Configurația electronică a stării fundamentale a atomului de carbon l s 2 2s 2 2p 2:

Ar fi de așteptat ca un astfel de atom de carbon să formeze un compus CH2 cu doi atomi de hidrogen. Dar în metan, carbonul este legat de patru atomi de hidrogen. Pentru a reprezenta formarea unei molecule de CH4, este necesar să ne referim la starea sa electronică excitată.

Acum ne-am aștepta ca atomul de carbon să formeze patru legături cu atomii de hidrogen, dar aceste legături nu sunt echivalente: trei legături se formează folosind R-orbitali, unul - folosind s-orbitali. Acest lucru contrazice binecunoscutul fapt că toate legăturile din metan sunt echivalente.

În continuare, se realizează hibridizarea orbitalilor. Calculate matematic diverse combinații ale unuia s- și trei R-orbitali. Orbitalii hibrizi cu cel mai mare grad de directivitate (orbitalii „mai buni”), ca urmare a suprapunerii mai mari, dau legături (1) mai puternic decât nehibridată s- sau R-orbitali. Patru „cei mai buni” orbitali hibrizi (2) sunt echivalente . Ele sunt direcționate către vârfurile unui tetraedru regulat, unghiul dintre cei doi orbitali este de 109,5 o. Această geometrie oferă (3) repulsie minimă între ele .

Să completăm imaginea construcției moleculei de metan: fiecare dintre cele patru sp 3 -orbitalii unui atom de carbon se suprapun cu 1 s-orbital atomului de hidrogen. Patru  -conexiuni.

Pentru o acoperire maximă sp 3 -orbitali ai carbonului și 1 s- orbitalii hidrogenului patru atomi de hidrogen trebuie să se afle pe axe sp 3 -orbitali. Prin urmare, unghiul dintre oricare două legături C–H este de 109,5 o.

Datele experimentale confirmă calculul: metanul are o structură tetraedrică. Toate legăturile carbon-hidrogen au aceeași lungime de 10,9 10 -2 nm, unghiul dintre oricare două legături este tetraedric și egal cu 109,5 o. Este nevoie de 427·10 3 J/mol pentru a rupe una dintre legăturile din metan.

1.3. Structura etanului

Construcția următorului omolog al seriei de alcani - etan H 3 C–CH 3 va fi realizată într-un mod similar. Ca și în cazul metanului , Legăturile C-H apar din cauza suprapunerii sp 3 -orbitalii atomului de carbon cu 1s-orbitali ai atomilor de hidrogen, legatura carbon-carbon se formeaza ca urmare a suprapunerii a doua sp 3 -orbitali ai atomilor de carbon.

Molecula de etan conține șase legături carbon-hidrogen  și o legătură carbon-carbon . Legăturile  au simetrie cilindrică  . Axa de simetrie a norului electronic de legătură  este linia care leagă atomii. Norul de electroni al unei legături carbon-carbon , care are simetrie cilindrică, poate fi reprezentat după cum urmează:

1.4. Rotație în jurul unei legături simple carbon-carbon. Conformatiilor

În molecula de etan, rotația unei grupări metil față de cealaltă are loc aproape liber.

	Diferite aranjamente de grupuri și atomi în spațiu, care rezultă din rotația unui atom față de altul de-a lungul liniei de legătură care leagă acești atomi, sunt numiteconformaţiilor .
Conformație etan (I) protejată		Conformația etan (II) împiedicată

Cu toate acestea, rotația unei grupări metil față de alta nu este complet liberă. Energia potenţială a moleculei este minimă pentru conformaţia împiedicată II, în timpul rotaţiei grupării metil, aceasta creşte şi atinge un maxim pentru conformaţia împiedicată I. Excesul de energie al conformaţiei împiedicate faţă de conformaţia împiedicată se numeşte energie. stresul de torsiune . Pentru o moleculă de etan, această energie este de 13 10 3 J/mol (Fig. 1.1).

Se crede că excesul de energie apare din cauza respingerii norilor de electroni ai legăturilor carbon-hidrogen în momentul în care trec unul pe lângă celălalt. Deoarece la temperatura camerei energia unor ciocniri de molecule poate ajunge la 86·10 3 J/mol, bariera de 13·10 3 J/mol este depășită cu ușurință. Rotația în etan este considerată a fi liberă.

Orez. 1.1. Energieprofilrotatii de grupCH 3 într-o moleculă de etan în jurul unei legături carbon-carbon

Se numesc conformațiile corespunzătoare minimelor energetice izomeri sau conformari conformaționali . În moleculele mai complexe, numărul de conformere poate fi destul de mare.

Subiecte ale codificatorului USE: Legătura chimică covalentă, varietățile și mecanismele de formare ale acesteia. Caracteristicile unei legături covalente (polaritatea și energia de legătură). Legătură ionică. Conexiune metalica. legătură de hidrogen

Legături chimice intramoleculare

Să luăm mai întâi în considerare legăturile care apar între particulele din molecule. Se numesc astfel de conexiuni intramolecular.

legătură chimică între atomii elementelor chimice are natură electrostatică și se formează datorită interacțiuni ale electronilor externi (de valență)., în mai mult sau mai puțin grad ținut de nuclee încărcate pozitiv atomi legați.

Conceptul cheie aici este ELECTRONEGNATIVITATE. Ea este cea care determină tipul de legătură chimică dintre atomi și proprietățile acestei legături.

este capacitatea unui atom de a atrage (reține) extern(valenţă) electroni. Electronegativitatea este determinată de gradul de atracție a electronilor externi către nucleu și depinde în principal de raza atomului și de sarcina nucleului.

Electronegativitatea este dificil de determinat fără ambiguitate. L. Pauling a întocmit un tabel de electronegativitate relativă (bazat pe energiile de legătură ale moleculelor diatomice). Cel mai electronegativ element este fluor cu sens 4 .

Este important de reținut că în diferite surse puteți găsi diferite scale și tabele de valori ale electronegativității. Acest lucru nu ar trebui să fie speriat, deoarece formarea unei legături chimice joacă un rol atomi și este aproximativ același în orice sistem.

Dacă unul dintre atomii din legătura chimică A:B atrage electronii mai puternic, atunci perechea de electroni este deplasată către el. Cu atât mai mult diferenta de electronegativitate atomi, cu atât perechea de electroni este deplasată mai mult.

Dacă valorile electronegativității atomilor care interacționează sunt egale sau aproximativ egale: EO(A)≈EO(V), atunci perechea de electroni partajată nu este deplasată la niciunul dintre atomi: A: B. Se numește o astfel de conexiune covalent nepolar.

Dacă electronegativitatea atomilor care interacționează diferă, dar nu mult (diferența de electronegativitate este aproximativ de la 0,4 la 2: 0,4<ΔЭО<2 ), apoi perechea de electroni este deplasată la unul dintre atomi. Se numește o astfel de conexiune polar covalent .

Dacă electronegativitatea atomilor care interacționează diferă semnificativ (diferența de electronegativitate este mai mare de 2: ΔEO>2), apoi unul dintre electroni trece aproape complet la alt atom, odată cu formarea ionii. Se numește o astfel de conexiune ionic.

Principalele tipuri de legături chimice sunt − covalent, ionicși metalic conexiuni. Să le luăm în considerare mai detaliat.

legătură chimică covalentă

legătură covalentă – este o legătură chimică format de formarea unei perechi de electroni comune A:B . În acest caz, doi atomi suprapune orbitali atomici. O legătură covalentă se formează prin interacțiunea atomilor cu o mică diferență de electronegativitate (de regulă, între două nemetale) sau atomi ai unui element.

Proprietățile de bază ale legăturilor covalente

• orientare,
• saturabilitate,
• polaritate,
• polarizabilitate.

Aceste proprietăți de legătură afectează proprietățile chimice și fizice ale substanțelor.

Direcția de comunicare caracterizează structura chimică și forma substanțelor. Unghiurile dintre două legături se numesc unghiuri de legătură. De exemplu, într-o moleculă de apă, unghiul de legătură H-O-H este de 104,45 o, deci molecula de apă este polară, iar în molecula de metan, unghiul de legătură H-C-H este de 108 o 28′.

Saturabilitatea este capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături chimice covalente. Numărul de legături pe care le poate forma un atom se numește.

Polaritate legăturile apar din cauza distribuției neuniforme a densității electronice între doi atomi cu electronegativitate diferită. Legăturile covalente sunt împărțite în polare și nepolare.

Polarizabilitate conexiunile sunt capacitatea electronilor de legătură de a fi deplasați de un câmp electric extern(în special, câmpul electric al altei particule). Polarizabilitatea depinde de mobilitatea electronilor. Cu cât electronul este mai departe de nucleu, cu atât este mai mobil și, în consecință, molecula este mai polarizabilă.

Legătură chimică covalentă nepolară

Există 2 tipuri de legături covalente - POLARși NON-POLARE .

Exemplu . Luați în considerare structura moleculei de hidrogen H 2 . Fiecare atom de hidrogen poartă 1 electron nepereche în nivelul său de energie exterior. Pentru a afișa un atom, folosim structura Lewis - aceasta este o diagramă a structurii nivelului de energie externă a unui atom, când electronii sunt notați cu puncte. Modelele de structură a punctelor Lewis sunt de mare ajutor atunci când lucrați cu elemente din a doua perioadă.

H. + . H=H:H

Astfel, molecula de hidrogen are o pereche de electroni comună și o legătură chimică H-H. Această pereche de electroni nu este deplasată la niciunul dintre atomii de hidrogen, deoarece electronegativitatea atomilor de hidrogen este aceeași. Se numește o astfel de conexiune covalent nepolar .

Legătură covalentă nepolară (simetrică). - aceasta este o legătură covalentă formată din atomi cu electronegativitate egală (de regulă, aceleași nemetale) și, prin urmare, cu o distribuție uniformă a densității electronice între nucleele atomilor.

Momentul dipol al legăturilor nepolare este 0.

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

Legătură chimică polară covalentă

legătura polară covalentă este o legătură covalentă care apare între atomi cu electronegativitate diferită (obișnuit, diferite nemetale) și este caracterizată deplasare perechea de electroni comună la un atom mai electronegativ (polarizare).

Densitatea electronilor este deplasată la un atom mai electronegativ - prin urmare, apare o sarcină negativă parțială (δ-) și o sarcină pozitivă parțială pe un atom mai puțin electronegativ (δ+, delta +).

Cu cât diferența de electronegativitate a atomilor este mai mare, cu atât este mai mare polaritate conexiuni și chiar mai mult moment dipol . Între moleculele învecinate și sarcinile opuse în semn, acționează forțe de atracție suplimentare, care cresc putere conexiuni.

Polaritatea legăturilor afectează proprietățile fizice și chimice ale compușilor. Mecanismele de reacție și chiar reactivitatea legăturilor învecinate depind de polaritatea legăturii. Polaritatea unei legături determină adesea polaritatea moleculeiși astfel afectează direct proprietăți fizice precum punctul de fierbere și punctul de topire, solubilitatea în solvenți polari.

Exemple: HCI, C02, NH3.

Mecanisme de formare a unei legături covalente

O legătură chimică covalentă poate avea loc prin două mecanisme:

1. mecanism de schimb formarea unei legături chimice covalente are loc atunci când fiecare particulă furnizează un electron nepereche pentru formarea unei perechi de electroni comune:

DAR . + . B= A:B

2. Formarea unei legături covalente este un astfel de mecanism în care una dintre particule oferă o pereche de electroni neîmpărtășită, iar cealaltă particulă oferă un orbital liber pentru această pereche de electroni:

DAR: + B= A:B

În acest caz, unul dintre atomi oferă o pereche de electroni neîmpărtășită ( donator), iar celălalt atom oferă un orbital vacant pentru această pereche ( acceptor). Ca urmare a formării unei legături, atât energia electronilor scade, adică. acest lucru este benefic pentru atomi.

O legătură covalentă formată prin mecanismul donor-acceptor, nu este diferit prin proprietăţile altor legături covalente formate prin mecanismul de schimb. Formarea unei legături covalente prin mecanismul donor-acceptor este tipică pentru atomii fie cu un număr mare de electroni la nivelul de energie externă (donatori de electroni), fie invers, cu un număr foarte mic de electroni (acceptori de electroni). Posibilitățile de valență ale atomilor sunt luate în considerare mai detaliat în documentele corespunzătoare.

O legătură covalentă este formată prin mecanismul donor-acceptor:

- într-o moleculă monoxid de carbon CO(legatura din molecula este tripla, prin mecanismul de schimb se formeaza 2 legaturi, una prin mecanismul donor-acceptor): C≡O;

- în ion de amoniu NH4+, în ioni amine organice de exemplu, în ionul de metilamoniu CH3-NH2+;

- în compuși complecși, o legătură chimică între atomul central și grupuri de liganzi, de exemplu, în tetrahidroxoaluminatul de sodiu Na legătura dintre ionii de aluminiu și hidroxid;

- în acid azotic și sărurile sale- nitraţi: HNO 3 , NaNO 3 , în alţi compuşi de azot;

- într-o moleculă ozon O 3 .

Principalele caracteristici ale unei legături covalente

O legătură covalentă, de regulă, se formează între atomii nemetalelor. Principalele caracteristici ale unei legături covalente sunt lungime, energie, multiplicitate și directivitate.

Multiplicitatea legăturilor chimice

Multiplicitatea legăturilor chimice - Acest numărul de perechi de electroni împărțiți între doi atomi dintr-un compus. Multiplicitatea legăturii poate fi determinată destul de ușor din valoarea atomilor care formează molecula.

de exemplu , în molecula de hidrogen H 2 multiplicitatea legăturilor este 1, deoarece fiecare hidrogen are doar 1 electron nepereche la nivelul de energie exterior, prin urmare, se formează o pereche de electroni comună.

În molecula de oxigen O 2, multiplicitatea legăturilor este 2, deoarece fiecare atom are 2 electroni nepereche în nivelul său de energie exterior: O=O.

În molecula de azot N 2, multiplicitatea legăturilor este 3, deoarece între fiecare atom există 3 electroni nepereche la nivelul energetic exterior, iar atomii formează 3 perechi de electroni comuni N≡N.

Lungimea legăturii covalente

Lungimea legăturii chimice este distanța dintre centrele nucleelor ​​atomilor care formează o legătură. Se determină prin metode fizice experimentale. Lungimea legăturii poate fi estimată aproximativ, conform regulii aditivității, conform căreia lungimea legăturii în molecula AB este aproximativ egală cu jumătate din suma lungimilor legăturilor din moleculele A 2 și B 2:

Lungimea unei legături chimice poate fi estimată aproximativ de-a lungul razelor atomilor, formând o legătură, sau prin multiplicitatea comunicării dacă razele atomilor nu sunt foarte diferite.

Odată cu creșterea razelor atomilor care formează o legătură, lungimea legăturii va crește.

de exemplu

Odată cu creșterea multiplicității legăturilor dintre atomi (ale căror raze atomice nu diferă sau diferă ușor), lungimea legăturilor va scădea.

de exemplu . În seria: C–C, C=C, C≡C, lungimea legăturii scade.

Energie legată

O măsură a puterii unei legături chimice este energia legăturii. Energie legată este determinată de energia necesară pentru a rupe legătura și a îndepărta atomii care formează această legătură la o distanță infinită unul de celălalt.

Legătura covalentă este foarte rezistent. Energia sa variază de la câteva zeci la câteva sute de kJ/mol. Cu cât energia de legătură este mai mare, cu atât puterea de legătură este mai mare și invers.

Forța unei legături chimice depinde de lungimea legăturii, de polaritatea legăturii și de multiplicitatea legăturii. Cu cât legătura chimică este mai lungă, cu atât se rupe mai ușor și cu cât energia legăturii este mai mică, cu atât rezistența acesteia este mai mică. Cu cât legătura chimică este mai scurtă, cu atât este mai puternică și energia de legătură este mai mare.

de exemplu, în seria compușilor HF, HCl, HBr de la stânga la dreapta rezistența legăturii chimice scade, deoarece lungimea legăturii crește.

Legătură chimică ionică

Legătură ionică este o legătură chimică bazată pe atracția electrostatică a ionilor.

ionii se formează în procesul de acceptare sau eliberare a electronilor de către atomi. De exemplu, atomii tuturor metalelor rețin slab electronii nivelului de energie exterior. Prin urmare, atomii de metal sunt caracterizați proprietăți de restaurare capacitatea de a dona electroni.

Exemplu. Atomul de sodiu conține 1 electron la al 3-lea nivel energetic. Dându-l cu ușurință, atomul de sodiu formează un ion Na + mult mai stabil, cu configurația electronică a gazului nobil de neon Ne. Ionul de sodiu conține 11 protoni și doar 10 electroni, deci sarcina totală a ionului este -10+11 = +1:

+11N / A) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 N / A +) 2 ) 8

Exemplu. Atomul de clor are 7 electroni în nivelul său de energie exterior. Pentru a obține configurația unui atom de argon inert stabil Ar, clorul trebuie să adauge 1 electron. După atașarea unui electron, se formează un ion de clor stabil, format din electroni. Sarcina totală a ionului este -1:

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

Notă:

• Proprietățile ionilor sunt diferite de proprietățile atomilor!
• Ioni stabili se pot forma nu numai atomi, dar de asemenea grupuri de atomi. De exemplu: ion amoniu NH 4 +, ion sulfat SO 4 2- etc. Legăturile chimice formate de astfel de ioni sunt de asemenea considerate ionice;
• Legăturile ionice se formează de obicei între metaleși nemetale(grupuri de nemetale);

Ionii rezultați sunt atrași datorită atracției electrice: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Să generalizăm vizual diferența dintre tipurile de legături covalente și ionice:

legătură chimică metalică

conexiune metalica este relația care se formează relativ electroni liberiîntre ioni metalici formând o rețea cristalină.

Atomii metalelor de la nivelul energetic exterior au de obicei unul până la trei electroni. Razele atomilor de metal, de regulă, sunt mari - prin urmare, atomii de metal, spre deosebire de nemetale, donează destul de ușor electroni exteriori, adică. sunt agenți reducători puternici

Interacțiuni intermoleculare

Separat, merită luate în considerare interacțiunile care apar între moleculele individuale dintr-o substanță - interacțiuni intermoleculare . Interacțiunile intermoleculare sunt un tip de interacțiune între atomi neutri în care nu apar noi legături covalente. Forțele de interacțiune dintre molecule au fost descoperite de van der Waals în 1869 și numite după el. Forțele Van dar Waals. Forțele Van der Waals sunt împărțite în orientare, inducţie și dispersie . Energia interacțiunilor intermoleculare este mult mai mică decât energia unei legături chimice.

Forțele de orientare ale atracției apar între moleculele polare (interacțiunea dipol-dipol). Aceste forțe apar între moleculele polare. Interacțiuni inductive este interacțiunea dintre o moleculă polară și una nepolară. O moleculă nepolară este polarizată datorită acțiunii uneia polare, care generează o atracție electrostatică suplimentară.

Un tip special de interacțiune intermoleculară sunt legăturile de hidrogen. - acestea sunt legături chimice intermoleculare (sau intramoleculare) care apar între molecule în care există legături covalente puternic polare - H-F, H-O sau H-N. Dacă există astfel de legături în moleculă, atunci între molecule vor exista forțe suplimentare de atracție .

Mecanismul educației Legătura de hidrogen este parțial electrostatică și parțial donor-acceptor. În acest caz, un atom al unui element puternic electronegativ (F, O, N) acționează ca un donor de pereche de electroni, iar atomii de hidrogen conectați la acești atomi acționează ca un acceptor. Legăturile de hidrogen sunt caracterizate orientare în spaţiu şi saturare .

Legătura de hidrogen poate fi notată cu puncte: H ··· O. Cu cât electronegativitatea unui atom conectat la hidrogen este mai mare și cu cât dimensiunea acestuia este mai mică, cu atât legătura de hidrogen este mai puternică. Este în primul rând caracteristic compușilor fluor cu hidrogen , precum și să oxigen cu hidrogen , Mai puțin azot cu hidrogen .

Legăturile de hidrogen apar între următoarele substanțe:

— fluorură de hidrogen HF(gaz, soluție de acid fluorhidric în apă - acid fluorhidric), apă H2O (abur, gheață, apă lichidă):

— soluție de amoniac și amine organice- intre amoniac si moleculele de apa;

— compuși organici în care se leagă O-H sau N-H: alcooli, acizi carboxilici, amine, aminoacizi, fenoli, anilina si derivatii ei, proteine, solutii de carbohidrati - monozaharide si dizaharide.

Legătura de hidrogen afectează proprietățile fizice și chimice ale substanțelor. Astfel, atracția suplimentară dintre molecule face dificilă fierberea substanțelor. Substanțele cu legături de hidrogen prezintă o creștere anormală a punctului de fierbere.

de exemplu De regulă, odată cu creșterea greutății moleculare, se observă o creștere a punctului de fierbere al substanțelor. Cu toate acestea, într-o serie de substanțe H2O-H2S-H2Se-H2Te nu observăm o modificare liniară a punctelor de fierbere.

Și anume, la punctul de fierbere al apei este anormal de ridicat - nu mai puțin de -61 o C, după cum ne arată linia dreaptă, dar mult mai mult, +100 o C. Această anomalie se explică prin prezența legăturilor de hidrogen între moleculele de apă. Prin urmare, în condiții normale (0-20 o C), apa este lichid după starea de fază.

Metoda legăturilor de valență (perechi de electroni localizați) presupune că fiecare pereche de atomi dintr-o moleculă este ținută împreună de una sau mai multe perechi de electroni partajați. Prin urmare, legătura chimică pare a fi cu doi electroni și două centre, adică situat între doi atomi. În formulele structurale ale compușilor, este indicat printr-o liniuță:

H-CI, H-H, H-O-H

Luați în considerare în lumină Metoda soarelui, caracteristici ale comunicării precum saturația, directivitate și polarizabilitatea.

Valenţă atom - este determinat de numărul de electroni nepereche (de valență) care pot lua parte la formarea unei legături chimice. Valenta este exprimata in numere intregi mici si este egala cu numarul de legaturi covalente. Valența elementelor, care se manifestă în compuși covalenti, este adesea numită covalenţa. Unii atomi au o valență variabilă, de exemplu, carbonul în starea fundamentală are 2 electroni nepereche și va fi doi valenți. Când un atom este excitat, este posibil să scoți cu abur ceilalți doi electroni perechi și apoi atomul de carbon va deveni patru valenți:

Excitarea unui atom la o nouă stare de valență necesită cheltuirea energiei, care este compensată de energia eliberată în timpul formării legăturilor.

Orientarea legăturii covalente

Suprapunerea reciprocă a norilor poate apărea în moduri diferite, datorită formelor lor diferite. Distinge σ-, π- și δ-conexiuni.

Sigma - conexiuni se formează atunci când norii se suprapun de-a lungul unei linii care trece prin nucleele atomilor. Legăturile Pi apar atunci când norii se suprapun pe ambele părți ale liniei care leagă nucleele atomilor. Delta - comunicațiile se realizează atunci când toate cele patru lame ale norilor d - electroni sunt suprapuse, situate în planuri paralele.

σ– legătura poate apărea atunci când există o suprapunere de-a lungul liniei care leagă nucleele atomilor din următorii orbitali: s— s -, s— R-, R– R-, d— d-orbitali, și d— s-, d— R- orbitali. σ– legătura are proprietățile unei legături localizate în două centre, ceea ce este.

legătura π poate fi format prin suprapunerea pe ambele părți ale liniei care leagă nucleele atomilor următorilor orbitali: R—R-, R—d-, d—d-, f—p-, f—d- și f—f- orbitali.

Asa de, s- elementele sunt capabile doar de formare σ– legături, R- elemente - legături σ– și π–, d- elemente - legături σ–, π– și δ, A f- elemente - legături σ– , π– , δ. Odată cu formarea în comun a legăturilor π și σ, se obține o legătură dublă. Dacă două apar în același timp legătura π și σ, se formează o legătură triplă. Numărul de legături formate între atomi se numește multiplicitatea legăturilor.

La stabilirea unei conexiuni cu s— orbitalii, datorita formei lor sferice, nu exista directie preferentiala in spatiu, pentru formarea cat mai benefica a legaturilor covalente. În cazul R- orbitali, densitatea electronilor este distribuita neuniform, deci exista o anumita directie in care este cel mai probabil formarea unei legaturi covalente.

Hibridarea orbitalilor atomici

Luați în considerare un exemplu. Imaginează-ți că patru atomi de hidrogen sunt combinați cu un atom de carbon și se formează o moleculă de metan CH4.

Imaginea arată ce se întâmplă, dar nu explică cum se comportă s— și R- orbitali, in formarea unor astfel de compusi. Cu toate că R- orbitalul are două părți răsucite una față de cealaltă, dar poate forma o singură legătură. Ca rezultat, se poate presupune că în molecula de metan un atom de hidrogen este atașat la 2 s— orbitali de carbon, restul - până la 2 R- orbitali. Apoi, fiecare atom de hidrogen va fi în raport cu celălalt la un unghi de 90 °, dar nu este așa. Electronii se resping reciproc și diverg pe o distanță mai mare. Ce se întâmplă de fapt?

Ca rezultat, toți orbitalii se combină, rearanjează și formează 4 echivalent hibrid orbitali care sunt îndreptați către vârfurile tetraedrului. Fiecare dintre orbitalii hibrizi conține o anumită contribuție 2 s— orbitali și unele contribuții 2 R- orbitali. Deoarece 4 orbitali hibrizi sunt formați de unul 2 s— si trei 2 R- orbitali, atunci aceasta metoda de hibridizare se numeste sp 3 -hibridizare.

hibridizarea sp 3 a orbitalilor într-o moleculă de metan

După cum se poate observa din figură, configurația orbitalilor hibrizi permite patru atomi de hidrogen să formeze legături covalente cu un atom de carbon, în timp ce orbitalii vor fi localizați unul față de celălalt la un unghi de 109,5 °.

Același tip de hibridizare este prezent în molecule precum NH 3 , H 2 O. Pe una dintre sp 3 - hibrid orbitalii, în molecula de NH 3, există o pereche de electroni singuratică, iar ceilalți trei orbitali sunt utilizați pentru a se conecta cu atomii de hidrogen. În molecula de H 2 O, doi orbitali hibrizi ai atomului de oxigen sunt ocupați de perechi de electroni neîmpărțiți, în timp ce ceilalți doi sunt utilizați pentru legarea cu atomii de hidrogen.

Numărul de orbitali hibrizi este determinat de numărul de legături simple, precum și de numărul de perechi de electroni neîmpărțiți din moleculă. Acești electroni sunt în orbitali hibrizi. Când orbitalii nehibrizi ai doi atomi se suprapun, se formează o legătură multiplă. De exemplu, într-o moleculă de etilenă, legătura se realizează după cum urmează:

sp 2 -hibridarea atomilor de etilenă

Aranjamentul plan a trei legături în jurul fiecărui atom de carbon sugerează că în acest caz sp 2 -hibridarea ( orbitalii hibrizi sunt formați de unul 2 s— si doi 2 R- orbitali ). În același timp, unul 2 R- orbitalul rămâne nefolosit (nehibrid). Orbitalii vor fi localizați unul față de celălalt la un unghi de 120 °.

În același mod, în molecula de acetilenă se formează o legătură triplă. În acest caz, se întâmplă sp-hibridizare atomi, adică orbitalii hibrizi sunt formați de unul 2 s— si unul 2 R- orbitali și doi 2 R Orbitalii sunt nehibrizi. Orbitalii sunt localizați unul față de celălalt la un unghi de 180 °

Următoarele sunt exemple de aranjare geometrică a orbitalilor hibrizi.

Set de orbitali atomici	Set de orbitali hibrizi	Dispunerea geometrică a orbitalilor hibrizi	Exemple
s,p	sp	Linear (unghi 180°)	Be (CH3)2, HgCl2MgBr2, CaH2, BaF2, C2H2
s,p,p	sp 2	Trigonal plan (unghi 120°)	BF3, GaCl3, InBr3, TeI3, C2H4
s,p,p,p	sp 3	Tetraedric (unghi 109,5°)	CH4, AsCI4-, TiCI4, SiCI4, GeF4
s,p,p,d	sp2d	Pătrat plat (unghi de 90°)	Ni(CO)4, 2 -
s,p,p,p,d	sp 3 d	Trigonal bipiramidal (unghiuri 120° și 90°)	PF5, PCl5, AsF5
s,p,p,p,d,d	sp 3 d 2	Octaedral (unghi de 90°)	SF6, Fe(CN)63-, CoF63-

Categorii,

modelul atomului de carbon

Electronii de valență ai unui atom de carbon sunt localizați într-un orbital 2s și doi orbitali 2p. Orbitalii 2p sunt situati la un unghi de 90° unul fata de celalalt, iar orbitalul 2s are simetrie sferica. Astfel, aranjarea orbitalilor atomici de carbon în spațiu nu explică apariția unghiurilor de legătură de 109,5°, 120° și 180° în compușii organici.

Pentru a rezolva această contradicție, noțiunea hibridizarea orbitalilor atomici. Pentru a înțelege natura celor trei opțiuni pentru aranjarea legăturilor atomului de carbon, au fost necesare idei despre trei tipuri de hibridizare.

Apariția conceptului de hibridizare îi datorăm lui Linus Pauling, care a făcut mult pentru a dezvolta teoria legăturii chimice.

Conceptul de hibridizare explică modul în care un atom de carbon își schimbă orbitalii pentru a forma compuși. Mai jos vom lua în considerare acest proces de transformare orbitală pas cu pas. Totodată, trebuie avut în vedere că împărțirea procesului de hibridizare în etape sau etape nu este, de fapt, altceva decât un dispozitiv mental care permite o prezentare mai logică și mai accesibilă a conceptului. Cu toate acestea, concluziile despre orientarea spațială a legăturilor atomului de carbon, la care vom ajunge în cele din urmă, corespund pe deplin cu starea reală a lucrurilor.

Configurația electronică a atomului de carbon în starea fundamentală și excitată

Figura din stânga arată configurația electronică a unui atom de carbon. Ne interesează doar soarta electronilor de valență. Ca rezultat al primului pas, care se numește entuziasm sau promovare, unul dintre cei doi electroni 2s se deplasează către un orbital 2p liber. În a doua etapă, are loc procesul de hibridizare în sine, care poate fi imaginat oarecum convențional ca un amestec de un s- și trei p-orbitali și formarea a patru noi orbitali identici din aceștia, fiecare dintre care păstrează proprietățile s. -orbital cu un sfert şi proprietăţile orbitalilor p. Acești noi orbitali se numesc sp 3 - hibrid. Aici, suprascriptul 3 denotă nu numărul de electroni care ocupă orbitalii, ci numărul de orbitali p care au luat parte la hibridizare. Orbitalii hibrizi sunt direcționați către vârfurile tetraedrului, în centrul căruia se află un atom de carbon. Fiecare orbital hibrid sp 3 conține un electron. Acești electroni participă în a treia etapă la formarea legăturilor cu patru atomi de hidrogen, formând unghiuri de legătură de 109,5°.

sp3 - hibridizare. molecula de metan.

Formarea moleculelor plane cu unghiuri de legătură de 120° este prezentată în figura de mai jos. Aici, ca și în cazul hibridizării sp 3, primul pas este excitația. În a doua etapă, un orbital 2s și doi orbitali 2p participă la hibridizare, formând trei sp 2 -hibrid orbitali situati in acelasi plan la un unghi de 120° unul fata de celalalt.

Formarea a trei orbitali hibrizi sp2

Un p-rorbital rămâne nehibridizat și este situat perpendicular pe planul orbitalilor hibrizi sp 2. Apoi (al treilea pas) doi orbitali hibrizi sp 2 ai doi atomi de carbon combină electronii pentru a forma o legătură covalentă. O astfel de legătură, formată ca urmare a suprapunerii a doi orbitali atomici de-a lungul liniei care leagă nucleele unui atom, se numește σ-legatură.

Formarea legăturilor sigma și pi în molecula de etilenă

A patra etapă este formarea unei a doua legături între doi atomi de carbon. Legătura se formează ca urmare a suprapunerii marginilor orbitalilor 2p nehibridați care se confruntă unul cu celălalt și se numește legătura π. Noul orbital molecular este un set de două regiuni ocupate de electronii legăturii π - deasupra și sub legătura σ. Ambele legături (σ și π) alcătuiesc împreună legătură dublăîntre atomi de carbon. Și, în sfârșit, ultimul, al cincilea pas este formarea legăturilor între atomii de carbon și hidrogen folosind electronii celor patru orbitali hibrizi sp 2 rămași.

Legătură dublă în molecula de etilenă

Al treilea și ultimul tip de hibridizare este prezentat pe exemplul celei mai simple molecule care conține o legătură triplă, molecula de acetilenă. Primul pas este excitarea atomului, la fel ca înainte. În a doua etapă, hibridizarea unui orbital 2s și a unuia 2p are loc cu formarea a doi sp-hibrid orbitali care sunt la un unghi de 180°. Și cei doi orbitali 2p necesari pentru formarea a două legături π rămân neschimbați.

Formarea a doi orbitali sp-hibrizi

Următorul pas este formarea unei legături σ între doi atomi de carbon hibridizați sp, apoi se formează două legături π. O legătură σ și două legături π între doi atomi de carbon formează împreună triplă legătură. În cele din urmă, se formează legături cu doi atomi de hidrogen. Molecula de acetilenă are o structură liniară, toți cei patru atomi se află pe aceeași linie dreaptă.

Am arătat cum cele trei tipuri principale de geometrie moleculară din chimia organică apar ca urmare a diferitelor transformări ale orbitalilor atomici ai carbonului.

Pot fi propuse două metode pentru determinarea tipului de hibridizare a diferiților atomi dintr-o moleculă.

Metoda 1. Cel mai general mod, potrivit pentru orice molecule. Pe baza dependenței unghiului de legătură de hibridizare:

a) unghiurile de legătură de 109,5°, 107° și 105° indică hibridizarea sp 3;

b) un unghi de valență de aproximativ 120 ° - sp 2 - hibridizare;

c) unghi de valenţă 180°-sp-hibridare.

Metoda 2. Potrivit pentru majoritatea moleculelor organice. Deoarece tipul de legătură (singură, dublă, triplă) este asociat cu geometria, este posibil să se determine tipul de hibridizare a acesteia după natura legăturilor unui atom dat:

a) toate legăturile sunt simple - sp 3 -hibridare;

b) o legătură dublă - sp 2 -hibridare;

c) o legătură triplă - hibridizare sp.

Hibridizarea este o operație mentală de transformare a orbitalilor atomici obișnuiți (cele mai favorabile din punct de vedere energetic) în noi orbitali, a căror geometrie corespunde geometriei determinate experimental a moleculelor.

I. Introducere. Caracteristicile stereochimice ale atomului de carbon.

Stereochimia este o parte a chimiei dedicată studiului structurii spațiale a moleculelor și influenței acestei structuri asupra proprietăților fizice și chimice ale unei substanțe, asupra direcției și vitezei reacțiilor acestora. Obiectele de studiu în stereochimie sunt în principal substanțe organice. Structura spațială a compușilor organici este asociată în primul rând cu caracteristicile stereochimice ale atomului de carbon. Aceste caracteristici depind, la rândul lor, de starea de valență (tipul de hibridizare).

In conditie sp3- hibridizare, atomul de carbon este legat de patru substituenți. Dacă ne imaginăm un atom de carbon situat în centrul unui tetraedru, atunci substituenții vor fi localizați la colțurile tetraedrului. Un exemplu este molecula de metan, a cărei geometrie este dată mai jos:

Dacă toți cei patru substituenți sunt aceiași (СH 4 , CCl 4), molecula este un tetraedru regulat cu unghiuri de valență 109 sau 28". legături - tetraedrul devine neregulat.

In conditie sp2- hibridizare, atomul de carbon este legat de trei substituenți, toți cei patru atomi aflați în același plan; unghiurile de legătură sunt de 120 o. Între doi atomi de carbon adiacenți care se află în stare sp2- hibridizarea, se stabilește, după cum știți, nu numai cea obișnuită sigma -conexiune (când densitatea maximă de electroni este situată exact pe o linie imaginară care leagă nucleele atomilor care interacționează), dar și o a doua legătură de tip special. Acest așa-zis pi -conexiune formate prin suprapunere nehibridate R- orbitali.

Cea mai mare suprapunere poate fi obținută cu un aranjament paralel al orbitalilor p: această poziție este mai favorabilă din punct de vedere energetic, încălcarea ei necesită cheltuirea de energie pentru a rupe legătura pi. Prin urmare, nu există rotație liberă în jurul legăturii duble carbon-carbon (o consecință importantă a lipsei de rotație liberă în jurul legăturii duble este prezența izomerilor geometrici; vezi secțiunea II.2).

Pentru o legătură pi pe o linie care conectează nucleele atomilor care interacționează, densitatea electronilor este zero; este maximă „deasupra” şi „sub” planul în care se află legătura dintre ele. Din acest motiv, energia unei legături pi este mai mică decât cea a unei legături sigma, iar în majoritatea reacțiilor organice pentru compușii care conțin atât legături pi, cât și legături sigma, legăturile pi mai puțin puternice sunt rupte mai întâi.