В случае гомоядерных молекул мы проводили комбинацию $AO$, пользуясь правилом, согласно которому наиболее сильно взаимодействуют орбитали одинаковой энергии. В гетероядерных молекулах типа $AB$ энергетические уровни атомов $A$ и $B$ неодинаковы, поэтому трудно однозначно утверждать, какие орбитали будут комбинироваться. Для случая $LiH$ это показано на рис. 1.

Рисунок 1. Энергетические уровни $АО$, $Li$ и $Н$

Представлены многоатомные химические частицы (молекулы, радикалы, ионы) с общей молекулярной формулой $B_n$, содержащие один центральный атом $A$, два или более концевых атома $B$ и, как следствие, только связи $A-B \sigma $.

Геометрическая форма частиц $AB_n$ выведена из метода валентных связей, т. е. из стереохимического расположения осей валентных гибридных орбиталей центрального атома $A$, и следовательно, $\sigma $-связей $A-B$.

Гибридные орбитали помогают понять пространственное строение молекул, например, почему молекула воды имеет угловую, аммиака - пирамидальную, а метана - тетраэдрическую конфигурацию.

Рассмотрение связи гибридизации и формы молекул

Гидрид бериллия, $BeH_2$, имеет линейную структуру. Для построения его локализованных связывающих молекулярных орбиталей сначала образутся две эквивалентные валентные орбитали атома $Be$, направленные к двум атомам водорода, $H_a$ и $H_b$ соответственно. Это осуществляется путем гибридизации , или смешения (составления линейной комбинации), $2s-$ и $2p$-орбиталей $Вe$, в результате чего получаются две эквивалентные «$sp$- гибридные» орбитали. Одна из этих гибридных орбиталей, $sp_a$, направлена к атому $H_a$ и сильно перекрывается с $1s_a$-орбиталью. Другая гибридная орбиталь, $sp_b$, направлена к атому $H_b$ и сильно перекрывается с $1s_b$-орбиталью. При такой схеме рассуждений две связывающие молекулярные орбитали $BeH_2$ получают путем построения двух эквивалентных линейных комбинаций, каждая из которых локализована между двумя атомами:

Эти локализованные молекулярные орбитали показаны на рис. 2. На них располагаются четыре валентных электрона, образующих две локализованные связывающие электронные пары, в согласии с льюисовой структурой связи для $BeH_2$. Каждая из линейных $sр$-гибридных орбиталей имеет наполовину $р$-характер и наполовину $s$-характер, а две $sр$-орбитали позволяют центральному атому $Be$ в $BeH_2$ присоединять к себе два атома водорода.

Теперь рассмотрим молекулу $BH_3$ (которая наблюдается при масс-спектрометрических экспериментах и представляет собой фрагмент молекулы $B_2H_6$). В этой молекуле к центральному атому бора присоединены три атома водорода. Согласно теории локализованных молекулярных орбиталей, связь в этой молекуле осуществляется в результате гибридизации $2s$-орбитали и двух $2p$-орбиталей атома бора с образованием трех эквивалентных $sp^2$-гибридных орбиталей. Каждая гибридная орбиталь имеет на одну треть $s$-характер и на две трети $p$-характер. Поскольку любые две $p$-орбитали лежат в одной плоскости, а $s$-орбиталь не имеет пространственной направленности, три $sp^2$-ги- бридные орбитали лежат в одной плоскости. Эти три $sp^2$-гибридные орбитали, перекрываясь с тремя водородными $1s$-орбиталями, образуют три эквивалентные локализованные связывающие орбитали. Каждая из таких связывающих $(sp^2+1s)$-орбиталей занята в молекуле $BH_3$ парой электронов, как это схематически показано на рис. 4. На основании представления о гибридных орбиталях можно предсказать, что молекула $BH_3$ должна иметь плоскую тригональную структуру. Угол между межъядерными осями $H-B-H$, называемый валентным углом $H-B-H$, должен составлять $120^\circ$.

Рисунок 2. Связывающие пары электронов на локализованных связях молекулы $BeH_2$, образованных с участием эквивалентных гибридных $sp$-орбиталей атома $Be$. Каждая $sр$-орбиталь $Вe$ образует локализованную связывающую молекулярную орбиталь с $1s$-орбиталью атома водорода

Рисунок 3. Взаимное перекрывание орбиталей. Гибридные орбитали: а - перекрывание $s$-орбиталей; б - перекрывание $s-$ орбиталей; в - перекрывание $p-$ орбиталей; г - $р$-гибридная орбиталь; д - $sp^2$-гибридные орбитали; е - $sp^3$-гибридные орбитали

Рисунок 4. Электронные пары, обобществляемые на локализованных связях в $BH_3$

Метан, $CH_4$, имеет четыре эквивалентных атома водорода, присоединенных к центральному атому углерода. Для соединения с четырьмя атомами водорода углероду приходится использовать все свои валентные орбитали. Путем гибридизации одной $2s-$ и трех $2p$-орбиталей можно получить четыре эквивалентные $sp^3$-гибридные орбитали. Каждая $sp^3$-гибридная орбиталь имеет на одну четверть $s$-характер и на три четверти $p$-характер. Все четыре $sp^3$-орбитали направлены к вершинам правильного тетраэдра, поэтому $sp^3$-орбитали иногда называют тетраэдрическими гибридами. В результате перекрывания каждой $sp^3$-гибридной орбитали с $1s-$ орбиталью атома водорода образуются четыре локализованные связывающие орбитали. Наилучшее перекрывание между $sp^3$- и $1s$-орбиталями получается при помещении четырех атомов водорода в вершины правильного тетраэдра, как это показано на рис. 5 (где изображен куб, чередующиеся вершины которого образуют вершины упоминаемого тетраэдра). В молекуле метана восемь валентных электронов (четыре от атома углерода и по одному от каждого из четырех атомов водорода), которые должны быть размещены на четырех локализованных связывающих орбиталях. Эти восемь электронов образуют четыре эквивалентные локализованные связывающие электронные пары, схематически показанные на рис. 5.

Структуру молекулы $CH_4$ определяли различными экспериментальными методами. Все полученные данные приводят к выводу о тетраэдрическом строении молекулы $CH_4$ (рис. 6), в полном согласии с предсказаниями теории локализованных молекулярных орбиталей. Валентный угол $H-C-H$ равен $109,5^\circ$, а длина связи $C-H$ составляет $1,093 A$.

Рисунок 5. Электронные пары, обобществляемые на локализованных связях в $СН_4$

Рисунок 6. Тетраэдрическая молекулярная структура $СН_4$

>> Химия: Валентные состояния атома углерода

Вы уже знаете, что электронные орбитали характеризуются разными значениями энергии, различной геометрической формой и направленностью в пространстве. Так, 1s-орбиталь обладает более низкой энергией. Затем следует 2s-орбиталь, обладающая более высокой энергией. Обе эти орбитали имеют форму сферы. Естественно, 2s-орбиталь больше 1«-орбитали: большая энергия является следствием большего среднего расстояния между электронами и ядром. Три 2s-орбитали гантелеобраз-ной формы с равной энергией направлены вдоль осей координат. Следовательно, ось каждой 2р-орбитали перпендикулярна осям двух других 2р-орбиталей.

Атомы углерода, входящие в состав органических соединений, будут всегда четырехвалентны, имеют электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2р 2 и могут находиться в трех валентных состояниях.

Первое валентное состояние атома углерода рассмотрим на примере молекулы метана СН4.

При образовании молекулы метана СН4 атом углерода из основного состояния переходит в возбужденное состояние и имеет четыре неспаренных электрона: один и три р-электрона, которые и участвуют в образовании четырех а-связей с четырьмя атомами водорода. При этом следует ожидать, что три связи С-Н, образованные за счет спаривания трех р-электро-нов атомов углерода с тремя « электронами трех атомов водорода (s-р), должны бы отличаться от четвертой (s-s) связи прочностью, длиной, направлением. Расчет электронной плотности в кристаллах метана показывает, что все связи в его молекуле равноценны и направлены к вершине тетраэдра. Это объясняется тем, что при образовании молекулы метана кова-лентные связи возникают за счет взаимодействия не «чистых», а так называемых гибридных, т. е. усредненных по форме и размерам (а следовательно, и по энергии), орбиталей.

Гибридизацией орбиталей называется процесс выравнивания их по форме и энергии.

Число гибридных орбиталей равно числу исходных орбиталей. По сравнению с ними гибридные орбитали более вытянуты в пространстве, что обеспечивает их более полное перекрывание с орбиталями соседних атомов.

В молекуле метана и в других алканах, а также во всех органических молекулах по месту одинарной связи атомы углерода будут находиться в состоянии sр 3 -гибридизации, т. е. у атома углерода гибридизации подверглись орбитали одного s- и трех р-электронов и образовались четыре одинаковые гибридные орбитали.

В результате перекрывания четырех гибридных sр 3 -орбиталей атома углерода и s орбиталей четырех атомов водорода образуется тетраэдрическая молекула метана с четырьмя одинаковыми а-связями под углом 109°28". Если в молекуле метана заменить один атом водорода на группу СН3, то получится молекула этана СН3-СН3.

Атом углерода, при котором находятся три атома водорода и один атом углерода, называют первичным.

В молекуле этана существует одинарная (ее иногда называют ординарной, обычной) неполярная углерод-углеродная связь длиной 0,154 нм.

В молекуле пропана СН3-СН2-СН3 при центральном атоме углерода находятся два атома водорода и два атома углерода. Такой атом называют вторичным.

Если атом углерода связан с тремя углеродными атомами, то говорят о третичном атоме:

СН3 - СН - СН3
CH3

Углерод, при котором находятся четыре атома углерода, называется четвертичным:

CH3
СН3 - С - СН3
CH3

Второе валентное состояние атома углерода рассмотрим на примере молекулы этилена С2Н4. Как вы помните, в ней между атомами углерода двойная связь, которая отражается в структурной формуле двумя одинаковыми черточками:

Связи, отраженные этими черточками, хотя и ковалент-ные, но разные по способу перекрывания - одна из них а, другая -п .

В молекуле этилена каждый атом углерода соединен не с четырьмя, а с тремя другими атомами (с одним атомом углерода и двумя атомами водорода), поэтому в гибридизацию вступают только три электронные орбитали: одна в и две р, т. е. происходит sр 2 -гибридизация . Эти три орбитали располагаются в одной плоскости под углом 120° по отношению друг к другу. Орбитали каждого атома углерода перекрываются с s-орбиталями двух атомов водорода и с одной такой же sp2-rm6-ридной орбиталью соседнего атома углерода и образуют три а-связи под тем же углом 120°. Следовательно, молекула этилена будет иметь плоскостное строение. Две р-орбитали атомов углерода, которые не участвуют в гибридизации, будут перекрываться в двух областях, перпендикулярных плоскости молекулы («боковое перекрывание»), и образуют п -связь.

Однако «боковое» перекрывание р-орбиталей происходит в меньшей степени, чем р-орбиталей по линии связи, и, кроме этого, оно образуется на большем удалении от ядер связывающихся атомов. Поэтому я-связь будет менее прочной, чем п -связь. И тем не менее под воздействием п -связи атомы углерода еще более сближаются друг с другом: в молекулах метана СН4 и этана С2Н6 расстояние между ядрами атомов (длина связи) составляет 0,154 нм, а в молекулах этилена С2Н4 - 0,134 нм.

Третье валентное состояние атома углерода рассмотрим на примере молекулы ацетилена С2Н2, в которой реализуется тройная связь СН=СН: одна а-связь и две я-связи. Молекула ацетилена имеет линейное строение, так как в ней каждый атом углерода соединен а-связями только с двумя другими атомами - атомом углерода и атомом водорода, при этом происходит вр-гибридизация, в которой участвуют лишь две орби-тали - одна s и одна р. Две гибридные орбитали ориентируются друг относительно друга под углом 180° и образуют две п -связи с s-орбиталью атома водорода и еще одну п -связи, расположенные во взаимно перпендикулярных плоскостях.

Появление третьей связи обусловливает дальнейшее сближение атомов углерода - расстояние между ними (длина С=-С связи) в молекуле ацетилена равно 0,120 нм.

1. Какие типы гибридизации электронных орбиталей атома углерода вы знаете?

2. Порядок соединения атомов в молекулах отражают структурные формулы. Определите тип гибридизации каждого атома углерода в молекуле бутадиена-1,2, если его структурная формула

3. Сколько орбиталей второго энергетического уровня атома углерода не участвует в яр-гибридизации; в яр2-гибриди-зации; в яр3-гибридизации?

4. Чему равны углы между осями углеродного атома для:

а) sр 2 -гибридных орбиталей;

б) sр-гибридных орбиталей;

в) sр-гибридной и негибридной р-орбиталей;

г) негибридных р-орбиталей;

д) sр 3 -гибридных орбиталей?

Содержание урока конспект урока опорный каркас презентация урока акселеративные методы интерактивные технологии Практика задачи и упражнения самопроверка практикумы, тренинги, кейсы, квесты домашние задания дискуссионные вопросы риторические вопросы от учеников Иллюстрации аудио-, видеоклипы и мультимедиа фотографии, картинки графики, таблицы, схемы юмор, анекдоты, приколы, комиксы притчи, поговорки, кроссворды, цитаты Дополнения рефераты статьи фишки для любознательных шпаргалки учебники основные и дополнительные словарь терминов прочие Совершенствование учебников и уроков исправление ошибок в учебнике обновление фрагмента в учебнике элементы новаторства на уроке замена устаревших знаний новыми Только для учителей идеальные уроки календарный план на год методические рекомендации программы обсуждения Интегрированные уроки

Страница 1

Теория валентности сыграла важнейшую роль в развитии теории химии вообще и органической химии в особенности. Исходя из теории валентности, Кекуле предположил, что атом углерода четырехвалентен, и в 1858 г. попытался, опираясь на это предположение, представить строение наиболее простых органических молекул и радикалов . В том же 1858 г. шотландский химик Арчибальд Скотт Купер (1831-1892) предложил изображать силы, соединяющие атомы (или связи, как их принято называть), в виде черточек. После того как была «построена» первая органическая молекула, стало совершенно ясно, почему органические молекулы, как правило, значительно больше и сложнее, чем неорганические.

Согласно представлениям Кекуле, углеродные атомы могут соединяться друг с другом с помощью одной или нескольких из четырех своих валентных связей, образуя длинные цепи - прямые или разветвленные. По-видимому, никакие другие атомы не обладают этой замечательной способностью в той мере, в какой обладает ею углерод.

Итак, представив себе, что у каждого атома углерода четыре валентные связи, а у каждого атома водорода одна такая связь, можно изобразить три простейших углеводорода (соединения, молекулы которых образованы только атомами углерода и водорода), метан CH4, этан C2H6 и пропан C3H8, следующим образом:

Увеличивая число атомов углерода, эту последовательность можно продолжить, причем практически бесконечно. Добавляя к углеводородной цепи кислород (две валентные связи) или азот (три валентные связи), можно представить структурные формулы молекул этилового спирта (C2H6O) и метиламина (CH5N):

Допустив возможность наличия между соседними атомами двух связей (двойная связь) или трех связей (тройная связь), можно изобразить структурные формулы таких соединений, как этилен (C2H4), ацетилен (C2H2), метилцианид (C2H3N), ацетон (C3H6O) и уксусная кислота (C2H4O2):

Полезность структурных формул была настолько очевидной, что многие химики-органики приняли их сразу. Они признали полностью устаревшими все попытки изображать органические молекулы как структуры, построенные из радикалов. В результате было признано необходимым, записывая формулу соединения, показывать его атомную структуру.

Русский химик Александр Михайлович Бутлеров (1823-1886) использовал эту новую систему структурных формул в разработанной им теории строения органических соединений . В 60-х годах прошлого столетия он показал, как с помощью структурных формул можно наглядно объяснить причины существования изомеров (см. гл. 5). Так, например, у этилового спирта и диметилового эфира одна и та же эмпирическая формула C2H6O, однако структурные формулы этих соединений значительно различаются:

поэтому не удивительно, что изменение в расположении атомов приводит к двум наборам очень разных свойств. В этиловом спирте один из шести атомов водорода присоединен к атому кислорода, в то время как в диметиловом эфире все шесть атомов водорода присоединены к атомам углерода. Атом кислорода удерживает атом водорода слабее, чем атом углерода, так что металлический натрий, добавленный к этиловому спирту, замещает водород (одну шестую общего количества). Натрий, добавленный к диметиловому эфиру, совсем не вытесняет водород. Таким образом, при составлении структурных формул можно руководствоваться химическими реакциями, а структурные формулы, в свою очередь, могут помочь понять суть реакций.

Бутлеров особенно много внимания уделил одному из типов изомерии, называемому таутомерией (динамической изомерией), при которой некоторые вещества всегда выступают как смеси двух соединений. Если одно из этих соединений выделить в чистом виде, оно сразу же частично перейдет в другое соединение. Бутлеров показал, что таутомерия обусловлена спонтанным переходом атома водорода от атома кислорода к соседнему атому углерода (и обратно).

Чтобы вполне доказать справедливость системы структурных формул, необходимо было определить структурную формулу бензола - углеводорода, содержащего шесть атомов углерода и шесть атомов водорода. Сделать это удалось далеко не сразу. Казалось, не существует такой структурной формулы, которая бы, отвечая требованиям валентности, в то же время объясняла бы большую устойчивость соединения. Первые варианты структурных формул бензола очень походили на формулы некоторых углеводородов - соединений весьма нестойких и не похожих по химическим свойствам на бензол.

Органическая химия – химия атома углерода. Число органических соединений в десятки раз больше, чем неорганических, что может быть объяснено только особенностями атома углерода :

а) он находится в середине шкалы электроотрицательности и второго периода, поэтому ему невыгодно отдавать свои и принимать чужие электроны и приобретать положительный или отрицательный заряд;

б) особенное строение электронной оболочки – нет электронных пар и свободных орбиталей (есть еще только один атом с подобным строением – водород, вероятно, поэтому углерод с водородом образует столь много соединений - углеводородов).

Электронное строение атома углерода

С – 1s 2 2s 2 2p 2 или 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 0

В графическом виде:

Атом углерода в возбужденном состоянии имеет следующую электронную формулу:

*С – 1s 2 2s 1 2p 3 или 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1

В виде ячеек:

Форма s- и p – орбиталей

Атомная орбиталь - область пространства, где с наибольшей вероятностью можно обнаружить электрон, с соответствующими квантовыми числами.

Она представляет собой трехмерную электронную «контурную карту», в которой волновая функция определяет относительную вероятность нахождения электрона в данной конкретной точке орбитали.

Относительные размеры атомных орбиталей увеличиваются по мере возрастания их энергий (главное квантовое число - n), а их форма и ориентация в пространстве определяется – квантовыми числами l и m. Электроны на орбиталях характеризуются спиновым квантовым числом. На каждой орбитали могут находиться не более 2 электронов с противоположными спинами.

При образовании связей с другими атомами атом углерода преобразует свою электронную оболочку так, чтобы образовались наиболее прочные связи, а, следовательно, выделилось как можно больше энергии, и система приобрела наибольшую устойчивость.

Для изменения электронной оболочки атома требуется энергия, которая затем компенсируется за счет образования более прочных связей.

Преобразование электронной оболочки (гибридизация) может быть, в основном, 3 типов, в зависимости от числа атомов, с которыми атом углерода образует связи.

Виды гибридизации:

sp 3 – атом образует связи с 4 соседними атомами (тетраэдрическая гибридизация):

Электронная формула sp 3 – гибридного атома углерода:

*С –1s 2 2(sp 3) 4 в виде ячеек

Валентный угол между гибридными орбиталями ~109°.

Стереохимическая формула атома углерода:

sp 2 – Гибридизация (валентное состояние) – атом образует связи с 3 соседними атомами (тригональная гибридизация):

Электронная формула sp 2 – гибридного атома углерода:

*С –1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 в виде ячеек

Валентный угол между гибридными орбиталями ~120°.

Стереохимическая формула sp 2 – гибридного атома углерода:

sp – Гибридизация (валентное состояние ) – атом образует связи с 2 соседними атомами (линейная гибридизация):

Электронная формула sp – гибридного атома углерода:

*С –1s 2 2(sp) 2 2p 2 в виде ячеек

Валентный угол между гибридными орбиталями ~180°.

Стереохимическая формула:

Во всех видах гибридизации участвует s-орбиталь, т.к. она имеет минимум энергии.

Перестройка электронного облака позволяет образовывать максимально прочные связи и минимальное взаимодействие атомов в образующейся молекуле. При этом гибридные орбитали могут быть не идентичные, а валентные углы – разные, например СН 2 Cl 2 и СCl 4

2. Ковалентные связи в соединениях углерода

Ковалентные связи, свойства, способы и причины образования – школьная программа.

Напомню, лишь что:

1. Образование связи между атомами можно рассматривать как результат перекрывания их атомных орбиталей, при этом, чем оно эффективнее (больше интеграл перекрывания), тем прочнее связь.

Согласно расчетным данным, относительные эффективности перекрывания атомных орбиталей S отн возрастают следующим образом:

Следовательно, использование гибридных орбиталей, например, sp 3 -орбиталей углерода в образовании связей с четырьмя атомами водорода, приводит к возникновению более прочных связей.

2. Ковалентные связи в соединениях углерода образуются двумя способами:

А) Если две атомные орбитали перекрываются вдоль их глав­ных осей, то образующуюся связь называют - σ-связью .

Геометрия. Так, при обра­зовании связей с атомами водорода в метане четыре гибридные sр 3 ~орбитали атома углерода перекрываются с s-орбиталями четырех атомов водорода, образуя четыре идентичные прочные σ-связи, располагающиеся под углом 109°28" друг к другу (стандартный тетраэдрический угол). Сходная строго симмет­ричная тетраэдрическая структура возникает также, например, при образовании ССl 4 ; если же атомы, образующие связи с уг­леродом, неодинаковы, например в случае СН 2 С1 2 , пространст­венная структура будет несколько отличаться от полностью симметричной, хотя по существу она остается тетраэдрической.

Длина σ-связи между атомами углерода зависит от гибридизации атомов и уменьшается при переходе от sр 3 – гибридизации к sр. Это объясняется тем, что s – орбиталь находится ближе к ядру, чем р-орбиталь, поэтому, чем больше её доля в гибридной орбитале, тем она короче, а следовательно, короче и образующаяся связь

Б) Если две атомные p -орбитали, расположенные параллельно друг другу, осуществляют боковое перекрывание над и под плоскостью, где расположены атомы, то образующуюся связь называют - π (пи) -связью

Боковое перекрывание атомных орбиталей менее эффективно, чем перекры­вание вдоль главной оси, поэтому π -связи менее прочны, чем σ -связи. Это проявляется, в частности, в том, что энергия двойной углерод-углеродной связи превышает энергию одинарной связи менее чем в два раза. Так, энергия связи С-С в этане равна 347 кДж/моль, тогда как энергия связи С = С в этене составляет только 598 кДж/моль, а не ~ 700 кДж/моль.

Степень бокового перекрывания двух атомных 2р-орбиталей , а следовательно, и прочность π -связи максимальна, если два атома углерода и четыре связанные с ними атомы расположены строго в одной плоскости , т. е. если они копланарны , поскольку только в этом случае атомные 2р-орбитали точно параллельны одна другой и поэтому способны к максимальному перекрыванию. Любое отклонение от копланарного состояния вследствие пово­рота вокруг σ -связи, соединяющей два атома углерода, приве­дет к уменьшению степени перекрывания и соответственно к снижению прочности π -связи, которая, таким образом, способ­ствует сохранению плоскостности молекулы.

Вращение вокруг двойной углерод-углеродной связи невозможно.

Распределение π -электронов над и под плоскостью молекулы означает су­ществование области отрицательного заряда , готовой к взаимо­действию с любыми электронодефицитными реагентами.

Атомы кислорода, азота и др. также имеют разные валентные состояния (гибридизации), при этом их электронные пары могут находиться как на гибридных, так и p-орбиталях.

В молекуле аммиака электроны вокруг атома азота также располагаются на sp 3 -гибридизованных орбиталях. Аналогичная картина наблюдается и в случае молекулы воды.

NH 3 H 2 O

При sp 3 -гибридизации орбиталей атом углерода может давать лишь простые s-связи. При образовании углеродом двойной связи прибегают к sp 2 гибридизации (рис. 7). В этом случае в гибридизации принимает участие одна 2s и две 2p орбитали и одна орбиталь 2p остается негибридной. Орбитали sp 2 эквивалентны, их оси копланарны и образуют между собой угол в 120 о; негибридная 2p орбиталь перпендикулярна плоскости гибридных орбиталей.

Рис. 7 s и

двух2p орбиталей с образованием трех sp 2 -гибридных орбиталей.

При образовании углеродом тройной связи прибегают к sp гибридизации. В этом случае в гибридизации принимают участие одна 2s и одна p орбитали и две орбитали 2p остаются негибридными (рис.8).

Рис. 8 Изображение математической процедуры гибридизации одной 2s и од

ной2p орбиталей с образованием двух sp -гибридных орбиталей.

ацетилен

Упр.13 . Опишите связи между атомами в молекулах (а) этановой кислоты, (б) этаналя, этанамида в термина атомных орбиталей и предскажите все валентные углы.

Ответ (а)

Длина и энергия связи

Общие электронные пары удерживают два связываемых атома на определенном расстоянии называемом длиной связи . Длина связи между атомами приблизительно равна сумме их ковалентных радиусов (r) (табл. 2), что позволяет вычислить длины любых связей. l A - B = r A + r B

Таблица 2

Ковалентные радиусы (r) некоторых элементов, Å

Упр. 14. В ычислите длины связей для (а) С-Н, (б) С-С, (в) C=C и (г) CºС,

(д.) С-О, (е) C=O, (ж) C-Cl, … Значения ковалентных радиусов даны в табл. 1.2.

Ответ (а) 0,77 + 0,37 = 1,14 Å, (б) 2 х 0,77 = 1,54 Å, (в) 2 х 0,67 = 1,34 Å, (г) …

В общем случае при увеличении числа связей между двумя атомами их длина уменьшается. В некоторых молекулах длина связи углерод-углерод оказывается промежуточной между длиной одинарной (1.54Å) и двойной (1.33Å) связей. В этом случае говорят о порядке связи. Приближенное значение порядка такой связи можно найти графически.

Энергия это способность производить работу. Движущийся предмет обладает кинетической энергией. Если предметы притягиваются или отталкиваются между собой, то они обладают потенциальной энергией. Два шарика соединенные между собой пружиной могу обладать потенциальной энергией, если пружина натянута или сжата. Если пружина растянута, то между шариками имеется энергия притяжения, а если она сжата то энергия отталкивания. Если дать пружине

расслабиться, то в обоих случаях потенциальная энергия шариков превратится в кинетическую энергию.

Химическая энергия это одна из форм потенциальной энергии. Она существует, потому что различные части молекул притягиваются или отталкиваются между собой. Чем большей потенциальной энергией обладает предмет, тем менее он стабилен. При реакциях химическая энергия может высвобождаться в виде тепловой энергии.

Определить абсолютное содержание энергии в молекуле практически невозможно. И поэтому речь идет лишь об относительной потенциальной энергии молекул.Относительную потенциальную энергию молекул удобно представлять в виде относительной энтальпии.Разницу в относительных энтальпиях реагентов и продуктов при реакциях обозначают DH°. Для экзотермических реакций DH° имеет отрицательное значение, а эндотермических - положительное. При образовании молекулы водорода из атомов тепло выделяется, а при расщеплении молекулы водорода на атомы тепло должно подводиться:

H· + H· ¾® H¾H DH° = –104 ккал/моль (–435 кДж/моль)

Н-Н ¾® H· + H· DH° = +104 ккал/моль (+435 кДж/моль)

1 ккал = 4.184 кДж

При образовании молекулы хлора из атомов энергии выделяется меньше, чем при образовании молекулы водорода:

Сl· + Cl· ¾® Сl¾Cl DH° = –58 ккал/моль

Cl-Cl ¾® Cl· + Cl· DH° = +58 ккал/моль

Таблица 3

Энергии связей, ккал/моль.

Если сравнить энергии простой, двойной и тройной углерод-углеродных связей, то можно видеть, что энергия двойной связи менее чем в два раза, а тройной менее чем в три раза больше энергии простой связи С-С. Поэтому превращение кратных связей в простые, например, при полимеризации сопровождается выделением энергии.

Энергия связи (Е), ккал/моль 88 146 200

Для других элементов чаще всего наблюдается обратная картина. Например, при переходе от простой к двойной и тройной азот-азотным связям их энергия более чем удваивается и утраивается.

Энергия связи (Е), ккал/моль 38 100 226

Таким образом, для углерода выгодно образование углеродных цепей, а для азота - двухатомных молекул. Азот-азотные цепи могут состоять не более чем из четырех атомов.