Kontynuacja. Zobacz początek w № 15, 16/2004

Lekcja 5. Hybrydyzacja
orbitale atomowe węgla

Kowalencyjne wiązanie chemiczne powstaje przy użyciu wspólnych par elektronów wiążących, takich jak:

Utwórz wiązanie chemiczne, tj. Tylko niesparowane elektrony mogą utworzyć wspólną parę elektronów z „obcym” elektronem z innego atomu. Podczas pisania formuł elektronicznych niesparowane elektrony umieszczane są pojedynczo w komórce orbitalnej.
Orbital atomowy jest funkcją opisującą gęstość chmury elektronów w każdym punkcie przestrzeni wokół jądra atomowego. Chmura elektronów to obszar przestrzeni, w którym z dużym prawdopodobieństwem można wykryć elektron.
Aby zharmonizować strukturę elektronową atomu węgla i wartościowość tego pierwiastka, stosuje się koncepcje wzbudzenia atomu węgla. W stanie normalnym (niewzbudzonym) atom węgla ma dwa niesparowane 2 R 2 elektrony. W stanie wzbudzonym (kiedy energia jest pochłaniana) jeden z 2 S 2 elektrony mogą zostać uwolnione R-orbitalny. Następnie w atomie węgla pojawiają się cztery niesparowane elektrony:

Przypomnijmy, że we wzorze elektronowym atomu (na przykład dla węgla 6 C – 1 S 2 2S 2 2P 2) duże cyfry przed literami - 1, 2 - wskazują numer poziomu energii. Listy S I R wskazują kształt chmury elektronów (orbitalu), a liczby po prawej stronie nad literami wskazują liczbę elektronów na danym orbicie. Wszystko S-orbitale sferyczne:

Na drugim poziomie energii z wyjątkiem 2 S-istnieją trzy orbitale 2 R-orbitale. Te 2 R-orbitale mają kształt elipsoidalny, podobny do hantli i są zorientowane w przestrzeni pod kątem 90° względem siebie. 2 R-Orbitale oznaczają 2 p.x, 2p.t i 2 p z zgodnie z osiami, wzdłuż których rozmieszczone są te orbitale.

Kiedy powstają wiązania chemiczne, orbitale elektronowe uzyskują ten sam kształt. Zatem w węglowodorach nasyconych jeden S-orbitalny i trzy R-orbitale atomu węgla tworzące cztery identyczne (hybrydowe) sp 3-orbitale:

Ten - sp 3 -hybrydyzacja.
Hybrydyzacja– wyrównanie (mieszanie) orbitali atomowych ( S I R) wraz z powstawaniem nowych orbitali atomowych tzw orbitale hybrydowe.

Orbitale hybrydowe mają kształt asymetryczny, wydłużony w kierunku przyłączonego atomu. Chmury elektronów odpychają się i znajdują się w przestrzeni jak najdalej od siebie. W tym przypadku osie cztery sp 3-orbitale hybrydowe okazują się być skierowane w stronę wierzchołków czworościanu (regularnej piramidy trójkątnej).
W związku z tym kąty między tymi orbitalami są czworościenne i wynoszą 109°28”.
Wierzchołki orbitali elektronowych mogą pokrywać się z orbitalami innych atomów. Jeżeli chmury elektronów nakładają się na linię łączącą środki atomów, wówczas nazywa się takie wiązanie kowalencyjne połączenie sigma().. Na przykład w cząsteczce etanu C2H6 wiązanie chemiczne powstaje między dwoma atomami węgla poprzez nakładanie się dwóch orbitali hybrydowych. To jest połączenie. Dodatkowo każdy z atomów węgla wraz ze swoją trójką sp 3-orbitale pokrywają się z S-orbitale trzech atomów wodoru, tworzące trzy wiązania.

W sumie dla atomu węgla możliwe są trzy stany walencyjne z różnymi typami hybrydyzacji. Z wyjątkiem sp Istnieje 3-hybrydyzacja sp 2 - i sp-hybrydyzacja.
sp 2 -Hybrydyzacja- mieszanie jednego S- i dwa R-orbitale. W rezultacie powstają trzy hybrydy sp 2 -orbitale. Te sp 2-orbitale znajdują się w tej samej płaszczyźnie (z osiami X, Na) i są skierowane do wierzchołków trójkąta z kątem między orbitalami 120°. Niehybrydyzowany
R-orbital jest prostopadły do ​​płaszczyzny trzech hybryd sp 2-orbitale (zorientowane wzdłuż osi z). Górna połowa R-orbitale znajdują się nad płaszczyzną, dolna połowa znajduje się poniżej płaszczyzny.
Typ sp Hybrydyzacja 2-węglowa występuje w związkach z wiązaniem podwójnym: C=C, C=O, C=N. Co więcej, tylko jedno z wiązań między dwoma atomami (na przykład C=C) może być wiązaniem -. (Pozostałe orbitale wiążące atomu są skierowane w przeciwne strony.) Drugie wiązanie powstaje w wyniku nakładania się niehybrydowych R-orbitale po obu stronach linii łączącej jądra atomowe.

Wiązanie kowalencyjne utworzone przez boczne nakładanie się R-orbitale sąsiednich atomów węgla nazywane są połączenie pi()..

Edukacja -komunikacja

Ze względu na mniejsze nakładanie się orbit, wiązanie - jest słabsze niż wiązanie -.
sp-Hybrydyzacja– to jest mieszanie (dopasowanie kształtu i energii) jednego S- i jeden
R-orbitale, tworząc dwie hybrydy sp-orbitale. sp-Orbitale leżą na tej samej linii (pod kątem 180°) i są skierowane w przeciwnych kierunkach niż jądro atomu węgla. Dwa
R-orbitale pozostają niezhybrydyzowane. Ułożone są względem siebie prostopadle
kierunki połączeń. Na obrazku sp-orbitale są pokazane wzdłuż osi y i dwa niezhybrydyzowane
R-orbitale – wzdłuż osi X I z.

Potrójne wiązanie węgiel-węgiel CC składa się z wiązania - utworzonego przez zachodzenie na siebie
sp-orbitale hybrydowe i dwa wiązania.
Zależność pomiędzy takimi parametrami atomu węgla, jak liczba przyłączonych grup, rodzaj hybrydyzacji i rodzaje utworzonych wiązań chemicznych przedstawiono w tabeli 4.

Tabela 4

Kowalencyjne wiązania węgla

Liczba grup powiązany z węglem	Typ hybrydyzacja	Typy uczestnicząc wiązania chemiczne	Przykłady wzorów złożonych
4	sp 3	Cztery - połączenia
3	sp 2	Trzy - połączenia i jedno - połączenie
2	sp	Dwa - połączenia i dwa - połączenia	H–CC–H

Ćwiczenia.

1. Które elektrony atomów (na przykład węgla lub azotu) nazywane są niesparowanymi?

2. Co oznacza koncepcja „wspólnych par elektronów” w związkach z wiązaniem kowalencyjnym (na przykład CH 4 Lub H2S )?

3. Jakie stany elektroniczne atomów (na przykład C Lub N ) nazywane są podstawowymi, a które podekscytowanymi?

4. Co oznaczają cyfry i litery w elektronicznej formule atomu (na przykład C Lub N )?

5. Co to jest orbital atomowy? Ile orbitali znajduje się na drugim poziomie energetycznym atomu C? i czym się różnią?

6. Czym różnią się orbitale hybrydowe od oryginalnych orbitali, z których powstały?

7. Jakie rodzaje hybrydyzacji są znane dla atomu węgla i z czego się składają?

8. Narysuj obraz przestrzennego układu orbitali dla jednego ze stanów elektronowych atomu węgla.

9. Jak nazywają się wiązania chemiczne i co? Sprecyzować-I-połączenia w połączeniach:

10. Dla atomów węgla poniższych związków wskazać: a) rodzaj hybrydyzacji; b) rodzaje jego wiązań chemicznych; c) kąty wiązań.

Odpowiedzi do ćwiczeń z tematu 1

Lekcja 5

1. Nazywa się elektrony znajdujące się pojedynczo na orbicie niesparowane elektrony. Na przykład we wzorze dyfrakcji elektronów wzbudzonego atomu węgla znajdują się cztery niesparowane elektrony, a atom azotu ma trzy:

2. Nazywa się dwa elektrony biorące udział w tworzeniu jednego wiązania chemicznego wspólna para elektronów. Zwykle przed utworzeniem wiązania chemicznego jeden z elektronów w tej parze należał do jednego atomu, a drugi elektron do innego atomu:

3. Stan elektronowy atomu, w którym obserwuje się kolejność wypełniania orbitali elektronowych: 1 S 2 , 2S 2 , 2P 2 , 3S 2 , 3P 2 , 4S 2 , 3D 2 , 4P 2 itd., są tzw Warunek podstawowy. W stan podniecenia jeden z elektronów walencyjnych atomu zajmuje wolny orbital o wyższej energii, takiemu przejściu towarzyszy separacja sparowanych elektronów. Schematycznie jest to napisane tak:

O ile w stanie podstawowym znajdowały się tylko dwa niesparowane elektrony walencyjne, o tyle w stanie wzbudzonym są ich cztery.

5. Orbital atomowy to funkcja opisująca gęstość chmury elektronów w każdym punkcie przestrzeni wokół jądra danego atomu. Na drugim poziomie energetycznym atomu węgla znajdują się cztery orbitale - 2 S, 2p.x, 2p.t, 2p z. Orbitale te różnią się:
a) kształt chmury elektronów ( S- piłka, R– hantle);
B) R-orbitale mają różną orientację w przestrzeni - wzdłuż wzajemnie prostopadłych osi X, y I z, są wyznaczone p.x, p.t, p z.

6. Orbitale hybrydowe różnią się od orbitali oryginalnych (niehybrydowych) kształtem i energią. Na przykład, S-orbitalny – kształt kuli, R– symetryczna ósemka, sp-orbital hybrydowy – asymetryczna ósemka.
Różnice energetyczne: mi(S) < mi(sp) < mi(R). Zatem, sp-orbital – orbital o uśrednionym kształcie i energii, uzyskany przez zmieszanie oryginału S- I P-orbitale.

7. W przypadku atomu węgla znane są trzy typy hybrydyzacji: sp 3 , sp 2 i sp (zobacz tekst lekcji 5).

9. -wiązanie - wiązanie kowalencyjne utworzone przez czołowe nakładanie się orbitali wzdłuż linii łączącej środki atomów.
-wiązanie – wiązanie kowalencyjne utworzone przez boczne nakładanie się R-orbitale po obu stronach linii łączącej środki atomów.
-Wiązania są pokazane drugą i trzecią linią pomiędzy połączonymi atomami.

Hybrydyzacja JSC- jest to wyrównanie wartościowości AO pod względem kształtu i energii podczas tworzenia wiązania chemicznego.

1. W hybrydyzacji mogą brać udział tylko te AO, których energie są wystarczająco bliskie (na przykład orbitale atomowe 2s i 2p).

2. W hybrydyzacji mogą brać udział wolne (wolne) AO, orbitale z niesparowanymi elektronami i samotnymi parami elektronów.

3. W wyniku hybrydyzacji powstają nowe orbitale hybrydowe, które są zorientowane w przestrzeni w taki sposób, że po nałożeniu się na orbitale innych atomów pary elektronów są jak najbardziej od siebie oddalone. Ten stan cząsteczki odpowiada minimalnej energii wynikającej z maksymalnego odpychania podobnie naładowanych elektronów.

4. O rodzaju hybrydyzacji (liczbie AO ulegających hybrydyzacji) decyduje liczba atomów „atakujących” dany atom oraz liczba wolnych par elektronów w danym atomie.

Przykład. BF 3. W momencie powstania wiązania następuje przegrupowanie AO atomu B, przechodzące w stan wzbudzony: B 1s 2 2s 2 2p 1 ® B* 1s 2 2s 1 2p 2 .

Hybrydowe spółki akcyjne położone są pod kątem 120°. Cząsteczka ma regularny kształt trójkąt(płaski, trójkątny):

3. sp 3 -hybrydyzacja. Ten typ hybrydyzacji jest typowy dla atomów czwartej grupy ( np. węgiel, krzem, german) w cząsteczkach typu EH 4, a także dla atomu C w cząsteczce diamentu, alkanu, dla atomu N w cząsteczce NH 3, NH 4 +, atomu O w cząsteczce H 2 O itp.

Przykład 1. CH 4. W momencie powstania wiązania następuje restrukturyzacja AO atomu C, która przechodzi w stan wzbudzony: C 1s 2 2s 2 2p 2 ® C* 1s 2 2s 1 2p 3 .

Hybrydowe spółki akcyjne zlokalizowane są pod kątem 109 około 28”.

Przykład 2. NH3 i NH4+.

Struktura elektronowa atomu N: 1s 2 2s 2 2p 3. Hybrydyzacji ulegają 3 AO zawierające niesparowane elektrony i 1 AO zawierające wolną parę elektronów. Ze względu na silniejsze odpychanie wolnej pary elektronów od par elektronów wiązań s, kąt wiązania w cząsteczce amoniaku wynosi 107,3 ​​o (bardziej tetraedryczny niż bezpośredni).

Cząsteczka ma kształt piramidy trygonalnej:

Koncepcja hybrydyzacji sp 3 pozwala wyjaśnić możliwość powstawania jonu amonowego i równoważności wiązań w nim.

Przykład 3. H2O.

Struktura elektronowa atomu O 1s 2 2s 2 2p 4. 2 AO zawierające niesparowane elektrony i 2 AO zawierające wolne pary elektronów ulegają hybrydyzacji. Kąt wiązania w cząsteczce wody wynosi 104,5 o (również bardziej zbliżony do czworościennego niż prostego).

Cząsteczka ma kształt kątowy:

Koncepcja hybrydyzacji sp 3 pozwala wyjaśnić możliwość powstania jonu oksoniowego (hydronium) i powstania 4 wiązań wodorowych przez każdą cząsteczkę w strukturze lodu.

4. hybrydyzacja sp 3 d.Ten typ hybrydyzacji jest typowy dla atomów pierwiastków grupy 5 (zaczynających się od P) w cząsteczkach typu EC 5.

Przykład. PCl 5 . Budowa elektronowa atomu P w stanie podstawowym i wzbudzonym: P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 . Kształt cząsteczki - sześcian (dokładniej - bipiramida trygonalna):

5. sp 3 d 2 -hybrydyzacja.Ten typ hybrydyzacji jest typowy dla atomów pierwiastków grupy 6 (zaczynających się od S) w cząsteczkach typu EC 6.

Przykład. SF 6. Budowa elektronowa atomu S w stanie podstawowym i wzbudzonym: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 .

Kształt cząsteczki - oktaedr :

6. Hybrydyzacja sp 3 d 3.Ten typ hybrydyzacji jest typowy dla atomów pierwiastków grupy 7 (począwszy od Cl) w cząsteczkach typu EC 7.

Przykład. JEŚLI 7. Budowa elektronowa atomu F w stanie podstawowym i wzbudzonym: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Kształt cząsteczki - dziesięciościan (dokładniej - pięciokątna bipiramida):

7. Hybrydyzacja sp3d4.Ten typ hybrydyzacji jest typowy dla atomów pierwiastków grupy 8 (z wyjątkiem He i Ne) w cząsteczkach typu EC 8.

Przykład. XEF 8. Budowa elektronowa atomu Xe w stanie podstawowym i wzbudzonym: Xe 5s 2 3p 6 ® Xe* 5s 1 3p 3 3d 4.

Kształt cząsteczki - dwunastościan:

Mogą istnieć inne typy hybrydyzacji AO.

Hybrydyzacja orbitali atomowych to proces, który pozwala nam zrozumieć, w jaki sposób atomy modyfikują swoje orbitale podczas tworzenia związków. Czym jest hybrydyzacja i jakie jej rodzaje istnieją?

Ogólna charakterystyka hybrydyzacji orbitali atomowych

Hybrydyzacja orbitali atomowych to proces, w którym mieszane są różne orbitale atomu centralnego, w wyniku czego powstają orbitale o identycznych właściwościach.

Hybrydyzacja zachodzi podczas tworzenia wiązania kowalencyjnego.

Orbital hybrydowy ma wadę w postaci znaku nieskończoności lub asymetrycznej odwróconej cyfry ósemki, oddalonej od jądra atomowego. Forma ta powoduje silniejsze nakładanie się orbitali hybrydowych na orbitale (czyste lub hybrydowe) innych atomów niż w przypadku czystych orbitali atomowych i prowadzi do powstania silniejszych wiązań kowalencyjnych.

Ryż. 1. Wygląd orbity hybrydowej.

Pomysł hybrydyzacji orbitali atomowych jako pierwszy wysunął amerykański naukowiec L. Pauling. Uważał, że atom wchodzący w wiązanie chemiczne ma różne orbitale atomowe (orbitale s-, p-, d-, f-), w wyniku czego następuje hybrydyzacja tych orbitali. Istota tego procesu polega na tym, że równoważne sobie orbitale atomowe powstają z różnych orbitali.

Rodzaje hybrydyzacji orbit atomowych

Istnieje kilka rodzajów hybrydyzacji:

• . Ten typ hybrydyzacji występuje, gdy jeden orbital s i jeden p są mieszane. W rezultacie powstają dwa pełnoprawne orbitale sp. Orbitale te są rozmieszczone w kierunku jądra atomowego w taki sposób, że kąt między nimi wynosi 180 stopni.

Ryż. 2. hybrydyzacja sp.

• hybrydyzacja sp2. Ten typ hybrydyzacji występuje, gdy mieszają się jeden orbital s i dwa orbitale p. W rezultacie powstają trzy orbitale hybrydowe, które znajdują się w tej samej płaszczyźnie pod kątem 120 stopni względem siebie.
• . Ten typ hybrydyzacji występuje, gdy mieszają się jeden orbital s i trzy orbitale p. W rezultacie powstają cztery pełnoprawne orbitale sp3. Orbitale te są skierowane w stronę szczytu czworościanu i znajdują się względem siebie pod kątem 109,28 stopnia.

Hybrydyzacja sp3 jest charakterystyczna dla wielu pierwiastków, na przykład atomu węgla i innych substancji z grupy IV (CH 4, SiH 4, SiF 4, GeH 4 itp.)

Ryż. 3. hybrydyzacja sp3.

Możliwe są również bardziej złożone typy hybrydyzacji obejmujące orbitale d atomów.

Czego się nauczyliśmy?

Hybrydyzacja to złożony proces chemiczny, w którym różne orbitale atomu tworzą identyczne (równoważne) orbitale hybrydowe. Teorię hybrydyzacji po raz pierwszy wygłosił Amerykanin L. Pauling. Istnieją trzy główne typy hybrydyzacji: hybrydyzacja sp, hybrydyzacja sp2, hybrydyzacja sp3. Istnieją również bardziej złożone typy hybrydyzacji, które obejmują orbitale d.

Hybrydyzacja– wyrównanie (mieszanie) orbitali atomowych ( S I R) wraz z powstawaniem nowych orbitali atomowych tzw orbitale hybrydowe.

Orbital atomowy jest funkcją opisującą gęstość chmury elektronów w każdym punkcie przestrzeni wokół jądra atomowego. Chmura elektronów to obszar przestrzeni, w którym z dużym prawdopodobieństwem można wykryć elektron

Hybrydyzacja Sp

Występuje, gdy jedna orbita s i jedna p jest mieszanką. Tworzą się dwa równoważne orbitale sp-atomowe, rozmieszczone liniowo pod kątem 180 stopni i skierowane w różnych kierunkach od jądra atomu centralnego. Dwa pozostałe niehybrydowe orbitale p leżą we wzajemnie prostopadłych płaszczyznach i uczestniczą w tworzeniu wiązań π lub zajmują samotne pary elektronów.

Hybrydyzacja Sp2

Hybrydyzacja Sp2

Występuje, gdy mieszają się jeden orbital s i dwa p. Tworzą się trzy orbitale hybrydowe, których osie znajdują się w tej samej płaszczyźnie i są skierowane do wierzchołków trójkąta pod kątem 120 stopni. Niehybrydowy orbital p-atomowy jest prostopadły do ​​płaszczyzny i z reguły bierze udział w tworzeniu wiązań π

W tabeli przedstawiono przykłady zgodności najpowszechniejszych typów hybrydyzacji ze strukturą geometryczną cząsteczek przy założeniu, że w tworzeniu wiązań chemicznych biorą udział wszystkie orbitale hybrydowe (nie ma samotnych par elektronów)

Typ hybrydyzacji	Liczba orbitali hybrydowych	Geometria	Struktura	Przykłady
		Liniowy		BeF2, CO2, NO2+
sp 2		Trójkątny		BF 3, NO 3 -, CO 3 2-
sp 3		Czterościenny		CH 4, ClO 4 -, SO 4 2-, NH 4 +
dsp 2		Płasko-kwadratowy		Ni(CO) 4 , 2-
sp 3 D		Sześciościenny
sp 3 D 2 , D 2 sp 3		Ośmiościan		SF 6, Fe(CN) 6 3-, CoF 6 3-

4. Wiązania elektrowalentne, kowalencyjne, donor-akceptor, wiązania wodorowe. Struktura elektronowa wiązań σ i π. Główne cechy wiązania kowalencyjnego: energia wiązania, długość, kąt wiązania, polaryzacja, polaryzowalność.

Jeżeli pomiędzy dwoma atomami lub dwiema grupami atomów zachodzi oddziaływanie elektrostatyczne, prowadzące do silnego przyciągania i powstania wiązania chemicznego, wówczas takie wiązanie nazywa się elektrowalentny lub heteropolarny.

Wiązanie kowalencyjne- wiązanie chemiczne utworzone przez nałożenie się pary chmur elektronów walencyjnych. Chmury elektronów zapewniające komunikację nazywane są wspólną parą elektronów.

Więź dawca-akceptor to wiązanie chemiczne pomiędzy dwoma atomami lub grupą atomów, realizowane przez samotną parę elektronów jednego atomu (donora) i wolny poziom innego atomu (akceptora). Wiązanie to różni się od wiązania kowalencyjnego początkiem wiązania elektronowego.

Wiązanie wodorowe - jest to rodzaj chemicznego oddziaływania atomów w cząsteczce, charakteryzujący się tym, że znaczący udział w nim ma atom wodoru, już kowalencyjnie związany z innymi atomami

Wiązanie σ jest pierwszym i silniejszym wiązaniem, które powstaje, gdy chmury elektronów nakładają się na siebie w kierunku linii prostej łączącej środki atomów.

Wiązania σ to zwykłe wiązania kowalencyjne pomiędzy atomami węgla i atomami wodoru. Cząsteczki węgli nasyconych zawierają tylko wiązania σ.

Wiązanie π to słabsze wiązanie, które powstaje, gdy płaszczyzny elektronów atomów jądrowych nakładają się

Elektrony wiązania π i σ tracą przynależność do określonego atomu.

Cechy wiązań σ i π: 1) rotacja atomów węgla w cząsteczce jest możliwa, jeżeli są one połączone wiązaniem σ, 2) pojawienie się wiązania π pozbawia atom węgla w cząsteczce swobodnej rotacji.

Długość łącza- jest odległością między środkami połączonych atomów.

Kąt wiązania- jest kątem między dwoma wiązaniami, które mają wspólny atom.

Energia komunikacji- energia uwalniana podczas tworzenia substancji chemicznej. scharakteryzowano połączenie i jego wytrzymałość

Biegunowość komunikacja wynika z nierównomiernego rozkładu gęstości elektronów z powodu różnic w elektroujemności atomów. Na tej podstawie wiązania kowalencyjne dzielimy na niepolarne i polarne. Polaryzowalność wiązanie wyraża się przemieszczeniem elektronów wiążących pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego, w tym innej reagującej cząstki. Polaryzowalność jest określona przez ruchliwość elektronów. Polarność i polaryzowalność wiązań kowalencyjnych określa reaktywność cząsteczek w stosunku do odczynników polarnych.

5. Wiązanie jonowe (elektrowalentne) - bardzo silne wiązanie chemiczne utworzone pomiędzy atomami o dużej różnicy elektroujemności, w którym wspólna para elektronów przechodzi preferencyjnie do atomu o wyższej elektroujemności. Wiązanie kowalencyjne - powstaje w wyniku podziału pary elektronów poprzez mechanizm wymiany, gdy każdy z oddziałujących atomów dostarcza jeden elektron. Wiązanie donor-akceptor (wiązanie koordynacyjne) wiązanie chemiczne pomiędzy dwoma atomami lub grupą atomów, powstające dzięki wolnej parze elektronów jednego atomu (dawcy) i swobodnemu orbitalowi innego atomu (akceptora) np. NH4 Dla wodoru aby wystąpiły wiązania, ważne jest, aby w cząsteczkach substancji znajdowały się atomy wodoru związane z małymi, ale elektroujemnymi atomami, na przykład: O, N, F. Tworzy to zauważalny częściowy ładunek dodatni na atomach wodoru. Z drugiej strony ważne jest, aby atomy elektroujemne miały wolne pary elektronów. Kiedy pozbawiony elektronów atom wodoru jednej cząsteczki (akceptora) oddziałuje z wolną parą elektronów na atomie N, O lub F innej cząsteczki (donora), powstaje wiązanie podobne do polarnego wiązania kowalencyjnego. Kiedy w cząsteczkach związków organicznych tworzy się wiązanie kowalencyjne, wspólna para elektronów zajmuje wiążące orbitale molekularne, które mają niższą energię. W zależności od kształtu MO – σ-MO lub π-MO – powstałe wiązania klasyfikuje się jako σ- lub p. Wiązanie σ jest wiązaniem kowalencyjnym utworzonym przez nakładanie się s-, p- i hybrydowych AO wzdłuż osi łączącej jądra związanych atomów (tj. przez osiowe nakładanie się AO). Wiązanie π jest wiązaniem kowalencyjnym, które występuje, gdy niehybrydowe p-AO nakładają się bocznie. To nakładanie się zachodzi poza linią prostą łączącą jądra atomów.
Wiązania π występują pomiędzy atomami już połączonymi wiązaniem σ (powstają podwójne i potrójne wiązania kowalencyjne). Wiązanie π jest słabsze niż wiązanie σ ze względu na mniej całkowite nakładanie się p-AO. Różne struktury orbitali molekularnych σ i π określają charakterystyczne cechy wiązań σ i π. Wiązanie 1.σ jest silniejsze niż wiązanie π. Wynika to z bardziej wydajnego osiowego nakładania się AO podczas tworzenia σ-MO i obecności σ-elektronów pomiędzy jądrami. 2. Dzięki wiązaniem σ możliwa jest wewnątrzcząsteczkowa rotacja atomów, gdyż kształt σ-MO pozwala na taki obrót bez zerwania wiązania (patrz animacja. Zdjęcie poniżej)). Obrót wzdłuż wiązania podwójnego (σ + π) jest niemożliwy bez zerwania wiązania π! 3. Elektrony na π-MO, znajdujące się poza przestrzenią międzyjądrową, mają większą ruchliwość w porównaniu do σ-elektronów. Dlatego polaryzowalność wiązania π jest znacznie większa niż wiązania σ.

Charakterystyczne właściwości wiązania kowalencyjnego – kierunkowość, nasycenie, polarność, polaryzowalność – determinują właściwości chemiczne i fizyczne związków.

Kierunek połączenia zależy od struktury molekularnej substancji i kształtu geometrycznego jej cząsteczki. Kąty między dwoma wiązaniami nazywane są kątami wiązania.

Nasycalność to zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby wiązań kowalencyjnych. Liczba wiązań utworzonych przez atom jest ograniczona liczbą jego zewnętrznych orbitali atomowych.

Polaryzacja wiązania wynika z nierównomiernego rozkładu gęstości elektronów w wyniku różnic w elektroujemności atomów. Na tej podstawie wiązania kowalencyjne dzielą się na niepolarne i polarne (niepolarne - cząsteczka dwuatomowa składa się z identycznych atomów (H 2, Cl 2, N 2), a chmury elektronów każdego atomu są rozmieszczone symetrycznie względem tych atomów ; polarny - cząsteczka dwuatomowa składa się z atomów różnych pierwiastków chemicznych, a ogólna chmura elektronów przesuwa się w stronę jednego z atomów, tworząc w ten sposób asymetrię w rozkładzie ładunku elektrycznego w cząsteczce, generując moment dipolowy cząsteczki).

Polaryzowalność wiązania wyraża się przemieszczeniem elektronów wiązania pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego, w tym innej reagującej cząstki. Polaryzowalność jest określona przez ruchliwość elektronów. Polarność i polaryzowalność wiązań kowalencyjnych określa reaktywność cząsteczek w stosunku do odczynników polarnych.

6.Nomenklatura to system reguł pozwalający na nadanie jednoznacznej nazwy każdemu indywidualnemu połączeniu. W medycynie szczególnie ważna jest znajomość ogólnych zasad nazewnictwa, gdyż zgodnie z nimi konstruowane są nazwy wielu leków. Obecnie jest to powszechnie akceptowane Nomenklatura systematyczna IUPAC(IUPAC – Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej)*.

Jednak nadal są zachowane i szeroko stosowane (szczególnie w medycynie) trywialny(zwykłe) i półtrywialne nazwy używane jeszcze przed poznaniem struktury substancji. Nazwy te mogą odzwierciedlać naturalne źródła i metody produkcji, w szczególności godne uwagi właściwości i zastosowania. Na przykład laktoza (cukier mleczny) jest izolowana z mleka (od łac. mleko- mleko), kwas palmitynowy - z oleju palmowego, kwas pirogronowy otrzymywany jest w wyniku pirolizy kwasu winogronowego, nazwa gliceryna oddaje jej słodki smak (z gr. glikys- słodki).

Związki naturalne szczególnie często mają banalne nazwy – aminokwasy, węglowodany, alkaloidy, sterydy. Stosowanie niektórych ustalonych trywialnych i półtrywialnych nazw jest dozwolone przez zasady IUPAC. Do takich nazw zalicza się np. „glicerol” oraz nazwy wielu znanych węglowodorów aromatycznych i ich pochodnych.

Racjonalne nazewnictwo węglowodorów nasyconych

W przeciwieństwie do banalnych nazw, opierają się one na strukturze cząsteczek. Nazwy struktur złożonych składają się z nazw bloków rodników związanych z główną, najważniejszą jednostką cząsteczki.Według tej nomenklatury za alkany uważa się pochodne metanu, w których atomy wodoru zastąpiono odpowiednimi radykałowie. Wybór węgla metanu jest dowolny, zatem jeden związek może mieć kilka nazw.Według tej nomenklatury alkeny zaliczane są do pochodnych etylenu i alkinów-acetylenu.

7. Homologia związków organicznychlub prawo homologów- polega na tym, że substancje o tej samej funkcji chemicznej i tej samej budowie różnią się od siebie Przez ich skład atomowy tylko na nCH2, okazuje się, że są one skonsolidowane we wszystkich innych swoich składach chemicznych. charakter, a różnica w ich właściwościach fizycznych wzrasta lub ogólnie zmienia się prawidłowo wraz ze wzrostem różnicy w składzie, określonej przez liczbę n grup CH 2. Takie chemikalia. podobne związki tworzą tzw. szereg homologiczny, którego skład atomowy wszystkich członków można wyrazić ogólnym wzorem zależnym od składu pierwszego członu szeregu i liczby atomów węgla; substancje organiczne o tej samej nazwie, takie jak wyłącznie alkany.

Izomery to związki o tym samym składzie, ale różnej strukturze i właściwościach.

8.JądroIlinia i elektrofIreakcje osobistemint. Odczynniki biorące udział w reakcjach podstawienia dzielą się na nukleofilowe i elektrofilowe. Odczynniki nukleofilowe, czyli nukleofile, dostarczają swoją parę elektronów do utworzenia nowego wiązania i wypierają grupę opuszczającą (X) z cząsteczki RX parą elektronów, które utworzyły stare wiązanie, na przykład:

(gdzie R oznacza rodnik organiczny).

Nukleofile obejmują jony naładowane ujemnie (Hal -, OH -, CN -, NO 2 -, OR -, RS -, NH 2 -, RCOO - itp.), Neutralne cząsteczki z wolną parą elektronów (na przykład H 2 O, NH3, R3N, R2S, R3P, ROH, RCOOH) i metaloorganiczne. Związki R - Me o wystarczająco spolaryzowanym wiązaniu C - Me +, tj. Zdolne do bycia donorami karboanionów R. Reakcje z udziałem nukleofili (podstawienie nukleofilowe) są charakterystyczne głównie dla związków alifatycznych, np. hydroliza (OH -, H 2 O), alkoholiza (RO -, ROH), kwasoliza (RCOO -, RCOOH), aminowanie (NH - 2, NH 3 , RNH 2 itp.), cyjanizacja (CN -) itp.

Odczynniki elektrofilowe, czyli elektrofile, tworząc nowe wiązanie, służą jako akceptory pary elektronów i wypierają grupę opuszczającą w postaci dodatnio naładowanej cząstki. Elektrofile obejmują jony naładowane dodatnio (na przykład H +, NO 2 +), cząsteczki obojętne z niedoborem elektronów, na przykład SO 3 i cząsteczki silnie spolaryzowane (CH 3COO - Br + itp.), A szczególnie skutecznie osiąga się polaryzację przez kompleksowanie ze współczynnikami Lewisa (Hal + - Hal - A, R + - Cl - A, RCO + - Cl - A, gdzie A = A1C1 3, SbCl 5, BF 3 itd.). Reakcje z udziałem elektrofilów (podstawienie elektrofilowe) obejmują najważniejsze reakcje węglowodorów aromatycznych (np. nitrowanie, halogenowanie, sulfonowanie, reakcja Friedela-Craftsa):

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

W niektórych układach reakcje z udziałem nukleofili przeprowadza się w szeregu aromatycznym, a reakcje z udziałem elektrofilów w szeregu alifatycznym (najczęściej w szeregu związków metaloorganicznych).

53. oddziaływanie związków okso ze związkami metaloorganicznymi (keton lub aldehyd plus metaloorganiczny)

Reakcje te są szeroko stosowane do wytwarzania alkoholi. Kiedy do formaldehydu dodaje się odczynnik Grignarda (R-MgX), powstaje alkohol pierwszorzędowy, z innymi aldehydami powstają drugorzędowe aldehydy, a alkohole trzeciorzędowe powstają z ketonami

W procesie wyznaczania kształtu geometrycznego cząstki chemicznej należy wziąć pod uwagę, że pary elektronów walencyjnych atomu głównego, w tym te, które nie tworzą wiązania chemicznego, znajdują się w dużej odległości od siebie w przestrzeń.

Cechy terminu

Rozważając problematykę kowalencyjnych wiązań chemicznych często używa się koncepcji hybrydyzacji orbitali atomowych. Termin ten jest związany z wyrównaniem formy i energii. Hybrydyzacja orbitali atomowych jest powiązana z procesem przegrupowania chemii kwantowej. Orbitale mają inną strukturę w porównaniu do pierwotnych atomów. Istota hybrydyzacji polega na tym, że elektron znajdujący się obok jądra związanego atomu jest wyznaczany nie przez konkretny orbital atomowy, ale przez ich połączenie z równą główną liczbą kwantową. Zasadniczo proces ten dotyczy wyższych orbitali atomowych o bliskiej energii, które mają elektrony.

Specyfika procesu

Rodzaje hybrydyzacji atomów w cząsteczkach zależą od orientacji nowych orbitali. Na podstawie rodzaju hybrydyzacji można określić geometrię jonu lub cząsteczki i zasugerować określone właściwości chemiczne.

Rodzaje hybrydyzacji

Ten typ hybrydyzacji, np. sp, jest strukturą liniową, kąt pomiędzy wiązaniami wynosi 180 stopni. Przykładem cząsteczki o tego typu hybrydyzacji jest BeCl2.

Następnym typem hybrydyzacji jest sp 2. Cząsteczki charakteryzują się trójkątnym kształtem, kąt pomiędzy wiązaniami wynosi 120 stopni. Typowym przykładem tego typu hybrydyzacji jest BCl3.

Typ hybrydyzacji sp 3 zakłada czworościenną strukturę cząsteczki, typowym przykładem substancji z tą opcją hybrydyzacji jest cząsteczka metanu CH 4 . Kąt wiązania w tym przypadku wynosi 109 stopni i 28 minut.

W hybrydyzacji bezpośrednio biorą udział nie tylko sparowane elektrony, ale także niewspółdzielone pary elektronów.

Hybrydyzacja w cząsteczce wody

Na przykład w cząsteczce wody istnieją dwa polarne wiązania kowalencyjne pomiędzy atomem tlenu i atomami wodoru. Ponadto sam atom tlenu ma dwie pary zewnętrznych elektronów, które nie biorą udziału w tworzeniu wiązania chemicznego. Te 4 pary elektronów zajmują pewną przestrzeń wokół atomu tlenu. Ponieważ wszystkie mają ten sam ładunek, odpychają się w przestrzeni, a chmury elektronów znajdują się w znacznej odległości od siebie. Rodzaj hybrydyzacji atomów w tej substancji polega na zmianie kształtu orbitali atomowych, są one rozciągane i ustawiane w stosunku do wierzchołków czworościanu. W rezultacie cząsteczka wody przyjmuje kształt kątowy, kąt wiązania między wiązaniami tlen-wodór wynosi 104,5 o.

Aby przewidzieć rodzaj hybrydyzacji, można zastosować mechanizm tworzenia wiązania chemicznego donor-akceptor. W rezultacie nachodzą na siebie wolne orbitale pierwiastka o niższej elektroujemności, a także orbitale pierwiastka o wyższej ujemności elektrycznej, który zawiera parę elektronów. W procesie zestawiania konfiguracji elektronicznej atomu brany jest pod uwagę jego stopień utlenienia.

Zasady identyfikacji rodzaju hybrydyzacji

Aby określić rodzaj hybrydyzacji węgla, możesz zastosować pewne zasady:

• identyfikuje się atom centralny, oblicza się liczbę wiązań σ;
• ustawić stopień utlenienia atomów w cząstce;
• rejestrowanie konfiguracji elektronicznej głównego atomu na wymaganym stopniu utlenienia;
• sporządzić diagram rozkładu elektronów walencyjnych na orbitali, parowanie elektronów;
• identyfikuje się orbitale bezpośrednio biorące udział w tworzeniu wiązań, odnajduje się niesparowane elektrony (w przypadku niewystarczającej liczby orbitali walencyjnych do hybrydyzacji stosuje się orbitale o kolejnym poziomie energetycznym).

Geometria cząsteczki zależy od rodzaju hybrydyzacji. Nie ma na to wpływu obecność wiązań pi. W przypadku wiązania dodatkowego możliwa jest zmiana kąta wiązania, co wynika z wzajemnego odpychania się elektronów tworzących wiązanie wielokrotne. Zatem w cząsteczce tlenku azotu (4) podczas hybrydyzacji sp 2 kąt wiązania wzrasta ze 120 stopni do 134 stopni.

Hybrydyzacja w cząsteczce amoniaku

Niewspółdzielona para elektronów wpływa na powstały moment dipolowy całej cząsteczki. Amoniak ma strukturę czworościenną wraz z niewspólną parą elektronów. Jonowość wiązań azot-wodór i azot-fluor wynosi 15 i 19 procent, długości określono odpowiednio na 101 i 137 µm. Zatem cząsteczka fluorku azotu powinna mieć większy moment dipolowy, ale wyniki eksperymentów wskazują na coś przeciwnego.

Hybrydyzacja w związkach organicznych

Każda klasa węglowodorów charakteryzuje się własnym typem hybrydyzacji. Zatem podczas tworzenia cząsteczek klasy alkanów (węglowodorów nasyconych) wszystkie cztery elektrony atomu węgla tworzą orbitale hybrydowe. Kiedy się nakładają, tworzą się 4 chmury hybrydowe, wyrównane do wierzchołków czworościanu. Następnie ich wierzchołki pokrywają się z niehybrydowymi s-orbitalami wodoru, tworząc proste wiązanie. Węglowodory nasycone charakteryzują się hybrydyzacją sp 3.

W alkenach nienasyconych (ich typowym przedstawicielem jest etylen) w hybrydyzacji biorą udział tylko trzy orbitale elektronowe - s i 2 p, trzy orbitale hybrydowe tworzą w przestrzeni kształt trójkąta. Niehybrydowe orbitale p nakładają się, tworząc wiązanie wielokrotne w cząsteczce. Ta klasa węglowodorów organicznych charakteryzuje się stanem hybrydowym sp 2 atomu węgla.

Alkiny różnią się od poprzedniej klasy węglowodorów tym, że w procesie hybrydyzacji biorą udział tylko dwa rodzaje orbitali: s i p. Pozostałe dwa niehybrydowe elektrony p na każdym atomie węgla nakładają się na siebie w dwóch kierunkach, tworząc dwa wiązania wielokrotne. Ta klasa węglowodorów charakteryzuje się stanem hybrydowym sp atomu węgla.

Wniosek

Określając rodzaj hybrydyzacji w cząsteczce, można wyjaśnić strukturę różnych substancji nieorganicznych i organicznych oraz przewidzieć możliwe właściwości chemiczne konkretnej substancji.