Elektronska konfiguracija osnovnega stanja ogljikovega atoma l s 2 2s 2 2str 2:

Pričakovati je bilo, da bi tak ogljikov atom tvoril CH 2 spojino z dvema atomoma vodika. Toda v metanu je ogljik vezan na štiri vodikove atome. Da bi predstavili nastanek molekule CH 4, se je treba sklicevati na njeno vzbujeno elektronsko stanje.

Zdaj bi pričakovali, da bo ogljikov atom tvoril štiri vezi z atomi vodika, vendar te vezi niso enakovredne: tri vezi se tvorijo z uporabo R-orbitale, ena - uporaba s-orbitale. To je v nasprotju z dobro znanim dejstvom, da so vse vezi v metanu enakovredne.

Nato se izvede hibridizacija orbital. Matematično izračunane različne kombinacije enega s- in tri R-orbitale. Hibridne orbitale z najvišjo stopnjo usmerjenosti ("boljše" orbitale) zaradi večjega prekrivanja dajejo vezi (1) močnejši kot nehibridizirana s- oz R-orbitale. Štiri "najboljše" hibridne orbitale (2) so enakovredni . Usmerjeni so na oglišča pravilnega tetraedra, kot med obema orbitalama je 109,5 o. Ta geometrija zagotavlja (3) minimalen odboj med njimi .

Dopolnimo sliko konstrukcije molekule metana: vsaka od štirih sp 3 -orbitale ogljikovega atoma se prekrivajo z 1 s-orbitala vodikovega atoma. štiri  -povezave.

Za maksimalno pokritost sp 3 -orbitale ogljika in 1 s- orbitale vodika štirje vodikovi atomi morajo ležati na osi sp 3 -orbitale. Zato je kot med katerima koli dvema vezjema C–H 109,5 o.

Eksperimentalni podatki potrjujejo izračun: metan ima tetraedrsko strukturo. Vse vezi ogljik-vodik imajo enako dolžino 10,9 10 -2 nm, kot med katerima koli vezmama je tetraedričen in je enak 109,5 o. Za prekinitev ene od vezi v metanu je potrebnih 427·10 3 J/mol.

1.3. Struktura etana

Na podoben način bo izvedena konstrukcija naslednjega homologa serije alkanov - etana H 3 C–CH 3. Kot v primeru metana , C-H vezi nastanejo zaradi prekrivanja sp 3 -orbitale ogljikovega atoma s 1s-orbitale vodikovih atomov, vez ogljik-ogljik nastane kot posledica prekrivanja dveh sp 3 -orbitale ogljikovih atomov.

Molekula etana vsebuje šest vezi ogljik-vodik  in eno vez ogljik-ogljik . -vezi imajo valjasto simetrijo  . Os simetrije elektronskega oblaka -vezi je črta, ki povezuje atome. Elektronski oblak vezi ogljik-ogljik , ki ima valjasto simetrijo, lahko upodobimo takole:

1.4. Vrtenje okoli preproste vezi ogljik-ogljik. Konformacije

V molekuli etana se vrtenje ene metilne skupine glede na drugo dogaja skoraj prosto.

	Različne razporeditve skupin in atomov v prostoru, ki so posledica vrtenja enega atoma glede na drugega vzdolž vezne črte, ki povezuje te atome, se imenujejokonformacije .
Zaščitena etanska (I) konformacija		Ovirana konformacija etana(II).

Vendar rotacija ene metilne skupine glede na drugo ni povsem prosta. Potencialna energija molekule je minimalna za ovirano konformacijo II, med rotacijo metilne skupine se poveča in doseže maksimum za ovirano konformacijo I. Presežek energije ovirane konformacije v primerjavi z ovirano konformacijo imenujemo energija torzijska napetost . Za molekulo etana je ta energija 13 10 3 J/mol (slika 1.1).

Domneva se, da se presežna energija pojavi zaradi odbijanja elektronskih oblakov ogljik-vodikovih vezi v trenutku, ko te prehajajo drug drugega. Ker lahko pri sobni temperaturi energija nekaterih trkov molekul doseže 86·10 3 J/mol, je pregrada 13·10 3 J/mol zlahka premagljiva. Vrtenje v etanu velja za brezplačno.

riž. 1.1. Energijaprofilskupinske rotacijeCH 3 v molekuli etana okoli vezi ogljik-ogljik

Konformacije, ki ustrezajo energetskim minimumom, se imenujejo konformacijski izomeri ali konformerji . V kompleksnejših molekulah je lahko število konformerjev precej veliko.

Teme kodifikatorja USE: Kovalentna kemična vez, njene sorte in mehanizmi nastanka. Značilnosti kovalentne vezi (polarnost in energija vezi). Ionska vez. Kovinska povezava. vodikova vez

Intramolekularne kemične vezi

Najprej si oglejmo vezi, ki nastanejo med delci znotraj molekul. Takšne povezave se imenujejo intramolekularno.

kemična vez med atomi kemičnih elementov ima elektrostatično naravo in nastane zaradi interakcije zunanjih (valenčnih) elektronov, v večji ali manjši meri držijo pozitivno nabita jedra vezani atomi.

Ključni koncept tukaj je ELEKTRONOGNATIVNOST. Ona je tista, ki določa vrsto kemične vezi med atomi in lastnosti te vezi.

je sposobnost atoma, da pritegne (zadrži) zunanji(valenca) elektronov. Elektronegativnost je določena s stopnjo privlačnosti zunanjih elektronov v jedro in je odvisna predvsem od polmera atoma in naboja jedra.

Elektronegativnost je težko nedvoumno določiti. L. Pauling je sestavil tabelo relativne elektronegativnosti (na podlagi energij vezi dvoatomskih molekul). Najbolj elektronegativni element je fluor s pomenom 4 .

Pomembno je omeniti, da lahko v različnih virih najdete različne lestvice in tabele vrednosti elektronegativnosti. Tega se ne bi smeli bati, saj igra tvorba kemične vezi pomembno vlogo atomov in je približno enako v katerem koli sistemu.

Če eden od atomov v kemični vezi A:B močneje privlači elektrone, se elektronski par premakne proti njemu. Bolj razlika v elektronegativnosti atomov, bolj je elektronski par premaknjen.

Če so vrednosti elektronegativnosti medsebojno delujočih atomov enake ali približno enake: EO(A)≈EO(V), potem skupni elektronski par ni premaknjen na nobenega od atomov: A: B. Takšna povezava se imenuje kovalentne nepolarne.

Če se elektronegativnost medsebojno delujočih atomov razlikuje, vendar ne veliko (razlika v elektronegativnosti je približno od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), potem se elektronski par premakne na enega od atomov. Takšna povezava se imenuje kovalentno polarno .

Če se elektronegativnost medsebojno delujočih atomov bistveno razlikuje (razlika v elektronegativnosti je večja od 2: ΔEO>2), nato eden od elektronov skoraj popolnoma preide na drug atom, pri čemer nastane ioni. Takšna povezava se imenuje ionski.

Glavne vrste kemičnih vezi so − kovalentna, ionski in kovinski povezave. Poglejmo jih podrobneje.

kovalentna kemična vez

kovalentna vez – to je kemična vez ki ga tvori nastanek skupnega elektronskega para A:B . V tem primeru dva atoma prekrivanje atomske orbitale. Kovalentna vez nastane z interakcijo atomov z majhno razliko v elektronegativnosti (praviloma med dvema nekovinama) ali atomi enega elementa.

Osnovne lastnosti kovalentnih vezi

• orientacijo,
• nasičenost,
• polarnost,
• polarizabilnost.

Te lastnosti vezi vplivajo na kemične in fizikalne lastnosti snovi.

Smer komunikacije označuje kemično strukturo in obliko snovi. Koti med dvema vezmama se imenujejo vezni koti. Na primer, v molekuli vode je vezni kot H-O-H 104,45 o, zato je molekula vode polarna, v molekuli metana pa je vezni kot H-C-H 108 o 28 ′.

Nasičenost je sposobnost atomov, da tvorijo omejeno število kovalentnih kemičnih vezi. Število vezi, ki jih atom lahko tvori, se imenuje.

Polarnost vezi nastanejo zaradi neenakomerne porazdelitve elektronske gostote med dvema atomoma z različno elektronegativnostjo. Kovalentne vezi delimo na polarne in nepolarne.

Polarizabilnost povezave so sposobnost veznih elektronov, da jih zunanje električno polje premakne(zlasti električno polje drugega delca). Polarizabilnost je odvisna od mobilnosti elektronov. Dlje kot je elektron od jedra, bolj je gibljiv, zato je molekula bolj polarizabilna.

Kovalentna nepolarna kemična vez

Obstajata 2 vrsti kovalentne vezi - POLAR in NEPOLARNI .

Primer . Razmislite o strukturi vodikove molekule H 2 . Vsak atom vodika na svoji zunanji energijski ravni nosi 1 neparen elektron. Za prikaz atoma uporabljamo Lewisovo strukturo - to je diagram strukture zunanje energijske ravni atoma, ko so elektroni označeni s pikami. Lewisovi točkovni strukturni modeli so dobra pomoč pri delu z elementi drugega obdobja.

H. + . V=V:V

Tako ima molekula vodika en skupni elektronski par in eno kemično vez H–H. Ta elektronski par ni premaknjen na noben atom vodika, ker elektronegativnost vodikovih atomov je enaka. Takšna povezava se imenuje kovalentne nepolarne .

Kovalentna nepolarna (simetrična) vez - to je kovalentna vez, ki jo tvorijo atomi z enako elektronegativnostjo (praviloma enake nekovine) in zato z enakomerno porazdelitvijo elektronske gostote med jedri atomov.

Dipolni moment nepolarnih vezi je 0.

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

Kovalentna polarna kemična vez

kovalentna polarna vez je kovalentna vez, ki se pojavi med atomi z različno elektronegativnostjo (običajno, različne nekovine) in je označena premik skupni elektronski par v bolj elektronegativni atom (polarizacija).

Elektronska gostota se premakne na bolj elektronegativni atom - zato na njem nastane delni negativni naboj (δ-), na manj elektronegativnem atomu (δ+, delta +) pa delni pozitivni naboj.

Večja kot je razlika v elektronegativnosti atomov, višja je polarnost povezave in še več dipolni moment . Med sosednjimi molekulami in naboji nasprotnega predznaka delujejo dodatne privlačne sile, ki se povečajo moč povezave.

Polarnost vezi vpliva na fizikalne in kemijske lastnosti spojin. Reakcijski mehanizmi in celo reaktivnost sosednjih vezi so odvisni od polarnosti vezi. Pogosto določa polarnost vezi polarnost molekule in tako neposredno vpliva na fizikalne lastnosti, kot so vrelišče in tališče, topnost v polarnih topilih.

Primeri: HCl, CO 2 , NH 3 .

Mehanizmi za nastanek kovalentne vezi

Kovalentna kemična vez se lahko pojavi na dva mehanizma:

1. menjalni mehanizem tvorba kovalentne kemične vezi je, ko vsak delec zagotovi en neparen elektron za tvorbo skupnega elektronskega para:

AMPAK . + . B= A:B

2. Tvorba kovalentne vezi je takšen mehanizem, pri katerem eden od delcev zagotavlja nedeljeni elektronski par, drugi del pa zagotavlja prosto orbitalo za ta elektronski par:

VENDAR: + B= A:B

V tem primeru eden od atomov zagotavlja nedeljeni elektronski par ( darovalec), drugi atom pa zagotavlja prosto orbitalo za ta par ( sprejemnik). Zaradi nastanka vezi se energija obeh elektronov zmanjša, t.j. to je koristno za atome.

Kovalentna vez, ki jo tvori mehanizem darovalec-akceptor, ni drugačen z lastnostmi drugih kovalentnih vezi, ki jih tvori menjalni mehanizem. Tvorba kovalentne vezi po mehanizmu darovalec-akceptor je značilna za atome bodisi z velikim številom elektronov na zunanji energijski ravni (donorji elektronov), bodisi obratno, z zelo majhnim številom elektronov (akceptorji elektronov). Valenčne možnosti atomov so podrobneje obravnavane v ustrezni.

Kovalentno vez tvori mehanizem darovalec-akceptor:

- v molekuli ogljikov monoksid CO(vez v molekuli je trojna, 2 vezi nastaneta po menjalnem mehanizmu, ena po donorsko-akceptorskem): C≡O;

- v amonijev ion NH 4 +, v ionih organski amini na primer v metilamonijevem ionu CH3-NH2+;

- v kompleksne spojine, kemična vez med osrednjim atomom in skupinami ligandov, na primer v natrijevem tetrahidroksoaluminatu Na vez med aluminijevimi in hidroksidnimi ioni;

- v dušikova kislina in njene soli- nitrati: HNO 3 , NaNO 3 , v nekaterih drugih dušikovih spojinah;

- v molekuli ozona O 3 .

Glavne značilnosti kovalentne vezi

Kovalentna vez se praviloma tvori med atomi nekovin. Glavne značilnosti kovalentne vezi so dolžina, energija, večkratnost in usmerjenost.

Množičnost kemičnih vezi

Množičnost kemičnih vezi - to število skupnih elektronskih parov med dvema atomoma v spojini. Množičnost vezi je precej enostavno določiti iz vrednosti atomov, ki tvorijo molekulo.

Na primer , v molekuli vodika H 2 je večkratnost vezi 1, ker vsak vodik ima na zunanji energijski ravni samo 1 neparen elektron, zato nastane en skupni elektronski par.

V molekuli kisika O 2 je večkratnost vezi 2, ker vsak atom ima na svoji zunanji energijski ravni 2 neparna elektrona: O=O.

V molekuli dušika N 2 je večkratnost vezi 3, ker med vsakim atomom so 3 neparni elektroni na zunanji energijski ravni in atomi tvorijo 3 skupne elektronske pare N≡N.

Dolžina kovalentne vezi

Dolžina kemične vezi je razdalja med središči jeder atomov, ki tvorijo vez. Določa se z eksperimentalnimi fizikalnimi metodami. Dolžino vezi lahko približno ocenimo po pravilu aditivnosti, po katerem je dolžina vezi v molekuli AB približno enaka polovici vsote dolžin vezi v molekulah A 2 in B 2:

Dolžino kemične vezi je mogoče približno oceniti vzdolž polmerov atomov, ki tvorijo vez, oz zaradi množice komunikaciječe polmeri atomov niso zelo različni.

S povečanjem polmera atomov, ki tvorijo vez, se bo dolžina vezi povečala.

Na primer

S povečanjem množice vezi med atomi (katerih atomski polmeri se ne razlikujejo ali se nekoliko razlikujejo), se bo dolžina vezi zmanjšala.

Na primer . V seriji: C–C, C=C, C≡C se dolžina vezi zmanjša.

Energija vezi

Merilo za moč kemične vezi je energija vezi. Energija vezi je določena z energijo, ki je potrebna za prekinitev vezi in odstranitev atomov, ki tvorijo to vez, na neskončno razdaljo drug od drugega.

Kovalentna vez je zelo trpežna. Njegova energija se giblje od nekaj deset do nekaj sto kJ/mol. Večja kot je energija vezi, večja je moč vezi in obratno.

Moč kemične vezi je odvisna od dolžine vezi, polarnosti vezi in večkratnosti vezi. Daljša kot je kemična vez, lažje jo je prekiniti in manjša kot je energija vezi, manjša je njena moč. Krajša kot je kemična vez, močnejša je in večja je energija vezi.

Na primer, v nizu spojin HF, HCl, HBr od leve proti desni jakost kemične vezi zmanjša, Ker dolžina vezi se poveča.

Ionska kemična vez

Ionska vez je kemična vez, ki temelji na elektrostatična privlačnost ionov.

ioni nastanejo v procesu sprejemanja ali oddajanja elektronov z atomi. Na primer, atomi vseh kovin slabo držijo elektrone zunanje energetske ravni. Zato so značilni kovinski atomi obnovitvene lastnosti sposobnost darovanja elektronov.

Primer. Atom natrija vsebuje 1 elektron na 3. energijski ravni. Natrijev atom tvori veliko bolj stabilen ion Na +, ki ga zlahka odda, z elektronsko konfiguracijo plemenitega neonskega plina Ne. Natrijev ion vsebuje 11 protonov in le 10 elektronov, tako da je skupni naboj iona -10+11 = +1:

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

Primer. Atom klora ima na zunanji energijski ravni 7 elektronov. Za pridobitev konfiguracije stabilnega inertnega atoma argona Ar mora klor dodati 1 elektron. Po pritrditvi elektrona nastane stabilen klorov ion, sestavljen iz elektronov. Skupni naboj iona je -1:

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

Opomba:

• Lastnosti ionov se razlikujejo od lastnosti atomov!
• Stabilni ioni se lahko tvorijo ne samo atomi, ampak tudi skupine atomov. Na primer: amonijev ion NH 4 +, sulfatni ion SO 4 2- itd. Tudi kemične vezi, ki jih tvorijo takšni ioni, veljajo za ionske;
• Ionske vezi običajno nastanejo med kovine in nekovine(skupine nekovin);

Nastali ioni se pritegnejo zaradi električnega privlačenja: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Naj vizualno posplošimo razlika med kovalentnimi in ionskimi vezmi:

kovinska kemična vez

kovinska povezava je razmerje, ki se oblikuje relativno prosti elektroni med kovinski ioni tvorijo kristalno mrežo.

Atomi kovin na zunanji energetski ravni običajno imajo od enega do treh elektronov. Polmeri kovinskih atomov so praviloma veliki - zato kovinski atomi za razliko od nekovin precej zlahka darujejo zunanje elektrone, t.j. so močna redukcijska sredstva

Medmolekularne interakcije

Ločeno je vredno razmisliti o interakcijah, ki se pojavljajo med posameznimi molekulami v snovi - medmolekularne interakcije . Medmolekularne interakcije so vrsta interakcije med nevtralnimi atomi, pri kateri se ne pojavijo nove kovalentne vezi. Sile interakcije med molekulami je leta 1869 odkril van der Waals in jih poimenoval po njem. Van dar Waalsove sile. Van der Waalsove sile so razdeljene na orientacijo, indukcija in disperzija . Energija medmolekularnih interakcij je veliko manjša od energije kemične vezi.

Orientacijske sile privlačnosti nastanejo med polarnimi molekulami (dipol-dipolna interakcija). Te sile nastanejo med polarnimi molekulami. Induktivne interakcije je interakcija med polarno in nepolarno molekulo. Nepolarna molekula je polarizirana zaradi delovanja polarne, kar povzroči dodatno elektrostatično privlačnost.

Posebna vrsta medmolekularne interakcije so vodikove vezi. - to so medmolekularne (ali intramolekularne) kemične vezi, ki nastanejo med molekulami, v katerih so močno polarne kovalentne vezi - H-F, H-O ali H-N. Če v molekuli obstajajo takšne vezi, potem bodo med molekulami dodatne privlačne sile .

Izobraževalni mehanizem Vodikova vez je deloma elektrostatična in deloma donorsko-akceptorska. V tem primeru atom močno elektronegativnega elementa (F, O, N) deluje kot darovalec elektronskega para, atomi vodika, ki so povezani s temi atomi, pa delujejo kot akceptor. Značilne so vodikove vezi orientacijo v vesolju in nasičenost .

Vodikovo vez lahko označimo s pikami: H ··· O. Večja kot je elektronegativnost atoma, povezanega z vodikom, in manjša kot je njegova velikost, močnejša je vodikova vez. Značilen je predvsem za spojine fluor z vodikom , kot tudi do kisik z vodikom , manj dušik z vodikom .

Vodikove vezi nastanejo med naslednjimi snovmi:

— vodikov fluorid HF(plin, raztopina vodikovega fluorida v vodi - fluorovodikova kislina), voda H 2 O (para, led, tekoča voda):

— raztopina amoniaka in organskih aminov- med molekulami amoniaka in vode;

— organske spojine, v katerih se vežeta O-H ali N-H: alkoholi, karboksilne kisline, amini, aminokisline, fenoli, anilin in njegovi derivati, beljakovine, raztopine ogljikovih hidratov - monosaharidi in disaharidi.

Vodikova vez vpliva na fizikalne in kemijske lastnosti snovi. Tako dodatna privlačnost med molekulami oteži vrenje snovi. Snovi z vodikovimi vezmi kažejo nenormalno povečanje vrelišča.

Na primer Praviloma s povečanjem molekulske mase opazimo povečanje vrelišča snovi. Vendar pa v številnih snoveh H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te ne opazimo linearne spremembe vrelišč.

Namreč pri vrelišče vode je nenormalno visoko - ne manj kot -61 o C, kot nam kaže ravna črta, ampak veliko več, +100 o C. To anomalijo razložimo s prisotnostjo vodikovih vezi med molekulami vode. Zato je v normalnih pogojih (0-20 o C) voda tekočina po faznem stanju.

Metoda valenčnih vezi (lokalizirani elektronski pari) kaže, da vsak par atomov v molekuli drži skupaj en ali več skupnih elektronskih parov. Zato se zdi, da je kemična vez dvoelektronska in dvocentrična, t.j. nahaja med dvema atomoma. V strukturnih formulah spojin je označeno s pomišljajem:

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

Razmislite v luči Sončna metoda, lastnosti komunikacije, kot so nasičenost, usmerjenost in polarizabilnost.

Valence atom - je določen s številom neparnih (valenčnih) elektronov, ki lahko sodelujejo pri tvorbi kemične vezi. Valenca je izražena v majhnih celih številih in je enaka številu kovalentnih vezi. Pogosto se imenuje valenca elementov, ki se kaže v kovalentnih spojinah kovalenca. Nekateri atomi imajo spremenljivo valenco, na primer ogljik v osnovnem stanju ima 2 neparna elektrona in bo dve valentni. Ko je atom vzbujen, je mogoče izpariti druga dva seznanjena elektrona in potem bo ogljikov atom postal štirivalenten:

Vzbujanje atoma v novo valenčno stanje zahteva porabo energije, ki se kompenzira z energijo, ki se sprosti med tvorbo vezi.

Usmerjenost kovalentne vezi

Medsebojno prekrivanje oblakov se zaradi različnih oblik lahko pojavi na različne načine. Razlikovati σ-, π- in δ-povezave.

Sigma - povezave nastanejo, ko se oblaki prekrivajo vzdolž črte, ki poteka skozi jedra atomov. Pi-vezi nastanejo, ko se oblaki prekrivajo na obeh straneh črte, ki povezuje jedra atomov. Delta - komunikacije se izvajajo, ko se vsa štiri rezila d-elektronskih oblakov prekrivajo, ki se nahajajo v vzporednih ravninah.

σ– vez se lahko pojavi, ko pride do prekrivanja vzdolž črte, ki povezuje jedra atomov v naslednjih orbitalah: s— s -, s— R-, R– R-, d— d-orbitale in d— s-, d— R- orbitale. σ– vez ima lastnosti lokalizirane dvocentrične vezi, kar je.

π-vez lahko nastane s prekrivanjem na obeh straneh črte, ki povezuje jedra atomov naslednjih orbital: R—R-, R—d-, d—d-, f—str-, f—d- In f—f- orbitale.

torej s- elementi so sposobni samo tvorbe σ– vezi, R- elementi - σ– in π– vezi, d- elementi - σ–, π– in δ-vezi, ampak f- elementi - σ– , π– , δ-vezi. S skupno tvorbo π- in σ-vezi dobimo dvojno vez. Če se pojavita dve hkrati π-in σ-vez, nastane trojna vez. Število vezi, ki nastanejo med atomi, se imenuje množica vezi.

Pri vzpostavljanju povezave z s— orbitale, zaradi svoje sferične oblike, ni prednostne smeri v prostoru, za najbolj ugodno tvorbo kovalentnih vezi. V primeru R- orbitale, je elektronska gostota neenakomerno razporejena, zato obstaja določena smer, v kateri je najverjetneje nastanek kovalentne vezi.

Hibridizacija atomskih orbital

Razmislite o primeru. Predstavljajte si, da se štirje vodikovi atomi združijo z atomom ogljika in nastane molekula metana CH4.

Slika prikazuje, kaj se dogaja, vendar ne pojasnjuje, kako se obnašajo s— in R- orbitale, pri tvorbi takšnih spojin. Čeprav R- orbitala ima dva relativno obrnjena dela, vendar lahko tvori samo eno vez. Posledično lahko domnevamo, da je v molekuli metana en atom vodika vezan na 2 s— orbitale ogljika, ostalo - na 2 R- orbitale. Potem bo vsak atom vodika glede na drugega pod kotom 90 °, vendar to ni tako. Elektroni se med seboj odbijajo in razhajajo na večji razdalji. Kaj se pravzaprav dogaja?

Posledično se vse orbitale združijo, prerazporedijo in tvorijo 4 enakovredne hibridni orbitale, ki so usmerjene proti ogliščih tetraedra. Vsaka od hibridnih orbital vsebuje določen prispevek 2 s— orbitale in nekaj prispevkov 2 R- orbitale. Ker 4 hibridne orbitale tvorita ena 2 s— in tri 2 R- orbitale, potem se ta metoda hibridizacije imenuje sp 3 -hibridizacija.

sp 3 hibridizacija orbital v molekuli metana

Kot je razvidno iz slike, konfiguracija hibridnih orbital omogoča štirim atomom vodika, da tvorijo kovalentne vezi z atomom ogljika, medtem ko bodo orbitale nameščene druga glede na drugo pod kotom 109,5 °.

Enaka vrsta hibridizacije je prisotna v molekulah, kot so NH 3 , H 2 O. Na eni od sp 3 - hibrid orbitale, v molekuli NH 3 je osamljen elektronski par, ostale tri orbitale pa se uporabljajo za povezovanje z atomi vodika. V molekuli H 2 O sta dve hibridni orbitali atoma kisika zasedeni z nedeljenimi elektronskimi pari, drugi dve pa se uporabljata za vez z atomi vodika.

Število hibridnih orbital je določeno s številom enojnih vezi, pa tudi s številom nedeljenih elektronskih parov v molekuli. Ti elektroni so v hibridnih orbitalah. Ko se nehibridni orbitali dveh atomov prekrivajo, nastane večkratna vez. Na primer, v molekuli etilena je vez realizirana na naslednji način:

sp 2 -hibridizacija atomov etilena

Planarna razporeditev treh vezi okoli vsakega ogljikovega atoma nakazuje, da v tem primeru sp 2 -hibridizacija ( hibridne orbitale tvori ena 2 s— in dva 2 R- orbitale ). Hkrati pa ena 2 R- orbitala ostane neuporabljena (nehibridna). Orbitale bodo nameščene druga glede na drugo pod kotom 120 °.

Na enak način se v molekuli acetilena tvori trojna vez. V tem primeru se zgodi sp-hibridizacija atomi, tj. hibridne orbitale tvori ena 2 s— in ena 2 R- orbitale in dve 2 R Orbitale so nehibridne. Orbitale so nameščene druga glede na drugo pod kotom 180 °

Sledijo primeri geometrijske razporeditve hibridnih orbital.

Nabor atomskih orbital	Nabor hibridnih orbital	Geometrijska razporeditev hibridnih orbital	Primeri
s, str	sp	Linearno (kot 180°)	Be (CH 3) 2, HgCl 2 MgBr 2, CaH 2, BaF 2, C 2 H 2
s, p, str	sp 2	Planarna trigonalna (kot 120°)	BF 3, GaCl 3, InBr 3, TeI 3, C 2 H 4
s,p,p,p	sp 3	Tetraeder (kot 109,5°)	CH 4, AsCl 4 -, TiCl 4, SiCl 4, GeF 4
s,p,p,d	sp2d	Ravni kvadrat (kot 90°)	Ni(CO) 4 , 2 -
s,p,p,p,d	sp 3 d	Trigonalno bipiramidno (koti 120° in 90°)	PF 5 , PCl 5 , AsF 5
s,p,p,p,d,d	sp 3 d 2	Oktaeder (kot 90°)	SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

kategorije ,

model ogljikovega atoma

Valenčni elektroni ogljikovega atoma se nahajajo v eni 2s orbitali in dveh 2p orbitalih. 2p orbitale se nahajajo pod kotom 90° druga na drugo, orbitala 2s pa ima sferično simetrijo. Tako razporeditev orbital atomov ogljika v vesolju ne pojasni pojava veznih kotov 109,5°, 120° in 180° v organskih spojinah.

Za razrešitev tega protislovja je pojem hibridizacija atomskih orbital. Za razumevanje narave treh možnosti za razporeditev vezi ogljikovega atoma so bile potrebne ideje o treh vrstah hibridizacije.

Pojav koncepta hibridizacije dolgujemo Linusu Paulingu, ki je veliko naredil za razvoj teorije kemijske vezi.

Koncept hibridizacije pojasnjuje, kako ogljikov atom spremeni svoje orbitale, da tvori spojine. Spodaj bomo obravnavali ta proces orbitalne transformacije korak za korakom. Ob tem se je treba zavedati, da delitev procesa hibridizacije na stopnje oziroma stopnje pravzaprav ni nič drugega kot miselna naprava, ki omogoča bolj logično in dostopno predstavitev koncepta. Kljub temu sklepi o prostorski orientaciji vezi ogljikovega atoma, do katerih bomo sčasoma prišli, v celoti ustrezajo resničnemu stanju.

Elektronska konfiguracija ogljikovega atoma v osnovnem in vzbujenem stanju

Slika na levi prikazuje elektronsko konfiguracijo ogljikovega atoma. Zanima nas le usoda valenčnih elektronov. Kot rezultat prvega koraka, ki se imenuje vznemirjenje oz promocijo, se eden od dveh 2s elektronov premakne na prosto 2p orbitalo. Na drugi stopnji poteka sam postopek hibridizacije, ki si ga lahko nekoliko konvencionalno predstavljamo kot mešanico ene s- in treh p-orbital in iz njih tvorijo štiri nove enake orbitale, od katerih vsaka ohrani lastnosti s -orbital za eno četrtino in lastnosti p-orbital. Te nove orbitale se imenujejo sp 3 - hibrid. Tukaj nadpis 3 ne označuje števila elektronov, ki zasedajo orbitale, temveč število p-orbital, ki so sodelovale pri hibridizaciji. Hibridne orbitale so usmerjene na oglišča tetraedra, v središču katerega je ogljikov atom. Vsaka hibridna orbitala sp 3 vsebuje en elektron. Ti elektroni sodelujejo v tretji stopnji pri tvorbi vezi s štirimi atomi vodika in tvorijo kote vezi 109,5°.

sp3 - hibridizacija. molekula metana.

Nastajanje ravninskih molekul z veznimi koti 120° je prikazano na spodnji sliki. Tu je, tako kot v primeru sp 3 hibridizacije, prvi korak vzbujanje. Na drugi stopnji v hibridizaciji sodelujeta ena 2s in dve 2p orbitali, ki tvorita tri sp2 -hibrid orbitale, ki se nahajajo v isti ravnini pod kotom 120° med seboj.

Tvorba treh hibridnih orbital sp2

En p-rorbital ostane nehibridiziran in se nahaja pravokotno na ravnino sp 2 hibridnih orbital. Nato (tretji korak) dve sp 2 hibridni orbitali dveh ogljikovih atomov združita elektrone, da tvorita kovalentno vez. Takšna vez, ki nastane kot posledica prekrivanja dveh atomskih orbital vzdolž črte, ki povezuje jedra atoma, se imenuje σ-vez.

Tvorba sigma in pi vezi v molekuli etilena

Četrta stopnja je tvorba druge vezi med dvema atomoma ogljika. Vez nastane kot posledica prekrivanja robov nehibridiziranih 2p orbital, obrnjenih drug proti drugemu, in se imenuje π-vez. Nova molekularna orbitala je niz dveh regij, ki jih zasedajo elektroni π-vezi – nad in pod σ-vezjo. Obe vezi (σ in π) skupaj sestavljata dvojna vez med ogljikovimi atomi. In končno, zadnji, peti korak je tvorba vezi med atomi ogljika in vodika z uporabo elektronov štirih preostalih sp 2 hibridnih orbital.

Dvojna vez v molekuli etilena

Tretjo in zadnjo vrsto hibridizacije prikazuje primer najpreprostejše molekule, ki vsebuje trojno vez, molekule acetilena. Prvi korak je vzbujanje atoma, enako kot prej. Na drugi stopnji pride do hibridizacije ene 2s in ene 2p orbitale s tvorbo dveh sp-hibrid orbitale, ki so pod kotom 180°. In dve 2p orbitali, potrebni za tvorbo dveh π vezi, ostaneta nespremenjeni.

Tvorba dveh sp-hibridnih orbital

Naslednji korak je tvorba σ-vezi med dvema sp-hibridiziranima ogljikovima atomoma, nato nastaneta dve π-vezi. Sestavljata ena σ vez in dve π vezi med dvema ogljikoma trojna vez. Končno se tvorijo vezi z dvema atomoma vodika. Molekula acetilena ima linearno strukturo, vsi štirje atomi ležijo na isti ravni črti.

Pokazali smo, kako tri glavne vrste molekularne geometrije v organski kemiji nastanejo kot posledica različnih transformacij atomskih orbital ogljika.

Za določanje vrste hibridizacije različnih atomov v molekuli lahko predlagamo dve metodi.

1. metoda. Najbolj splošen način, primeren za vse molekule. Glede na odvisnost veznega kota od hibridizacije:

a) vezni koti 109,5°, 107° in 105° kažejo sp 3 hibridizacijo;

b) valenčni kot približno 120 ° - sp 2 - hibridizacija;

c) valenčni kot 180°-sp-hibridizacija.

2. metoda. Primerno za večino organskih molekul. Ker je vrsta vezi (enojna, dvojna, trojna) povezana z geometrijo, je mogoče določiti vrsto njene hibridizacije glede na naravo vezi danega atoma:

a) vse vezi so enostavne - sp 3 -hibridizacija;

b) ena dvojna vez - sp 2 -hibridizacija;

c) ena trojna vez - sp-hibridizacija.

Hibridizacija je miselna operacija preoblikovanja navadnih (energetsko najugodnejših) atomskih orbital v nove orbitale, katerih geometrija ustreza eksperimentalno določeni geometriji molekul.

I. Uvod. Stereokemične značilnosti ogljikovega atoma.

Stereokemija je del kemije, ki je namenjen preučevanju prostorske strukture molekul in vpliva te strukture na fizikalne in kemijske lastnosti snovi, na smer in hitrost njihovih reakcij. Predmeti študija v stereokemiji so predvsem organske snovi. Prostorska struktura organskih spojin je povezana predvsem s stereokemičnimi značilnostmi ogljikovega atoma. Te lastnosti so odvisne od valenčnega stanja (tip hibridizacije).

Zmožen sp3- hibridizacije, je ogljikov atom vezan na štiri substituente. Če si predstavljamo atom ogljika, ki se nahaja v središču tetraedra, se bodo substituenti nahajali na vogalih tetraedra. Primer je molekula metana, katere geometrija je podana spodaj:

Če so vsi štirje substituenti enaki (СH 4 , CCl 4), je molekula pravilen tetraeder z valenčnimi koti 109 o 28". vezi - tetraeder postane nepravilen.

Zmožen sp2- hibridizacije, je ogljikov atom vezan na tri substituente, pri čemer vsi štirje atomi ležijo v isti ravnini; vezni koti so 120 o. Med dvema sosednjima atomoma ogljika, ki sta v stanju sp2- hibridizacija, se vzpostavi, kot veste, ne samo običajno sigma - povezava (ko se največja elektronska gostota nahaja točno na namišljeni črti, ki povezuje jedra medsebojno delujočih atomov), pa tudi druga vez posebnega tipa. Ta t.i pi - povezava nastala s prekrivanjem nehibridizirana R- orbitale.

Največje prekrivanje je mogoče doseči z vzporedno razporeditvijo p-orbital: ta položaj je energetsko ugodnejši, njegova kršitev zahteva porabo energije za prekinitev pi vezi. Zato ni prostega vrtenja okoli dvojne vezi ogljik-ogljik (pomembna posledica pomanjkanja prostega vrtenja okoli dvojne vezi je prisotnost geometrijskih izomerov; glej razdelek II.2).

Za pi vez na črti, ki povezuje jedra medsebojno delujočih atomov, je elektronska gostota nič; je maksimalno "nad" in "pod" ravnino, v kateri je povezava med njima. Zaradi tega je energija pi vezi manjša od energije sigma vezi in v večini organskih reakcij za spojine, ki vsebujejo tako pi kot sigma vez, se najprej pretrgajo manj močne pi vezi.