Elektroniczna konfiguracja stanu podstawowego atomu węgla l s 2 2s 2 2p 2:

Można by oczekiwać, że taki atom węgla utworzy związek CH2 z dwoma atomami wodoru. Ale w metanie węgiel jest związany z czterema atomami wodoru. Aby przedstawić tworzenie cząsteczki CH4, konieczne jest odniesienie się do jej wzbudzonego stanu elektronowego.

Teraz można by oczekiwać, że atom węgla utworzy cztery wiązania z atomami wodoru, ale te wiązania nie są równoważne: trzy wiązania są tworzone za pomocą R-orbitale, jeden - za pomocą s-orbitale. Jest to sprzeczne z powszechnie znanym faktem, że wszystkie wiązania w metanie są równoważne.

Następnie przeprowadzana jest hybrydyzacja orbitali. Matematycznie obliczone różne kombinacje jednego s- i trzy R-orbitale. Orbitale hybrydowe o najwyższym stopniu kierunkowości („lepsze” orbitale), w wyniku większego nakładania się, dają wiązania (1) silniejszy niż niezhybrydyzowany s- lub R-orbitale. Cztery „najlepsze” orbitale hybrydowe (2) są równoważne . Są skierowane na wierzchołki czworościanu foremnego, kąt między dwoma orbitalami wynosi 109,5 o. Ta geometria zapewnia (3) minimalna odraza między nimi .

Uzupełnijmy obraz budowy cząsteczki metanu: każda z czterech sp 3 -orbitale atomu węgla pokrywają się z 1 s-orbital atomu wodoru. Cztery  -znajomości.

Dla maksymalnego krycia sp 3 -orbitale węgla i 1 s- orbitale wodoru cztery atomy wodoru muszą leżeć na osiach sp 3 -orbitale. Dlatego kąt między dowolnymi dwoma wiązaniami C–H wynosi 109,5 o.

Dane doświadczalne potwierdzają obliczenia: metan ma budowę czworościenną. Wszystkie wiązania węgiel-wodór mają tę samą długość 10,9 10 -2 nm, kąt pomiędzy dowolnymi dwoma wiązaniami jest czworościenny i wynosi 109,5 o. Rozerwanie jednego z wiązań w metanie wymaga 427·10 3 J/mol.

1.3. Struktura etanu

W podobny sposób zostanie przeprowadzona budowa kolejnego homologa serii alkanów – etan H 3 C–CH 3 . Jak w przypadku metanu , Obligacje C-H powstają z powodu nakładania się sp 3 -orbitale atomu węgla z 1s-orbitale atomów wodoru, wiązanie węgiel-węgiel powstaje w wyniku nakładania się dwóch sp 3 -orbitale atomów węgla.

Cząsteczka etanu zawiera sześć wiązań węgiel-wodór  i jedno wiązanie węgiel-węgiel . Wiązania  mają symetrię cylindryczną  . Oś symetrii chmury elektronowej wiązania jest linią łączącą atomy. Chmura elektronów wiązania węgiel-węgiel , która ma symetrię cylindryczną, można przedstawić w następujący sposób:

1.4. Obrót wokół prostego wiązania węgiel-węgiel. Konformacje

W cząsteczce etanu rotacja jednej grupy metylowej względem drugiej zachodzi niemal swobodnie.

	Różne układy grup i atomów w przestrzeni, wynikające z rotacji jednego atomu względem drugiego wzdłuż linii wiązania łączącej te atomy, nazywa siękonformacje .
Ekranowana konformacja etanu(I)		Utrudniona konformacja etanu(II)

Jednak rotacja jednej grupy metylowej względem drugiej nie jest całkowicie swobodna. Energia potencjalna cząsteczki jest minimalna dla konformacji zahamowanej II, podczas rotacji grupy metylowej wzrasta i osiąga maksimum dla konformacji zahamowanej I. Nadmiar energii konformacji zahamowanej w porównaniu z konformacją zahamowaną nazywa się energią stres skrętny . Dla cząsteczki etanu energia ta wynosi 13 10 3 J/mol (ryc. 1.1).

Uważa się, że nadmiar energii pojawia się z powodu odpychania chmur elektronowych wiązań węgiel-wodór w momencie, gdy się mijają. Ponieważ w temperaturze pokojowej energia niektórych zderzeń cząsteczek może osiągnąć 86·10 3 J/mol, barierę 13·10 3 J/mol można łatwo pokonać. Rotacja w etanie jest uważana za swobodną.

Ryż. 1.1. Energiaprofilrotacje grupoweCH 3 w cząsteczce etanu wokół wiązania węgiel-węgiel

Konformacje odpowiadające minimom energetycznym nazywane są izomery konformacyjne lub konformery . W bardziej złożonych cząsteczkach liczba konformerów może być dość duża.

Zagadnienia kodyfikatora USE: Kowalencyjne wiązanie chemiczne, jego odmiany i mechanizmy powstawania. Charakterystyka wiązania kowalencyjnego (polarność i energia wiązania). Wiązanie jonowe. Połączenie metalowe. wiązanie wodorowe

Wewnątrzcząsteczkowe wiązania chemiczne

Rozważmy najpierw wiązania, które powstają między cząsteczkami w cząsteczkach. Takie połączenia nazywają się wewnątrzcząsteczkowy.

wiązanie chemiczne między atomami pierwiastków chemicznych ma charakter elektrostatyczny i powstaje w wyniku oddziaływania elektronów zewnętrznych (walencyjnych) w mniejszym lub większym stopniu utrzymywany przez dodatnio naładowane jądra związane atomy.

Kluczową koncepcją jest tutaj ELEKTRONEGNACJA. To ona określa rodzaj wiązania chemicznego między atomami oraz właściwości tego wiązania.

to zdolność atomu do przyciągania (trzymania) zewnętrzny(wartościowość) elektrony. Elektroujemność zależy od stopnia przyciągania zewnętrznych elektronów do jądra i zależy głównie od promienia atomu i ładunku jądra.

Elektroujemność jest trudna do jednoznacznego określenia. L. Pauling opracował tabelę względnej elektroujemności (opartej na energiach wiązań cząsteczek dwuatomowych). Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor ze znaczeniem 4 .

Należy zauważyć, że w różnych źródłach można znaleźć różne skale i tabele wartości elektroujemności. Nie należy się tego bać, ponieważ tworzenie wiązania chemicznego odgrywa pewną rolę atomów i jest w przybliżeniu taki sam w każdym systemie.

Jeśli jeden z atomów w wiązaniu chemicznym A:B silniej przyciąga elektrony, to para elektronów jest przesunięta w jego kierunku. Więcej różnica elektroujemności atomów, tym bardziej para elektronów jest przesunięta.

Jeżeli wartości elektroujemności oddziałujących atomów są równe lub w przybliżeniu równe: EO(A)≈EO(V), to wspólna para elektronów nie jest przesunięta do żadnego z atomów: O: B. Takie połączenie nazywa się kowalencyjny niepolarny.

Jeśli elektroujemność oddziałujących atomów różni się, ale niewiele (różnica w elektroujemności wynosi w przybliżeniu od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), wtedy para elektronów zostaje przesunięta do jednego z atomów. Takie połączenie nazywa się kowalencyjny polarny .

Jeśli elektroujemność oddziałujących atomów znacznie się różni (różnica w elektroujemności jest większa niż 2: ΔEO>2), wtedy jeden z elektronów przechodzi prawie całkowicie do innego atomu, tworząc jony. Takie połączenie nazywa się joński.

Główne typy wiązań chemicznych to − kowalencyjny, joński oraz metaliczny znajomości. Rozważmy je bardziej szczegółowo.

kowalencyjne wiązanie chemiczne

wiązanie kowalencyjne – to wiązanie chemiczne utworzony przez tworzenie wspólnej pary elektronów A:B . W tym przypadku dwa atomy zachodzić na siebie orbitale atomowe. Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku oddziaływania atomów o niewielkiej różnicy elektroujemności (z reguły między dwoma niemetalami) lub atomy jednego pierwiastka.

Podstawowe właściwości wiązań kowalencyjnych

• orientacja,
• nasycenie,
• biegunowość,
• polaryzowalność.

Te właściwości wiązania wpływają na właściwości chemiczne i fizyczne substancji.

Kierunek komunikacji charakteryzuje budowę chemiczną i postać substancji. Kąty między dwoma wiązaniami nazywane są kątami wiązania. Na przykład w cząsteczce wody kąt wiązania H-O-H wynosi 104,45°, więc cząsteczka wody jest polarna, a w cząsteczce metanu kąt wiązania H-C-H wynosi 108 o 28 ′.

Nasycenie to zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby kowalencyjnych wiązań chemicznych. Nazywa się liczbę wiązań, które atom może utworzyć.

Biegunowość wiązania powstają z powodu nierównomiernego rozkładu gęstości elektronowej między dwoma atomami o różnej elektroujemności. Wiązania kowalencyjne dzielą się na polarne i niepolarne.

Polaryzowalność połączenia są zdolność elektronów wiązania do przemieszczania przez zewnętrzne pole elektryczne(w szczególności pole elektryczne innej cząstki). Polaryzowalność zależy od ruchliwości elektronów. Im dalej elektron znajduje się od jądra, tym jest bardziej mobilny, a zatem cząsteczka jest bardziej polaryzowalna.

Kowalencyjne niepolarne wiązanie chemiczne

Istnieją 2 rodzaje wiązania kowalencyjnego - POLARNY oraz NIEPOLARNY .

Przykład . Rozważ strukturę cząsteczki wodoru H 2 . Każdy atom wodoru przenosi 1 niesparowany elektron na swoim zewnętrznym poziomie energetycznym. Aby wyświetlić atom, używamy struktury Lewisa - jest to schemat struktury zewnętrznego poziomu energii atomu, gdy elektrony są oznaczone kropkami. Modele struktury punktowej Lewisa są dobrą pomocą podczas pracy z elementami drugiego okresu.

H. + . H=H:H

Tak więc cząsteczka wodoru ma jedną wspólną parę elektronów i jedno wiązanie chemiczne H–H. Ta para elektronów nie jest przesunięta do żadnego z atomów wodoru, ponieważ elektroujemność atomów wodoru jest taka sama. Takie połączenie nazywa się kowalencyjny niepolarny .

Wiązanie kowalencyjne niepolarne (symetryczne) - jest to wiązanie kowalencyjne utworzone przez atomy o równej elektroujemności (z reguły te same niemetale), a zatem o równomiernym rozkładzie gęstości elektronowej między jądrami atomów.

Moment dipolowy wiązań niepolarnych wynosi 0.

Przykłady: H2 (H-H), 02 (0=O), S8.

kowalencyjne polarne wiązanie chemiczne

kowalencyjne wiązanie polarne jest wiązaniem kowalencyjnym, które występuje pomiędzy atomy o różnej elektroujemności (zazwyczaj, różne niemetale) i jest scharakteryzowany przemieszczenie wspólna para elektronów do bardziej elektroujemnego atomu (polaryzacja).

Gęstość elektronowa jest przesunięta do bardziej elektroujemnego atomu - dlatego powstaje na nim częściowy ładunek ujemny (δ-), a częściowy ładunek dodatni powstaje na atomie mniej elektroujemnym (δ+, delta +).

Im większa różnica w elektroujemności atomów, tym wyższa biegunowość połączenia i jeszcze więcej moment dipolowy . Pomiędzy sąsiednimi cząsteczkami i ładunkami przeciwstawnymi w znaku działają dodatkowe siły przyciągania, które zwiększają się siła znajomości.

Polarność wiązania wpływa na właściwości fizyczne i chemiczne związków. Mechanizmy reakcji, a nawet reaktywność sąsiednich wiązań zależą od polarności wiązania. Biegunowość wiązania często determinuje: polaryzacja cząsteczki a tym samym bezpośrednio wpływa na takie właściwości fizyczne, jak temperatura wrzenia i temperatura topnienia, rozpuszczalność w rozpuszczalnikach polarnych.

Przykłady: HC1, CO2, NH3.

Mechanizmy tworzenia wiązania kowalencyjnego

Kowalencyjne wiązanie chemiczne może wystąpić w 2 mechanizmach:

1. mechanizm wymiany tworzenie kowalencyjnego wiązania chemicznego ma miejsce, gdy każda cząstka dostarcza jeden niesparowany elektron do utworzenia wspólnej pary elektronów:

ALE . + . B= A:B

2. Powstawanie wiązania kowalencyjnego to taki mechanizm, w którym jedna z cząstek zapewnia niewspólną parę elektronów, a druga cząstka zapewnia wolny orbital dla tej pary elektronów:

ALE: + B= A:B

W tym przypadku jeden z atomów zapewnia niewspólną parę elektronów ( dawca), a drugi atom zapewnia wolny orbital dla tej pary ( akceptor). W wyniku powstania wiązania zmniejsza się energia obu elektronów, tj. jest to korzystne dla atomów.

Wiązanie kowalencyjne utworzone przez mechanizm dawcy-akceptora, nie jest inny przez właściwości innych wiązań kowalencyjnych utworzonych przez mechanizm wymiany. Tworzenie wiązania kowalencyjnego przez mechanizm donor-akceptor jest typowe dla atomów z dużą liczbą elektronów na zewnętrznym poziomie energii (donory elektronów) lub odwrotnie, z bardzo małą liczbą elektronów (akceptory elektronów). Możliwości walencyjne atomów są omówione bardziej szczegółowo w odpowiednim.

Wiązanie kowalencyjne tworzy mechanizm dawcy-akceptora:

- w cząsteczce tlenek węgla CO(wiązanie w cząsteczce jest potrójne, 2 wiązania są tworzone przez mechanizm wymiany, jedno przez mechanizm donor-akceptor): C≡O;

- w jon amonowy NH 4 +, w jonach aminy organiczne na przykład w jonie metyloamonowym CH3-NH2+;

- w złożone związki, wiązanie chemiczne między centralnym atomem i grupami ligandów, na przykład w tetrahydroksoglinianie sodu Na wiązanie między glinem i jonami wodorotlenkowymi;

- w kwas azotowy i jego sole- azotany: HNO 3 , NaNO 3 , w niektórych innych związkach azotowych;

- w cząsteczce ozon O 3 .

Główne cechy wiązania kowalencyjnego

Z reguły między atomami niemetali powstaje wiązanie kowalencyjne. Główne cechy wiązania kowalencyjnego to długość, energia, krotność i kierunkowość.

Wielość wiązań chemicznych

Wielość wiązań chemicznych - Ten liczba wspólnych par elektronów między dwoma atomami w związku. Wielokrotność wiązania można dość łatwo określić na podstawie wartości atomów tworzących cząsteczkę.

na przykład , w cząsteczce wodoru H 2 krotność wiązań wynosi 1, ponieważ każdy wodór ma tylko 1 niesparowany elektron na zewnętrznym poziomie energii, dlatego powstaje jedna wspólna para elektronów.

W cząsteczce tlenu O 2 krotność wiązania wynosi 2, ponieważ każdy atom ma 2 niesparowane elektrony na swoim zewnętrznym poziomie energetycznym: O=O.

W cząsteczce azotu N 2 krotność wiązań wynosi 3, ponieważ pomiędzy każdym atomem znajdują się 3 niesparowane elektrony na zewnętrznym poziomie energii, a atomy tworzą 3 wspólne pary elektronów N≡N.

Długość wiązania kowalencyjnego

Długość wiązania chemicznego to odległość między centrami jąder atomów tworzących wiązanie. Określa się to eksperymentalnymi metodami fizycznymi. Długość wiązania można oszacować w przybliżeniu, zgodnie z zasadą addytywności, zgodnie z którą długość wiązania w cząsteczce AB jest w przybliżeniu równa połowie sumy długości wiązań w cząsteczkach A 2 i B 2 :

Długość wiązania chemicznego można z grubsza oszacować wzdłuż promieni atomów, tworząc więź, lub przez wielość komunikacji jeśli promienie atomów nie różnią się zbytnio.

Wraz ze wzrostem promieni atomów tworzących wiązanie, długość wiązania wzrośnie.

na przykład

Wraz ze wzrostem wielokrotności wiązań między atomami (których promienie atomowe nie różnią się lub różnią się nieznacznie) długość wiązania będzie się zmniejszać.

na przykład . W szeregach: C–C, C=C, C≡C zmniejsza się długość wiązania.

Energia wiązania

Miarą siły wiązania chemicznego jest energia wiązania. Energia wiązania zależy od energii potrzebnej do zerwania wiązania i usunięcia atomów, które tworzą to wiązanie, na nieskończoną odległość od siebie.

Wiązanie kowalencyjne to bardzo trwały. Jego energia waha się od kilkudziesięciu do kilkuset kJ/mol. Im większa energia wiązania, tym większa siła wiązania i na odwrót.

Siła wiązania chemicznego zależy od długości wiązania, polarności wiązania i krotności wiązania. Im dłuższe wiązanie chemiczne, tym łatwiej je zerwać, a im niższa energia wiązania, tym mniejsza jego wytrzymałość. Im krótsze wiązanie chemiczne, tym silniejsze i większa energia wiązania.

na przykład, w szeregu związków HF, HCl, HBr od lewej do prawej siła wiązania chemicznego maleje, ponieważ zwiększa się długość wiązania.

Jonowe wiązanie chemiczne

Wiązanie jonowe to wiązanie chemiczne oparte na przyciąganie elektrostatyczne jonów.

jony powstają w procesie przyjmowania lub oddawania elektronów przez atomy. Na przykład atomy wszystkich metali słabo trzymają elektrony z zewnętrznego poziomu energii. Dlatego atomy metali są scharakteryzowane właściwości regenerujące umiejętność oddawania elektronów.

Przykład. Atom sodu zawiera 1 elektron na 3 poziomie energii. Łatwo go oddając, atom sodu tworzy znacznie stabilniejszy jon Na + o konfiguracji elektronowej szlachetnego neonu gazowego Ne. Jon sodu zawiera 11 protonów i tylko 10 elektronów, więc całkowity ładunek jonu wynosi -10+11 = +1:

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

Przykład. Atom chloru ma 7 elektronów na swoim zewnętrznym poziomie energetycznym. Aby uzyskać konfigurację stabilnego obojętnego atomu argonu Ar, chlor musi dołączyć 1 elektron. Po przyłączeniu elektronu powstaje stabilny jon chloru, składający się z elektronów. Całkowity ładunek jonu wynosi -1:

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

Notatka:

• Właściwości jonów różnią się od właściwości atomów!
• Stabilne jony mogą się tworzyć nie tylko atomy, ale również grupy atomów. Na przykład: jon amonowy NH 4 +, jon siarczanowy SO 4 2- itd. Wiązania chemiczne utworzone przez takie jony są również uważane za jonowe;
• Wiązania jonowe są zwykle tworzone między metale oraz niemetale(grupy niemetali);

Powstałe jony są przyciągane przez przyciąganie elektryczne: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Uogólnijmy wizualnie różnica między typami wiązań kowalencyjnych i jonowych:

metaliczne wiązanie chemiczne

metalowe połączenie to relacja, która powstaje względnie wolne elektrony pomiędzy jony metali tworząc sieć krystaliczną.

Atomy metali na zewnętrznym poziomie energetycznym zwykle mają jeden do trzech elektronów. Promienie atomów metali z reguły są duże - dlatego atomy metali, w przeciwieństwie do niemetali, dość łatwo oddają elektrony zewnętrzne, tj. są silnymi reduktorami

Oddziaływania międzycząsteczkowe

Osobno warto rozważyć interakcje zachodzące między poszczególnymi cząsteczkami w substancji - oddziaływania międzycząsteczkowe . Oddziaływania międzycząsteczkowe to rodzaj oddziaływania między atomami obojętnymi, w którym nie pojawiają się nowe wiązania kowalencyjne. Siły oddziaływania między cząsteczkami zostały odkryte przez van der Waalsa w 1869 roku i nazwane jego imieniem. Siły Van dar Waalsa. Siły Van der Waalsa dzielą się na orientacja, wprowadzenie oraz dyspersja . Energia oddziaływań międzycząsteczkowych jest znacznie mniejsza niż energia wiązania chemicznego.

Orientacyjne siły przyciągania powstają między cząsteczkami polarnymi (oddziaływanie dipol-dipol). Siły te powstają między cząsteczkami polarnymi. Oddziaływania indukcyjne to oddziaływanie między cząsteczką polarną i niepolarną. Cząsteczka niepolarna ulega polaryzacji w wyniku działania molekuły polarnej, która generuje dodatkowe przyciąganie elektrostatyczne.

Szczególnym rodzajem oddziaływania międzycząsteczkowego są wiązania wodorowe. - są to międzycząsteczkowe (lub wewnątrzcząsteczkowe) wiązania chemiczne, które powstają pomiędzy cząsteczkami, w których występują silnie polarne wiązania kowalencyjne - H-F, H-O lub H-N. Jeśli w cząsteczce są takie wiązania, to między cząsteczkami będzie dodatkowe siły przyciągania .

Mechanizm edukacji Wiązanie wodorowe jest częściowo elektrostatyczne, a częściowo akceptorem donorowym. W tym przypadku atom pierwiastka silnie elektroujemnego (F, O, N) pełni rolę donora pary elektronów, a przyłączone do nich atomy wodoru pełnią rolę akceptora. Charakteryzuje się wiązania wodorowe orientacja w kosmosie i nasycenie .

Wiązanie wodorowe można oznaczyć kropkami: H ··· O. Im większa elektroujemność atomu połączonego z wodorem i im mniejszy jego rozmiar, tym silniejsze wiązanie wodorowe. Jest to przede wszystkim charakterystyczne dla związków fluor z wodorem , a także do tlen z wodorem , mniej azot z wodorem .

Wiązania wodorowe występują między następującymi substancjami:

— fluorowodór HF(gaz, roztwór fluorowodoru w wodzie - kwas fluorowodorowy), woda H 2 O (para, lód, ciekła woda):

— roztwór amoniaku i amin organicznych- między amoniakiem a cząsteczkami wody;

— związki organiczne, w których wiązania O-H lub N-H: alkohole, kwasy karboksylowe, aminy, aminokwasy, fenole, anilina i jej pochodne, białka, roztwory węglowodanów – monosacharydów i disacharydów.

Wiązanie wodorowe wpływa na właściwości fizyczne i chemiczne substancji. Tak więc dodatkowe przyciąganie między cząsteczkami utrudnia gotowanie substancji. Substancje z wiązaniami wodorowymi wykazują nienormalny wzrost temperatury wrzenia.

na przykład Z reguły wraz ze wzrostem masy cząsteczkowej obserwuje się wzrost temperatury wrzenia substancji. Jednak w wielu substancjach H2O-H2S-H2Se-H2Te nie obserwujemy liniowej zmiany temperatur wrzenia.

Mianowicie, w temperatura wrzenia wody jest nienormalnie wysoka - nie mniej niż -61 o C, jak pokazuje nam linia prosta, ale znacznie więcej, +100 o C. Tę anomalię tłumaczy się obecnością wiązań wodorowych między cząsteczkami wody. Dlatego w normalnych warunkach (0-20 o C) woda jest ciekły według stanu fazy.

Metoda wiązań walencyjnych (zlokalizowane pary elektronów) sugeruje, że każda para atomów w cząsteczce jest utrzymywana razem przez jedną lub więcej wspólnych par elektronów. Dlatego wiązanie chemiczne wydaje się być dwuelektronowe i dwucentrowe, tj. znajduje się między dwoma atomami. We wzorach strukturalnych związków jest to oznaczone myślnikiem:

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

Rozważ w świetle Metoda słoneczna, takie cechy komunikacji jak nasycenie, kierunkowość i polaryzowalność.

Wartościowość atom - jest określany przez liczbę niesparowanych (walencyjnych) elektronów, które mogą brać udział w tworzeniu wiązania chemicznego. Wartościowość jest wyrażana w małych liczbach całkowitych i jest równa liczbie wiązań kowalencyjnych. Często nazywa się wartościowość pierwiastków, która objawia się w związkach kowalencyjnych kowalencyjność. Niektóre atomy mają zmienną wartościowość, na przykład węgiel w stanie podstawowym ma 2 niesparowane elektrony i będzie miał dwie wartościowości. Kiedy atom jest wzbudzony, możliwe jest wyparowanie pozostałych dwóch sparowanych elektronów, a wtedy atom węgla stanie się czterowartościowy:

Wzbudzenie atomu do nowego stanu walencyjnego wymaga wydatkowania energii, która jest kompensowana energią uwalnianą podczas tworzenia wiązań.

Orientacja wiązania kowalencyjnego

Wzajemne nakładanie się chmur może zachodzić na różne sposoby, ze względu na ich różne kształty. Wyróżnić σ-, π- i δ-znajomości.

Sigma - połączenia powstają, gdy chmury zachodzą na siebie wzdłuż linii przechodzącej przez jądra atomów. Wiązania pi powstają, gdy chmury zachodzą na siebie po obu stronach linii łączącej jądra atomów. Delta - komunikacja odbywa się, gdy wszystkie cztery ostrza d - chmur elektronowych nakładają się na siebie, umieszczone w równoległych płaszczyznach.

σ– wiązanie może wystąpić, gdy na linii łączącej jądra atomów na orbitaliach zachodzi nakładanie się: s— s -, s— R-, R– R-, d— d-orbitale i d— s-, d— R- orbitale. σ– wiązanie ma właściwości zlokalizowanego wiązania dwuśrodkowego, którym jest.

π-wiązanie można utworzyć poprzez zachodzenie na siebie po obu stronach linii łączącej jądra atomów następujących orbitali: R—R-, R—d-, d—d-, f—p-, f—d- oraz f—f- orbitale.

Więc, s- elementy są zdolne tylko do formowania σ– wiązania, R- elementy - σ– i π– wiązania, d- elementy - σ–, π– i δ-wiązania, a f- elementy - σ– , π– , δ-wiązania. Przy wspólnym tworzeniu wiązań π i σ uzyskuje się wiązanie podwójne. Jeśli dwa wystąpią w tym samym czasie π-i σ-bond, powstaje potrójne wiązanie. Liczba wiązań utworzonych między atomami nazywana jest krotnością wiązań.

Podczas nawiązywania połączenia z s— orbitale, ze względu na ich kulisty kształt, nie ma preferencyjnego kierunku w przestrzeni, dla najkorzystniejszego tworzenia wiązań kowalencyjnych. W tej sprawie R- orbitale, gęstość elektronów jest nierównomiernie rozłożona, więc istnieje pewien kierunek, w którym najprawdopodobniej powstanie wiązanie kowalencyjne.

Hybrydyzacja orbitali atomowych

Rozważ przykład. Wyobraź sobie, że cztery atomy wodoru są połączone z atomem węgla i powstaje cząsteczka metanu CH4.

Zdjęcie pokazuje, co się dzieje, ale nie wyjaśnia, jak się zachowują s— oraz R- orbitale, w tworzeniu takich związków. Mimo że R- orbital ma dwie części zwrócone względem siebie, ale może tworzyć tylko jedno wiązanie. W rezultacie można założyć, że w cząsteczce metanu jeden atom wodoru jest przyłączony do 2 s— orbitale węgla, reszta - do 2 R- orbitale. Wtedy każdy atom wodoru będzie w stosunku do drugiego pod kątem 90 °, ale tak nie jest. Elektrony odpychają się i rozchodzą na większą odległość. Co się właściwie dzieje?

W rezultacie wszystkie orbitale łączą się, przestawiają i tworzą 4 ekwiwalenty hybrydowy orbitale skierowane w stronę wierzchołków czworościanu. Każdy z orbitali hybrydowych zawiera pewien wkład 2 s— orbitale i niektóre wkłady 2 R- orbitale. Ponieważ 4 orbitale hybrydowe są tworzone przez jeden 2 s— i trzy 2 R- orbitale, wtedy nazywa się tę metodę hybrydyzacji sp 3 -hybrydyzacja.

hybrydyzacja sp 3 orbitali w cząsteczce metanu

Jak widać na rysunku, konfiguracja orbitali hybrydowych pozwala czterem atomom wodoru tworzyć wiązania kowalencyjne z atomem węgla, przy czym orbitale będą usytuowane względem siebie pod kątem 109,5 °.

Ten sam typ hybrydyzacji występuje w cząsteczkach takich jak NH 3 , H 2 O. Na jednej z sp 3 - hybryda orbitale, w cząsteczce NH3 znajduje się samotna para elektronów, a pozostałe trzy orbitale służą do łączenia się z atomami wodoru. W cząsteczce H 2 O dwa orbitale hybrydowe atomu tlenu są zajęte przez niepodzielone pary elektronowe, podczas gdy pozostałe dwa służą do wiązania z atomami wodoru.

Liczba orbitali hybrydowych jest określona przez liczbę pojedynczych wiązań, a także liczbę niewspółdzielonych par elektronów w cząsteczce. Te elektrony znajdują się na orbitalach hybrydowych. Kiedy niehybrydowe orbitale dwóch atomów zachodzą na siebie, powstaje wiązanie wielokrotne. Na przykład w cząsteczce etylenu wiązanie jest realizowane w następujący sposób:

sp 2 – hybrydyzacja atomów etylenu

Płaski układ trzech wiązań wokół każdego atomu węgla sugeruje, że w tym przypadku sp 2 -hybrydyzacja ( orbitale hybrydowe są utworzone przez jeden 2 s— i dwa 2 R- orbitale ). W tym samym czasie jeden 2 R- orbital pozostaje niewykorzystany (niehybrydowy). Orbitale będą ustawione względem siebie pod kątem 120°.

W ten sam sposób w cząsteczce acetylenu powstaje wiązanie potrójne. W tym przypadku tak się dzieje sp-hybrydyzacja atomy, tj. orbitale hybrydowe są utworzone przez jeden 2 s— i jeden 2 R- orbitale i dwa 2 R Orbitale nie są hybrydowe. Orbitale znajdują się względem siebie pod kątem 180 °

Poniżej znajdują się przykłady geometrycznego rozmieszczenia orbitali hybrydowych.

Zestaw orbitali atomowych	Zestaw orbitali hybrydowych	Geometryczny układ orbitali hybrydowych	Przykłady
s, p	sp	Liniowy (kąt 180°)	Be (CH 3) 2, HgCl 2 MgBr 2, CaH 2, BaF 2, C 2 H 2
s,p,p	sp 2	Planarny trójkątny (kąt 120°)	BF 3, GaCl 3, InBr 3, TeI 3, C 2 H 4
s,p,p,p	sp 3	Czworościan (kąt 109,5°)	CH 4, AsCl 4 -, TiCl 4, SiCl 4, GeF 4
s,p,p,d	sp2d	Płaski kwadrat (kąt 90°)	Ni(CO) 4 , 2 -
s,p,p,p,d	sp 3 d	Trygonalny bipiramidalny (kąty 120° i 90°)	PF 5 , PCl 5 , AsF 5
s,p,p,p,d,d	sp 3 d 2	Oktaedryczny (kąt 90°)	SF 6 , Fe(CN) 6 3 , CoF 6 3

Kategorie ,

model atomu węgla

Elektrony walencyjne atomu węgla znajdują się na jednym orbicie 2s i dwóch orbitalach 2p. Orbitale 2p znajdują się względem siebie pod kątem 90°, a orbital 2s ma symetrię sferyczną. Zatem układ orbitali atomowych węgla w przestrzeni nie wyjaśnia występowania kątów wiązania 109,5°, 120° i 180° w związkach organicznych.

Aby rozwiązać tę sprzeczność, pojęcie hybrydyzacja orbitali atomowych. Aby zrozumieć naturę trzech opcji rozmieszczenia wiązań atomu węgla, potrzebne były pomysły dotyczące trzech typów hybrydyzacji.

Powstanie koncepcji hybrydyzacji zawdzięczamy Linusowi Paulingowi, który wiele zrobił, aby rozwinąć teorię wiązań chemicznych.

Koncepcja hybrydyzacji wyjaśnia, w jaki sposób atom węgla zmienia swoje orbitale, tworząc związki. Poniżej rozważymy krok po kroku ten proces transformacji orbitalnej. Jednocześnie należy mieć na uwadze, że podział procesu hybrydyzacji na etapy czy etapy jest w rzeczywistości niczym innym jak wybiegiem mentalnym pozwalającym na bardziej logiczną i przystępną prezentację koncepcji. Niemniej wnioski dotyczące orientacji przestrzennej wiązań atomu węgla, do których ostatecznie dojdziemy, w pełni odpowiadają rzeczywistemu stanowi rzeczy.

Konfiguracja elektronowa atomu węgla w stanie podstawowym i wzbudzonym

Rysunek po lewej pokazuje konfigurację elektronową atomu węgla. Interesuje nas tylko los elektronów walencyjnych. W wyniku pierwszego kroku, który nazywa się podniecenie lub awans, jeden z dwóch elektronów 2s przesuwa się na wolny orbital 2p. Na drugim etapie ma miejsce sam proces hybrydyzacji, który można nieco konwencjonalnie wyobrazić jako mieszaninę jednego orbitali s i trzech p i tworzenie z nich czterech nowych identycznych orbitali, z których każdy zachowuje właściwości s -orbital o jedną czwartą i właściwości p-orbitali. Te nowe orbitale nazywają się sp 3 - hybryda. W tym przypadku indeks górny 3 oznacza nie liczbę elektronów zajmujących orbitale, ale liczbę orbitali p, które brały udział w hybrydyzacji. Orbitale hybrydowe skierowane są na wierzchołki czworościanu, w centrum którego znajduje się atom węgla. Każdy orbital hybrydowy sp 3 zawiera jeden elektron. Elektrony te uczestniczą w trzecim etapie tworzenia wiązań z czterema atomami wodoru, tworząc kąty wiązania 109,5°.

sp3 - hybrydyzacja. cząsteczka metanu.

Na poniższym rysunku pokazano powstawanie płaskich cząsteczek o kątach wiązania 120°. Tutaj, podobnie jak w przypadku hybrydyzacji sp 3, pierwszym krokiem jest wzbudzenie. W drugim etapie w hybrydyzacji uczestniczą jeden orbitale 2s i dwa 2p, tworząc trzy sp 2 -hybrydowy orbitale znajdujące się w tej samej płaszczyźnie pod kątem 120° względem siebie.

Utworzenie trzech orbitali hybrydowych sp2

Jeden orbital p pozostaje niezhybrydyzowany i znajduje się prostopadle do płaszczyzny orbitali hybrydowych sp2. Następnie (trzeci krok) dwa orbitale hybrydowe sp 2 dwóch atomów węgla łączą elektrony, tworząc wiązanie kowalencyjne. Takie wiązanie, powstałe w wyniku nakładania się dwóch orbitali atomowych wzdłuż linii łączącej jądra atomu, nazywa się σ-wiązanie.

Powstawanie wiązań sigma i pi w cząsteczce etylenu

Czwarty etap to tworzenie drugiego wiązania między dwoma atomami węgla. Wiązanie powstaje w wyniku nakładania się krawędzi niezhybrydyzowanych orbitali 2p zwróconych do siebie i nazywa się π-wiązanie. Nowy orbital molekularny to zbiór dwóch obszarów zajmowanych przez elektrony wiązania π - powyżej i poniżej wiązania σ. Oba wiązania (σ i π) razem tworzą podwójne wiązanie między atomami węgla. I wreszcie, ostatni, piąty krok, to tworzenie wiązań między atomami węgla i wodoru za pomocą elektronów z czterech pozostałych orbitali hybrydowych sp2.

Podwójne wiązanie w cząsteczce etylenu

Trzeci i ostatni typ hybrydyzacji ukazuje przykład najprostszej cząsteczki zawierającej wiązanie potrójne, cząsteczki acetylenu. Pierwszym krokiem jest wzbudzenie atomu, tak samo jak poprzednio. W drugim etapie następuje hybrydyzacja jednego orbitali 2s i jednego 2p z utworzeniem dwóch sp-hybrydowy orbitale ustawione pod kątem 180°. A dwa orbitale 2p niezbędne do utworzenia dwóch wiązań π pozostają niezmienione.

Tworzenie dwóch orbitali hybrydowych sp

Następnym krokiem jest utworzenie wiązania σ pomiędzy dwoma zhybrydyzowanymi atomami węgla typu sp, a następnie powstają dwa wiązania π. Jedno wiązanie σ i dwa wiązania π między dwoma węglami tworzą razem potrójne wiązanie. Wreszcie powstają wiązania z dwoma atomami wodoru. Cząsteczka acetylenu ma strukturę liniową, wszystkie cztery atomy leżą na tej samej linii prostej.

Pokazaliśmy, jak trzy główne typy geometrii molekularnej w chemii organicznej powstają w wyniku różnych przekształceń orbitali atomowych węgla.

Można zaproponować dwie metody określania typu hybrydyzacji różnych atomów w cząsteczce.

Metoda 1. Najbardziej ogólny sposób, odpowiedni dla dowolnych cząsteczek. Na podstawie zależności kąta wiązania od hybrydyzacji:

a) kąty wiązania 109,5°, 107° i 105° wskazują na hybrydyzację sp3;

b) kąt walencyjny około 120° - sp 2 - hybrydyzacja;

c) kąt walencyjny 180°-sp-hybrydyzacja.

Metoda 2. Nadaje się do większości cząsteczek organicznych. Ponieważ rodzaj wiązania (pojedyncze, podwójne, potrójne) jest związany z geometrią, możliwe jest określenie rodzaju jego hybrydyzacji poprzez charakter wiązań danego atomu:

a) wszystkie wiązania są proste - sp 3 - hybrydyzacja;

b) jedno wiązanie podwójne - hybrydyzacja sp 2;

c) jedno wiązanie potrójne - hybrydyzacja sp.

Hybrydyzacja jest operacją umysłową polegającą na przekształceniu zwykłych (najkorzystniejszych energetycznie) orbitali atomowych w nowe orbitale, których geometria odpowiada eksperymentalnie określonej geometrii cząsteczek.

I. Wstęp. Cechy stereochemiczne atomu węgla.

Stereochemia to dział chemii poświęcony badaniu struktury przestrzennej cząsteczek i wpływu tej struktury na właściwości fizyczne i chemiczne substancji, kierunek i szybkość ich reakcji. Przedmiotem badań stereochemii są głównie substancje organiczne. Przestrzenna budowa związków organicznych związana jest przede wszystkim z cechami stereochemicznymi atomu węgla. Te cechy zależą z kolei od stanu walencyjnego (rodzaj hybrydyzacji).

W stanie sp3- hybrydyzacji, atom węgla jest związany z czterema podstawnikami. Jeśli wyobrazimy sobie atom węgla znajdujący się w środku czworościanu, to podstawniki będą znajdować się w rogach czworościanu. Przykładem jest cząsteczka metanu, której geometrię podano poniżej:

Jeśli wszystkie cztery podstawniki są takie same (СH 4 , CCl 4), cząsteczka jest regularnym czworościanem o kątach walencyjnych 109 o 28". wiązania - czworościan staje się nieregularny.

W stanie sp2- hybrydyzacja, atom węgla jest związany z trzema podstawnikami, przy czym wszystkie cztery atomy leżą w tej samej płaszczyźnie; kąty wiązania wynoszą 120 o. Między dwoma sąsiednimi atomami węgla, które są w stanie sp2- hybrydyzacja, ustanowiona, jak wiadomo, nie tylko zwykła sigma -połączenie (gdy maksymalna gęstość elektronów znajduje się dokładnie na wyobrażonej linii łączącej jądra oddziałujących atomów), ale także drugie wiązanie specjalnego typu. To tak zwane Liczba Pi -połączenie utworzone przez nakładanie się niezhybrydyzowane R- orbitale.

Największe nakładanie się można osiągnąć przy równoległym ustawieniu orbitali p: to ta pozycja jest energetycznie bardziej korzystna, jej naruszenie wymaga wydatkowania energii na zerwanie wiązania pi. Dlatego nie ma swobodnej rotacji wokół wiązania podwójnego węgiel-węgiel (ważną konsekwencją braku swobodnej rotacji wokół wiązania podwójnego jest obecność izomerów geometrycznych; patrz sekcja II.2).

W przypadku wiązania pi na linii łączącej jądra oddziałujących atomów gęstość elektronowa wynosi zero; jest ona maksymalna „nad” i „pod” płaszczyzną, w której leży połączenie między nimi. Z tego powodu energia wiązania pi jest mniejsza niż energia wiązania sigma, aw większości reakcji organicznych dla związków zawierających zarówno wiązania pi, jak i sigma, słabsze wiązania pi są najpierw zrywane.