Pri homonuklearnih molekulah smo izvedli kombinacijo $AO$ po pravilu, po katerem orbitale enake energije medsebojno delujejo najmočneje. Pri heteronuklearnih molekulah tipa $AB$ energijski nivoji atomov $A$ in $B$ niso enaki, zato je težko nedvoumno reči, katere orbitale bodo združene. Za primer $LiH$ je to prikazano na sl. 1.

Slika 1. Energijske ravni $AO$, $Li$ in $H$

Predstavlja poliatomske kemične delce (molekule, radikale, ione) s skupnim molekulska formula$B_n$, ki vsebuje en osrednji atom $A$, dva ali več terminalnih atomov $B$ in posledično samo $A-B \sigma $ vezi.

Geometrična oblika delcev $AB_n$ izhaja iz metode valenčne vezi, tj. iz stereokemične razporeditve osi valenčnih hibridnih orbital centralnega atoma $A$, in torej $\sigma $-vezi $A-B $.

Hibridne orbitale pomagajo razumeti prostorsko strukturo molekul, na primer zakaj ima molekula vode kotno konfiguracijo, amonijak piramidno konfiguracijo in metan tetraedrsko konfiguracijo.

Upoštevanje razmerja med hibridizacijo in molekularno obliko

Berilijev hidrid, $BeH_2$, ima linearno strukturo. Za konstruiranje njegovih lokaliziranih veznih molekularnih orbital bosta najprej oblikovani dve enakovredni valenčni orbitali atoma $Be$, usmerjeni proti dvema atomoma vodika, $H_a$ oziroma $H_b$. To dosežemo s hibridizacijo ali mešanjem (izdelavo linearne kombinacije) $2s-$ in $2p$ orbital $Be$, kar ima za posledico dve enakovredni "$sp$-hibridni" orbitali. Ena od teh hibridnih orbital, $sp_a$, je usmerjena proti atomu $H_a$ in se močno prekriva z orbitalo $1s_a$. Druga hibridna orbitala, $sp_b$, je usmerjena proti atomu $H_b$ in se močno prekriva z orbitalo $1s_b$. S tem sklepanjem dobimo dve vezni molekularni orbitali $BeH_2$ s konstruiranjem dveh enakovrednih linearne kombinacije, od katerih je vsak lokaliziran med dvema atomoma:

Te lokalizirane molekularne orbitale so prikazane na sl. 2. Vsebujejo štiri valenčne elektrone, ki tvorijo dva lokalizirana vezna elektronska para, v skladu s strukturo Lewisove vezi za $BeH_2$. Vsaka od linearnih $sp$-hibridnih orbital je pol znaka $p$ in pol znaka $s$, obe orbitali $sp$ pa omogočata osrednjemu atomu $Be$ v $BeH_2$, da nase veže dva atoma vodika.

Zdaj razmislite o molekuli $BH_3$ (ki jo opazimo v masnih spektrometričnih poskusih in je del molekule $B_2H_6$). V tej molekuli so trije atomi vodika vezani na osrednji atom bora. Po teoriji lokaliziranega molekularne orbitale, vez v tej molekuli nastane kot posledica hibridizacije $2s$-orbitale in dveh $2p$-orbital atoma bora s tvorbo treh enakovrednih $sp^2$-hibridnih orbital. Vsaka hibridna orbitala ima eno tretjino $s$-znaka in dve tretjini $p$-znaka. Ker katerikoli dve $p$-orbitali ležita v isti ravnini in $s$-orbitala nima prostorske smeri, ležijo tri $sp^2$-hibridne orbitale v isti ravnini. Te tri $sp^2$ hibridne orbitale, ki se prekrivajo s tremi vodikovimi $1s$ orbitalami, tvorijo tri enakovredne lokalizirane vezne orbitale. Vsaka od teh veznih $(sp^2+1s)$ orbital je v molekuli $BH_3$ zasedena s parom elektronov, kot je shematično prikazano na sl. 4. Na podlagi koncepta hibridnih orbital je mogoče predvideti, da bi morala imeti molekula $BH_3$ planarno trigonalno strukturo. Kot med medjedrnima osema $H-B-H$, imenovan vezni kot $H-B-H$, bi moral biti $120^\circ$.

Slika 2. Vezni pari elektronov na lokaliziranih vezeh molekule $BeH_2$, ki nastanejo s sodelovanjem ekvivalentnih hibridnih $sp$-orbital atoma $Be$. Vsaka $sp$-orbitala $Be$ tvori lokalizirano vezno molekularno orbitalo z $1s$-orbitalo atoma vodika

Slika 3. Medsebojno prekrivanje orbital. Hibridne orbitale: a - prekrivanje $s$-orbital; b - prekrivanje $s-$ orbital; c - prekrivanje $p-$ orbital; r - $p$-hibridna orbitala; d - $sp^2$-hibridne orbitale; e - $sp^3$-hibridne orbitale

Slika 4. Pari elektronov, ki si jih delijo lokalizirane vezi v $BH_3$

Metan, $CH_4$, ima štiri enakovredne atome vodika, vezane na osrednji ogljikov atom. Za vez s štirimi vodikovimi atomi mora ogljik uporabiti vse svoje valenčne orbitale. S hibridizacijo ene $2s-$ in treh $2p$ orbital lahko dobimo štiri enakovredne $sp^3$ hibridne orbitale. Vsaka $sp^3$-hibridna orbitala ima eno četrtino $s$-znaka in tri četrtine $p$-znaka. Vse štiri $sp^3$ orbitale so usmerjene proti ogliščem pravilnega tetraedra, zato $sp^3$ orbitale včasih imenujemo tetraedrski hibridi. Kot rezultat prekrivanja vsake $sp^3$-hibridne orbitale z $1s-$ orbitalo atoma vodika nastanejo štiri lokalizirane vezne orbitale. Najboljše prekrivanje med orbitalama $sp^3$ in $1s$ se doseže z namestitvijo štirih vodikovih atomov na oglišča pravilnega tetraedra, kot je prikazano na sliki 1. 5 (kjer je upodobljena kocka, katere izmenjujoča se oglišča sestavljajo oglišča omenjenega tetraedra). Molekula metana ima osem valenčnih elektronov (štiri od atoma ogljika in enega od vsakega od štirih atomov vodika), ki morajo biti nameščeni v štirih lokaliziranih veznih orbitalah. Teh osem elektronov tvori štiri enakovredne lokalizirane vezne elektronske pare, ki so shematično prikazani na sl. 5.

Struktura molekule $CH_4$ je bila določena z različnimi eksperimentalnimi metodami. Vsi pridobljeni podatki vodijo do zaključka o tetraedrski strukturi molekule $CH_4$ (slika 6), kar se popolnoma ujema z napovedmi teorije lokaliziranih molekularnih orbital. Vezni kot $H-C-H$ je $109,5^\circ$, dolžina vezi $C-H$ pa je $1,093 A$.

Slika 5. Pari elektronov, ki si jih delijo lokalizirane vezi v $CH_4$

Slika 6. Tetraedar molekularna struktura$CH_4$

>> Kemija: Valenčna stanja ogljikovega atoma

Že veste, da so za elektronske orbitale značilne različne pomene energija, razne geometrijska oblika in smeri v prostoru. Tako ima 1s orbitala nižjo energijo. Sledi 2s orbitala, ki je ima več visoka energija. Obe orbitali sta sferične oblike. Seveda je orbitala 2s večja od orbitale 1s: večja energija je posledica večje povprečne razdalje med elektroni in jedrom. Tri 2s orbitale v obliki ročice z enako energijo so usmerjene vzdolž koordinatnih osi. Zato je os vsake 2p orbitale pravokotna na osi drugih dveh 2p orbital.

Ogljikovi atomi vključeni v sestavo organske spojine, bodo vedno štirivalentni, imajo elektronska konfiguracija 1s 2 2s 2 2р 2 in je lahko v treh valenčnih stanjih.

Oglejmo si prvo valenčno stanje ogljikovega atoma na primeru molekule metana CH4.

Ko nastane molekula metana CH4, atom ogljika preide iz osnovnega stanja v vzbujeno stanje in ima štiri nesparjeni elektron: en in trije p-elektroni, ki sodelujejo pri tvorbi štirih a-vezi s štirimi vodikovimi atomi. Pričakovati je treba tri S-N povezave, ki nastane zaradi združevanja treh p-elektronov ogljikovih atomov s tremi »elektroni treh vodikovih atomov (s-p), bi se moral razlikovati od četrte (s-s) vezi po moči, dolžini, smeri. Izračun elektronske gostote v kristalih metana pokaže, da so vse vezi v njegovi molekuli enakovredne in usmerjene proti oglišču tetraedra. To je razloženo z dejstvom, da med tvorbo molekule metana nastanejo kovalentne vezi zaradi interakcije ne "čistih", ampak tako imenovanih hibridnih, t.j. orbital, povprečnih po obliki in velikosti (in s tem po energiji).

Hibridizacija orbital je proces njihovega poravnavanja po obliki in energiji.

Število hibridnih orbital je enako številu originalnih orbital. V primerjavi z njimi so hibridne orbitale prostorsko bolj raztegnjene, kar zagotavlja njihovo popolnejše prekrivanje z orbitalami sosednjih atomov.

V molekuli metana in v drugih alkanih, kot tudi v vseh organskih molekulah na mestu enojne vezi, bodo ogljikovi atomi v stanju sp 3 hibridizacije, tj. orbitale enega s- in treh p-elektronov so bile podvržene hibridizaciji pri ogljikovem atomu in štiri so bile oblikovane enake hibridne orbitale.

Zaradi prekrivanja štirih hibridnih sp 3 orbital atoma ogljika in s orbital štirih vodikovih atomov nastane tetraedrična molekula metana s štirimi enakimi a-vezmi pod kotom 109°28 If v molekuli metana ena atom vodika zamenjamo s skupino CH3, nato dobimo molekulo etana CH3-CH3.

Atom ogljika, ki ima tri atome vodika in en atom ogljika, se imenuje primarni.

V molekuli etana obstaja ena (včasih imenovana navadna, navadna) nepolarna vez ogljik-ogljik z dolžino 0,154 nm.

V molekuli propana CH3-CH2-CH3 sta pri osrednjem atomu ogljika dva atoma vodika in dva atoma ogljika. Tak atom se imenuje sekundarni.

Če je atom ogljika vezan na tri atome ogljika, potem je to terciarni atom:

CH3 - CH - CH3
CH3

Ogljik s štirimi ogljikovimi atomi se imenuje kvarterni:

CH3
CH3 - C - CH3
CH3

Oglejmo si drugo valenčno stanje ogljikovega atoma na primeru molekule etilena C2H4. Kot se spomnite, obstaja dvojna vez med ogljikovimi atomi, kar se v strukturni formuli odraža z dvema enakima črtama:

Vezi, ki jih odsevajo ti pomišljaji, čeprav so kovalentne, se razlikujejo po tem, kako se prekrivajo – ena od njih je a, druga je – n.

V molekuli etilena je vsak atom ogljika povezan ne s štirimi, temveč s tremi drugimi atomi (z enim atomom ogljika in dvema atomoma vodika), zato v hibridizacijo vstopijo samo tri elektronske orbitale: en b in dva p, tj. sp 2 -hibridizacija. Te tri orbitale se nahajajo v isti ravnini pod kotom 120° glede na drugo. Orbitale vsakega ogljikovega atoma se prekrivajo s s-orbitalama dveh vodikovih atomov in z eno od enakih sp2-rm6-ride orbital sosednjega ogljikovega atoma in tvorijo tri a-vezi pod enakim kotom 120°. Posledično bo imela molekula etilena planarno strukturo. Dve p-orbitali ogljikovih atomov, ki ne sodelujeta pri hibridizaciji, se bosta prekrivali v dveh regijah, pravokotno na ravnino molekule (»lateralno prekrivanje«) in oblika n- povezava.

Vendar pa se "bočno" prekrivanje p-orbital pojavlja v manjši meri kot p-orbitale vzdolž vezne črte, poleg tega pa se tvori na večji razdalji od jeder veznih atomov. Zato bo I-povezava manj močna kot n- povezava. In vendar pod vplivom n-vezi še bolj približajo ogljikove atome drug drugemu: v molekulah metana CH4 in etana C2H6 je razdalja med jedri atomov (dolžina vezi) 0,154 nm, v molekulah etilena C2H4 - 0,134 nm.

Oglejmo si tretje valenčno stanje ogljikovega atoma na primeru molekule acetilena C2H2, v kateri se realizira trojna vez CH=CH: ena a-vez in dve p-vezi. Molekula acetilena ima linearno strukturo, saj je vsak atom ogljika v njej povezan z a-vezmi samo z dvema drugima atomoma - atomom ogljika in atomom vodika, medtem ko pride do hibridizacije BP, v kateri sodelujeta samo dve orbitali - ena s in ena str. Dve hibridni orbitali sta med seboj usmerjeni pod kotom 180° in tvorita dve n-vez s s-orbitalo vodikovega atoma in še ena n- povezave, ki se nahajajo v medsebojno pravokotnih ravninah.

Pojav tretje vezi povzroči približevanje ogljikovih atomov – razdalja med njimi (dolžina C=-C vezi) v molekuli acetilena je 0,120 nm.

1. Katere vrste hibridizacije elektronskih orbital ogljikovega atoma poznate?

2. Vrstni red povezovanja atomov v molekulah odražajo strukturne formule. Določite vrsto hibridizacije vsakega ogljikovega atoma v molekuli 1,2-butadiena, če je njegova strukturna formula

3. Koliko orbital sekunde raven energije ogljikov atom ni vključen v yar-hibridizacijo; v ya2-hibridizacija; v yr3 hibridizacija?

4. Kakšni so koti med osema ogljikovega atoma za:

a) sp 2 hibridne orbitale;

b) sp-hibridne orbitale;

c) sp-hibridne in nehibridne p-orbitale;

d) nehibridne p-orbitale;

e) sp 3 hibridne orbitale?

Vsebina lekcije zapiski lekcije podporni okvir predstavitev lekcije metode pospeševanja interaktivne tehnologije Vadite naloge in vaje samotestiranje delavnice, treningi, primeri, naloge domača naloga diskusija vprašanja retorična vprašanja od študentov Ilustracije avdio, video posnetki in multimedija fotografije, slike, grafike, tabele, diagrami, humor, anekdote, šale, stripi, prispodobe, izreki, križanke, citati Dodatki izvlečkičlanki triki za radovedneže jaslice učbeniki osnovni in dodatni slovar pojmov drugo Izboljšanje učbenikov in poukapopravljanje napak v učbeniku posodobitev odlomka v učbeniku, elementi inovativnosti pri pouku, nadomeščanje zastarelega znanja z novim Samo za učitelje popolne lekcije koledarski načrt za leto metodološka priporočila diskusijski programi Integrirane lekcije

stran 1

Teorija valence je imela ključno vlogo pri razvoju kemijske teorije nasploh in organska kemija zlasti. Na podlagi teorije o valenci je Kekule domneval, da je atom ogljika štirivalenten, in si je leta 1858 na podlagi te predpostavke poskušal predstavljati zgradbo najpreprostejših organskih molekul in radikalov. Istega leta 1858 je škotski kemik Archibald Scott Cooper (1831-1892) predlagal upodobitev sil, ki povezujejo atome (ali vezi, kot jih običajno imenujemo) v obliki črtic. Ko je bila »zgrajena« prva organska molekula, je postalo popolnoma jasno, zakaj organske molekule, praviloma veliko večji in kompleksnejši od anorganskih.

Po Kekulejevih zamislih se atomi ogljika lahko povezujejo med seboj z uporabo ene ali več svojih štirih valenčnih vezi in tvorijo dolge verige - ravne ali razvejane. Očitno noben drug atom nima te izjemne sposobnosti v tolikšni meri, kot jo ima ogljik.

Predstavljajte si, da ima vsak ogljikov atom štiri valenčne vezi, in ima vsak vodikov atom eno takšno vez, lahko tri najpreprostejše ogljikovodike (spojine, katerih molekule sestavljajo samo atomi ogljika in vodika), metan CH4, etan C2H6 in propan C3H8, prikažemo takole:

S povečanjem števila atomov ogljika se lahko to zaporedje nadaljuje, skoraj neomejeno. Z dodajanjem kisika (dve valenčni vezi) ali dušika (tri valenčne vezi) v verigo ogljikovodikov si lahko predstavljamo strukturni formuli molekul etilnega alkohola (C2H6O) in metilamina (CH5N):

Če predpostavimo možnost dveh vezi (dvojna vez) ali treh vezi (trojna vez) med sosednjimi atomi, lahko prikažemo strukturne formule spojin, kot so etilen (C2H4), acetilen (C2H2), metil cianid (C2H3N), aceton (C3H6O). ) in ocetna kislina (C2H4O2):

Pripomoček strukturne formule so bile tako očitne, da so jih številni organski kemiki takoj sprejeli. Za popolnoma zastarele so razglasili vse poskuse prikazovanja organskih molekul kot struktur, zgrajenih iz radikalov. Posledično je bilo ugotovljeno, da je treba pri pisanju formule spojine pokazati njeno atomsko strukturo.

Ruski kemik Aleksander Mihajlovič Butlerov (1823-1886) je to uporabil nov sistem strukturne formule v teoriji zgradbe organskih spojin, ki jih je razvil. V 60. letih prejšnjega stoletja je pokazal, kako je mogoče s strukturnimi formulami jasno razložiti razloge za obstoj izomerov (glej 5. poglavje). Na primer, etilni alkohol in dimetil eter imata enako empirično formulo C2H6O, vendar se strukturni formuli teh spojin bistveno razlikujeta:

Zato ni presenetljivo, da sprememba v razporeditvi atomov povzroči dva niza zelo različnih lastnosti. V etilnem alkoholu je eden od šestih atomov vodika vezan na atom kisika, medtem ko je v dimetil etru vseh šest atomov vodika vezanih na atome ogljika. Atom kisika drži atom vodika šibkeje kot atom ogljika, torej natrijeva kovina, dodano v etilni alkohol, nadomešča vodik (eno šestino vsega). Natrij, dodan dimetil etru, sploh ne izpodrine vodika. Tako se lahko pri sestavljanju strukturnih formul ravnamo po kemične reakcije, strukturne formule pa lahko pomagajo razumeti bistvo reakcij.

Butlerov je posebno veliko pozornosti namenil eni vrsti izomerije, imenovani tavtomerizem (dinamična izomerija), pri kateri nekatere snovi vedno delujejo kot mešanice dveh spojin. Če eno od teh spojin izoliramo v čisti obliki, se bo takoj delno spremenila v drugo spojino. Butlerov je pokazal, da je tavtomerija posledica spontan prehod atom vodika od atoma kisika do sosednjega atoma ogljika (in obratno).

Da bi v celoti dokazali veljavnost sistema strukturnih formul, je bilo treba določiti strukturno formulo benzena, ogljikovodika, ki vsebuje šest atomov ogljika in šest atomov vodika. Tega ni bilo mogoče storiti takoj. Zdelo se je, da ni takšne strukturne formule, ki bi ob izpolnjevanju zahtev valence hkrati pojasnila večjo stabilnost spojine. Prve različice strukturnih formul benzena so bile zelo podobne formulam nekaterih ogljikovodikov - zelo nestabilne spojine in niso podobne v kemijske lastnosti za benzen.

Organska kemija je kemija ogljikovega atoma. Število organskih spojin je več desetkrat večje od anorganskih, kar je mogoče le razložiti lastnosti ogljikovega atoma :

a) je noter sredini lestvice elektronegativnosti in drugo obdobje, zato mu je nedonosno oddati svoje in sprejeti elektrone drugih ljudi ter pridobiti pozitiven ali negativen naboj;

b) posebno strukturo elektronska lupina – ni elektronskih parov in prostih orbital (obstaja samo še en atom s podobno strukturo – vodik, zato verjetno ogljik in vodik tvorita toliko spojin – ogljikovodikov).

Elektronska zgradba ogljikovega atoma

C – 1s 2 2s 2 2p 2 ali 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 0

V grafični obliki:

Ogljikov atom v vzbujenem stanju ima naslednjo elektronsko formulo:

*C – 1s 2 2s 1 2p 3 ali 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1

V obliki celic:

Oblika s- in p-orbital

Atomska orbitala - področje prostora, kjer je najverjetneje najden elektron, z ustreznimi kvantnimi števili.

To je tridimenzionalni "konturni zemljevid" elektronov, v katerem valovna funkcija določa relativno verjetnost, da najdemo elektron na določeni točki orbite.

Relativne velikosti atomskih orbital se povečujejo z večanjem njihovih energij ( glavno kvantno število- n), njihovo obliko in orientacijo v prostoru pa določata kvantni števili l in m. Za elektrone v orbitalah je značilen spin kvantno število. Vsaka orbitala lahko vsebuje največ 2 elektrona z nasprotnimi vrtljaji.

Pri tvorjenju vezi z drugimi atomi atom ogljika preoblikuje svojo elektronsko ovojnico tako, da nastanejo najmočnejše vezi in posledično se sprosti čim več energije, sistem pa pridobi največjo stabilnost.

Sprememba elektronske ovojnice atoma zahteva energijo, ki se nato kompenzira s tvorbo močnejših vezi.

Transformacija elektronske lupine (hibridizacija) je lahko v glavnem treh vrst, odvisno od števila atomov, s katerimi ogljikov atom tvori vezi.

Vrste hibridizacije:

sp 3 – atom tvori vezi s 4 sosednjimi atomi (tetraedrična hibridizacija):

Elektronska formula sp 3 – hibridnega ogljikovega atoma:

*С –1s 2 2(sp 3) 4 v obliki celic

Vezni kot med hibridnima orbitalama je ~109°.

Stereokemična formula ogljikovega atoma:

sp 2 – Hibridizacija (valentno stanje)– atom tvori vezi s 3 sosednjimi atomi (trigonalna hibridizacija):

Elektronska formula sp 2 – hibridnega ogljikovega atoma:

*С –1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 v obliki celic

Vezni kot med hibridnima orbitalama je ~120°.

Stereokemična formula sp 2 - hibridnega ogljikovega atoma:

sp– Hibridizacija (valentno stanje) – atom tvori vezi z 2 sosednjima atomoma (linearna hibridizacija):

Elektronska formula sp – hibridnega ogljikovega atoma:

*С –1s 2 2(sp) 2 2p 2 v obliki celic

Vezni kot med hibridnima orbitalama je ~180°.

Stereokemična formula:

S-orbitala je vključena v vse vrste hibridizacije, ker ima minimalno energijo.

Prestrukturiranje elektronskega oblaka omogoča nastanek čim močnejših vezi in minimalno interakcijo atomov v nastali molekuli. Ob istem času hibridne orbitale morda niso enake, lahko pa so vezni koti različni, na primer CH 2 Cl 2 in CCl 4

2. Kovalentne vezi v ogljikovih spojinah

Kovalentne vezi, lastnosti, načini in razlogi za nastanek - šolski učni načrt.

Naj vas samo spomnim:

1. Izobraževalne komunikacije med atomi je mogoče obravnavati kot rezultat prekrivanja njihovih atomskih orbital in bolj kot je učinkovito (večji kot je integral prekrivanja), močnejša je vez.

Glede na izračunane podatke se relativni izkoristki prekrivanja atomskih orbital Srel povečajo na naslednji način:

Zato uporaba hibridnih orbital, kot so ogljikove orbitale sp 3, za tvorbo vezi s štirimi vodikovimi atomi povzroči močnejše vezi.

2. Kovalentne vezi v ogljikovih spojinah nastanejo na dva načina:

A)Če se dve atomski orbitali prekrivata vzdolž svojih glavnih osi, se nastala vez imenuje - σ vez.

Geometrija. Ko torej nastanejo vezi z vodikovimi atomi v metanu, se štiri hibridne sp 3 ~ orbitale ogljikovega atoma prekrivajo s s-orbitalami štirih vodikovih atomov in tvorijo štiri enake močne σ vezi, ki se nahajajo pod kotom 109°28" na vsako drugo (standardni tetraedrski kot) Podobna strogo simetrična tetraedrska struktura nastane na primer pri tvorbi CCl 4, če atomi, ki tvorijo vezi z ogljikom, niso enaki, na primer v primeru CH 2 C1 2, prostorska; struktura se bo nekoliko razlikovala od popolnoma simetrične, čeprav v bistvu ostaja tetraedrska.

σ dolžina vezi med atomi ogljika je odvisna od hibridizacije atomov in se zmanjša pri prehodu iz sp 3 - hibridizacija v sp. To je razloženo z dejstvom, da je s orbitala bližje jedru kot p orbitala, zato je njen delež v hibridni orbitali krajši, zato je krajša vez, ki nastane.

B) Če dve atomski str - orbitale, ki se nahajajo vzporedno druga z drugo, izvajajo stransko prekrivanje nad in pod ravnino, kjer se nahajajo atomi, potem se nastala vez imenuje - π (pi) -komunikacija

Bočno prekrivanje atomske orbitale je manj učinkovito kot prekrivanje vzdolž glavne osi, torej π - povezave so manj močne kot σ - povezave. To se kaže zlasti v tem, da je energija dvojne vezi ogljik-ogljik manjša od dvakratne energije enojne vezi. Tako je energija vezi C-C v etanu 347 kJ/mol, medtem ko je energija vezi C = C v etenu samo 598 kJ/mol in ne ~ 700 kJ/mol.

Stopnja stranskega prekrivanja dveh atomskih 2p orbital , in s tem moč π -vezi so največje, če sta ogljikova atoma dva in nanju vezani štirje atomi se nahajajo strogo v eni ravnini, torej če so komplanaren , saj so samo v tem primeru atomske 2p orbitale natančno vzporedne druga z drugo in so zato sposobne največjega prekrivanja. Kakršno koli odstopanje od koplanarnega stanja zaradi vrtenja okoli σ - vez, ki povezuje dva atoma ogljika, bo povzročila zmanjšanje stopnje prekrivanja in s tem zmanjšanje trdnosti π -vez, ki tako pomaga ohranjati ravnost molekule.

Vrtenje okrog dvojne vezi ogljik-ogljik ni mogoča.

Distribucija π -elektroni nad in pod ravnino molekule pomenijo obstoj področja negativnega naboja, pripravljen na interakcijo z vsemi reagenti s pomanjkanjem elektronov.

Tudi atomi kisika, dušika itd. imajo različna valenčna stanja (hibridizacija), njihovi elektronski pari pa se lahko nahajajo tako v hibridnih kot v p-orbitalah.

V molekuli amoniaka se elektroni okoli atoma dušika prav tako nahajajo v sp 3 hibridiziranih orbitalah. Podobno sliko opazimo v primeru molekule vode.

NH3H2O

Pri sp 3 orbitalni hibridizaciji lahko atom ogljika tvori samo enostavne s vezi. Kadar dvojno vez tvori ogljik, uporabimo sp 2 hibridizacijo (slika 7). V tem primeru pri hibridizaciji sodelujeta ena 2s in dve 2p orbitali, ena 2p orbitala pa ostane nehibridna. Orbitali sp 2 sta enakovredni, njuni osi sta komplanarni in med seboj tvorita kot 120°; nehibridna 2p orbitala je pravokotna na ravnino hibridnih orbital.

riž. 7 s in

dva2 str orbitale, da tvorijo tri sp 2-hibridne orbitale.

Ko ogljik tvori trojno vez, se uporabi sp hibridizacija. V tem primeru pri hibridizaciji sodelujeta ena 2s in ena p orbitala, dve 2p orbitali pa ostaneta nehibridni (slika 8).

riž. 8 Slika matematični postopek hibridizacija enega 2 s in od

noah2 str orbitali, da tvorita dve sp-hibridne orbitale.

acetilen

vaja 13. Opišite vezi med atomi v molekulah (a) etanojske kisline, (b) etanala, etanamida z atomskimi orbitalami in napovejte vse vezne kote.

Odgovori(A)

Dolžina in energija vezi

Skupni elektronski pari držijo dva vezana atoma na določeni razdalji, imenovani dolžina povezave. Dolžina vezi med atomi je približno enaka vsoti njihovih kovalentnih polmerov (r) (tabela 2), kar omogoča izračun dolžin poljubnih vezi. l A - B = r A + r B

Tabela 2

Kovalentni polmeri (r) nekaterih elementov, Å

npr. 14.V Izračunajte dolžine vezi za (a) C-H, (b) C-C, (c) C=C in (d) CºС,

(e.) C-O, (f) C=O, (g) C-Cl, ... Vrednosti kovalentnih polmerov so podane v tabeli. 1.2.

Odgovori(a) 0,77 + 0,37 = 1,14 Å, (b) 2 x 0,77 = 1,54 Å, (c) 2 x 0,67 = 1,34 Å, (d) ...

Na splošno, ko se število vezi med dvema atomoma poveča, se njuna dolžina zmanjša. V nekaterih molekulah se zdi, da je dolžina vezi ogljik-ogljik vmesna med dolžinami enojnih (1,54Å) in dvojnih (1,33Å) vezi. V tem primeru govorimo o vrstnem redu komunikacije. Približno vrednost vrstnega reda takega razmerja lahko najdete grafično.

Energija je sposobnost opravljanja dela. Gibajoči se predmet ima kinetično energijo. Če se predmeti privlačijo ali odbijajo, imajo potencialno energijo. Dve krogli, povezani z vzmetjo, imata lahko potencialno energijo, če je vzmet napeta ali stisnjena. Če je vzmet raztegnjena, je med kroglicami privlačna energija, če je stisnjena, pa odbojna energija. Če daš pomlad

sprostite, potem se bo v obeh primerih potencialna energija kroglic spremenila v kinetično energijo.

Kemična energija je oblika potencialne energije. Obstaja zato, ker se različni deli molekul privlačijo ali odbijajo. Več kot ima predmet potencialne energije, manj je stabilen. . Za reakcije kemična energija se lahko sprosti kot toplotna energija.

Skoraj nemogoče je določiti absolutno energijsko vsebnost molekule. In tako govorimo o samo približno relativna potencialna energija Relativno potencialno energijo molekul je priročno prikazati v obliki relativne entalpije. Za eksotermne reakcije DH° ima negativno vrednost, endotermna pa pozitivno vrednost. Ko se molekula vodika tvori iz atomov, se sprosti toplota, ko pa se molekula vodika razcepi na atome, je treba dovajati toploto:

H· + H· ¾® H¾H DH° = –104 kcal/mol (–435 kJ/mol)

Н-Н ¾® H· + H· DH° = +104 kcal/mol (+435 kJ/mol)

1 kcal = 4,184 kJ

Ko nastane molekula klora, se iz atomov sprosti manj energije kot pri nastanku molekule vodika:

Сl· + Cl· ¾® Сl¾Cl DH° = –58 kcal/mol

Cl-Cl ¾® Cl· + Cl· DH° = +58 kcal/mol

Tabela 3

Energije vezi, kcal/mol.

Če primerjamo energije enojnih, dvojnih in trojnih vezi ogljik-ogljik, vidimo, da je energija dvojne vezi manjša od dvakratne, trojne pa manj kot trikratne energije enojne vezi. S-S povezave. Zato preoblikovanje več vezi v preproste, na primer med polimerizacijo, spremlja sproščanje energije.

Vezna energija (E), kcal/mol 88 146 200

Pri drugih elementih najpogosteje opazimo nasprotno sliko. Na primer, pri prehodu z enojne na dvojno in trojno dušikovo dušikovo vezjo se njihova energija več kot podvoji in potroji.

Vezna energija (E), kcal/mol 38 100 226

Tako je tvorba ogljikovih verig koristna za ogljik, tvorba dvoatomnih molekul pa je koristna za dušik. Verige dušik-dušik so lahko sestavljene iz največ štirih atomov.