Nastavak. Pogledajte početak u № 15, 16/2004

Lekcija 5. Hibridizacija
atomske orbitale ugljika

Kovalentna hemijska veza se formira korišćenjem zajedničkih veznih elektronskih parova kao što su:

Formiraju hemijsku vezu, tj. Samo nespareni elektroni mogu stvoriti zajednički elektronski par sa "stranim" elektronom iz drugog atoma. Prilikom pisanja elektronskih formula, nespareni elektroni se nalaze jedan po jedan u orbitalnoj ćeliji.
Atomska orbitala je funkcija koja opisuje gustinu elektronskog oblaka u svakoj tački u prostoru oko atomskog jezgra. Oblak elektrona je oblast prostora u kojoj se elektron može detektovati sa velikom verovatnoćom.
Za harmonizaciju elektronske strukture atoma ugljika i valencije ovog elementa koriste se koncepti o pobuđivanju atoma ugljika. U normalnom (nepobuđenom) stanju, atom ugljika ima dva nesparena 2 R 2 elektrona. U pobuđenom stanju (kada se energija apsorbuje) jedno od 2 s 2 elektrona se mogu osloboditi R-orbitalni. Tada se u atomu ugljika pojavljuju četiri nesparena elektrona:

Podsjetimo da je u elektronskoj formuli atoma (na primjer, za ugljik 6 C – 1 s 2 2s 2 2str 2) veliki brojevi ispred slova - 1, 2 - označavaju broj energetskog nivoa. Pisma s I R označavaju oblik elektronskog oblaka (orbitale), a brojevi desno iznad slova označavaju broj elektrona u datoj orbitali. Sve s-sferne orbitale:

Na drugom energetskom nivou osim 2 s- postoje tri orbitale 2 R-orbitale. Ove 2 R-orbitale imaju elipsoidni oblik, sličan bučicama, i orijentisane su u prostoru pod uglom od 90° jedna prema drugoj. 2 R-Orbitale označavaju 2 p x, 2p y i 2 p z u skladu sa osama duž kojih se ove orbitale nalaze.

Kada se formiraju hemijske veze, orbitale elektrona dobijaju isti oblik. Dakle, u zasićenim ugljovodonicima jedan s-orbitalna i tri R-orbitale atoma ugljika da formiraju četiri identična (hibridna) sp 3-orbitale:

Ovo - sp 3 -hibridizacija.
Hibridizacija– poravnanje (miješanje) atomskih orbitala ( s I R) sa formiranjem novih atomskih orbitala tzv hibridne orbitale.

Hibridne orbitale imaju asimetričan oblik, izdužen prema vezanom atomu. Elektronski oblaci se međusobno odbijaju i nalaze se u prostoru što dalje jedan od drugog. U ovom slučaju, osi od četiri sp 3-hibridne orbitale ispostavi da je usmjeren prema vrhovima tetraedra (pravilne trokutaste piramide).
Prema tome, uglovi između ovih orbitala su tetraedarski, jednaki 109°28".
Vrhovi elektronskih orbitala mogu se preklapati sa orbitalama drugih atoma. Ako se oblaci elektrona preklapaju duž linije koja povezuje centre atoma, tada se takva kovalentna veza naziva sigma()-veza. Na primjer, u molekulu etana C 2 H 6, kemijska veza se formira između dva atoma ugljika preklapanjem dvije hibridne orbitale. Ovo je veza. Osim toga, svaki od atoma ugljika sa svoja tri sp 3-orbitale se preklapaju sa s-orbitale od tri atoma vodika, koje formiraju tri -veze.

Ukupno su moguća tri valentna stanja sa različitim tipovima hibridizacije za atom ugljika. Osim sp 3-hibridizacija postoji sp 2 - i sp-hibridizacija.
sp 2 -Hibridizacija- mešanje jednog s- i dva R-orbitale. Kao rezultat, formiraju se tri hibrida sp 2 -orbitale. Ove sp 2-orbitale se nalaze u istoj ravni (sa osovinama X, at) i usmjereni su na vrhove trougla sa uglom između orbitala od 120°. Unhybridized
R-orbitala je okomita na ravan tri hibrida sp 2-orbitale (orijentisane duž ose z). Gornja polovina R-orbitale su iznad ravni, donja polovina je ispod ravnine.
Tip sp 2-ugljična hibridizacija se dešava u jedinjenjima sa dvostrukom vezom: C=C, C=O, C=N. Štaviše, samo jedna od veza između dva atoma (na primjer, C=C) može biti - veza. (Ostale vezne orbitale atoma su usmjerene u suprotnim smjerovima.) Druga veza nastaje kao rezultat preklapanja nehibridnih R-orbitale sa obe strane linije koja povezuje atomska jezgra.

Kovalentna veza nastala bočnim preklapanjem R-orbitale susjednih atoma ugljika naziva se pi()-veza.

Obrazovanje -komunikacije

Zbog manjeg orbitalnog preklapanja, -veza je manje jaka od -veze.
sp-Hibridizacija– ovo je miješanje (usklađivanje oblika i energije) jednog s- i jedan
R-orbitale da formiraju dva hibrida sp-orbitale. sp-Orbitali se nalaze na istoj liniji (pod uglom od 180°) i usmerene su u suprotnim smerovima od jezgra atoma ugljenika. Dva
R-orbitale ostaju nehibridizovane. Postavljeni su međusobno okomito
pravci veza. Na slici sp-orbitale su prikazane duž ose y, i nehibridizirana dva
R-orbitale – duž osi X I z.

Trostruka veza ugljik-ugljik CC sastoji se od -veze formirane preklapanjem
sp-hibridne orbitale, i dvije -veze.
Odnos između parametara atoma ugljika kao što je broj vezanih grupa, tip hibridizacije i tipovi formiranih hemijskih veza prikazan je u tabeli 4.

Tabela 4

Kovalentne ugljične veze

Broj grupa povezane sa ugljenikom	Tip hibridizacija	Vrste učestvujući hemijske veze	Primjeri formula jedinjenja
4	sp 3	Četiri - veze
3	sp 2	Tri - priključci i jedan - veza
2	sp	Dva - veze i dva - veze	H–CC–H

Vježbe.

1. Koji elektroni atoma (na primjer, ugljik ili dušik) se nazivaju nesparenim?

2. Šta znači koncept "zajedničkih elektronskih parova" u jedinjenjima s kovalentnom vezom (na primjer, CH 4 ili H 2 S )?

3. Koja elektronska stanja atoma (na primjer, C ili N ) nazivaju se osnovnim, a koji su uzbuđeni?

4. Šta znače brojevi i slova u elektronskoj formuli atoma (na primjer, C ili N )?

5. Šta je atomska orbitala? Koliko orbitala ima na drugom energetskom nivou atoma C? i po čemu se razlikuju?

6. Po čemu se hibridne orbitale razlikuju od originalnih orbitala od kojih su formirane?

7. Koje vrste hibridizacije su poznate za atom ugljika i od čega se sastoje?

8. Nacrtajte sliku prostornog rasporeda orbitala za jedno od elektronskih stanja atoma ugljika.

9. Kako se nazivaju hemijske veze i šta? Odrediti-I-veze u priključcima:

10. Za atome ugljika jedinjenja u nastavku navedite: a) tip hibridizacije; b) vrste njegovih hemijskih veza; c) vezni uglovi.

Odgovori na vježbe za temu 1

Lekcija 5

1. Elektroni koji se nalaze jedan po jedan u orbitali nazivaju se nesparenih elektrona. Na primjer, u formuli difrakcije elektrona pobuđenog atoma ugljika postoje četiri nesparena elektrona, a atom dušika ima tri:

2. Dva elektrona koja učestvuju u formiranju jedne hemijske veze nazivaju se zajednički elektronski par. Tipično, prije nego što se formira kemijska veza, jedan od elektrona u ovom paru pripada jednom atomu, a drugi elektron drugom atomu:

3. Elektronsko stanje atoma u kojem se opaža redoslijed punjenja elektronskih orbitala: 1 s 2 , 2s 2 , 2str 2 , 3s 2 , 3str 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4str 2 itd. se nazivaju osnovno stanje. IN uzbuđeno stanje jedan od valentnih elektrona atoma zauzima slobodnu orbitalu s višom energijom; takav prijelaz je praćen razdvajanjem uparenih elektrona. Šematski je napisano ovako:

Dok su u osnovnom stanju postojala samo dva nesparena valentna elektrona, u pobuđenom stanju postoje četiri takva elektrona.

5. Atomska orbitala je funkcija koja opisuje gustinu elektronskog oblaka u svakoj tački u prostoru oko jezgra datog atoma. Na drugom energetskom nivou atoma ugljenika nalaze se četiri orbitale - 2 s, 2p x, 2p y, 2p z. Ove orbitale se razlikuju:
a) oblik elektronskog oblaka ( s– lopta, R– bučica);
b) R-orbitale imaju različite orijentacije u prostoru - duž međusobno okomitih osa x, y I z, oni su naznačeni p x, p y, p z.

6. Hibridne orbitale se razlikuju od originalnih (nehibridnih) orbitala po obliku i energiji. Na primjer, s-orbitalni – oblik kugle, R– simetrična osmica, sp-hibridna orbitala – asimetrična osmica.
Energetske razlike: E(s) < E(sp) < E(R). dakle, sp-orbitala – orbitala usrednjena po obliku i energiji, dobijena mešanjem originala s- I str-orbitale.

7. Za atom ugljika poznate su tri vrste hibridizacije: sp 3 , sp 2 i sp (pogledajte tekst lekcije 5).

9. -veza - kovalentna veza nastala direktnim preklapanjem orbitala duž linije koja povezuje centre atoma.
-veza – kovalentna veza nastala bočnim preklapanjem R-orbitale sa obe strane linije koja povezuje centre atoma.
- Veze su prikazane drugom i trećom linijom između povezanih atoma.

Hibridizacija AD- ovo je poravnanje valentnih AO u obliku i energiji tokom formiranja hemijske veze.

1. Samo oni AO čije su energije dovoljno bliske (na primjer, 2s- i 2p-atomske orbitale) mogu učestvovati u hibridizaciji.

2. U hibridizaciji mogu učestvovati prazni (slobodni) AO, orbitale sa nesparenim elektronima i usamljeni elektronski parovi.

3. Kao rezultat hibridizacije nastaju nove hibridne orbitale, koje su orijentirane u prostoru tako da nakon što se preklapaju sa orbitalama drugih atoma, elektronski parovi budu što je moguće udaljeniji. Ovo stanje molekula odgovara minimalnoj energiji zbog maksimalnog odbijanja slično nabijenih elektrona.

4. Tip hibridizacije (broj AO koji prolaze kroz hibridizaciju) određen je brojem atoma koji „napadaju“ dati atom i brojem usamljenih elektronskih parova u datom atomu.

Primjer. BF 3. U trenutku formiranja veze dolazi do preuređivanja AO atoma B, koji prelazi u pobuđeno stanje: B 1s 2 2s 2 2p 1 ® B* 1s 2 2s 1 2p 2 .

Hibridna akcionarska društva nalaze se pod uglom od 120°. Molekul ima pravilan oblik trougao(ravna, trokutasta):

3. sp 3 -hibridizacija. Ova vrsta hibridizacije tipična je za atome 4. grupe ( npr. ugljenik, silicijum, germanijum) u molekulima tipa EH 4, kao i za atom C u dijamantu, molekule alkana, za atom N u molekulu NH 3, NH 4 +, atom O u molekulu H 2 O itd.

Primjer 1. CH 4. U trenutku stvaranja veze dolazi do restrukturiranja AO atoma C, koji prelazi u pobuđeno stanje: C 1s 2 2s 2 2p 2 ® C* 1s 2 2s 1 2p 3 .

Hibridna akcionarska društva nalaze se pod uglom od 109 oko 28".

Primjer 2. NH 3 i NH 4 +.

Elektronska struktura atoma N: 1s 2 2s 2 2p 3. 3 AO koji sadrže nesparene elektrone i 1 AO koji sadrži usamljeni elektronski par prolaze kroz hibridizaciju. Zbog jačeg odbijanja usamljenog elektronskog para od elektronskih parova s-veza, ugao veze u molekulu amonijaka je 107,3 ​​o (bliži tetraedarski, a ne direktni).

Molekul ima oblik trigonalne piramide:

Koncept sp 3 hibridizacije omogućava objašnjenje mogućnosti stvaranja amonijum jona i ekvivalencije veza u njemu.

Primjer 3. H 2 O.

Elektronska struktura O atoma 1s 2 2s 2 2p 4. 2 AO koja sadrže nesparene elektrone i 2 AO koja sadrže usamljene elektronske parove prolaze kroz hibridizaciju. Ugao veze u molekulu vode je 104,5 o (također bliže tetraedarskom, a ne ravnom).

Molekul ima ugaoni oblik:

Koncept sp 3 hibridizacije omogućava da se objasni mogućnost formiranja oksonijum (hidronijum) jona i formiranje 4 vodonične veze od strane svakog molekula u strukturi leda.

4. sp 3 d-hibridizacija.Ova vrsta hibridizacije je tipična za atome elemenata grupe 5 (počev od P) u molekulima tipa EC 5.

Primjer. PCl 5 . Elektronska struktura P atoma u osnovnom i pobuđenom stanju: P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 . Oblik molekula - heksaedar (tačnije - trigonalna bipiramida):

5. sp 3 d 2 -hibridizacija.Ova vrsta hibridizacije je tipična za atome elemenata grupe 6 (počev od S) u molekulima tipa EC 6.

Primjer. SF 6. Elektronska struktura S atoma u osnovnom i pobuđenim stanjima: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 .

Oblik molekula - oktaedar :

6. sp 3 d 3 hibridizacija.Ova vrsta hibridizacije je tipična za atome elemenata grupe 7 (počev od Cl) u molekulima tipa EC 7.

Primjer. AKO 7. Elektronska struktura F atoma u osnovnom i pobuđenom stanju: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Oblik molekula - dekaedar (tačnije - petougaona bipiramida):

7. sp 3 d 4 hibridizacija.Ova vrsta hibridizacije je tipična za atome elemenata grupe 8 (osim He i Ne) u molekulima tipa EC8.

Primjer. XeF 8. Elektronska struktura atoma Xe u osnovnom i pobuđenom stanju: Xe 5s 2 3p 6 ® Xe* 5s 1 3p 3 3d 4.

Oblik molekula - dodecahedron:

Mogu postojati i drugi tipovi AO hibridizacije.

Atomska orbitalna hibridizacija je proces koji nam omogućava da razumijemo kako atomi modificiraju svoje orbitale prilikom formiranja spojeva. Dakle, šta je hibridizacija i koje vrste postoje?

Opće karakteristike hibridizacije atomskih orbitala

Atomska orbitalna hibridizacija je proces u kojem se miješaju različite orbitale centralnog atoma, što rezultira formiranjem orbitala sa identičnim karakteristikama.

Hibridizacija se dešava tokom formiranja kovalentne veze.

Hibridna orbitala ima hendikep znaka beskonačnosti ili asimetričnu obrnutu osmicu, proširenu od atomskog jezgra. Ovaj oblik uzrokuje jače preklapanje hibridnih orbitala s orbitalama (čistih ili hibridnih) drugih atoma nego u slučaju čistih atomskih orbitala i dovodi do stvaranja jačih kovalentnih veza.

Rice. 1. Hibridni orbitalni izgled.

Ideju o hibridizaciji atomskih orbitala prvi je iznio američki znanstvenik L. Pauling. Vjerovao je da atom koji ulazi u kemijsku vezu ima različite atomske orbitale (s-, p-, d-, f-orbitale), i kao rezultat dolazi do hibridizacije ovih orbitala. Suština procesa je da se atomske orbitale koje su ekvivalentne jedna drugoj formiraju iz različitih orbitala.

Vrste atomske orbitalne hibridizacije

Postoji nekoliko vrsta hibridizacije:

• . Ova vrsta hibridizacije nastaje kada se pomiješaju jedna s orbitala i jedna p orbita. Kao rezultat, formiraju se dvije punopravne sp orbitale. Ove orbitale su locirane prema atomskom jezgru na takav način da je ugao između njih 180 stepeni.

Rice. 2. sp-hibridizacija.

• sp2 hibridizacija. Ova vrsta hibridizacije nastaje kada se pomiješaju jedna s orbitala i dvije p orbitale. Kao rezultat, formiraju se tri hibridne orbitale, koje se nalaze u istoj ravni pod uglom od 120 stepeni jedna prema drugoj.
• . Ova vrsta hibridizacije nastaje kada se pomiješaju jedna s orbitala i tri p orbitale. Kao rezultat, formiraju se četiri potpune sp3 orbitale. Ove orbitale su usmjerene prema vrhu tetraedra i nalaze se jedna u odnosu na drugu pod uglom od 109,28 stepeni.

sp3 hibridizacija je karakteristična za mnoge elemente, na primjer, atom ugljika i druge supstance grupe IV (CH 4, SiH 4, SiF 4, GeH 4, itd.)

Rice. 3. sp3 hibridizacija.

Mogući su i složeniji tipovi hibridizacije koji uključuju d-orbitale atoma.

Šta smo naučili?

Hibridizacija je složen hemijski proces u kojem različite orbitale atoma formiraju identične (ekvivalentne) hibridne orbitale. Teoriju hibridizacije prvi je iznio Amerikanac L. Pauling. Postoje tri glavna tipa hibridizacije: sp-hibridizacija, sp2-hibridizacija, sp3-hibridizacija. Postoje i složenije vrste hibridizacije koje uključuju d orbitale.

Hibridizacija– poravnanje (miješanje) atomskih orbitala ( s I R) sa formiranjem novih atomskih orbitala tzv hibridne orbitale.

Atomska orbitala je funkcija koja opisuje gustinu elektronskog oblaka u svakoj tački u prostoru oko atomskog jezgra. Oblak elektrona je oblast prostora u kojoj se elektron može detektovati sa velikom verovatnoćom

Sp hibridizacija

Javlja se kada se miješaju jedna s- i jedna p-orbita. Formiraju se dvije ekvivalentne sp-atomske orbitale, smještene linearno pod uglom od 180 stepeni i usmjerene u različitim smjerovima od jezgra centralnog atoma. Dvije preostale nehibridne p-orbitale nalaze se u međusobno okomitim ravninama i učestvuju u formiranju π veza ili zauzimaju usamljene parove elektrona.

Sp2 hibridizacija

Sp2 hibridizacija

Javlja se kada se miješaju jedna s- i dvije p-orbitale. Formiraju se tri hibridne orbitale sa osama koje se nalaze u istoj ravni i usmjerene su na vrhove trougla pod uglom od 120 stepeni. Nehibridna p-atomska orbitala je okomita na ravan i po pravilu je uključena u formiranje π veza

U tabeli su prikazani primjeri korespondencije između najčešćih tipova hibridizacije i geometrijske strukture molekula, pod pretpostavkom da su sve hibridne orbitale uključene u formiranje hemijskih veza (nema usamljenih elektronskih parova)

Tip hibridizacije	Broj hibridnih orbitala	Geometrija	Struktura	Primjeri
		Linearno		BeF 2 , CO 2 , NO 2 +
sp 2		Triangular		BF 3, NO 3 -, CO 3 2-
sp 3		Tetraedarski		CH 4, ClO 4 -, SO 4 2-, NH 4 +
dsp 2		Stan-kvadrat		Ni(CO) 4 , 2-
sp 3 d		Heksaedar
sp 3 d 2 , d 2 sp 3		Octahedral		SF 6, Fe(CN) 6 3-, CoF 6 3-

4. Elektrovalentne, kovalentne, donor-akceptorske, vodonične veze. Elektronska struktura σ i π veza. Glavne karakteristike kovalentne veze: energija veze, dužina, ugao veze, polaritet, polarizabilnost.

Ako postoji elektrostatička interakcija između dva atoma ili dvije grupe atoma što dovodi do jakog privlačenja i stvaranja kemijske veze, tada se takva veza naziva elektrovalentne ili heteropolarne.

kovalentna veza- hemijska veza nastala preklapanjem para oblaka valentnih elektrona. Elektronski oblaci koji pružaju komunikaciju nazivaju se zajedničkim elektronskim parom.

Donator-akceptorska veza je hemijska veza između dva atoma ili grupe atoma, koju izvodi usamljeni par elektrona jednog atoma (donor) i slobodni nivo drugog atoma (akceptor). Ova veza se razlikuje od kovalentne veze po poreklu elektronske veze.

Vodikova veza - ovo je vrsta hemijske interakcije atoma u molekuli, koju karakteriše činjenica da atom vodika, koji je već kovalentno vezan za druge atome, uzima značajno učešće u tome

σ veza je prva i jača veza koja nastaje kada se oblaci elektrona preklapaju u smjeru prave linije koja povezuje centre atoma.

σ veze su obične kovalentne veze između atoma ugljika i atoma vodika. Molekuli zasićenih ugljika sadrže samo σ veze.

π veza je slabija veza koja nastaje kada se elektronske ravni nuklearnih atoma preklapaju

Elektroni π i σ veze gube svoju pripadnost određenom atomu.

Osobine σ i π veza: 1) rotacija atoma ugljika u molekulu je moguća ako su povezani σ vezom; 2) pojava π veze lišava atom ugljika u molekulu slobodne rotacije.

Dužina linka- je udaljenost između centara vezanih atoma.

Vezni ugao- je ugao između dvije veze koje dijele zajednički atom.

komunikacijska energija- energija koja se oslobađa tokom formiranja hemikalije. veza i njena snaga okarakterisana

Polaritet komunikacija je posljedica neravnomjerne raspodjele elektronske gustoće zbog razlika u elektronegativnosti atoma. Na osnovu toga, kovalentne veze se dijele na nepolarne i polarne. Polarizabilnost veza se izražava u pomicanju veznih elektrona pod utjecajem vanjskog električnog polja, uključujući i ono druge čestice koja reaguje. Polarizabilnost je određena mobilnošću elektrona. Polaritet i polarizabilnost kovalentnih veza određuju reaktivnost molekula prema polarnim reagensima.

5. Jonska veza (elektrovalentna) - veoma jaka hemijska veza formirana između atoma sa velikom razlikom u elektronegativnosti, u kojoj zajednički elektronski par ide prvenstveno na atom sa višom elektronegativnošću. Kovalentna veza - nastaje zbog dijeljenja elektronskog para kroz mehanizam razmjene, kada svaki od atoma u interakciji isporučuje jedan elektron. Donor-akceptorska veza (koordinirajuća veza) hemijska veza između dva atoma ili grupe atoma, nastala zbog usamljenog para elektrona jednog atoma (donor) i slobodne orbitale drugog atoma (akceptora). primjer NH4 Za vodonik Da bi se veze pojavile, važno je da postoje atomi u molekulima tvari vodonik vezani za male, ali elektronegativne atome, na primjer: O, N, F. Ovo stvara primjetan djelomični pozitivan naboj na atomima vodika. S druge strane, važno je da elektronegativni atomi imaju usamljene parove elektrona. Kada elektronima osiromašen atom vodika jedne molekule (akceptor) stupi u interakciju s usamljenim parom elektrona na N, O ili F atomu drugog molekula (donora), formira se veza slična polarnoj kovalentnoj vezi. Kada se kovalentna veza formira u molekulima organskih jedinjenja, zajednički elektronski par zauzima vezne molekularne orbitale koje imaju nižu energiju. U zavisnosti od oblika MO – σ-MO ili π-MO – formirane veze se klasifikuju kao σ- ili p-tip. σ-veza je kovalentna veza nastala preklapanjem s-, p- i hibridnih AO duž ose koja povezuje jezgra vezanih atoma (tj. aksijalnim preklapanjem AO). π-veza je kovalentna veza koja nastaje kada se nehibridni p-AO preklapaju bočno. Ovo preklapanje se dešava izvan prave linije koja povezuje jezgra atoma.
π-veze se javljaju između atoma koji su već povezani σ-vezom (formiraju se dvostruke i trostruke kovalentne veze). π-veza je slabija od σ-veze zbog manje potpunog preklapanja p-AO. Različite strukture σ- i π-molekularnih orbitala određuju karakteristične karakteristike σ- i π-veza. 1.σ-veza je jača od π-veze. To je zbog efikasnijeg aksijalnog preklapanja AO tokom formiranja σ-MO i prisustva σ-elektrona između jezgara. 2. σ-vezama je moguća intramolekularna rotacija atoma, jer oblik σ-MO dozvoljava takvu rotaciju bez prekida veze (pogledajte animaciju. Slika ispod)). Rotacija duž dvostruke (σ + π) veze je nemoguća bez prekida π veze! 3. Elektroni na π-MO, nalazeći se izvan internuklearnog prostora, imaju veću pokretljivost u odnosu na σ-elektrone. Stoga je polarizabilnost π veze mnogo veća od polarizabilnosti σ veze.

Karakteristična svojstva kovalentne veze - usmjerenost, zasićenost, polaritet, polarizabilnost - određuju kemijska i fizička svojstva spojeva.

Smjer veze određen je molekularnom strukturom tvari i geometrijskim oblikom njene molekule. Uglovi između dvije veze nazivaju se uglovi veze.

Zasićenost je sposobnost atoma da formiraju ograničen broj kovalentnih veza. Broj veza koje formira atom ograničen je brojem njegovih vanjskih atomskih orbitala.

Polaritet veze je zbog neravnomjerne raspodjele elektronske gustine zbog razlika u elektronegativnosti atoma. Na osnovu toga, kovalentne veze se dijele na nepolarne i polarne (nepolarne - dvoatomska molekula se sastoji od identičnih atoma (H 2, Cl 2, N 2) i oblaci elektrona svakog atoma su raspoređeni simetrično u odnosu na ove atome ; polarni - dvoatomska molekula se sastoji od atoma različitih hemijskih elemenata, a opšti elektronski oblak se pomera prema jednom od atoma, formirajući tako asimetriju u raspodeli električnog naboja u molekulu, stvarajući dipolni moment molekula).

Polarizabilnost veze izražava se u pomicanju elektrona veze pod utjecajem vanjskog električnog polja, uključujući i ono druge čestice koja reaguje. Polarizabilnost je određena mobilnošću elektrona. Polaritet i polarizabilnost kovalentnih veza određuju reaktivnost molekula prema polarnim reagensima.

6.Nomenklatura je sistem pravila koji vam omogućava da svakoj pojedinačnoj vezi date nedvosmislen naziv. Za medicinu je posebno važno poznavanje općih pravila nomenklature, jer se u skladu s njima konstruiraju nazivi brojnih lijekova. Trenutno je općeprihvaćeno IUPAC sistematska nomenklatura(IUPAC - Međunarodna unija čiste i primijenjene hemije)*.

Međutim, oni su još uvijek očuvani i široko korišteni (posebno u medicini) trivijalan(obični) i polutrivijalni nazivi korišteni i prije nego što je struktura tvari postala poznata. Ovi nazivi mogu odražavati prirodne izvore i metode proizvodnje, posebno značajna svojstva i primjene. Na primjer, laktoza (mliječni šećer) je izolirana iz mlijeka (iz lat. lactum- mleko), palmitinska kiselina - iz palminog ulja, pirogrožđana kiselina se dobija pirolizom kiseline grožđa, naziv glicerin odražava njen slatki ukus (od grč. glykys- slatko).

Prirodna jedinjenja posebno često imaju trivijalna imena - aminokiseline, ugljeni hidrati, alkaloidi, steroidi. IUPAC pravila dozvoljavaju upotrebu nekih utvrđenih trivijalnih i polu-trivijalnih naziva. Takva imena uključuju, na primjer, "glicerol" i imena mnogih dobro poznatih aromatičnih ugljikovodika i njihovih derivata.

Racionalna nomenklatura zasićenih ugljovodonika

Za razliku od trivijalnih naziva, oni se zasnivaju na strukturi molekula. Imena složenih struktura sastavljena su od naziva blokova onih radikala koji su povezani sa glavnom najvažnijom jedinicom molekule. Prema ovoj nomenklaturi, alkani se smatraju derivatima metana u kojima su atomi vodika zamijenjeni odgovarajućim radikali. Izbor metanskog ugljenika je proizvoljan, tako da jedno jedinjenje može imati više naziva.Po ovoj nomenklaturi alkeni se smatraju derivatima etilena i alkina-acetilena.

7. Homologija organskih jedinjenjaili zakon homologa- sastoji se u tome što se supstance iste hemijske funkcije i iste strukture razlikuju jedna od druge By njihov atomski sastav samo na nCH 2, ispostavilo se da su konsolidovani u svim svojim drugim hemijskim sastavima. karaktera, a razlika u njihovim fizičkim svojstvima se povećava ili općenito pravilno mijenja kako se povećava razlika u sastavu, određena brojem n grupa CH 2. Takve hemikalije. slični spojevi formiraju tzv. homologni niz, čiji se atomski sastav svih članova može izraziti općom formulom u zavisnosti od sastava prvog člana serije i broja atoma ugljika; organske supstance istog imena, kao što su samo alkani.

Izomeri su spojevi koji imaju isti sastav, ali različitu strukturu i svojstva.

8.NucleofIlinija i elektrofIlične reakcijeents. Reagensi uključeni u reakcije supstitucije dijele se na nukleofilne i elektrofilne. Nukleofilni reagensi ili nukleofili daju svoj par elektrona za formiranje nove veze i istiskuju odlazeću grupu (X) iz RX molekule sa parom elektrona koji je formirao staru vezu, na primjer:

(gdje je R organski radikal).

Nukleofili uključuju negativno nabijene ione (Hal -, OH -, CN -, NO 2 -, OR -, RS -, NH 2 -, RCOO - itd.), neutralne molekule sa slobodnim parom elektrona (na primjer, H 2 O , NH3, R 3 N, R 2 S, R 3 P, ROH, RCOOH) i organometalni. R - Me jedinjenja sa dovoljno polarizovanom C - Me + vezom, tj. sposobna da budu donori R - karbaniona. Reakcije koje uključuju nukleofile (nukleofilna supstitucija) karakteristične su uglavnom za alifatske spojeve, na primjer hidroliza (OH -, H 2 O), alkoholiza (RO -, ROH), acidoliza (RCOO -, RCOOH), aminacija (NH - 2, NH 3 , RNH 2, itd.), cijanidaciju (CN -), itd.

Elektrofilni reagensi, ili elektrofili, kada formiraju novu vezu, služe kao akceptori para elektrona i istiskuju odlazeću grupu u obliku pozitivno nabijene čestice. Elektrofili uključuju pozitivno nabijene ione (npr. H +, NO 2 +), neutralne molekule sa nedostatkom elektrona, na primjer SO 3 i visoko polarizirane molekule (CH 3 COO - Br + itd.), a posebno se efikasno postiže polarizacija kompleksiranjem sa Lewisovim koeficijentima (Hal + - Hal - A, R + - Cl - A, RCO + - Cl - A, gdje je A = A1C1 3, SbCl 5, BF 3, itd.). Reakcije koje uključuju elektrofile (elektrofilna supstitucija) uključuju najvažnije reakcije aromatičnih ugljikovodika (na primjer, nitriranje, halogeniranje, sulfoniranje, Friedel-Craftsova reakcija):

(E + = Hal +, NO + 2, RCO +, R +, itd.)

U određenim sistemima, reakcije u kojima učestvuju nukleofili odvijaju se u aromatičnom nizu, a reakcije u kojima učestvuju elektrofili - u alifatskom nizu (najčešće u nizu organometalnih jedinjenja).

53. interakcija okso jedinjenja sa organometalnim jedinjenjima (keton ili aldehid plus organometalni)

Reakcije se široko koriste za proizvodnju alkohola. Kada se Grignardov reagens (R-MgX) doda formaldehidu, nastaje primarni alkohol, sekundarni aldehidi nastaju od drugih aldehida, a tricijarni alkoholi nastaju od ketona

U procesu određivanja geometrijskog oblika hemijske čestice važno je uzeti u obzir da se parovi valentnih elektrona glavnog atoma, uključujući i one koji ne formiraju hemijsku vezu, nalaze na velikoj udaljenosti jedan od drugog u prostor.

Karakteristike pojma

Kada se razmatra pitanje kovalentnih hemijskih veza, često se koristi koncept hibridizacije atomskih orbitala. Ovaj termin je povezan sa usklađivanjem oblika i energije. Hibridizacija atomskih orbitala povezana je s procesom kvantnog kemijskog preuređivanja. Orbitale imaju drugačiju strukturu u odnosu na originalne atome. Suština hibridizacije je da elektron koji se nalazi pored jezgre vezanog atoma nije određen specifičnom atomskom orbitalom, već njihovom kombinacijom s jednakim glavnim kvantnim brojem. U osnovi, ovaj proces se odnosi na više atomske orbitale bliske energije koje imaju elektrone.

Specifičnosti procesa

Vrste hibridizacije atoma u molekulima zavise od toga kako su nove orbitale orijentisane. Na osnovu vrste hibridizacije može se odrediti geometrija jona ili molekula i predložiti specifična hemijska svojstva.

Vrste hibridizacije

Ova vrsta hibridizacije, kao što je sp, je linearna struktura, ugao između veza je 180 stepeni. Primjer molekula s ovom vrstom hibridizacije je BeCl 2 .

Sljedeća vrsta hibridizacije je sp 2. Molekule karakterizira trokutast oblik, ugao između veza je 120 stepeni. Tipičan primjer ove vrste hibridizacije je BCl 3 .

Tip sp 3 hibridizacije pretpostavlja tetraedarsku strukturu molekula; tipičan primjer supstance sa ovom opcijom hibridizacije je molekul metana CH 4 . Ugao veze u ovom slučaju je 109 stepeni i 28 minuta.

Ne samo upareni elektroni, već i nepodijeljeni parovi elektrona direktno su uključeni u hibridizaciju.

Hibridizacija u molekuli vode

Na primjer, u molekuli vode postoje dvije polarne kovalentne veze između atoma kisika i atoma vodika. Osim toga, sam atom kisika ima dva para vanjskih elektrona, koji ne sudjeluju u stvaranju kemijske veze. Ova 4 elektronska para zauzimaju određeni prostor oko atoma kiseonika. Pošto svi imaju isti naboj, odbijaju se u prostoru, a elektronski oblaci se nalaze na značajnoj udaljenosti jedan od drugog. Tip hibridizacije atoma u ovoj supstanci uključuje promjenu oblika atomskih orbitala, one su istegnute i poravnate prema vrhovima tetraedra. Kao rezultat toga, molekula vode poprima ugaoni oblik; ugao veze između kisik-vodikovih veza je 104,5 o.

Za predviđanje vrste hibridizacije može se koristiti donor-akceptorski mehanizam stvaranja hemijske veze. Kao rezultat toga, slobodne orbitale elementa sa nižom elektronegativnošću se preklapaju, kao i orbitale elementa sa većom električnom negativnošću, koji sadrži par elektrona. U procesu sastavljanja elektronske konfiguracije atoma uzima se u obzir njihovo oksidaciono stanje.

Pravila za identifikaciju vrste hibridizacije

Da biste odredili vrstu hibridizacije ugljika, možete koristiti određena pravila:

• identifikuje se centralni atom, izračunava se broj σ veza;
• postaviti oksidacijsko stanje atoma u čestici;
• snimanje elektronske konfiguracije glavnog atoma u potrebnom oksidacionom stanju;
• izraditi dijagram raspodjele valentnih elektrona u orbitalama, uparivanje elektrona;
• identifikuju se orbitale koje su direktno uključene u formiranje veze, pronađu se nespareni elektroni (ako je broj valentnih orbitala nedovoljan za hibridizaciju, koriste se orbitale sledećeg energetskog nivoa).

Geometrija molekula određena je vrstom hibridizacije. Na njega ne utiče prisustvo pi veza. U slučaju dodatnog vezivanja moguća je promjena ugla veze, a razlog je međusobno odbijanje elektrona koji formiraju višestruku vezu. Dakle, u molekulu azotnog oksida (4), tokom sp 2 hibridizacije, ugao veze raste sa 120 stepeni na 134 stepena.

Hibridizacija u molekulu amonijaka

Nedijeljeni par elektrona utječe na rezultirajući dipolni moment cijele molekule. Amonijak ima tetraedarsku strukturu zajedno sa nepodijeljenim parom elektrona. Jonitet veza azot-vodonik i azot-fluor je 15 i 19 procenata, dužine su određene na 101 i 137 pm, respektivno. Stoga bi molekul dušikovog fluorida trebao imati veći dipolni moment, ali eksperimentalni rezultati pokazuju suprotno.

Hibridizacija u organskim jedinjenjima

Svaka klasa ugljovodonika karakteriše sopstveni tip hibridizacije. Dakle, tokom formiranja molekula klase alkana (zasićeni ugljovodonici), sva četiri elektrona atoma ugljenika formiraju hibridne orbitale. Kada se preklapaju, formiraju se 4 hibridna oblaka, poravnata sa vrhovima tetraedra. Zatim, njihovi vrhovi se preklapaju sa nehibridnim s-orbitalama vodika, formirajući jednostavnu vezu. Zasićene ugljovodonike karakteriše sp 3 hibridizacija.

U nezasićenim alkenima (njihov tipični predstavnik je etilen) u hibridizaciji učestvuju samo tri elektronske orbitale - s i 2 p; tri hibridne orbitale formiraju trokut u prostoru. Nehibridne p orbitale se preklapaju, stvarajući višestruku vezu u molekulu. Ovu klasu organskih ugljikovodika karakterizira sp 2 hibridno stanje atoma ugljika.

Alkini se razlikuju od prethodne klase ugljikovodika po tome što su samo dvije vrste orbitala uključene u proces hibridizacije: s i p. Preostala dva nehibridna p-elektrona na svakom atomu ugljika preklapaju se u dva smjera, formirajući dvije višestruke veze. Ovu klasu ugljikovodika karakterizira sp-hibridno stanje atoma ugljika.

Zaključak

Određivanjem vrste hibridizacije u molekuli moguće je objasniti strukturu različitih neorganskih i organskih supstanci i predvidjeti moguća hemijska svojstva određene supstance.