Oglekļa atoma l pamatstāvokļa elektroniskā konfigurācija s 2 2s 2 2lpp 2:

Sagaidāms, ka šāds oglekļa atoms veidotu CH2 savienojumu ar diviem ūdeņraža atomiem. Bet metānā ogleklis ir saistīts ar četriem ūdeņraža atomiem. Lai attēlotu CH 4 molekulas veidošanos, ir jāatsaucas uz tās ierosināto elektronisko stāvokli.

Tagad varētu sagaidīt, ka oglekļa atoms veidos četras saites ar ūdeņraža atomiem, taču šīs saites nav līdzvērtīgas: trīs saites veidojas, izmantojot R-orbitāles, viena - izmantojot s- orbitāles. Tas ir pretrunā ar labi zināmo faktu, ka visas metāna saites ir līdzvērtīgas.

Tālāk tiek veikta orbitāļu hibridizācija. Matemātiski aprēķinātas dažādas viena kombinācijas s- un trīs R- orbitāles. Hibrīdas orbitāles ar augstāko virziena pakāpi ("labākas" orbitāles) lielākas pārklāšanās rezultātā rada saites (1) stiprāks nekā nehibridizēts s- vai R- orbitāles. Četras "labākās" hibrīda orbitāles (2) ir līdzvērtīgi . Tie ir vērsti uz regulāra tetraedra virsotnēm, leņķis starp abām orbitālēm ir 109,5 o. Šī ģeometrija nodrošina (3) minimāla atgrūšanās starp tām .

Pabeigsim metāna molekulas uzbūves attēlu: katra no četrām sp 3 - oglekļa atoma orbitāles pārklājas ar 1 s-ūdeņraža atoma orbitāle. Četri  - savienojumi.

Maksimālam pārklājumam sp 3 -oglekļa orbitāles un 1 s-ūdeņraža orbitālēm četriem ūdeņraža atomiem jāatrodas uz asīm sp 3 - orbitāles. Tāpēc leņķis starp jebkurām divām C–H saitēm ir 109,5 o.

Eksperimentālie dati apstiprina aprēķinu: metānam ir tetraedriska struktūra. Visām oglekļa-ūdeņraža saitēm ir vienāds garums 10,9 10 -2 nm, leņķis starp jebkurām divām saitēm ir tetraedrisks un vienāds ar 109,5 o. Nepieciešams 427·10 3 J/mol, lai pārrautu vienu no saitēm metānā.

1.3. Etāna struktūra

Līdzīgā veidā tiks veikta nākamā alkānu sērijas homologa - etāna H 3 C–CH 3 - konstrukcija. Tāpat kā metāna gadījumā , C-H saites rodas pārklāšanās dēļ sp 3 -oglekļa atoma orbitāles ar 1s-ūdeņraža atomu orbitāles, oglekļa-oglekļa saite veidojas divu pārklāšanās rezultātā sp 3 -oglekļa atomu orbitāles.

Etāna molekula satur sešas oglekļa-ūdeņraža  saites un vienu oglekļa-oglekļa  saiti. -saitēm ir cilindriska simetrija  . -saites elektronu mākoņa simetrijas ass ir līnija, kas savieno atomus. Oglekļa-oglekļa  saites elektronu mākoni, kam ir cilindriska simetrija, var attēlot šādi:

1.4. Rotācija ap vienkāršu oglekļa-oglekļa saiti. Konformācijas

Etāna molekulā vienas metilgrupas rotācija attiecībā pret otru notiek gandrīz brīvi.

	Tiek saukti dažādi grupu un atomu izvietojumi telpā, kas rodas, vienam atomam rotējot pret otru pa saišu līniju, kas savieno šos atomus.konformācijas .
Ekranēta etāna (I) konformācija		Apgrūtināta etāna(II) konformācija

Tomēr vienas metilgrupas rotācija attiecībā pret otru nav pilnīgi brīva. Molekulas potenciālā enerģija kavētajai konformācijai II ir minimāla, metilgrupas rotācijas laikā tā palielinās un sasniedz maksimumu kavētajai konformācijai I. Apgrūtinātās konformācijas enerģijas pārpalikumu, salīdzinot ar kavēto konformāciju, sauc par enerģiju. vērpes spriegums . Etāna molekulai šī enerģija ir 13 10 3 J/mol (1.1. att.).

Tiek uzskatīts, ka enerģijas pārpalikums parādās oglekļa-ūdeņraža saišu elektronu mākoņu atgrūšanas dēļ brīdī, kad tie iet viens otram garām. Tā kā istabas temperatūrā dažu molekulu sadursmju enerģija var sasniegt 86·10 3 J/mol, barjera 13·10 3 J/mol ir viegli pārvarama. Rotācija etānā tiek uzskatīta par brīvu.

Rīsi. 1.1. Enerģijaprofilsgrupu rotācijasCH 3 etāna molekulā ap oglekļa-oglekļa saiti

Tiek sauktas konformācijas, kas atbilst enerģijas minimumiem konformācijas izomēri vai konformeri . Sarežģītākās molekulās konformeru skaits var būt diezgan liels.

USE kodifikatora tēmas: Kovalentā ķīmiskā saite, tās veidi un veidošanās mehānismi. Kovalentās saites raksturojums (polaritāte un saites enerģija). Jonu saite. Metāla savienojums. ūdeņraža saite

Intramolekulāras ķīmiskās saites

Vispirms apskatīsim saites, kas rodas starp daļiņām molekulās. Tādus savienojumus sauc intramolekulāri.

ķīmiskā saite starp ķīmisko elementu atomiem ir elektrostatisks raksturs un veidojas sakarā ar ārējo (valences) elektronu mijiedarbības, lielākā vai mazākā mērā ko tur pozitīvi lādēti kodoli saistītie atomi.

Galvenais jēdziens šeit ir ELEKTRONEGNATIVITĀTE. Tā ir viņa, kas nosaka ķīmiskās saites veidu starp atomiem un šīs saites īpašības.

ir atoma spēja piesaistīt (noturēt) ārējā(valence) elektroni. Elektronegativitāti nosaka ārējo elektronu piesaistes pakāpe kodolam, un tā galvenokārt ir atkarīga no atoma rādiusa un kodola lādiņa.

Elektronegativitāti ir grūti viennozīmīgi noteikt. L. Polings sastādīja relatīvās elektronegativitātes tabulu (pamatojoties uz diatomu molekulu saišu enerģijām). Elektronegatīvākais elements ir fluors ar nozīmi 4 .

Ir svarīgi atzīmēt, ka dažādos avotos var atrast dažādas elektronegativitātes vērtību skalas un tabulas. Par to nevajadzētu baidīties, jo ķīmiskās saites veidošanai ir nozīme atomi, un tas ir aptuveni vienāds jebkurā sistēmā.

Ja viens no ķīmiskās saites A:B atomiem spēcīgāk piesaista elektronus, tad elektronu pāris tiek novirzīts uz to. Vairāk elektronegativitātes atšķirība atomi, jo vairāk elektronu pāris tiek pārvietots.

Ja mijiedarbojošo atomu elektronegativitātes vērtības ir vienādas vai aptuveni vienādas: EO(A)≈EO(V), tad kopīgais elektronu pāris netiek pārvietots ne uz vienu no atomiem: A: B. Tādu savienojumu sauc kovalenta nepolāra.

Ja mijiedarbojošo atomu elektronegativitāte atšķiras, bet ne daudz (elektronegativitātes atšķirība ir aptuveni no 0,4 līdz 2: 0,4<ΔЭО<2 ), tad elektronu pāris tiek pārvietots uz vienu no atomiem. Tādu savienojumu sauc kovalentais polārs .

Ja mijiedarbojošo atomu elektronegativitāte būtiski atšķiras (elektronegativitātes atšķirība ir lielāka par 2: ΔEO>2), tad viens no elektroniem gandrīz pilnībā pāriet uz citu atomu, veidojoties joni. Tādu savienojumu sauc jonu.

Galvenie ķīmisko saišu veidi ir − kovalents, jonu un metālisks savienojumiem. Apsvērsim tos sīkāk.

kovalentā ķīmiskā saite

kovalentā saite – tā ir ķīmiskā saite veidoja kopēja elektronu pāra veidošanās A:B . Šajā gadījumā divi atomi pārklājas atomu orbitāles. Kovalentā saite veidojas, mijiedarbojoties atomiem ar nelielu elektronegativitātes atšķirību (parasti, starp diviem nemetāliem) vai viena elementa atomi.

Kovalento saišu pamatīpašības

• orientācija,
• piesātināmība,
• polaritāte,
• polarizējamība.

Šīs saites īpašības ietekmē vielu ķīmiskās un fizikālās īpašības.

Komunikācijas virziens raksturo vielu ķīmisko struktūru un formu. Leņķus starp divām saitēm sauc par saites leņķiem. Piemēram, ūdens molekulā H-O-H saites leņķis ir 104,45 o, tātad ūdens molekula ir polāra, bet metāna molekulā H-C-H saites leņķis ir 108 o 28 ′.

Piesātināmība ir atomu spēja veidot ierobežotu skaitu kovalento ķīmisko saišu. Tiek saukts saišu skaits, ko atoms var izveidot.

Polaritāte saites rodas nevienmērīga elektronu blīvuma sadalījuma dēļ starp diviem atomiem ar atšķirīgu elektronegativitāti. Kovalentās saites iedala polārajās un nepolārajās.

Polarizējamība savienojumi ir saites elektronu spēja tikt izspiestiem ārēja elektriskā lauka ietekmē(jo īpaši citas daļiņas elektriskais lauks). Polarizācija ir atkarīga no elektronu mobilitātes. Jo tālāk elektrons atrodas no kodola, jo mobilāks tas ir, un attiecīgi molekula ir vairāk polarizējama.

Kovalentā nepolārā ķīmiskā saite

Ir 2 kovalentās saites veidi - POLĀRS un NEPOLĀRS .

Piemērs . Apsveriet ūdeņraža molekulas H 2 struktūru. Katrs ūdeņraža atoms savā ārējā enerģijas līmenī nes 1 nepāra elektronu. Lai attēlotu atomu, mēs izmantojam Lūisa struktūru - šī ir atoma ārējā enerģijas līmeņa struktūras diagramma, kad elektroni tiek apzīmēti ar punktiem. Lūisa punktu struktūras modeļi ir labs palīgs, strādājot ar otrā perioda elementiem.

H. + . H=H:H

Tādējādi ūdeņraža molekulai ir viens kopīgs elektronu pāris un viena H-H ķīmiskā saite. Šis elektronu pāris nav pārvietots ne uz vienu no ūdeņraža atomiem, jo ūdeņraža atomu elektronegativitāte ir vienāda. Tādu savienojumu sauc kovalenta nepolāra .

Kovalentā nepolārā (simetriskā) saite - šī ir kovalentā saite, ko veido atomi ar vienādu elektronegativitāti (parasti tie paši nemetāli) un līdz ar to ar vienmērīgu elektronu blīvuma sadalījumu starp atomu kodoliem.

Nepolāro saišu dipola moments ir 0.

Piemēri: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Kovalentā polārā ķīmiskā saite

kovalentā polārā saite ir kovalentā saite, kas rodas starp atomi ar dažādu elektronegativitāti (parasti, dažādi nemetāli) un tiek raksturots pārvietošanās kopīgs elektronu pāris ar elektronnegatīvāku atomu (polarizācija).

Elektronu blīvums tiek novirzīts uz vairāk elektronnegatīvu atomu - tāpēc uz tā rodas daļējs negatīvs lādiņš (δ-), bet daļējs pozitīvs lādiņš uz mazāk elektronnegatīva atoma (δ+, delta +).

Jo lielāka atšķirība starp atomu elektronegativitāti, jo lielāka polaritāte savienojumi un pat vairāk dipola moments . Starp blakus esošajām molekulām un lādiņiem, kas atrodas pretējā zīmē, darbojas papildu pievilcīgi spēki, kas palielinās spēks savienojumiem.

Saites polaritāte ietekmē savienojumu fizikālās un ķīmiskās īpašības. Reakcijas mehānismi un pat blakus esošo saišu reaktivitāte ir atkarīga no saites polaritātes. Bieži vien nosaka saites polaritāte molekulas polaritāte un tādējādi tieši ietekmē tādas fizikālās īpašības kā viršanas temperatūra un kušanas temperatūra, šķīdība polārajos šķīdinātājos.

Piemēri: HCl, CO 2, NH 3.

Kovalentās saites veidošanās mehānismi

Kovalentā ķīmiskā saite var rasties 2 mehānismos:

1. apmaiņas mehānisms kovalentās ķīmiskās saites veidošanās notiek tad, kad katra daļiņa nodrošina vienu nepāra elektronu kopēja elektronu pāra veidošanai:

BET . + . B = A:B

2. Kovalentās saites veidošanās ir tāds mehānisms, kurā viena no daļiņām nodrošina nedalītu elektronu pāri, bet otra daļiņa nodrošina šim elektronu pārim brīvu orbitāli:

BET: + B = A:B

Šajā gadījumā viens no atomiem nodrošina nedalītu elektronu pāri ( donors), un otrs atoms nodrošina šim pārim brīvu orbitāli ( akceptētājs). Saites veidošanās rezultātā samazinās gan elektronu enerģija, t.i. tas ir izdevīgi atomiem.

Kovalentā saite, ko veido donora-akceptora mehānisms, nav atšķirīgs pēc īpašībām no citām kovalentajām saitēm, ko veido apmaiņas mehānisms. Kovalentās saites veidošanās ar donora-akceptora mehānismu ir raksturīga atomiem ar lielu elektronu skaitu ārējā enerģijas līmenī (elektronu donori), vai otrādi, ar ļoti mazu elektronu skaitu (elektronu akceptori). Atomu valences iespējas sīkāk aplūkotas attiecīgajā.

Kovalento saiti veido donora-akceptora mehānisms:

- molekulā oglekļa monoksīds CO(saite molekulā ir trīskārša, 2 saites veidojas apmaiņas mehānismā, viena ar donora-akceptora mehānismu): C≡O;

- iekšā amonija jons NH 4 +, jonos organiskie amīni, piemēram, metilamonija jonos CH 3 -NH 2 + ;

- iekšā sarežģīti savienojumi, ķīmiska saite starp centrālo atomu un ligandu grupām, piemēram, nātrija tetrahidroksoaluminātā Na saite starp alumīnija un hidroksīda joniem;

- iekšā slāpekļskābe un tās sāļi- nitrāti: HNO 3 , NaNO 3 , dažos citos slāpekļa savienojumos;

- molekulā ozons O 3 .

Kovalentās saites galvenās īpašības

Kovalentā saite, kā likums, veidojas starp nemetālu atomiem. Kovalentās saites galvenās īpašības ir garums, enerģija, daudzveidība un virzība.

Ķīmiskās saites daudzveidība

Ķīmiskās saites daudzveidība -Šo kopīgu elektronu pāru skaits starp diviem savienojuma atomiem. Saites daudzveidību var diezgan viegli noteikt pēc molekulu veidojošo atomu vērtības.

piemēram , ūdeņraža molekulā H 2 saites reizinājums ir 1, jo katram ūdeņradim ārējā enerģijas līmenī ir tikai 1 nepāra elektrons, tāpēc veidojas viens kopīgs elektronu pāris.

Skābekļa molekulā O 2 saites reizinājums ir 2, jo katram atomam ārējā enerģijas līmenī ir 2 nepāra elektroni: O=O.

Slāpekļa molekulā N 2 saites reizinājums ir 3, jo starp katru atomu ārējā enerģijas līmenī atrodas 3 nepāra elektroni, un atomi veido 3 kopīgus elektronu pārus N≡N.

Kovalentās saites garums

Ķīmiskās saites garums ir attālums starp to atomu kodolu centriem, kas veido saiti. To nosaka ar eksperimentālām fizikālām metodēm. Saites garumu var aptuveni novērtēt saskaņā ar aditivitātes likumu, saskaņā ar kuru saites garums AB molekulā ir aptuveni vienāds ar pusi no saišu garumu summas A 2 un B 2 molekulās:

Ķīmiskās saites garumu var aptuveni novērtēt pa atomu rādiusiem, veidojot saiti, vai komunikācijas daudzveidības dēļ ja atomu rādiusi nav ļoti atšķirīgi.

Palielinoties saiti veidojošo atomu rādiusiem, saites garums palielināsies.

piemēram

Palielinoties saišu daudzumam starp atomiem (kuru atomu rādiusi neatšķiras vai atšķiras nedaudz), saites garums samazināsies.

piemēram . Sērijā: C–C, C=C, C≡C saites garums samazinās.

Saiknes enerģija

Ķīmiskās saites stipruma mēraukla ir saites enerģija. Saiknes enerģija nosaka enerģija, kas nepieciešama, lai pārrautu saiti un noņemtu atomus, kas veido šo saiti, bezgalīgā attālumā viens no otra.

Kovalentā saite ir ļoti izturīgs. Tās enerģija svārstās no vairākiem desmitiem līdz vairākiem simtiem kJ/mol. Jo lielāka ir saites enerģija, jo lielāka ir saites stiprība un otrādi.

Ķīmiskās saites stiprums ir atkarīgs no saites garuma, saites polaritātes un saites daudzveidības. Jo garāka ir ķīmiskā saite, jo vieglāk to pārraut, un jo zemāka ir saites enerģija, jo mazāka ir tās stiprība. Jo īsāka ir ķīmiskā saite, jo spēcīgāka tā ir un jo lielāka ir saites enerģija.

piemēram, savienojumu virknē HF, HCl, HBr no kreisās uz labo ķīmiskās saites stiprumu samazinās, jo saites garums palielinās.

Jonu ķīmiskā saite

Jonu saite ir ķīmiska saite, kuras pamatā ir jonu elektrostatiskā pievilcība.

joni veidojas elektronu pieņemšanas vai atdošanas procesā ar atomiem. Piemēram, visu metālu atomi vāji notur ārējā enerģijas līmeņa elektronus. Tāpēc tiek raksturoti metāla atomi atjaunojošas īpašības spēja ziedot elektronus.

Piemērs. Nātrija atoms satur 1 elektronu 3. enerģijas līmenī. Viegli atdodot to, nātrija atoms veido daudz stabilāku Na + jonu ar cēlneona gāzes Ne elektronu konfigurāciju. Nātrija jons satur 11 protonus un tikai 10 elektronus, tātad kopējais jona lādiņš ir -10+11 = +1:

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

Piemērs. Hlora atoma ārējā enerģijas līmenī ir 7 elektroni. Lai iegūtu stabila inerta argona atoma Ar konfigurāciju, hloram jāpievieno 1 elektrons. Pēc elektrona piesaistes veidojas stabils hlora jons, kas sastāv no elektroniem. Kopējais jonu lādiņš ir -1:

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

Piezīme:

• Jonu īpašības atšķiras no atomu īpašībām!
• Stabili joni var veidoties ne tikai atomi, bet arī atomu grupas. Piemēram: amonija jons NH 4 +, sulfātjons SO 4 2- utt. Par jonu tiek uzskatītas arī šādu jonu veidotās ķīmiskās saites;
• Jonu saites parasti veidojas starp metāli un nemetāli(nemetālu grupas);

Iegūtie joni tiek piesaistīti elektriskās pievilkšanās dēļ: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Vizuāli vispārināsim Atšķirība starp kovalento un jonu saišu veidiem:

metāla ķīmiskā saite

metāla savienojums ir attiecības, kas veidojas relatīvi brīvie elektroni starp metāla joni veidojot kristāla režģi.

Metālu atomiem ārējā enerģijas līmenī parasti ir viens līdz trīs elektroni. Metāla atomu rādiusi, kā likums, ir lieli - tāpēc metālu atomi, atšķirībā no nemetāliem, diezgan viegli ziedo ārējos elektronus, t.i. ir spēcīgi reducējoši līdzekļi

Starpmolekulārā mijiedarbība

Atsevišķi ir vērts apsvērt mijiedarbību, kas notiek starp atsevišķām vielas molekulām - starpmolekulārā mijiedarbība . Starpmolekulārā mijiedarbība ir mijiedarbības veids starp neitrāliem atomiem, kurā jaunas kovalentās saites neparādās. Molekulu mijiedarbības spēkus atklāja van der Vāls 1869. gadā un nosauca viņa vārdā. Van dar Vālsa spēki. Van der Waals spēki ir sadalīti orientācija, indukcija un dispersija . Starpmolekulāro mijiedarbību enerģija ir daudz mazāka nekā ķīmiskās saites enerģija.

Orientācijas pievilkšanas spēki rodas starp polārajām molekulām (dipola-dipola mijiedarbība). Šie spēki rodas starp polārajām molekulām. Induktīvā mijiedarbība ir mijiedarbība starp polāro molekulu un nepolāru. Nepolāra molekula tiek polarizēta polārās molekulas darbības dēļ, kas rada papildu elektrostatisko pievilcību.

Īpašs starpmolekulārās mijiedarbības veids ir ūdeņraža saites. - tās ir starpmolekulāras (vai intramolekulāras) ķīmiskās saites, kas rodas starp molekulām, kurās ir izteikti polāras kovalentās saites, H-F, H-O vai H-N. Ja molekulā ir šādas saites, tad starp molekulām tās būs papildu pievilkšanas spēki .

Izglītības mehānisms Ūdeņraža saite ir daļēji elektrostatiska un daļēji donora-akceptora. Šajā gadījumā spēcīgi elektronnegatīva elementa (F, O, N) atoms darbojas kā elektronu pāra donors, un ūdeņraža atomi, kas saistīti ar šiem atomiem, darbojas kā akceptors. Tiek raksturotas ūdeņraža saites orientācija kosmosā un piesātinājums.

Ūdeņraža saiti var apzīmēt ar punktiem: H ··· O. Jo lielāka ir ar ūdeņradi savienota atoma elektronegativitāte un jo mazāks ir tā izmērs, jo stiprāka ir ūdeņraža saite. Tas galvenokārt ir raksturīgs savienojumiem fluors ar ūdeņradi , kā arī uz skābeklis ar ūdeņradi , mazāk slāpeklis ar ūdeņradi .

Ūdeņraža saites veidojas starp šādām vielām:

— fluorūdeņradis HF(gāze, fluorūdeņraža šķīdums ūdenī - fluorūdeņražskābe), ūdens H2O (tvaiks, ledus, šķidrs ūdens):

— amonjaka un organisko amīnu šķīdums- starp amonjaku un ūdens molekulām;

— organiskie savienojumi, kuros ir O-H vai N-H saites: spirti, karbonskābes, amīni, aminoskābes, fenoli, anilīns un tā atvasinājumi, olbaltumvielas, ogļhidrātu šķīdumi - monosaharīdi un disaharīdi.

Ūdeņraža saite ietekmē vielu fizikālās un ķīmiskās īpašības. Tādējādi papildu pievilcība starp molekulām apgrūtina vielu viršanu. Vielām ar ūdeņraža saitēm viršanas temperatūra neparasti paaugstinās.

piemēram Parasti, palielinoties molekulmasai, tiek novērota vielu viršanas temperatūras paaugstināšanās. Tomēr vairākās vielās H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te mēs nenovērojam viršanas punktu lineāras izmaiņas.

Proti, plkst ūdens viršanas temperatūra ir neparasti augsta - ne mazāk kā -61 o C, kā mums rāda taisne, bet daudz vairāk, +100 o C. Šī anomālija izskaidrojama ar ūdeņraža saišu klātbūtni starp ūdens molekulām. Tāpēc normālos apstākļos (0-20 o C) ūdens ir šķidrums pēc fāzes stāvokļa.

Valences saišu metode (lokalizēti elektronu pāri) pieņem, ka katru atomu pāri molekulā satur viens vai vairāki kopīgi elektronu pāri. Tāpēc šķiet, ka ķīmiskā saite ir divu elektronu un divu centru, t.i. atrodas starp diviem atomiem. Savienojumu strukturālajās formulās to norāda ar domuzīmi:

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

Apsveriet gaismā Saules metode, tādas komunikācijas pazīmes kā piesātinājums, virzība un polarizējamība.

Valence atoms - nosaka nepāra (valences) elektronu skaits, kas var piedalīties ķīmiskās saites veidošanā. Valence tiek izteikta mazos veselos skaitļos un ir vienāda ar kovalento saišu skaitu. Bieži tiek saukta elementu valence, kas izpaužas kovalentos savienojumos kovalence. Dažiem atomiem ir mainīga valence, piemēram, ogleklim pamatstāvoklī ir 2 nepāra elektroni, un tie būs divi valenti. Kad atoms ir ierosināts, ir iespējams iztvaicēt pārējos divus elektronus, kas savienoti pārī, un tad oglekļa atoms kļūs par četrvērtīgu:

Atoma ierosināšanai jaunā valences stāvoklī ir nepieciešams enerģijas patēriņš, ko kompensē saišu veidošanās laikā atbrīvotā enerģija.

Kovalentās saites orientācija

Mākoņu savstarpēja pārklāšanās var notikt dažādos veidos to atšķirīgās formas dēļ. Atšķirt σ-, π- un δ- savienojumi.

Sigma - savienojumi veidojas, kad mākoņi pārklājas pa līniju, kas iet caur atomu kodoliem. Pi-saites rodas, kad mākoņi pārklājas abās līnijas pusēs, kas savieno atomu kodolus. Delta - sakari tiek veikti, kad visi četri d - elektronu mākoņu asmeņi pārklājas, atrodas paralēlās plaknēs.

σ – saite var rasties, ja ir pārklāšanās gar līniju, kas savieno atomu kodolus šādās orbitālēs: s— s -, s— R-, R– R-, d— d-orbitāles un d— s-, d— R- orbitāles. σ – saite ir lokalizētas divu centru saites īpašības, kas tā arī ir.

π-saite var veidot, pārklājoties abās līnijas pusēs, kas savieno šādu orbitāļu atomu kodolus: R—R-, R—d-, d—d-, f—lpp-, f—d- un f—f- orbitāles.

Tātad, s- elementi var veidoties tikai σ– obligācijas, R- elementi - σ– un π– saites, d- elementi - σ–, π– un δ-saites, a f- elementi - σ– , π– , δ-saites. Kopīgi veidojot π- un σ-saites, tiek iegūta dubultsaite. Ja divi notiek vienlaikus π- un σ-saite, veidojas trīskāršā saite. Starp atomiem izveidoto saišu skaitu sauc par saišu daudzveidību.

Veidojot saikni ar s— orbitālēm to sfēriskās formas dēļ nav preferenciāla virziena kosmosā visizdevīgākajai kovalento saišu veidošanai. Gadījumā, ja R- orbitāles, elektronu blīvums ir nevienmērīgi sadalīts, tāpēc ir noteikts virziens, kurā visticamāk veidojas kovalentā saite.

Atomu orbitāļu hibridizācija

Apsveriet piemēru. Iedomājieties, ka četri ūdeņraža atomi tiek apvienoti ar oglekļa atomu un veidojas metāna molekula CH 4.

Attēlā redzams, kas notiek, bet nav paskaidrots, kā viņi uzvedas s— un R- orbitāles, veidojot šādus savienojumus. Lai gan R- orbitālei ir divas daļas, kas pagrieztas viena pret otru, bet tā var veidot tikai vienu saiti. Rezultātā var pieņemt, ka metāna molekulā viens ūdeņraža atoms ir piesaistīts 2 s— oglekļa orbitāles, pārējās - līdz 2 R- orbitāles. Tad katrs ūdeņraža atoms būs attiecībā pret otru 90 ° leņķī, bet tas tā nav. Elektroni atgrūž viens otru un novirzās lielākā attālumā. Kas patiesībā notiek?

Rezultātā visas orbitāles apvienojas, pārkārtojas un veido 4 ekvivalentus hibrīds orbitāles, kas ir vērstas uz tetraedra virsotnēm. Katra no hibrīdajām orbitālēm satur noteiktu ieguldījumu 2 s— orbitāles un daži ieguldījumi 2 R- orbitāles. Tā kā 4 hibrīda orbitāles veido viena 2 s— un trīs 2 R- orbitāles, tad šo hibridizācijas metodi sauc sp 3 - hibridizācija.

sp 3 orbitāļu hibridizācija metāna molekulā

Kā redzams attēlā, hibrīda orbitāļu konfigurācija ļauj četriem ūdeņraža atomiem veidot kovalentās saites ar oglekļa atomu, savukārt orbitāles viena pret otru atradīsies 109,5 ° leņķī.

Tāda paša veida hibridizācija ir tādās molekulās kā NH 3, H 2 O. Vienā no sp 3 - hibrīds orbitāles, NH 3 molekulā ir vientuļš elektronu pāris, un pārējās trīs orbitāles tiek izmantotas savienošanai ar ūdeņraža atomiem. H 2 O molekulā divas skābekļa atoma hibrīdas orbitāles aizņem nedalīti elektronu pāri, bet pārējās divas tiek izmantotas saitei ar ūdeņraža atomiem.

Hibrīdu orbitāļu skaitu nosaka vienoto saišu skaits, kā arī nedalīto elektronu pāru skaits molekulā. Šie elektroni atrodas hibrīda orbitālēs. Kad divu atomu nehibrīdās orbitāles pārklājas, veidojas daudzkārtēja saite. Piemēram, etilēna molekulā saite tiek realizēta šādi:

sp 2 -etilēna atomu hibridizācija

Trīs saišu plakanais izvietojums ap katru oglekļa atomu liecina, ka šajā gadījumā sp 2 - hibridizācija ( hibrīda orbitāles veido viena 2 s— un divi 2 R- orbitāles ). Tajā pašā laikā viens 2 R- orbitāle paliek neizmantota (nav hibrīda). Orbitāles atradīsies viena pret otru 120 ° leņķī.

Tādā pašā veidā acetilēna molekulā veidojas trīskāršā saite. Šajā gadījumā tas notiek sp- hibridizācija atomi, t.i. hibrīda orbitāles veido viena 2 s— un viens 2 R- orbitāles un divas 2 R Orbitāles nav hibrīdas. Orbitāles atrodas viena pret otru 180 ° leņķī

Tālāk ir sniegti hibrīdu orbitāļu ģeometriskā izvietojuma piemēri.

Atomu orbitāļu komplekts	Hibrīdu orbitāļu komplekts	Hibrīdu orbitāļu ģeometriskais izvietojums	Piemēri
s, p	sp	Lineārs (leņķis 180°)	Esi (CH 3) 2, HgCl 2 MgBr 2, CaH 2, BaF 2, C 2 H 2
s,p,p	sp 2	Plakans trigonāls (leņķis 120°)	BF 3, GaCl 3, InBr 3, TeI 3, C 2 H 4
s,p,p,p	sp 3	Tetraedris (leņķis 109,5°)	CH 4, AsCl 4 -, TiCl 4, SiCl 4, GeF 4
s,p,p,d	sp2d	Plakans kvadrāts (90° leņķis)	Ni(CO) 4, 2 -
s,p,p,p,d	sp 3 d	Trigonāls bipiramidāls (leņķi 120° un 90°)	PF 5, PCl 5, AsF 5
s,p,p,p,d,d	sp 3 d 2	Oktaedris (90° leņķis)	SF6, Fe(CN)63-, CoF63-

Kategorijas,

oglekļa atoma modelis

Oglekļa atoma valences elektroni atrodas vienā 2s orbitālē un divās 2p orbitālēs. 2p orbitāles atrodas 90° leņķī viena pret otru, un 2s orbitālei ir sfēriska simetrija. Tādējādi oglekļa atomu orbitāļu izvietojums telpā neizskaidro 109,5°, 120° un 180° saites leņķu rašanos organiskajos savienojumos.

Lai atrisinātu šo pretrunu, jēdziens atomu orbitāļu hibridizācija. Lai saprastu trīs oglekļa atoma saišu izvietojuma variantu būtību, bija vajadzīgas idejas par trīs hibridizācijas veidiem.

Mēs esam parādā par hibridizācijas koncepcijas rašanos Linusam Polingam, kurš daudz darīja, lai attīstītu ķīmiskās saites teoriju.

Hibridizācijas jēdziens izskaidro, kā oglekļa atoms maina savas orbitāles, veidojot savienojumus. Tālāk mēs soli pa solim apsvērsim šo orbitālās transformācijas procesu. Vienlaikus jāpatur prātā, ka hibridizācijas procesa sadalīšana posmos jeb posmos patiesībā nav nekas vairāk kā mentāla ierīce, kas ļauj loģiskāk un pieejamāk izklāstīt jēdzienu. Tomēr secinājumi par oglekļa atoma saišu telpisko orientāciju, pie kā mēs galu galā nonāksim, pilnībā atbilst patiesajam lietu stāvoklim.

Oglekļa atoma elektroniskā konfigurācija zemes un ierosinātā stāvoklī

Attēlā pa kreisi parādīta oglekļa atoma elektronu konfigurācija. Mūs interesē tikai valences elektronu liktenis. Pirmā soļa rezultātā, kas tiek saukts uztraukums vai veicināšanu, viens no diviem 2s elektroniem pārvietojas uz brīvu 2p orbitāli. Otrajā posmā notiek pats hibridizācijas process, ko zināmā mērā var iedomāties kā vienas s- un trīs p-orbitāļu sajaukšanos un četru jaunu identisku orbitāļu veidošanos no tām, no kurām katra saglabā s īpašības. -orbitāle par vienu ceturtdaļu un p-orbitāļu īpašības. Šīs jaunās orbitāles sauc sp 3 - hibrīds. Šeit augšindekss 3 apzīmē nevis elektronu skaitu, kas aizņem orbitāles, bet gan p-orbitāļu skaitu, kas piedalījās hibridizācijā. Hibrīdās orbitāles ir vērstas uz tetraedra virsotnēm, kuru centrā atrodas oglekļa atoms. Katra sp 3 hibrīda orbitāle satur vienu elektronu. Šie elektroni piedalās saišu veidošanā ar četriem ūdeņraža atomiem trešajā posmā, veidojot 109,5° saites leņķus.

sp3 - hibridizācija. metāna molekula.

Plakanu molekulu veidošanās ar 120° saites leņķiem ir parādīta attēlā zemāk. Šeit, tāpat kā sp 3 hibridizācijas gadījumā, pirmais solis ir ierosme. Otrajā posmā hibridizācijā piedalās viena 2s un divas 2p orbitāles, veidojot trīs sp 2 -hibrīds orbitāles, kas atrodas vienā plaknē 120° leņķī viena pret otru.

Trīs sp2 hibrīdu orbitāļu veidošanās

Viena p-rorbitāle paliek nehibridizēta un atrodas perpendikulāri sp 2 hibrīda orbitāļu plaknei. Pēc tam (trešais solis) divas sp 2 hibrīda orbitāles no diviem oglekļa atomiem apvieno elektronus, veidojot kovalento saiti. Šādu saiti, kas izveidojusies divu atomu orbitāļu pārklāšanās rezultātā pa līniju, kas savieno atoma kodolus, sauc. σ-saite.

Sigma un pi saišu veidošanās etilēna molekulā

Ceturtais posms ir otrās saites veidošanās starp diviem oglekļa atomiem. Saite veidojas nehibridizētu 2p orbitāļu viens pret otru malu pārklāšanās rezultātā un tiek saukta π-saite. Jaunā molekulārā orbitāle ir divu reģionu kopa, ko aizņem π-saites elektroni - virs un zem σ-saites. Abas saites (σ un π) kopā veido dubultā saite starp oglekļa atomiem. Un visbeidzot, pēdējais, piektais solis ir saišu veidošana starp oglekļa un ūdeņraža atomiem, izmantojot četru atlikušo sp 2 hibrīda orbitāļu elektronus.

Divkāršā saite etilēna molekulā

Trešo un pēdējo hibridizācijas veidu parāda vienkāršākās molekulas, kas satur trīskāršo saiti, acetilēna molekulas piemērs. Pirmais solis ir atoma ierosināšana, tāpat kā iepriekš. Otrajā posmā notiek vienas 2s un vienas 2p orbitāles hibridizācija, veidojoties divām sp-hibrīds orbitāles, kas atrodas 180° leņķī. Un divas 2p orbitāles, kas nepieciešamas divu π saišu veidošanai, paliek nemainīgas.

Divu sp-hibrīdu orbitāļu veidošanās

Nākamais solis ir σ-saites veidošanās starp diviem sp-hibridizētiem oglekļa atomiem, pēc tam veidojas divas π-saites. Viena σ saite un divas π saites starp diviem oglekļa atomiem kopā veido trīskāršā saite. Visbeidzot, saites veidojas ar diviem ūdeņraža atomiem. Acetilēna molekulai ir lineāra struktūra, visi četri atomi atrodas uz vienas taisnas līnijas.

Mēs esam parādījuši, kā trīs galvenie molekulārās ģeometrijas veidi organiskajā ķīmijā rodas dažādu oglekļa atomu orbitāļu transformāciju rezultātā.

Var piedāvāt divas metodes dažādu atomu hibridizācijas veida noteikšanai molekulā.

1. metode. Vispārīgākais veids, piemērots jebkurai molekulai. Pamatojoties uz saites leņķa atkarību no hibridizācijas:

a) saites leņķi 109,5°, 107° un 105° norāda uz sp 3 hibridizāciju;

b) valences leņķis aptuveni 120 ° - sp 2 - hibridizācija;

c) valences leņķis 180°-sp-hibridizācija.

2. metode. Piemērots lielākajai daļai organisko molekulu. Tā kā saites veids (vienkāršā, dubultā, trīskāršā) ir saistīts ar ģeometriju, ir iespējams noteikt tās hibridizācijas veidu pēc dotā atoma saišu rakstura:

a) visas saites ir vienkāršas - sp 3 -hibridizācija;

b) viena dubultsaite - sp 2 -hibridizācija;

c) viena trīskāršā saite - sp-hibridizācija.

Hibridizācija ir mentāla darbība, kurā parastās (enerģētiski vislabvēlīgākās) atomu orbitāles tiek pārveidotas par jaunām orbitālēm, kuru ģeometrija atbilst eksperimentāli noteiktai molekulu ģeometrijai.

I. Ievads. Oglekļa atoma stereoķīmiskās īpašības.

Stereoķīmija ir ķīmijas daļa, kas veltīta molekulu telpiskās struktūras izpētei un šīs struktūras ietekmei uz vielas fizikālajām un ķīmiskajām īpašībām, to reakciju virzienu un ātrumu. Stereoķīmijas izpētes objekti galvenokārt ir organiskas vielas. Organisko savienojumu telpiskā struktūra galvenokārt ir saistīta ar oglekļa atoma stereoķīmiskajām iezīmēm. Šīs pazīmes savukārt ir atkarīgas no valences stāvokļa (hibridizācijas veida).

Stāvoklī sp3- hibridizācijas laikā oglekļa atoms ir saistīts ar četriem aizvietotājiem. Ja iedomājamies oglekļa atomu, kas atrodas tetraedra centrā, tad aizvietotāji atradīsies tetraedra stūros. Piemērs ir metāna molekula, kuras ģeometrija ir norādīta zemāk:

Ja visi četri aizvietotāji ir vienādi (СH 4 , CCl 4), molekula ir regulārs tetraedrs ar valences leņķiem 109 o 28". saites - tetraedrs kļūst neregulārs.

Stāvoklī sp2- hibridizācija, oglekļa atoms ir saistīts ar trim aizvietotājiem, un visi četri atomi atrodas vienā plaknē; savienojuma leņķi ir 120 o. Starp diviem blakus esošajiem oglekļa atomiem, kas atrodas stāvoklī sp2- hibridizācija, ir izveidota, kā jūs zināt, ne tikai parastā sigma - savienojums (kad maksimālais elektronu blīvums atrodas tieši uz iedomātas līnijas, kas savieno mijiedarbojošo atomu kodolus), bet arī otra īpaša veida saite. Šī t.s pi - savienojums veidojas, pārklājoties nehibridizēts R- orbitāles.

Vislielāko pārklāšanos var panākt ar paralēlu p-orbitāļu izvietojumu: tieši šī pozīcija ir enerģētiski labvēlīgāka, tās pārkāpšana prasa enerģijas patēriņu, lai pārrautu pi saiti. Tāpēc brīvas rotācijas ap oglekļa-oglekļa dubultsaiti nenotiek (svarīgas sekas brīvas rotācijas trūkumam ap dubultsaiti ir ģeometrisko izomēru klātbūtne; sk. II.2. sadaļu).

Pi saitei uz līnijas, kas savieno mijiedarbībā esošo atomu kodolus, elektronu blīvums ir nulle; tas ir maksimāli "virs" un "zem" plaknes, kurā atrodas savienojums starp tiem. Šī iemesla dēļ pi saites enerģija ir mazāka nekā sigma saitei, un lielākajā daļā organisko reakciju savienojumiem, kas satur gan pi, gan sigma saites, vispirms tiek pārtrauktas mazāk spēcīgas pi saites.