У разі гомоядерних молекул ми проводили комбінацію $AO$, користуючись правилом, згідно з яким найбільше взаємодіють орбіталі однакової енергії. У гетероядерних молекулах типу $AB$ енергетичні рівні атомів $A$ і $B$ неоднакові, тому важко однозначно стверджувати, які орбіталі комбінуватимуться. Для випадку $LiH$ це показано на рис. 1.

Рисунок 1. Енергетичні рівні $АТ$, $Li$ та $Н$

Представлені багатоатомні хімічні частинки (молекули, радикали, іони) із загальною молекулярною формулою$B_n$, містять один центральний атом $A$, два або більше кінцевих атома $B$ і, як наслідок, тільки зв'язки $A-B \sigma $.

Геометрична форма частинок $AB_n$ виведена з методу валентних зв'язків, тобто зі стереохімічного розташування осей валентних гібридних орбіталей центрального атома $A$, і, отже, $sigma $-зв'язків $A-B$.

Гібридні орбіталі допомагають зрозуміти просторову будову молекул, наприклад, чому молекула води має кутову, аміаку – пірамідальну, а метану – тетраедричну конфігурацію.

Розгляд зв'язку гібридизації та форми молекул

Гідрид берилію, $BeH_2$, має лінійну структуру. Для побудови його локалізованих сполучних молекулярних орбіталей спочатку утворяться дві еквівалентні валентні орбіталі атома $ Be $, спрямовані до двох атомів водню, $ H_a $ і $ H_b $ відповідно. Це здійснюється шляхом гібридизації або змішування (складання лінійної комбінації), $2s-$ і $2p$-орбіталей $Вe$, в результаті чого виходять дві еквівалентні «$sp$- гібридні» орбіталі. Одна з цих гібридних орбіталей $sp_a$ спрямована до атома $H_a$ і сильно перекривається з $1s_a$-орбіталлю. Інша гібридна орбіталь $sp_b$ спрямована до атома $H_b$ і сильно перекривається з $1s_b$-орбіталлю. При такій схемі міркувань дві молекулярні орбіталі, що зв'язують, $BeH_2$ отримують шляхом побудови двох еквівалентних лінійних комбінацій, кожна з яких локалізована між двома атомами:

Ці локалізовані молекулярні орбіталі показано на рис. 2. На них розташовуються чотири валентні електрони, що утворюють дві локалізовані зв'язувальні електронні пари, у згоді з льюїсовою структурою зв'язку для $BeH_2$. Кожна з лінійних $sр$-гібридних орбіталей має наполовину $р$-характер і наполовину $s$-характер, а дві $sр$-орбіталі дозволяють центральному атому $Be$ у $BeH_2$ приєднувати до себе два атоми водню.

Тепер розглянемо молекулу $BH_3$ (яка спостерігається при мас-спектрометричних експериментах і є фрагментом молекули $B_2H_6$). У цій молекулі до центрального атома бору приєднано три атоми водню. Відповідно до теорії локалізованих молекулярних орбіталей, зв'язок у цій молекулі здійснюється в результаті гібридизації $2s$-орбіталі та двох $2p$-орбіталей атома бору з утворенням трьох еквівалентних $sp^2$-гібридних орбіталей. Кожна гібридна орбіталь має одну третину $s$-характер і дві третини $p$-характер. Оскільки будь-які дві $p$-орбіталі лежать в одній площині, а $s$-орбіталь не має просторової спрямованості, три $sp^2$-гібридні орбіталі лежать в одній площині. Ці три $sp^2$-гібридні орбіталі, перекриваючись з трьома водневими $1s$-орбіталями, утворюють три еквівалентні локалізовані зв'язувальні орбіталі. Кожна з таких сполучних $(sp^2+1s)$-орбіталей зайнята в молекулі $BH_3$ парою електронів, як це схематично показано на рис. 4. На підставі уявлення про гібридні орбітали можна передбачити, що молекула $BH_3$ повинна мати плоску тригональну структуру. Кут між міжядерними осями $H-B-H$, званий валентним кутом $H-B-H$, повинен становити $120^\circ$.

Рисунок 2. Пов'язані пари електронів на локалізованих зв'язках молекули $BeH_2$, утворених за участю еквівалентних гібридних $sp$-орбіталей атома $Be$. Кожна $sр$-орбіталь $Вe$ утворює локалізовану сполучну молекулярну орбіталь з $1s$-орбіталлю атома водню

Малюнок 3. Взаємне перекриття орбіталей. Гібридні орбіталі: а - перекриття $s$-орбіталей; б - перекриття $s-$ орбіталей; в - перекриття $p-$ орбіталей; г - $р$-гібридна орбіталь; д - $ sp ^ 2 $ -гібридні орбіталі; е - $sp^3$-гібридні орбіталі

Рисунок 4. Електронні пари, що узагальнюються на локалізованих зв'язках у $BH_3$

Метан, $CH_4$, має чотири еквівалентні атоми водню, приєднані до центрального атома вуглецю. Для з'єднання з чотирма атомами водню вуглецю доводиться використовувати всі валентні орбіталі. Шляхом гібридизації однієї $2s-$ і трьох $2p$-орбіталей можна отримати чотири еквівалентні $sp^3$-гібридні орбіталі. Кожна $sp^3$-гібридна орбіталь має одну чверть $s$-характер і три чверті $p$-характер. Усі чотири $sp^3$-орбіталі спрямовані до вершин правильного тетраедра, тому $sp^3$-орбіталі іноді називають тетраедричними гібридами. В результаті перекриття кожної $sp^3$-гібридної орбіталі з $1s-$ орбіталлю атома водню утворюються чотири локалізовані зв'язувальні орбіталі. Найкраще перекриття між $sp^3$- і $1s$-орбіталями виходить при поміщенні чотирьох атомів водню у вершини правильного тетраедра, як це показано на рис. 5 (де зображено куб, вершини, що чергуються якого утворюють вершини згадуваного тетраедра). У молекулі метану вісім валентних електронів (чотири від атома вуглецю та по одному від кожного з чотирьох атомів водню), які мають бути розміщені на чотирьох локалізованих зв'язувальних орбіталях. Ці вісім електронів утворюють чотири еквівалентні локалізовані зв'язувальні електронні пари, схематично показані на рис. 5.

Структуру молекули $CH_4$ визначали різними експериментальними методами. Усі отримані дані призводять до висновку про тетраедричну будову молекули $CH_4$ (рис. 6), в повній згоді з прогнозами теорії локалізованих молекулярних орбіталей. Валентний кут $H-C-H$ дорівнює $109,5^\circ$, а довжина зв'язку $C-H$ становить $1,093 A$.

Рисунок 5. Електронні пари, що узагальнюються на локалізованих зв'язках у $СН_4$

Малюнок 6. Тетраедрична молекулярна структура $СН_4$

>> Хімія: Валентні стани атома вуглецю

Ви вже знаєте, що електронні орбіталі характеризуються різними значеннями енергії, різною геометричною формоюта спрямованістю у просторі. Так, 1s-орбіталь має нижчу енергію. Потім слідує 2s-орбіталь, що володіє більш високою енергією. Обидві ці орбіталі мають форму сфери. Природно, 2s-орбіталь більше 1-орбіталі: велика енергія є наслідком більшої середньої відстані між електронами і ядром. Три 2s-орбіталі гантелеподібної форми з рівною енергією спрямовані вздовж осей координат. Отже, вісь кожної 2р-орбіталі перпендикулярна до осей двох інших 2р-орбіталей.

Атоми вуглецю, що входять до складу органічних сполук, будуть завжди чотиривалентні, мають електронну конфігурацію 1s 2 2s 2 2р 2 і можуть перебувати у трьох валентних станах.

Перше валентне стан атома вуглецю розглянемо з прикладу молекули метану СН4.

При утворенні молекули метану СН4 атом вуглецю з основного стану переходить у збуджений стан і має чотири неспарені електрони: один і три р-електрони, які беруть участь в утворенні чотирьох а-зв'язків з чотирма атомами водню. При цьому слід очікувати, що три зв'язку С-Н, Утворені за рахунок спарювання трьох р-електронів атомів вуглецю з трьома «електронами трьох атомів водню (s-р), повинні б відрізнятися від четвертої (s-s) зв'язку міцністю, довжиною, напрямом. Розрахунок електронної щільності в кристалах метану показує, що зв'язки у його молекулі рівноцінні і спрямовані до вершини тетраедра. Це пояснюється тим, що при освіті молекули метану ковалентні зв'язки виникають за рахунок взаємодії не «чистих», а так званих гібридних, тобто усереднених за формою та розмірами (а отже, і за енергією), орбіталей.

Гібридизацією орбіталей називається процес вирівнювання їх формою та енергії.

Число гібридних орбіталей дорівнює числу вихідних орбіталей. Порівняно з ними гібридні орбіталі більш витягнуті у просторі, що забезпечує їх повніше перекриття з орбіталями сусідніх атомів.

У молекулі метану та в інших алканах, а також у всіх органічних молекулах за місцем одинарного зв'язку атоми вуглецю будуть перебувати в стані sр 3 -гібридизації, тобто у атома вуглецю гібридизації зазнали орбіталі одного s- і трьох р-електронів і утворилися чотири однакові гібридні орбіталі.

У результаті перекриття чотирьох гібридних sр 3 -орбіталей атома вуглецю і s орбіталей чотирьох атомів водню утворюється тетраедрична молекула метану з чотирма однаковими а-зв'язками під кутом 109°28". Якщо в молекулі метану замінити один атом водню на групу СН СН3-СН3.

Атом вуглецю, при якому знаходяться три атоми водню та один атом вуглецю, називають первинним.

У молекулі етану існує одинарний (її іноді називають ординарним, звичайним) неполярний вуглець-вуглецевий зв'язок довжиною 0,154 нм.

У молекулі пропану СН3-СН2-СН3 при центральному атомі вуглецю знаходяться два атоми водню і два атоми вуглецю. Такий атом називають вторинним.

Якщо атом вуглецю пов'язаний з трьома вуглецевими атомами, то говорять про третинний атом:

СН3 – СН – СН3
CH3

Вуглець, при якому знаходяться чотири атоми вуглецю, називається четвертинним:

CH3
СН3 - С - СН3
CH3

Другий валентний стан атома вуглецю розглянемо з прикладу молекули етилену С2Н4. Як ви пам'ятаєте, в ній між атомами вуглецю подвійний зв'язок, який відображається в структурній формулі двома однаковими рисками:

Зв'язки, відбиті цими рисками, хоч і ковалентні, але різні за способом перекривання - одна з них а, інша - п.

У молекулі етилену кожен атом вуглецю з'єднаний не з чотирма, а з трьома іншими атомами (з одним атомом вуглецю і двома атомами водню), тому в гібридизацію вступають тільки три електронні орбіталі: одна і дві р, тобто відбувається sр 2 -гібридизація. Ці три орбіталі розташовуються в одній площині під кутом 120° один до одного. Орбіталі кожного атома вуглецю перекриваються з s-орбіталями двох атомів водню і з однією такою ж sp2-rm6-рідною орбіталлю сусіднього атома вуглецю і утворюють три а-зв'язку під тим же кутом 120°. Отже, молекула етилену матиме площинну будову. Дві р-орбіталі атомів вуглецю, які не беруть участь у гібридизації, будуть перекриватися у двох областях, перпендикулярні площинімолекули («бічне перекривання»), і утворюють п-зв'язок.

Однак «бічне» перекривання р-орбіталей відбувається меншою мірою, ніж р-орбіталей по лінії зв'язку, і, крім цього, воно утворюється на більшому віддаленні від ядер атомів, що зв'язуються. Тому я-зв'язок буде менш міцним, ніж п-зв'язок. Проте під впливом п-зв'язки атоми вуглецю ще більше зближуються друг з одним: у молекулах метану СН4 і етану С2Н6 відстань між ядрами атомів (довжина зв'язку) становить 0,154 нм, а молекулах етилену С2Н4 - 0,134 нм.

Третій валентний стан атома вуглецю розглянемо на прикладі молекули ацетилену С2Н2, в якій реалізується потрійний зв'язок СН = СН: одна а-зв'язок і два я-зв'язку. Молекула ацетилену має лінійну будову, тому що в ній кожен атом вуглецю з'єднаний а-зв'язками тільки з двома іншими атомами - атомом вуглецю та атомом водню, при цьому відбувається вр-гібридизація, в якій беруть участь лише дві орбі-талі - одна s і одна р . Дві гібридні орбіталі орієнтуються один щодо одного під кутом 180 ° і утворюють дві п-зв'язку з s-орбіталлю атома водню та ще одну п-зв'язки, розташовані у взаємно перпендикулярних площинах

Поява третього зв'язку зумовлює подальше зближення атомів вуглецю - відстань з-поміж них (довжина З=-З зв'язку) у молекулі ацетилену дорівнює 0,120 нм.

1. Які типи гібридизації електронних орбіталей атома вуглецю ви знаєте?

2. Порядок сполуки атомів у молекулах відображають структурні формули. Визначте тип гібридизації кожного атома вуглецю в молекулі бутадієну-1,2, якщо його структурна формула

3. Скільки орбіталей другого енергетичного рівняатома вуглецю не бере участі в яр-гібридизації; в яр2-гібридизації; в яр3-гібридизації?

4. Чому рівні кути між осями вуглецевого атома для:

а) sр 2 -гібридних орбіталей;

б) sр-гібридних орбіталей;

в) sр-гібридної та негібридної р-орбіталей;

г) негібридних р-орбіталей;

д) sр 3-гібридних орбіталей?

Зміст уроку конспект урокуопорний каркас презентація уроку акселеративні методи інтерактивні технології Практика завдання та вправи самоперевірка практикуми, тренінги, кейси, квести домашні завдання дискусійні питання риторичні питаннявід учнів Ілюстрації аудіо-, відеокліпи та мультимедіафотографії, картинки графіки, таблиці, схеми гумор, анекдоти, приколи, комікси притчі, приказки, кросворди, цитати Доповнення рефератистатті фішки для допитливих шпаргалки підручники основні та додаткові словник термінів інші Удосконалення підручників та уроківвиправлення помилок у підручникуоновлення фрагмента у підручнику елементи новаторства на уроці заміна застарілих знань новими Тільки для вчителів ідеальні урокикалендарний план на рік методичні рекомендаціїпрограми обговорення Інтегровані уроки

Сторінка 1

Теорія валентності зіграла найважливішу роль розвитку теорії хімії взагалі органічної хіміїособливо. Виходячи з теорії валентності, Кекуле припустив, що атом вуглецю чотиривалентний, і в 1858 спробував, спираючись на це припущення, уявити будову найпростіших органічних молекул і радикалів. У тому ж 1858 р. шотландський хімік Арчібальд Скотт Купер (1831-1892) запропонував зображати сили, що з'єднують атоми (чи зв'язку, як їх прийнято називати), як рис. Після того, як була «побудована» перша органічна молекула, стало ясно, чому органічні молекули, як правило, значно більше та складніше, ніж неорганічні.

Згідно з уявленнями Кекуле, вуглецеві атоми можуть з'єднуватися один з одним за допомогою одного або декількох із чотирьох своїх валентних зв'язків, утворюючи довгі ланцюги - прямі або розгалужені. Очевидно, ніякі інші атоми не мають цієї чудової здатністю тією мірою, як і володіє нею вуглець.

Отже, уявивши собі, що у кожного атома вуглецю чотири валентні зв'язки, а у кожного атома водню один такий зв'язок, можна зобразити три найпростіші вуглеводні (сполуки, молекули яких утворені тільки атомами вуглецю та водню), метан CH4, етан C2H6 і пропан C3H8, таким чином:

Збільшуючи кількість атомів вуглецю, цю послідовність можна продовжити, причому практично нескінченно. Додаючи до вуглеводневого ланцюга кисень (два валентні зв'язки) або азот (три валентні зв'язки), можна подати структурні формули молекул етилового спирту (C2H6O) та метиламіну (CH5N):

Допустивши можливість наявності між сусідніми атомами двох зв'язків (подвійний зв'язок) або трьох зв'язків (потрійний зв'язок), можна зобразити структурні формули таких сполук, як етилен (C2H4), ацетилен (C2H2), метилціанід (C2H3N), ацетон (C3H6O) та оцтова кислота (C2H4O2):

Корисність структурних формулбула настільки очевидною, що багато хіміків-органіків прийняли їх відразу. Вони визнали повністю застарілими спроби зображати органічні молекули як структури, побудовані з радикалів. В результаті було визнано необхідним, записуючи формулу сполуки, показувати її атомну структуру.

Російський хімік Олександр Михайлович Бутлеров (1823-1886) використав цю нову системуструктурних формул у розробленій ним теорії будови органічних сполук. У 60-ті роки минулого століття він показав, як за допомогою структурних формул можна наочно пояснити причини існування ізомерів (див. гл. 5). Так, наприклад, у етилового спирту та диметилового ефіру одна і та ж емпірична формула C2H6O, проте структурні формули цих сполук значно різняться:

тому не дивно, що зміна розташування атомів призводить до двох наборів дуже різних властивостей. У етиловому спирті один із шести атомів водню приєднаний до атома кисню, у той час як у диметиловому ефірі всі шість атомів водню приєднані до атомів вуглецю. Атом кисню утримує атом водню слабше, ніж атом вуглецю, отже металевий натрій, Доданий до етилового спирту, заміщає водень (одну шосту загальної кількості). Натрій, доданий до диметилового ефіру, не витісняє водень. Отже, під час упорядкування структурних формул можна керуватися хімічними реакціями, а структурні формули, своєю чергою, можуть допомогти зрозуміти суть реакцій.

Бутлеров особливо багато уваги приділив одному з типів ізомерії, званому таутомерією (динамічною ізомерією), коли деякі речовини завжди виступають як суміші двох сполук. Якщо одне з цих сполук виділити у чистому вигляді, воно відразу ж частково перейде до іншого з'єднання. Бутлеров показав, що таутомерія обумовлена спонтанним переходоматома водню від атома кисню до сусіднього атома вуглецю (і назад).

Щоб довести справедливість системи структурних формул, необхідно було визначити структурну формулу бензолу - вуглеводню, що містить шість атомів вуглецю і шість атомів водню. Зробити це вдалося далеко не одразу. Здавалося, немає такої структурної формули, яка, відповідаючи вимогам валентності, водночас пояснювала б більшу стійкість сполуки. Перші варіанти структурних формул бензолу дуже схожі на формули деяких вуглеводнів - сполук дуже нестійких і не схожих по хімічним властивостямна бензол.

Органічна хімія – хімія атома вуглецю. Число органічних сполук у десятки разів більше, ніж неорганічних, що може бути пояснено тільки особливостями атома вуглецю :

а) він знаходиться в середині шкали електронегативності і другого періоду, тому йому невигідно віддавати свої та приймати чужі електрони та набувати позитивного чи негативного заряду;

б) особлива будова електронної оболонки - немає електронних пар і вільних орбіталей (є ще один атом з подібною будовою - водень, ймовірно, тому вуглець з воднем утворює так багато сполук - вуглеводнів).

Електронна будова атома вуглецю

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

У графічному вигляді:

Атом вуглецю у збудженому стані має таку електронну формулу:

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

У вигляді осередків:

Форма s-і p - орбіталей

Атомна орбіталь - Область простору, де з найбільшою ймовірністю можна виявити електрон, з квантовими числами.

Вона є тривимірною електронною «контурною картою», в якій хвильова функція визначає відносну ймовірність знаходження електрона в цій точці орбіталі.

Відносні розміри атомних орбіталей збільшуються зі зростанням їх енергій ( головне квантове число- n), які форма і орієнтація у просторі визначається – квантовими числами l і m. Електрони на орбіталях характеризуються спіновим квантовим числом. На кожній орбіталі можуть бути не більше 2 електронів з протилежними спинами.

При утворенні зв'язків з іншими атомами атом вуглецю перетворює свою електронну оболонку так, щоб утворилися найбільш міцні зв'язки, а отже, виділилося якнайбільше енергії, і система набула найбільшої стійкості.

Для зміни електронної оболонки атома потрібна енергія, яка потім компенсується за рахунок утворення міцніших зв'язків.

Перетворення електронної оболонки (гібридизація) можливо, переважно, 3 типів, залежно від кількості атомів, із якими атом вуглецю утворює зв'язку.

Види гібридизації:

sp 3 – атом утворює зв'язки із 4 сусідніми атомами (тетраедрична гібридизація):

Електронна формула sp 3 – гібридного атома вуглецю:

*С –1s 2 2(sp 3) 4 у вигляді осередків

Валентний кут між гібридними орбіталями ~109 °.

Стереохімічна формула атома вуглецю:

sp 2 - Гібридизація (валентний стан)– атом утворює зв'язки із 3 сусідніми атомами (тригональна гібридизація):

Електронна формула sp 2 – гібридного атома вуглецю:

*С –1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 у вигляді осередків

Валентний кут між гібридними орбіталями ~120 °.

Стереохімічна формула sp 2 – гібридного атома вуглецю:

sp- Гібридизація (валентний стан) - атом утворює зв'язки з 2 сусідніми атомами (лінійна гібридизація):

Електронна формула sp – гібридного атома вуглецю:

*С –1s 2 2(sp) 2 2p 2 у вигляді осередків

Валентний кут між гібридними орбіталями ~180 °.

Стереохімічна формула:

У всіх видах гібридизації бере участь s-орбіталь, т.к. вона має мінімум енергії.

Перебудова електронної хмари дозволяє утворювати максимально міцні зв'язки та мінімальну взаємодію атомів у молекулі, що утворюється. При цьому гібридні орбіталі можуть бути не ідентичні, а валентні кути – різні, наприклад, СН 2 Cl 2 і СCl 4

2. Ковалентні зв'язки у сполуках вуглецю

Ковалентні зв'язки, якості, методи та причини освіти – шкільна програма.

Нагадаю, щойно:

1. Освіта зв'язку між атомами можна як результат перекриття їх атомних орбіталей, у своїй, що його ефективніше (більше інтеграл перекриття), тим міцніше зв'язок.

Згідно з розрахунковими даними, відносні ефективності перекриття атомних орбіталей S отн зростають наступним чином:

Отже, використання гібридних орбіталей, наприклад sp 3 -орбіталей вуглецю в утворенні зв'язків з чотирма атомами водню, призводить до виникнення більш міцних зв'язків.

2. Ковалентні зв'язки в сполуках вуглецю утворюються двома способами:

а)Якщо дві атомні орбіталі перекриваються вздовж їх головних осей, то зв'язок, що утворюється - σ-зв'язком.

Геометрія.Так, при утворенні зв'язків з атомами водню в метані чотири гібридні sр 3 ~орбіталі атома вуглецю перекриваються з s-орбіталями чотирьох атомів водню, утворюючи чотири ідентичні міцні σ-зв'язки, що розташовуються під кутом 109°28" один до одного (стандартний тетраедричний кут) Подібна строго симетрична тетраедрична структура виникає також, наприклад, при утворенні ССl 4 якщо ж атоми, що утворюють зв'язки з вуглецем, неоднакові, наприклад у разі СН 2 С1 2 , просторова структура буде дещо відрізнятися від повністю симетричної, хоча по суті вона залишається тетраедричною .

Довжина σ-зв'язкуміж атомами вуглецю залежить від гібридизації атомів та зменшується при переході від sр 3 – гібридизації до sр. Це тим, що s – орбіталь перебуває ближчі один до ядру, ніж р-орбиталь, тому, що більше її частка у гібридної орбіталі, то вона коротше, отже, коротше і утворюється зв'язок

Б) Якщо дві атомні p -орбіталі, розташовані паралельно один одному, здійснюють бічне перекриття над і під площиною, де розташовані атоми, то зв'язок, що утворюється - π (пі) -зв'язком

Бокове перекриванняатомних орбіталей менш ефективно, ніж перекриття вздовж головної осі, тому π -зв'язки менш міцні, ніж σ -зв'язку. Це проявляється, зокрема, у цьому, що енергія подвійний вуглець-вуглецевий зв'язок перевищує енергію одинарного зв'язку менш ніж удвічі. Так, енергія зв'язку С-С в етані дорівнює 347 кДж/моль, тоді як енергія зв'язку С = С в етені становить лише 598 кДж/моль, а не ~ 700 кДж/моль.

Ступінь бокового перекривання двох атомних 2р-орбіталей , а отже, і міцність π -зв'язку максимальна, якщо два атоми вуглецю і чотири пов'язані з ними атоми розташовані строго в одній площині, тобто якщо вони копланарні оскільки тільки в цьому випадку атомні 2р-орбіталі точно паралельні одна одній і тому здатні до максимального перекривання. Будь-яке відхилення від копланарного стану внаслідок повороту навколо σ -зв'язку, що з'єднує два атоми вуглецю, призведе до зменшення ступеня перекривання і відповідно до зниження міцності π -зв'язку, який, таким чином, сприяє збереженню площинності молекули

обертаннянавколо подвійний вуглець-вуглецевий зв'язок неможливо.

Розподіл π -електронів над та під площиною молекули означає існування області негативного зарядуготової до взаємодії з будь-якими електронодефіцитними реагентами

Атоми кисню, азоту та ін також мають різні валентні стани (гібридизації), при цьому їх електронні пари можуть знаходитися як на гібридних, так і p-орбіталях.

У молекулі аміаку електрони навколо атома азоту також розташовуються на sp 3 -гібридизованих орбіталях. Аналогічна картина спостерігається й у разі молекули води.

NH 3 H 2 O

При sp 3 -гібридизації орбіталей атом вуглецю може давати лише прості s-зв'язки. При утворенні вуглецем подвійного зв'язку вдаються до sp 2 гібридизації (рис. 7). У цьому випадку в гібридизації бере участь одна 2s і дві орбіталі 2p і одна орбіталь 2p залишається негібридною. Орбіталі sp 2 еквівалентні, їх осі копланарні і утворюють між собою кут 120 про; негібридна 2p орбіталь перпендикулярна площині гібридних орбіталей.

Мал. 7 sі

двох2 pорбіталей з утворенням трьох sp 2-гібридних орбіталей.

При утворенні вуглецем потрійного зв'язку вдаються до гібридизації sp. У цьому випадку в гібридизації беруть участь одна 2s і одна орбіталі p і дві орбіталі 2p залишаються негібридними (рис.8).

Мал. 8Зображення математичної процедури гібридизації однієї 2 sі од

ной2 pорбіталей з утворенням двох sp-гібридних орбіталей.

ацетилен

Упр.13. Опишіть зв'язки між атомами в молекулах (а) етанової кислоти, (б) етаналю, етанаміду в терміні атомних орбіталей і передбачте всі валентні кути.

Відповідь(а)

Довжина та енергія зв'язку

Загальні електронні пари утримують два зв'язувані атоми на певній відстані званій довжиною зв'язку. Довжина зв'язку між атомами приблизно дорівнює сумі ковалентних радіусів (r) (табл. 2), що дозволяє обчислити довжини будь-яких зв'язків. l A - B = r A + r B

Таблиця 2

Ковалентні радіуси (r) деяких елементів, Å

Упр. 14. Уобчисліть довжини зв'язків для (а) С-Н, (б) С-С, (в) C=C та (г) CºС,

(д.) С-О, (е) C=O, (ж) C-Cl, … Значення ковалентних радіусів наведено в табл. 1.2.

Відповідь(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) …

У випадку зі збільшенням числа зв'язків між двома атомами їх довжина зменшується. У деяких молекулах довжина зв'язку вуглець-вуглець виявляється проміжною між довжиною одинарної (1.54Å) та подвійної (1.33Å) зв'язків. І тут говорять про порядок зв'язку. Наближене значення порядку такого зв'язку можна знайти графічно.

Енергія це здатність виконувати роботу. Рухомий предмет має кінетичну енергію. Якщо предмети притягуються або відштовхуються між собою, то вони мають потенційну енергію. Дві кульки з'єднані між собою пружиною можу мати потенційну енергію, якщо пружина натягнута або стиснута. Якщо пружина розтягнута, то між кульками є енергія тяжіння, а якщо вона стиснута енергія відштовхування. Якщо дати пружині

розслабитися, то в обох випадках потенційна енергія кульок перетвориться на кінетичну енергію.

Хімічна енергія – це одна з форм потенційної енергії. Вона існує, тому що різні частини молекул притягуються чи відштовхуються між собою. Чим більшу потенційну енергію має предмет, тим менш він стабільний . При реакціях хімічна енергія може вивільнятися як теплової енергії.

Визначити абсолютний вміст енергії у молекулі практично неможливо. І тому мова йделише про відносної потенційної енергіїмолекул. Відносну потенційну енергію молекул зручно представляти у вигляді відносної ентальпії. Різницю у відносних ентальпії реагентів і продуктів при реакціях позначають DH °. Для екзотермічних реакцій DH має негативне значення, а ендотермічних - позитивне. При освіті молекули водню з атомів тепло виділяється, а при розщепленні молекули водню на атоми тепло має підбиватися:

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 освіті молекули хлору з атомів енергії виділяється менше, ніж при освіті молекули водню:

Сl + Cl ¾® Сl¾Cl DH° = –58 ккал/моль

Cl-Cl ¾® Cl·+Cl·DH° = +58 ккал/моль

Таблиця 3

Енергії зв'язків, ккал/моль.

Якщо порівняти енергії простий, подвійний і потрійний вуглець-вуглецевих зв'язків, то можна бачити, що енергія подвійного зв'язку менш ніж у два рази, а потрійний менш ніж утричі більше енергії простий зв'язку С-С. Тому перетворення кратних зв'язків на прості, наприклад, при полімеризації супроводжується виділенням енергії.

Енергія зв'язку (Е), ккал/моль 88146200

Для інших елементів найчастіше спостерігається зворотна картина. Наприклад, при переході від простого до подвійного і потрійного азот-азотних зв'язків їх енергія більш ніж подвоюється і потроюється.

Енергія зв'язку (Е), ккал/моль 38 100 226

Таким чином, для вуглецю вигідно утворення вуглецевих ланцюгів, а для азоту – двоатомних молекул. Азот-азотні ланцюги можуть складатися лише з чотирьох атомів.