղաշարժված չէ ջրածնի ատոմներից որևէ մեկի վրա, քանի որ ջրածնի ատոմների էլեկտրաբացասականությունը նույնն է։ Նման կապը կոչվում է կովալենտ ոչ բևեռ .

Կովալենտային ոչ բևեռային (սիմետրիկ) կապ - սա կովալենտային կապ է, որը ձևավորվում է հավասար էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմների կողմից (որպես կանոն, նույն ոչ մետաղները) և, հետևաբար, ատոմների միջուկների միջև էլեկտրոնային խտության միասնական բաշխմամբ:

Ոչ բևեռային կապերի դիպոլային մոմենտը 0 է:

Օրինակներ: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8:

Կովալենտ բևեռային քիմիական կապ

կովալենտ բևեռային կապ կովալենտային կապ է, որը տեղի է ունենում միջև տարբեր էլեկտրաբացասականությամբ ատոմներ (սովորաբար, տարբեր ոչ մետաղներ) և բնութագրվում է տեղաշարժըընդհանուր էլեկտրոնային զույգ ավելի էլեկտրաբացասական ատոմ (բևեռացում):

Էլեկտրոնի խտությունը տեղափոխվում է ավելի էլեկտրաբացասական ատոմ, հետևաբար դրա վրա առաջանում է մասնակի բացասական լիցք (δ-), իսկ ավելի քիչ էլեկտրաբացասական ատոմի վրա՝ մասնակի դրական լիցք (δ+, դելտա +):

Որքան մեծ է ատոմների էլեկտրաբացասականության տարբերությունը, այնքան բարձր է բևեռականությունկապեր և նույնիսկ ավելին դիպոլային պահ . Հարևան մոլեկուլների և նշանով հակառակ լիցքերի միջև գործում են լրացուցիչ գրավիչ ուժեր, որոնք մեծանում են ուժկապեր.

Կապի բևեռականությունը ազդում է միացությունների ֆիզիկական և քիմիական հատկությունների վրա: Ռեակցիայի մեխանիզմները և նույնիսկ հարևան կապերի ռեակտիվությունը կախված են կապի բևեռականությունից։ Կապի բևեռականությունը հաճախ որոշում է մոլեկուլի բևեռականությունև այդպիսով ուղղակիորեն ազդում է այնպիսի ֆիզիկական հատկությունների վրա, ինչպիսիք են եռման և հալման կետը, լուծելիությունը բևեռային լուծիչներում:

Օրինակներ. HCl, CO 2, NH 3:

Կովալենտային կապի ձևավորման մեխանիզմներ

Կովալենտային քիմիական կապը կարող է առաջանալ 2 մեխանիզմով.

1. փոխանակման մեխանիզմ Կովալենտային քիմիական կապի ձևավորումն այն է, երբ յուրաքանչյուր մասնիկ ապահովում է մեկ չզույգված էլեկտրոն ընդհանուր էլեկտրոնային զույգի ձևավորման համար.

ԲԱՅՑ . + . B= A:B

2. Կովալենտային կապի ձևավորումն այնպիսի մեխանիզմ է, որի դեպքում մասնիկներից մեկը ապահովում է չհամօգտագործվող էլեկտրոնային զույգ, իսկ մյուս մասնիկը տրամադրում է դատարկ ուղեծր այս էլեկտրոնային զույգի համար.

ԲԱՅՑ: + B= A:B

Այս դեպքում ատոմներից մեկը ապահովում է չկիսված էլեկտրոնային զույգ ( դոնոր), իսկ մյուս ատոմն ապահովում է դատարկ ուղեծիր այս զույգի համար ( ընդունող): Կապի ձևավորման արդյունքում երկու էլեկտրոնի էներգիան էլ նվազում է, այսինքն. սա օգտակար է ատոմների համար:

Կովալենտային կապ, որը ձևավորվում է դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով, տարբեր չէփոխանակման մեխանիզմով ձևավորված այլ կովալենտային կապերի հատկություններով։ Դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով կովալենտային կապի ձևավորումը բնորոշ է կամ արտաքին էներգիայի մակարդակում մեծ թվով էլեկտրոններ ունեցող ատոմների համար (էլեկտրոնների դոնորներ), կամ հակառակը՝ շատ փոքր թվով էլեկտրոններով (էլեկտրոնների ընդունիչներ): Ատոմների վալենտային հնարավորությունները ավելի մանրամասն դիտարկված են համապատասխանում։

Կովալենտային կապը ձևավորվում է դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով.

- մոլեկուլում ածխածնի երկօքսիդ CO(մոլեկուլում կապը եռակի է, 2 կապ առաջանում է փոխանակման մեխանիզմով, մեկը՝ դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով՝ C≡O;

- մեջ ամոնիումի իոն NH 4 +, իոններով օրգանական ամիններօրինակ, մեթիլամոնիումի իոնում CH 3 -NH 2 +;

- մեջ բարդ միացություններ, քիմիական կապ կենտրոնական ատոմի և լիգանդների խմբերի միջև, օրինակ՝ նատրիումի տետրահիդրոքսոալյումինատ Na-ում կապը ալյումինի և հիդրօքսիդի իոնների միջև.

- մեջ ազոտական ​​թթու և դրա աղերը- նիտրատներ՝ HNO 3, NaNO 3, որոշ այլ ազոտային միացություններում;

- մոլեկուլում օզոն O 3.

Կովալենտային կապի հիմնական բնութագրերը

Ոչ մետաղների ատոմների միջև, որպես կանոն, ձևավորվում է կովալենտային կապ։ Կովալենտային կապի հիմնական բնութագրերն են երկարությունը, էներգիան, բազմապատկությունը և ուղղորդությունը:

Քիմիական կապերի բազմապատկություն

Քիմիական կապերի բազմապատկություն - Սա միացության երկու ատոմների միջև ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի թիվը. Կապի բազմակիությունը կարելի է բավականին հեշտությամբ որոշել մոլեկուլը կազմող ատոմների արժեքից։

օրինակ , ջրածնի H 2 մոլեկուլում կապի բազմապատկությունը 1 է, քանի որ Յուրաքանչյուր ջրածին արտաքին էներգիայի մակարդակում ունի ընդամենը 1 չզույգված էլեկտրոն, հետևաբար ձևավորվում է մեկ ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ:

O 2 թթվածնի մոլեկուլում կապի բազմակիությունը 2 է, քանի որ Յուրաքանչյուր ատոմ իր արտաքին էներգետիկ մակարդակում ունի 2 չզույգված էլեկտրոն՝ O=O:

Ազոտի N 2 մոլեկուլում կապի բազմապատկությունը 3 է, քանի որ Յուրաքանչյուր ատոմի միջև կա 3 չզույգված էլեկտրոն արտաքին էներգիայի մակարդակում, և ատոմները կազմում են 3 ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ N≡N:

Կովալենտային կապի երկարությունը

Քիմիական կապի երկարությունը կապ կազմող ատոմների միջուկների կենտրոնների միջև հեռավորությունն է։ Այն որոշվում է փորձարարական ֆիզիկական մեթոդներով։ Կապի երկարությունը կարելի է գնահատել մոտավորապես՝ համաձայն հավելումների կանոնի, ըստ որի AB մոլեկուլում կապի երկարությունը մոտավորապես հավասար է A 2 և B 2 մոլեկուլների կապի երկարությունների գումարի կեսին.

Քիմիական կապի երկարությունը կարելի է մոտավորապես գնահատել ատոմների շառավիղների երկայնքով, կապ ստեղծելով, կամ կապի բազմակիությամբեթե ատոմների շառավիղները շատ տարբեր չեն.

Կապ ձևավորող ատոմների շառավիղների մեծացման դեպքում կապի երկարությունը կաճի:

օրինակ

Ատոմների միջև կապերի բազմակի աճով (որոնց ատոմային շառավիղները չեն տարբերվում կամ փոքր-ինչ տարբերվում) կապի երկարությունը կնվազի:

օրինակ . Շարքերում՝ C–C, C=C, C≡C, կապի երկարությունը նվազում է։

Կապի էներգիա

Քիմիական կապի ուժի չափանիշը կապի էներգիան է: Կապի էներգիա որոշվում է էներգիայով, որն անհրաժեշտ է կապը կոտրելու և այս կապը կազմող ատոմները միմյանցից անսահման հեռավորության վրա հեռացնելու համար:

Կովալենտային կապն է շատ դիմացկուն.Նրա էներգիան տատանվում է մի քանի տասնյակից մինչև մի քանի հարյուր կՋ/մոլ։ Որքան մեծ է կապի էներգիան, այնքան մեծ է կապի ուժը և հակառակը:

Քիմիական կապի ուժը կախված է կապի երկարությունից, կապի բևեռականությունից և կապի բազմակիությունից: Որքան երկար է քիմիական կապը, այնքան ավելի հեշտ է այն կոտրվել, և որքան ցածր է կապի էներգիան, այնքան ցածր է դրա ամրությունը: Որքան կարճ է քիմիական կապը, այնքան ավելի ամուր է այն, և այնքան մեծ է կապի էներգիան:

օրինակ, HF, HCl, HBr միացությունների շարքում ձախից աջ քիմիական կապի ամրությունը. նվազում է, որովհետեւ կապի երկարությունը մեծանում է.

Իոնային քիմիական կապ

Իոնային կապ վրա հիմնված քիմիական կապ է իոնների էլեկտրաստատիկ ձգում.

իոններձևավորվում են ատոմներով էլեկտրոններ ընդունելու կամ տալու գործընթացում։ Օրինակ, բոլոր մետաղների ատոմները թույլ են պահում արտաքին էներգիայի մակարդակի էլեկտրոնները։ Հետեւաբար, մետաղի ատոմները բնութագրվում են վերականգնող հատկություններէլեկտրոններ նվիրաբերելու ունակություն.

Օրինակ. Նատրիումի ատոմը պարունակում է 1 էլեկտրոն 3-րդ էներգետիկ մակարդակում։ Հեշտությամբ հեռանալով այն՝ նատրիումի ատոմը ձևավորում է շատ ավելի կայուն Na + իոն՝ ազնիվ նեոնային Ne գազի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիայով։ Նատրիումի իոնը պարունակում է 11 պրոտոն և ընդամենը 10 էլեկտրոն, ուստի իոնի ընդհանուր լիցքը -10+11 = +1 է:

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

Օրինակ. Քլորի ատոմն իր արտաքին էներգիայի մակարդակում ունի 7 էլեկտրոն։ Արգոնի կայուն իներտ Ar ատոմի կոնֆիգուրացիան ձեռք բերելու համար քլորին անհրաժեշտ է միացնել 1 էլեկտրոն: Էլեկտրոնի միացումից հետո առաջանում է կայուն քլորի իոն՝ բաղկացած էլեկտրոններից։ Իոնի ընդհանուր լիցքը -1 է:

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

Նշում:

• Իոնների հատկությունները տարբերվում են ատոմների հատկություններից։
• Կայուն իոնները կարող են ձևավորվել ոչ միայն ատոմներ, Ինչպես նաեւ ատոմների խմբեր. Օրինակ՝ ամոնիումի իոն NH 4 +, սուլֆատ իոն SO 4 2- և այլն: Նման իոններից ձևավորված քիմիական կապերը նույնպես համարվում են իոնային;
• Իոնային կապերը սովորաբար ձևավորվում են միջև մետաղներև ոչ մետաղներ(ոչ մետաղների խմբեր);

Ստացված իոնները ձգվում են էլեկտրական ձգողականության շնորհիվ՝ Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-։

Եկեք տեսողական ընդհանրացնենք տարբերությունը կովալենտային և իոնային կապերի տեսակների միջև:

մետաղական քիմիական կապ

մետաղական միացում հարաբերականորեն ձևավորված հարաբերությունն է ազատ էլեկտրոններմիջեւ մետաղական իոններձևավորելով բյուրեղյա վանդակ:

Արտաքին էներգիայի մակարդակի վրա գտնվող մետաղների ատոմները սովորաբար ունենում են մեկից երեք էլեկտրոն. Մետաղների ատոմների շառավիղները, որպես կանոն, մեծ են, հետևաբար, մետաղի ատոմները, ի տարբերություն ոչ մետաղների, բավականին հեշտությամբ արտաքին էլեկտրոններ են նվիրաբերում, այսինքն. ուժեղ վերականգնող նյութեր են

Միջմոլեկուլային փոխազդեցություններ

Առանձին-առանձին, արժե հաշվի առնել այն փոխազդեցությունները, որոնք տեղի են ունենում նյութի առանձին մոլեկուլների միջև. միջմոլեկուլային փոխազդեցություններ . Միջմոլեկուլային փոխազդեցությունները չեզոք ատոմների փոխազդեցության տեսակ են, որոնցում նոր կովալենտային կապեր չեն առաջանում։ Մոլեկուլների փոխազդեցության ուժերը հայտնաբերվել են վան դեր Վալսի կողմից 1869 թվականին և անվանվել նրա անունով։ Վան դար Վալսի ուժերը. Վան դեր Վալսի ուժերը բաժանված են կողմնորոշում, ինդուկցիա և ցրվածություն . Միջմոլեկուլային փոխազդեցությունների էներգիան շատ ավելի քիչ է, քան քիմիական կապի էներգիան։

Ներգրավման կողմնորոշիչ ուժերը առաջանում են բևեռային մոլեկուլների միջև (դիպոլ-դիպոլ փոխազդեցություն)։ Այս ուժերն առաջանում են բևեռային մոլեկուլների միջև։ Ինդուկտիվ փոխազդեցություններ բևեռային և ոչ բևեռային մոլեկուլի փոխազդեցությունն է։ Ոչ բևեռային մոլեկուլը բևեռացված է բևեռայինի ազդեցությամբ, որն առաջացնում է լրացուցիչ էլեկտրաստատիկ ձգում:

Միջմոլեկուլային փոխազդեցության հատուկ տեսակը ջրածնային կապերն են։ - դրանք միջմոլեկուլային (կամ ներմոլեկուլային) քիմիական կապեր են, որոնք առաջանում են այն մոլեկուլների միջև, որոնցում կան ուժեղ բևեռային կովալենտային կապեր. H-F, H-O կամ H-N. Եթե ​​մոլեկուլում կան նման կապեր, ապա մոլեկուլների միջև կլինեն գրավիչ լրացուցիչ ուժեր .

Կրթության մեխանիզմ Ջրածնային կապը մասամբ էլեկտրաստատիկ է, մասամբ՝ դոնոր-ընդունիչ։ Այս դեպքում խիստ էլեկտրաբացասական տարրի ատոմը (F, O, N) հանդես է գալիս որպես էլեկտրոնային զույգի դոնոր, իսկ ջրածնի ատոմները, որոնք կապված են այդ ատոմների հետ, գործում են որպես ընդունիչ։ Ջրածնային կապերը բնութագրվում են կողմնորոշում տիեզերքում և հագեցվածություն.

Ջրածնային կապը կարելի է նշանակել կետերով՝ H ··· O. Որքան մեծ է ջրածնի հետ կապված ատոմի էլեկտրաբացասականությունը, և որքան փոքր է նրա չափը, այնքան ուժեղ է ջրածնային կապը: Այն առաջին հերթին բնորոշ է միացություններին ֆտորը ջրածնի հետ , ինչպես նաև դեպի թթվածին ջրածնի հետ , ավելի քիչ ազոտը ջրածնի հետ .

Ջրածնային կապերը առաջանում են հետևյալ նյութերի միջև.

— ջրածնի ֆտոր HF(գազ, ջրածնի ֆտորիդի լուծույթ ջրի մեջ՝ ֆտորաթթու), ջուր H 2 O (գոլորշի, սառույց, հեղուկ ջուր):

— ամոնիակի և օրգանական ամինների լուծույթ- ամոնիակի և ջրի մոլեկուլների միջև;

— օրգանական միացություններ, որոնցում կապվում են O-H կամ N-Hսպիրտներ, կարբոքսիլաթթուներ, ամիններ, ամինաթթուներ, ֆենոլներ, անիլին և դրա ածանցյալները, սպիտակուցներ, ածխաջրերի լուծույթներ՝ մոնոսաքարիդներ և դիսաքարիդներ:

Ջրածնային կապը ազդում է նյութերի ֆիզիկական և քիմիական հատկությունների վրա: Այսպիսով, մոլեկուլների միջև լրացուցիչ ձգողականությունը դժվարացնում է նյութերի եռալը։ Ջրածնային կապերով նյութերը ցույց են տալիս եռման կետի աննորմալ աճ:

օրինակ Որպես կանոն, մոլեկուլային քաշի աճով նկատվում է նյութերի եռման կետի բարձրացում։ Սակայն մի շարք նյութերում H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teմենք չենք նկատում եռման կետերի գծային փոփոխություն։

Մասնավորապես, ժամը ջրի եռման կետը աննորմալ բարձր է - ոչ պակաս, քան -61 o C, ինչպես մեզ ցույց է տալիս ուղիղ գիծը, բայց շատ ավելին, +100 o C: Այս անոմալիան բացատրվում է ջրի մոլեկուլների միջև ջրածնային կապերի առկայությամբ: Հետեւաբար, նորմալ պայմաններում (0-20 o C) ջուրը գտնվում է հեղուկըստ փուլային վիճակի:

Վալենտային կապերի մեթոդ (տեղայնացված էլեկտրոնային զույգեր)ենթադրում է, որ մոլեկուլի ատոմների յուրաքանչյուր զույգը պահվում է մեկ կամ մի քանի ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերով: Հետևաբար, քիմիական կապը կարծես թե երկու էլեկտրոն և երկու կենտրոն է, այսինքն. գտնվում է երկու ատոմների միջև։ Միացությունների կառուցվածքային բանաձևերում այն ​​նշվում է գծիկով.

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

Հաշվի առեք լույսի ներքո Արևի մեթոդ, հաղորդակցության այնպիսի հատկանիշներ, ինչպիսիք են հագեցվածությունը, ուղղորդվածությունը և բևեռացումը:

Վալանսատոմ - որոշվում է չզույգված (վալենտային) էլեկտրոնների քանակով, որոնք կարող են մասնակցել քիմիական կապի ձևավորմանը: Վալենտությունն արտահայտվում է փոքր ամբողջ թվերով և հավասար է կովալենտային կապերի թվին։ Տարրերի վալենտությունը, որն արտահայտվում է կովալենտային միացություններով, հաճախ կոչվում է կովալենտություն. Որոշ ատոմներ ունեն փոփոխական վալենտ, օրինակ՝ ածխածինը հիմնական վիճակում ունի 2 չզույգված էլեկտրոն և կլինի երկու վալենտ։ Երբ ատոմը գրգռված է, հնարավոր է շոգեխաշել մյուս երկու զույգ էլեկտրոնները, իսկ հետո ածխածնի ատոմը կդառնա չորս վալենտ.

Ատոմի գրգռումը նոր վալենտային վիճակի պահանջում է էներգիայի ծախս, որը փոխհատուցվում է կապերի ձևավորման ժամանակ արձակված էներգիայով։

Կովալենտային կապի կողմնորոշումը

Ամպերի փոխադարձ համընկնումը կարող է առաջանալ տարբեր ձևերով՝ պայմանավորված դրանց տարբեր ձևերով: Տարբերել σ-, π- և δ- կապեր.

Սիգմա - կապերձևավորվում են, երբ ամպերը համընկնում են ատոմների միջուկներով անցնող գծի երկայնքով: Pi-կապերը առաջանում են, երբ ամպերը համընկնում են ատոմների միջուկները միացնող գծի երկու կողմերում: Դելտա - հաղորդակցություններն իրականացվում են, երբ d-էլեկտրոնային ամպերի բոլոր չորս շեղբերները համընկնում են, որոնք գտնվում են զուգահեռ հարթություններում:

σ– կապկարող է առաջանալ, երբ համընկնում է հետևյալ ուղեծրերում ատոմների միջուկները միացնող գծի երկայնքով. ս— ս -, ս— Ռ-, Ռ– R-, դ— դ-օրբիտալներ, և դ— ս-, դ— Ռ- ուղեծրեր. σ– կապունի տեղայնացված երկկենտրոն կապի հատկություններ, ինչն էլ կա։

π-բոնդկարող է ձևավորվել հետևյալ ուղեծրերի ատոմների միջուկները միացնող գծի երկու կողմերում համընկնելով. Ռ—Ռ-, Ռ—դ-, դ—դ-, զ—էջ-, զ—դ- և զ—զ- ուղեծրեր.

Այսպիսով, ս- տարրերը կարող են միայն ձևավորվել σ– պարտատոմսեր, Ռ- տարրեր - σ– և π– կապեր, դ- տարրեր - σ–, π– և δ-պարտատոմսեր, ա զ- տարրեր - σ– , π– , δ-պարտատոմսեր. π- և σ կապերի համատեղ առաջացմամբ ստացվում է կրկնակի կապ։ Եթե ​​երկուսը տեղի են ունենում միաժամանակ π-եւ σ-կապը, առաջանում է եռակի կապ։ Ատոմների միջև ձևավորված կապերի թիվը կոչվում է կապի բազմապատիկություն:

հետ կապ հաստատելիս ս— ուղեծրերը, իրենց գնդաձև ձևի պատճառով, տարածության մեջ արտոնյալ ուղղություն չկա, կովալենտային կապերի առավել շահավետ ձևավորման համար: Այն դեպքում Ռ- ուղեծրեր, էլեկտրոնային խտությունը բաշխված է անհավասարաչափ, ուստի կա որոշակի ուղղություն, որում ամենայն հավանականությամբ կովալենտային կապի ձևավորումն է:

Ատոմային օրբիտալների հիբրիդացում

Դիտարկենք մի օրինակ։ Պատկերացրեք, որ չորս ջրածնի ատոմները միացվում են ածխածնի ատոմի հետ և ձևավորվում է մեթանի մոլեկուլ CH 4:

Նկարը ցույց է տալիս, թե ինչ է կատարվում, բայց չի բացատրում, թե ինչպես են նրանք իրենց պահում ս— և Ռ- ուղեծրեր, նման միացությունների առաջացման մեջ. Չնայած նրան Ռ- ուղեծրը ունի երկու մաս, որոնք շրջված են միմյանց համեմատ, բայց այն կարող է կազմել միայն մեկ կապ: Արդյունքում կարելի է ենթադրել, որ մեթանի մոլեկուլում ջրածնի մեկ ատոմ կցված է 2. ս— ածխածնի ուղեծրեր, մնացածը՝ մինչև 2 Ռ- ուղեծրեր. Այնուհետև ջրածնի յուրաքանչյուր ատոմ մյուսի նկատմամբ կլինի 90 ° անկյան տակ, բայց դա այդպես չէ: Էլեկտրոնները վանում են միմյանց և շեղվում ավելի մեծ հեռավորության վրա։ Ի՞նչ է իրականում կատարվում.

Արդյունքում բոլոր ուղեծրերը միանում են, վերադասավորվում և կազմում 4 համարժեք հիբրիդուղեծրեր, որոնք ուղղված են քառանիստի գագաթներին: Հիբրիդային օրբիտալներից յուրաքանչյուրը պարունակում է որոշակի ներդրում 2 ս— ուղեծրեր և որոշ ներդրումներ 2 Ռ- ուղեծրեր. Քանի որ 4 հիբրիդային ուղեծրեր ձևավորվում են մեկ 2-ով ս— և երեք 2 Ռ- ուղեծրեր, ապա հիբրիդացման այս մեթոդը կոչվում է sp 3 - հիբրիդացում.

sp 3 օրբիտալների հիբրիդացում մեթանի մոլեկուլում

Ինչպես երևում է նկարից, հիբրիդային օրբիտալների կոնֆիգուրացիան թույլ է տալիս ջրածնի չորս ատոմներին կովալենտային կապեր ձևավորել ածխածնի ատոմի հետ, մինչդեռ ուղեծրերը տեղակայված կլինեն միմյանց նկատմամբ 109,5 ° անկյան տակ:

Հիբրիդացման նույն տեսակը առկա է այնպիսի մոլեկուլներում, ինչպիսիք են NH 3, H 2 O: sp 3 - հիբրիդուղեծրեր, NH 3 մոլեկուլում կա միայնակ էլեկտրոնային զույգ, իսկ մյուս երեք ուղեծրերը օգտագործվում են ջրածնի ատոմների հետ կապվելու համար: H 2 O մոլեկուլում թթվածնի ատոմի երկու հիբրիդային ուղեծրերը զբաղեցնում են չբաշխված էլեկտրոնային զույգերը, մինչդեռ մյուս երկուսը օգտագործվում են ջրածնի ատոմների հետ կապի համար։

Հիբրիդային օրբիտալների թիվը որոշվում է միայնակ կապերի, ինչպես նաև մոլեկուլում չբաշխված էլեկտրոնային զույգերի քանակով։ Այս էլեկտրոնները գտնվում են հիբրիդային ուղեծրերում։ Երբ երկու ատոմների ոչ հիբրիդային ուղեծրերը համընկնում են, առաջանում է բազմակի կապ։ Օրինակ, էթիլենի մոլեկուլում կապն իրականացվում է հետևյալ կերպ.

sp 2 - էթիլենի ատոմների հիբրիդացում

Ածխածնի յուրաքանչյուր ատոմի շուրջ երեք կապերի հարթ դասավորությունը հուշում է, որ այս դեպքում sp 2 - հիբրիդացում (հիբրիդային ուղեծրերը ձևավորվում են մեկ 2-ով ս— և երկու 2 Ռ- ուղեծրեր ). Միևնույն ժամանակ, մեկ 2 Ռ- ուղեծրը մնում է չօգտագործված (ոչ հիբրիդ): Օրբիտալները կտեղակայվեն միմյանց նկատմամբ 120 ° անկյան տակ:

Նույն կերպ ացետիլենի մոլեկուլում առաջանում է եռակի կապ։ Այս դեպքում դա տեղի է ունենում sp- հիբրիդացումատոմները, այսինքն. հիբրիդային ուղեծրերը ձևավորվում են մեկ 2-ով ս— և մեկ 2 Ռ- ուղեծրեր, և երկու 2 ՌՕրբիտալները ոչ հիբրիդային են: Օրբիտալները գտնվում են միմյանց նկատմամբ 180 ° անկյան տակ

Ստորև բերված են հիբրիդային օրբիտալների երկրաչափական դասավորության օրինակներ.

Ատոմային ուղեծրերի հավաքածու	Հիբրիդային օրբիտալների հավաքածու	Հիբրիդային ուղեծրերի երկրաչափական դասավորությունը	Օրինակներ
s,p	sp	Գծային (անկյուն 180°)	Be (CH 3) 2, HgCl 2 MgBr 2, CaH 2, BaF 2, C 2 H 2
s,p,p	sp 2	Հարթ եռանկյուն (անկյուն 120°)	BF 3, GaCl 3, InBr 3, TeI 3, C 2 H 4
s, p, p, p	sp 3	Քառասյուն (անկյուն 109,5°)	CH 4, AsCl 4 -, TiCl 4, SiCl 4, GeF 4
s,p,p,d	sp2d	Հարթ քառակուսի (90° անկյուն)	Ni(CO) 4, 2 -
s,p,p,p,p,d	sp 3 դ	Եռանկյուն բիպիրամիդային (անկյուններ 120° և 90°)	PF 5, PCl 5, AsF 5
s,p,p,p,p,d,d	sp 3 d 2	Ութանիստ (90° անկյուն)	SF 6, Fe(CN) 6 3-, CoF 6 3-

Կատեգորիաներ,

ածխածնի ատոմի մոդելը

Ածխածնի ատոմի վալենտային էլեկտրոնները գտնվում են մեկ 2վ ուղեծրում և երկու 2p ուղեծրում։ 2p ուղեծրերը գտնվում են միմյանց նկատմամբ 90° անկյան տակ, իսկ 2s ուղեծրն ունի գնդաձև համաչափություն։ Այսպիսով, տիեզերքում ածխածնի ատոմային ուղեծրերի դասավորությունը չի բացատրում օրգանական միացություններում կապի 109,5°, 120° և 180° կապի անկյունների առաջացումը։

Այս հակասությունը լուծելու համար հասկացությունը ատոմային ուղեծրերի հիբրիդացում.Ածխածնի ատոմի կապերի դասավորության երեք տարբերակների բնույթը հասկանալու համար անհրաժեշտ էին գաղափարներ հիբրիդացման երեք տեսակների մասին։

Հիբրիդացման հայեցակարգի առաջացման համար մենք պարտական ​​ենք Լինուս Պաուլինգին, ով շատ բան արեց քիմիական կապի տեսությունը զարգացնելու համար:

Հիբրիդացման հայեցակարգը բացատրում է, թե ինչպես է ածխածնի ատոմը փոխում իր ուղեծրերը միացություններ առաջացնելու համար: Ստորև մենք քայլ առ քայլ կքննարկենք ուղեծրի փոխակերպման այս գործընթացը: Միևնույն ժամանակ, պետք է նկատի ունենալ, որ հիբրիդացման գործընթացի բաժանումը փուլերի կամ փուլերի, ըստ էության, ոչ այլ ինչ է, քան մտավոր սարք, որը թույլ է տալիս ավելի տրամաբանական և մատչելի ներկայացնել հայեցակարգը: Այնուամենայնիվ, ածխածնի ատոմի կապերի տարածական կողմնորոշման մասին եզրակացությունները, որոնց մենք ի վերջո կգանք, լիովին համապատասխանում են իրերի իրական վիճակին։

Ածխածնի ատոմի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան հողի և գրգռված վիճակում

Ձախ նկարը ցույց է տալիս ածխածնի ատոմի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան: Մեզ հետաքրքրում է միայն վալենտային էլեկտրոնների ճակատագիրը։ Առաջին քայլի արդյունքում, որը կոչվում է հուզմունքկամ առաջխաղացում, երկու 2s էլեկտրոններից մեկը շարժվում է դեպի ազատ 2p ուղեծիր։ Երկրորդ փուլում տեղի է ունենում ինքնին հիբրիդացման գործընթացը, որը որոշ չափով պայմանականորեն կարելի է պատկերացնել որպես մեկ s- և երեք p-օրբիտալների խառնուրդ և դրանցից չորս նոր նույնական ուղեծրերի ձևավորում, որոնցից յուրաքանչյուրը պահպանում է s-ի հատկությունները: - ուղեծրը մեկ քառորդով և p-օրբիտալների հատկությունները: Այս նոր ուղեծրերը կոչվում են sp 3 - հիբրիդ. Այստեղ 3-րդ վերնագիրը նշանակում է ոչ թե ուղեծրերը զբաղեցնող էլեկտրոնների, այլ հիբրիդացմանը մասնակցած p-օրբիտալների թիվը։ Հիբրիդային ուղեծրերն ուղղված են դեպի քառանիստ գագաթները, որոնց կենտրոնում կա ածխածնի ատոմ։ Յուրաքանչյուր sp 3 հիբրիդային օրբիտալ պարունակում է մեկ էլեկտրոն: Այս էլեկտրոնները մասնակցում են ջրածնի չորս ատոմների հետ կապերի ձևավորման երրորդ փուլին՝ կազմելով 109,5° կապի անկյուններ։

sp3 - հիբրիդացում: մեթանի մոլեկուլ.

120° կապի անկյուններով հարթ մոլեկուլների առաջացումը ներկայացված է ստորև նկարում: Այստեղ, ինչպես sp 3 հիբրիդացման դեպքում, առաջին քայլը գրգռումն է։ Երկրորդ փուլում հիբրիդացմանը մասնակցում են մեկ 2s և երկու 2p ուղեծրեր՝ կազմելով երեքը սp 2 - հիբրիդուղեծրեր, որոնք գտնվում են նույն հարթության վրա՝ միմյանց նկատմամբ 120° անկյան տակ:

Երեք sp2 հիբրիդային օրբիտալների առաջացում

Մեկ p-ռորբիտալը մնում է չհիբրիդացված և գտնվում է sp 2 հիբրիդային ուղեծրերի հարթությանը ուղղահայաց: Այնուհետև (երրորդ քայլ) երկու ածխածնի ատոմների երկու sp 2 հիբրիդային ուղեծրերը միավորում են էլեկտրոնները՝ ձևավորելով կովալենտային կապ: Նման կապը, որը ձևավորվել է ատոմի միջուկները միացնող գծի երկայնքով երկու ատոմային ուղեծրերի համընկնման արդյունքում, կոչվում է. σ-պարտատոմս.

Էթիլենի մոլեկուլում սիգմայի և պի-ի կապերի առաջացումը

Չորրորդ փուլը ածխածնի երկու ատոմների միջև երկրորդ կապի ձևավորումն է։ Կապը առաջանում է իրար դեմ չհիբրիդացված 2p օրբիտալների եզրերի համընկնման արդյունքում և կոչվում է. π-բոնդ. Նոր մոլեկուլային ուղեծրը իրենից ներկայացնում է երկու շրջանների մի շարք, որոնք զբաղեցնում են π կապի էլեկտրոնները՝ σ-կապից վեր և ներքև: Երկու կապերն էլ (σ և π) միասին կազմում են կրկնակի կապածխածնի ատոմների միջև: Եվ վերջապես, վերջին՝ հինգերորդ քայլը ածխածնի և ջրածնի ատոմների միջև կապերի ձևավորումն է՝ օգտագործելով մնացած չորս sp 2 հիբրիդային ուղեծրերի էլեկտրոնները։

Կրկնակի կապ էթիլենի մոլեկուլում

Հիբրիդացման երրորդ և վերջին տեսակը ցույց է տրված եռակի կապ պարունակող ամենապարզ մոլեկուլի՝ ացետիլենի մոլեկուլի օրինակով։ Առաջին քայլը ատոմի գրգռումն է, ինչպես նախկինում։ Երկրորդ փուլում տեղի է ունենում մեկ 2s և մեկ 2p օրբիտալների հիբրիդացում՝ երկուսի ձևավորմամբ. սp-hybridուղեծրեր, որոնք գտնվում են 180° անկյան տակ: Իսկ երկու π կապերի առաջացման համար անհրաժեշտ երկու 2p ուղեծրերը մնում են անփոփոխ։

Երկու sp-հիբրիդային ուղեծրերի առաջացում

Հաջորդ քայլը երկու sp-հիբրիդացված ածխածնի ատոմների միջև σ-կապի ձևավորումն է, այնուհետև ձևավորվում են երկու π-կապ: Մեկ σ կապը և երկու π կապերը երկու ածխածնի միջև միասին կազմում են եռակի կապ. Վերջապես կապեր են առաջանում ջրածնի երկու ատոմների հետ։ Ացետիլենի մոլեկուլն ունի գծային կառուցվածք, բոլոր չորս ատոմները գտնվում են նույն ուղիղ գծի վրա։

Մենք ցույց տվեցինք, թե ինչպես են օրգանական քիմիայում մոլեկուլային երկրաչափության երեք հիմնական տեսակները առաջանում ածխածնի ատոմային ուղեծրերի տարբեր փոխակերպումների արդյունքում։

Մոլեկուլում տարբեր ատոմների հիբրիդացման տեսակը որոշելու համար կարելի է առաջարկել երկու մեթոդ.

Մեթոդ 1. Ամենաընդհանուր միջոցը, որը հարմար է ցանկացած մոլեկուլների համար: Հիբրիդացումից կապի անկյան կախվածության հիման վրա.

ա) 109,5°, 107° և 105° կապի անկյունները ցույց են տալիս sp 3 հիբրիդացում;

բ) վալենտային անկյունը մոտ 120 ° - sp 2 - հիբրիդացում;

գ) վալենտային անկյուն 180°-sp-hybridization.

Մեթոդ 2. Հարմար է օրգանական մոլեկուլների մեծ մասի համար: Քանի որ կապի տեսակը (մեկ, կրկնակի, եռակի) կապված է երկրաչափության հետ, հնարավոր է որոշել դրա հիբրիդացման տեսակը տվյալ ատոմի կապերի բնույթով.

ա) բոլոր կապերը պարզ են - sp 3 - հիբրիդացում;

բ) մեկ կրկնակի կապ - sp 2 - հիբրիդացում;

գ) մեկ եռակի կապ՝ sp-hybridization.

Հիբրիդացումը սովորական (էներգետիկորեն առավել բարենպաստ) ատոմային ուղեծրերը նոր օրբիտալների փոխակերպելու մտավոր գործողություն է, որի երկրաչափությունը համապատասխանում է մոլեկուլների փորձարարորեն որոշված ​​երկրաչափությանը։

I. Ներածություն. Ածխածնի ատոմի ստերեոքիմիական առանձնահատկությունները.

Ստերեոքիմիան քիմիայի մի մասն է, որը նվիրված է մոլեկուլների տարածական կառուցվածքի և այս կառուցվածքի ազդեցությանը նյութի ֆիզիկական և քիմիական հատկությունների, դրանց ռեակցիաների ուղղության և արագության վրա: Ստերեոքիմիայի ուսումնասիրության օբյեկտները հիմնականում օրգանական նյութերն են։ Օրգանական միացությունների տարածական կառուցվածքը կապված է հիմնականում ածխածնի ատոմի ստերեոքիմիական առանձնահատկությունների հետ։ Այս հատկանիշներն իրենց հերթին կախված են վալենտային վիճակից (հիբրիդացման տիպ):

Վիճակով sp3-հիբրիդացում, ածխածնի ատոմը կապված է չորս փոխարինողների հետ: Եթե ​​պատկերացնենք ածխածնի ատոմ, որը գտնվում է քառաեդրոնի կենտրոնում, ապա փոխարինողները կտեղակայվեն քառաեդրոնի անկյուններում։ Օրինակ է մեթանի մոլեկուլը, որի երկրաչափությունը տրված է ստորև.

Եթե ​​բոլոր չորս փոխարինիչները նույնն են (СH 4, CCl 4), ապա մոլեկուլը կանոնավոր քառաեդրոն է՝ 109 o 28» վալենտային անկյուններով. կապեր – քառաեդրոնը դառնում է անկանոն։

Վիճակով sp2-հիբրիդացում, ածխածնի ատոմը կապված է երեք փոխարինողների հետ, որոնց բոլոր չորս ատոմները գտնվում են նույն հարթության մեջ. կապի անկյունները 120 o են: Երկու հարակից ածխածնի ատոմների միջև, որոնք գտնվում են վիճակում sp2-հիբրիդացում, հաստատված է, ինչպես գիտեք, ոչ միայն սովորական սիգմա - միացում (երբ էլեկտրոնային առավելագույն խտությունը գտնվում է հենց փոխազդող ատոմների միջուկները միացնող երևակայական գծի վրա), բայց նաև հատուկ տիպի երկրորդ կապ։ Այս այսպես կոչված պի - միացում ձևավորվում է չհիբրիդացված համընկնմամբ R-ուղեծրեր.

Առավելագույն համընկնումը կարելի է ձեռք բերել p-օրբիտալների զուգահեռ դասավորությամբ. հենց այս դիրքն է էներգետիկ առումով ավելի բարենպաստ, դրա խախտումը պահանջում է էներգիայի ծախսում pi կապը կոտրելու համար: Հետևաբար, ածխածին-ածխածին կրկնակի կապի շուրջ ազատ պտույտ չկա (կրկնակի կապի շուրջ ազատ պտույտի բացակայության կարևոր հետևանքը երկրաչափական իզոմերների առկայությունն է. տես բաժին II.2):

Փոխազդող ատոմների միջուկները միացնող գծի վրա pi կապի համար էլեկտրոնային խտությունը զրո է. այն առավելագույնն է «վերևում» և «տակ» այն հարթության վրա, որում գտնվում է նրանց միջև կապը: Այս պատճառով, pi կապի էներգիան ավելի քիչ է, քան սիգմա կապը, և օրգանական ռեակցիաների մեծ մասում և՛ պի՛, և՛ սիգմա կապեր պարունակող միացությունների դեպքում, սկզբում կոտրվում են ավելի քիչ ուժեղ pi կապերը: