Continuare. Vezi începutul în № 15, 16/2004

Lecția 5. Hibridarea
orbitali atomici de carbon

O legătură chimică covalentă se formează folosind perechi de electroni de legătură comună, cum ar fi:

Formează o legătură chimică, de ex. Numai electronii nepereche pot crea o pereche de electroni comună cu un electron „străin” de la un alt atom. Când scrieți formule electronice, electronii nepereche sunt localizați unul câte unul într-o celulă orbitală.
Orbital atomic este o funcție care descrie densitatea norului de electroni în fiecare punct din spațiu din jurul nucleului atomic. Un nor de electroni este o regiune a spațiului în care un electron poate fi detectat cu o mare probabilitate.
Pentru a armoniza structura electronică a atomului de carbon și valența acestui element, se folosesc concepte despre excitația atomului de carbon. În starea normală (neexcitată), atomul de carbon are două 2 nepereche R 2 electroni. Într-o stare excitată (când energia este absorbită) una din 2 s 2 electroni pot merge la liber R-orbital. Apoi patru electroni nepereche apar în atomul de carbon:

Să ne amintim că în formula electronică a unui atom (de exemplu, pentru carbonul 6 C – 1 s 2 2s 2 2p 2) cifrele mari în fața literelor - 1, 2 - indică numărul nivelului de energie. Scrisori sȘi R indică forma norului de electroni (orbital), iar numerele din dreapta deasupra literelor indică numărul de electroni dintr-un orbital dat. Toate s-orbitali sferici:

La al doilea nivel de energie, cu excepția 2 s-sunt trei orbitali 2 R-orbitali. Acestea 2 R-orbitalii au forma elipsoidala, asemanatoare ganterelor, si sunt orientati in spatiu la un unghi de 90° unul fata de celalalt. 2 R-Orbitalii indică 2 p x, 2p yși 2 p zîn conformitate cu axele de-a lungul cărora se află aceşti orbitali.

Când se formează legături chimice, orbitalii electronilor capătă aceeași formă. Astfel, în hidrocarburile saturate una s-orbitale si trei R-orbitalii atomului de carbon pentru a forma patru identici (hibrizi) sp 3-orbitali:

Acest - sp 3 -hibridarea.
Hibridizare– alinierea (amestecarea) orbitalilor atomici ( sȘi R) cu formarea de noi orbitali atomici numiti orbitali hibrizi.

Orbitalii hibrizi au o formă asimetrică, alungită spre atomul atașat. Norii de electroni se resping reciproc și sunt situati în spațiu cât mai departe unul de celălalt. În acest caz, axele de patru sp 3-orbitali hibrizi se dovedesc a fi îndreptate spre vârfurile tetraedrului (piramidă triunghiulară regulată).
În consecință, unghiurile dintre acești orbitali sunt tetraedrice, egale cu 109°28".
Vârfurile orbitalilor electronilor se pot suprapune cu orbitalii altor atomi. Dacă norii de electroni se suprapun de-a lungul unei linii care leagă centrele atomilor, atunci o astfel de legătură covalentă se numește conexiune sigma().. De exemplu, în molecula de etan C 2 H 6, se formează o legătură chimică între doi atomi de carbon prin suprapunerea a doi orbitali hibrizi. Aceasta este o conexiune. În plus, fiecare dintre atomii de carbon cu cei trei ai săi sp 3-orbitali se suprapun cu s-orbitali a trei atomi de hidrogen, formând trei -legături.

În total, sunt posibile trei stări de valență cu diferite tipuri de hibridizare pentru un atom de carbon. Cu exceptia sp 3-hibridarea există sp 2 - și sp-hibridizare.
sp 2 -Hibridizare- amestecarea unuia s- si doi R-orbitali. Ca urmare, se formează trei hibrizi sp 2 -orbitali. Aceste sp 2-orbitalii sunt localizați în același plan (cu axe X, la) și sunt direcționate către vârfurile triunghiului cu un unghi între orbitali de 120°. Nehibridizat
R-orbitalul este perpendicular pe planul celor trei hibrizi sp 2-orbitali (orientați de-a lungul axei z). Jumatatea superioara R-orbitalii sunt deasupra planului, jumatatea inferioara este sub plan.
Tip sp Hibridizarea cu 2 atomi de carbon are loc în compușii cu dublă legătură: C=C, C=O, C=N. Mai mult decât atât, doar una dintre legăturile dintre doi atomi (de exemplu, C=C) poate fi o legătură -. (Ceilalți orbitali de legătură ai atomului sunt direcționați în direcții opuse.) A doua legătură se formează ca urmare a suprapunerii non-hibride R-orbitali de ambele părţi ale liniei care leagă nucleele atomice.

Legătură covalentă formată prin suprapunere laterală R-orbitalii atomilor de carbon vecini se numeste pi()-conexiune.

Educaţie -comunicatii

Datorită suprapunerii orbitale mai mici, legătura - este mai puțin puternică decât legătura -.
sp-Hibridizare– aceasta este amestecarea (alinierea în formă și energie) a unuia s-și unul
R-orbitali pentru a forma doi hibrizi sp-orbitali. sp-Orbitalii sunt situati pe aceeasi linie (la un unghi de 180°) si dirijati in directii opuse fata de nucleul atomului de carbon. Două
R-orbitalii raman nehibridati. Ele sunt așezate reciproc perpendicular
directii de conectare. Pe imagine sp-orbitalii sunt prezentati de-a lungul axei y, iar cele două nehibridate
R-orbitali – de-a lungul axelor XȘi z.

O legătură triplă carbon-carbon CC constă dintr-o legătură formată prin suprapunere
sp-orbitali hibrizi și două legături.
Relația dintre parametrii atomului de carbon precum numărul de grupări atașate, tipul de hibridizare și tipurile de legături chimice formate este prezentată în Tabelul 4.

Tabelul 4

Legături de carbon covalent

Numărul de grupuri legate de cu carbon	Tip hibridizare	Tipuri participarea legături chimice	Exemple de formule compuse
4	sp 3	Patru - conexiuni
3	sp 2	Trei - conexiuni și unul - conexiune
2	sp	Două - conexiuni și două - conexiuni	H–CC–H

Exerciții.

1. Ce electroni ai atomilor (de exemplu, carbon sau azot) se numesc nepereche?

2. Ce înseamnă conceptul de „perechi de electroni partajate” în compușii cu o legătură covalentă (de exemplu, CH4 sau H2S )?

3. Ce stări electronice ale atomilor (de exemplu, C sau N ) sunt numite de bază și care sunt entuziasmate?

4. Ce înseamnă numerele și literele în formula electronică a unui atom (de exemplu, C sau N )?

5. Ce este un orbital atomic? Câți orbiti există în al doilea nivel de energie al atomului de C? și cum diferă ele?

6. Cum sunt orbitalii hibrizi diferiti de orbitalii originali din care s-au format?

7. Ce tipuri de hibridizare sunt cunoscute pentru atomul de carbon și în ce constau ele?

8. Desenați o imagine a aranjamentului spațial al orbitalilor pentru una dintre stările electronice ale atomului de carbon.

9. Cum se numesc legăturile chimice si ce? Specifica-Și-conexiuni în conexiuni:

10. Pentru atomii de carbon ai compuşilor de mai jos, indicaţi: a) tipul de hibridizare; b) tipurile legăturilor sale chimice; c) unghiurile de legătură.

Răspunsuri la exercițiile pentru subiectul 1

Lecția 5

1. Electronii care sunt localizați unul câte unul într-un orbital se numesc electroni nepereche. De exemplu, în formula de difracție a electronilor a unui atom de carbon excitat există patru electroni nepereche, iar atomul de azot are trei:

2. Doi electroni implicați în formarea unei legături chimice sunt numiți pereche de electroni partajată. De obicei, înainte de a se forma o legătură chimică, unul dintre electronii din această pereche aparținea unui atom, iar celălalt electron aparținea altui atom:

3. Starea electronică a unui atom în care se respectă ordinea de umplere a orbitalilor electronilor: 1 s 2 , 2s 2 , 2p 2 , 3s 2 , 3p 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4p 2 etc., sunt numite starea de bază. ÎN stare de excitat unul dintre electronii de valență ai atomului ocupă un orbital liber cu o energie mai mare; o astfel de tranziție este însoțită de separarea electronilor perechi. Schematic este scris astfel:

În timp ce în starea fundamentală existau doar doi electroni de valență nepereche, în starea excitată există patru astfel de electroni.

5. Un orbital atomic este o funcție care descrie densitatea norului de electroni în fiecare punct din spațiu din jurul nucleului unui atom dat. La al doilea nivel de energie al atomului de carbon există patru orbiti - 2 s, 2p x, 2p y, 2p z. Acești orbiti diferă:
a) forma norului de electroni ( s- minge, R– gantere);
b) R-orbitalii au orientări diferite în spațiu - de-a lungul axelor reciproc perpendiculare X, yȘi z, sunt desemnate p x, p y, p z.

6. Orbitii hibrizi diferă de orbitalii originali (nehibrizi) ca formă și energie. De exemplu, s-orbital - forma unei sfere, R– figura opt simetrică, sp-orbital hibrid – figura opt asimetrică.
Diferențele energetice: E(s) < E(sp) < E(R). Prin urmare, sp-orbital – un orbital mediat ca formă și energie, obținut prin amestecarea originalului s- Și p-orbitali.

7. Pentru un atom de carbon se cunosc trei tipuri de hibridizare: sp 3 , sp 2 și sp (vezi textul lecției 5).

9. -legatura - o legatura covalenta formata prin suprapunerea frontala a orbitalilor de-a lungul unei linii care leaga centrele atomilor.
-legatura – o legatura covalenta formata prin suprapunere laterala R-orbitali de ambele părți ale liniei care leagă centrele atomilor.
-Legăturile sunt afișate prin a doua și a treia linie între atomii conectați.

Hibridizarea SA- aceasta este alinierea AO-urilor de valență în formă și energie în timpul formării unei legături chimice.

1. Numai acele AO ale căror energii sunt suficient de apropiate (de exemplu, orbitalii atomici 2s și 2p) pot participa la hibridizare.

2. AO vacante (libere), orbitalii cu electroni nepereche și perechile de electroni singuri pot participa la hibridizare.

3. Ca urmare a hibridizării apar noi orbitali hibrizi, care sunt orientați în spațiu în așa fel încât după ce se suprapun cu orbitalii altor atomi, perechile de electroni sunt cât mai îndepărtate. Această stare a moleculei corespunde energiei minime datorate respingerii maxime a electronilor încărcați similar.

4. Tipul de hibridizare (numărul de AO în curs de hibridizare) este determinat de numărul de atomi care „atacă” un anumit atom și de numărul de perechi de electroni singuri dintr-un atom dat.

Exemplu. BF 3. În momentul formării legăturii are loc o rearanjare a AO a atomului B, transformându-se într-o stare excitată: B 1s 2 2s 2 2p 1 ® B* 1s 2 2s 1 2p 2 .

Societățile pe acțiuni hibride sunt situate la un unghi de 120°. Molecula are o formă regulată triunghi(plat, triunghiular):

3. sp 3 -hibridare. Acest tip de hibridizare este tipic pentru atomii din grupa a 4-a ( de exemplu carbon, siliciu, germaniu) în molecule de tip EH 4, precum şi pentru atomul de C din diamant, molecule de alcan, pentru atomul de azot din molecula NH 3, NH 4 +, atomul de O din molecula de H 2 O etc.

Exemplul 1. CH 4. În momentul formării legăturii are loc o restructurare a AO al atomului de C, care intră în stare excitată: C 1s 2 2s 2 2p 2 ® C* 1s 2 2s 1 2p 3 .

Societățile pe acțiuni hibride sunt situate la un unghi de 109 aproximativ 28".

Exemplul 2. NH3 şi NH4+.

Structura electronică a atomului de N: 1s 2 2s 2 2p 3. 3 AO care conțin electroni nepereche și 1 AO care conține o pereche de electroni singur sunt supuse hibridizării. Datorită respingerii mai puternice a perechii de electroni singuri din perechile de electroni ale legăturilor s, unghiul de legătură în molecula de amoniac este de 107,3 ​​o (mai aproape de tetraedric decât direct).

Molecula are forma unei piramide trigonale:

Conceptul de hibridizare sp 3 face posibilă explicarea posibilității formării ionului de amoniu și echivalența legăturilor din acesta.

Exemplul 3. H2O.

Structura electronică a atomului de O 1s 2 2s 2 2p 4. 2 AO care conțin electroni nepereche și 2 AO care conțin perechi de electroni singuri sunt supuse hibridizării. Unghiul de legătură într-o moleculă de apă este de 104,5 o (de asemenea, mai aproape de tetraedric decât drept).

Molecula are o formă unghiulară:

Conceptul de hibridizare sp 3 face posibilă explicarea posibilității formării unui ion oxoniu (hidronium) și a formării a 4 legături de hidrogen de către fiecare moleculă din structura gheții.

4. sp 3 d-hibridare.Acest tip de hibridizare este tipic pentru atomii elementelor grupei 5 (începând cu P) în molecule de tip EC 5.

Exemplu. PCl 5 . Structura electronică a atomului de P din sol și stările excitate: P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 . Forma moleculei - hexaedru (mai precis - bipiramida trigonala):

5. sp 3 d 2 -hibridare.Acest tip de hibridizare este tipic pentru atomii elementelor grupei 6 (începând cu S) în molecule de tip EC 6.

Exemplu. SF 6. Structura electronică a atomului de S din sol și stările excitate: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 .

Forma moleculei - octaedru :

6. hibridizare sp 3 d 3.Acest tip de hibridizare este tipic pentru atomii elementelor din grupa 7 (începând cu Cl) în molecule de tip EC 7.

Exemplu. DACA 7. Structura electronică a atomului F din sol și stări excitate: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Forma moleculei - decaedru (mai precis - bipiramidă pentagonală):

7. hibridizare sp 3 d 4.Acest tip de hibridizare este tipic pentru atomii elementelor din grupa 8 (cu excepția He și Ne) în moleculele de tip EC8.

Exemplu. XeF 8. Structura electronică a atomului Xe din sol și stările excitate: Xe 5s 2 3p 6 ® Xe* 5s 1 3p 3 3d 4.

Forma moleculei - dodecaedru:

Pot exista și alte tipuri de hibridizare AO.

Hibridizarea orbitală atomică este un proces care ne permite să înțelegem cum atomii își modifică orbitalii atunci când formează compuși. Deci, ce este hibridizarea și ce tipuri de ea există?

Caracteristici generale ale hibridizării orbitalilor atomici

Hibridizarea orbitală atomică este un proces în care diferiți orbitali ai unui atom central sunt amestecați, rezultând formarea de orbitali cu caracteristici identice.

Hibridizarea are loc în timpul formării unei legături covalente.

Orbitalul hibrid are șansele unui semn infinit sau o figură inversă asimetrică de opt, extinsă departe de nucleul atomic. Această formă determină o suprapunere mai puternică a orbitalilor hibrizi cu orbitalii (puri sau hibridi) ai altor atomi decât în ​​cazul orbitalilor atomici puri și duce la formarea de legături covalente mai puternice.

Orez. 1. Aspect orbital hibrid.

Ideea hibridizării orbitalilor atomici a fost prezentată pentru prima dată de omul de știință american L. Pauling. El credea că un atom care intră într-o legătură chimică are diferiți orbitali atomici (s-, p-, d-, f-orbitali) și, ca urmare, are loc hibridizarea acestor orbitali. Esența procesului este că orbitalii atomici echivalenti între ei sunt formați din orbitali diferiți.

Tipuri de hibridizare orbitală atomică

Există mai multe tipuri de hibridizare:

• . Acest tip de hibridizare apare atunci când se amestecă un orbital s și unul p. Ca rezultat, se formează doi orbitali sp cu drepturi depline. Acești orbitali sunt localizați spre nucleul atomic în așa fel încât unghiul dintre ei să fie de 180 de grade.

Orez. 2. sp-hibridare.

• hibridizare sp2. Acest tip de hibridizare apare atunci când un orbital s și doi orbitali p se amestecă. Ca urmare, se formează trei orbitali hibrizi, care sunt localizați în același plan la un unghi de 120 de grade unul față de celălalt.
• . Acest tip de hibridizare apare atunci când un orbital s și trei orbitali p se amestecă. Ca rezultat, se formează patru orbitali sp3 cu drepturi depline. Acești orbitali sunt îndreptați spre vârful tetraedrului și sunt situati la un unghi de 109,28 grade unul față de celălalt.

Hibridizarea sp3 este caracteristică multor elemente, de exemplu, atomul de carbon și alte substanțe din grupa IV (CH4, SiH4, SiF4, GeH4 etc.)

Orez. 3. hibridizare sp3.

Sunt de asemenea posibile tipuri mai complexe de hibridizare care implică d-orbitali ai atomilor.

Ce am învățat?

Hibridizarea este un proces chimic complex în care diferiți orbitali ai unui atom formează orbitali hibrizi identici (echivalenți). Teoria hibridizării a fost exprimată pentru prima dată de americanul L. Pauling. Există trei tipuri principale de hibridizare: sp-hibridare, sp2-hibridare, sp3-hibridare. Există, de asemenea, tipuri mai complexe de hibridizare care implică orbitali d.

Hibridizare– alinierea (amestecarea) orbitalilor atomici ( sȘi R) cu formarea de noi orbitali atomici numiti orbitali hibrizi.

Orbital atomic este o funcție care descrie densitatea norului de electroni în fiecare punct din spațiu din jurul nucleului atomic. Un nor de electroni este o regiune a spațiului în care un electron poate fi detectat cu o mare probabilitate

Hibridarea sp

Apare atunci când se amestecă un orbital s și un orbital p. Se formează doi orbitali sp-atomi echivalenți, localizați liniar la un unghi de 180 de grade și direcționați în direcții diferite față de nucleul atomului central. Cei doi p-orbitali nehibrizi rămași sunt localizați în planuri reciproc perpendiculare și participă la formarea legăturilor π sau ocupă perechi singure de electroni.

Hibridarea Sp2

Hibridarea Sp2

Apare atunci când un orbital s și doi orbitali p se amestecă. Se formează trei orbitali hibrizi cu axe situate în același plan și direcționate către vârfurile triunghiului la un unghi de 120 de grade. Orbitalul p-atomic nehibrid este perpendicular pe plan și, de regulă, este implicat în formarea legăturilor π

Tabelul prezintă exemple de corespondență între cele mai comune tipuri de hibridizare și structura geometrică a moleculelor, în ipoteza că toți orbitalii hibrizi sunt implicați în formarea legăturilor chimice (nu există perechi de electroni singuri)

Tipul de hibridizare	Numărul de orbitali hibrizi	Geometrie	Structura	Exemple
		Liniar		BeF2, CO2, NO2+
sp 2		Triunghiular		BF 3, NO 3 -, CO 3 2-
sp 3		tetraedric		CH4, CI04-, S042-, NH4+
dsp 2		Plat-pătrat		Ni(CO)4, 2-
sp 3 d		hexaedric
sp 3 d 2 , d 2 sp 3		octaedral		SF 6, Fe(CN) 6 3-, CoF 6 3-

4. Legături electrovalente, covalente, donor-acceptor, hidrogen. Structura electronică a legăturilor σ și π. Principalele caracteristici ale unei legături covalente: energia de legătură, lungimea, unghiul de legătură, polaritatea, polarizabilitatea.

Dacă există o interacțiune electrostatică între doi atomi sau două grupuri de atomi care duce la o atracție puternică și formarea unei legături chimice, atunci o astfel de legătură se numește electrovalent sau heteropolar.

Legătură covalentă- o legătură chimică formată prin suprapunerea unei perechi de nori de electroni de valență. Norii de electroni care asigură comunicarea se numesc o pereche de electroni comună.

Legătura donor-acceptor este o legătură chimică între doi atomi sau un grup de atomi, realizată de o pereche singură de electroni a unui atom (donator) și un nivel liber al altui atom (acceptor). Această legătură diferă de o legătură covalentă prin originea legăturii electronice.

Legătură de hidrogen - acesta este un tip de interacțiune chimică a atomilor dintr-o moleculă, caracterizată prin faptul că un atom de hidrogen, deja legat covalent de alți atomi, joacă un rol semnificativ în el

Legătura σ este prima și mai puternică legătură care se formează atunci când norii de electroni se suprapun în direcția liniei drepte care leagă centrele atomilor.

Legăturile σ sunt legături covalente obișnuite între atomii de carbon și atomii de hidrogen. Moleculele de atomi de carbon saturați conțin doar legături σ.

Legătura π este o legătură mai slabă care se formează atunci când planurile electronice ale atomilor nucleari se suprapun

Electronii de legătură π și σ își pierd afilierea cu un anumit atom.

Caracteristicile legăturilor σ și π: 1) rotația atomilor de carbon dintr-o moleculă este posibilă dacă aceștia sunt legați printr-o legătură σ; 2) apariția unei legături π privează atomul de carbon din moleculă de rotație liberă.

Lungimea linkului - este distanța dintre centrele atomilor legați.

Unghiul de legătură- este unghiul dintre două legături care au un atom comun.

Energie de comunicare- energie eliberată în timpul formării unei substanțe chimice. conexiunea și puterea ei caracterizată

Polaritate comunicarea se datorează distribuției neuniforme a densității electronice din cauza diferențelor de electronegativitate a atomilor. Pe această bază, legăturile covalente sunt împărțite în nepolare și polare. Polarizabilitate legarea este exprimată în deplasarea electronilor de legare sub influența unui câmp electric extern, inclusiv a unei alte particule care reacţionează. Polarizabilitatea este determinată de mobilitatea electronilor. Polaritatea și polarizabilitatea legăturilor covalente determină reactivitatea moleculelor față de reactivii polari.

5. Legătura ionică (electrovalentă) - o legătură chimică foarte puternică formată între atomi cu o diferență mare de electronegativitate, în care perechea de electroni partajată merge preferabil către atomul cu electronegativitate mai mare. Legătura covalentă - apare din cauza partajării unei perechi de electroni printr-un mecanism de schimb, atunci când fiecare dintre atomii care interacționează furnizează un electron. Legătura donor-acceptor (legătură de coordonare) o legătură chimică între doi atomi sau un grup de atomi, realizată datorită unei perechi de electroni singure a unui atom (donator) și a unui orbital liber al altui atom (acceptor). exemplu NH4 Pentru hidrogen pentru a avea loc legături, este important ca în moleculele substanței să existe atomi de hidrogen legați de atomi mici, dar electronegativi, de exemplu: O, N, F. Acest lucru creează o sarcină pozitivă parțială vizibilă asupra atomilor de hidrogen. Pe de altă parte, este important ca atomii electronegativi să aibă perechi singure de electroni. Când un atom de hidrogen epuizat de electroni al unei molecule (acceptor) interacționează cu o pereche de electroni singuratică de pe atomul N, O sau F al altei molecule (donator), se formează o legătură similară unei legături covalente polare. Când se formează o legătură covalentă în molecule de compuși organici, perechea de electroni partajată ocupă orbitali moleculari de legătură care au energie mai mică. În funcție de forma MO – σ-MO sau π-MO – legăturile formate sunt clasificate ca tip σ sau p. σ-Bond este o legătură covalentă formată prin suprapunerea s-, p- și AO hibride de-a lungul axei care leagă nucleele atomilor legați (adică prin suprapunerea axială a AO). Legătura π este o legătură covalentă care apare atunci când p-AO nehibrizi se suprapun lateral. Această suprapunere are loc în afara liniei drepte care leagă nucleele atomilor.
Legăturile π apar între atomi deja legați printr-o legătură σ (se formează legături covalente duble și triple). Legătura π este mai slabă decât legătura σ datorită suprapunerii mai puțin complete a p-AO. Diferitele structuri ale orbitalilor σ- și π-moleculari determină trăsăturile caracteristice ale legăturilor σ- și π. Legătura 1.σ este mai puternică decât legătura π. Acest lucru se datorează suprapunerii axiale mai eficiente a AO în timpul formării σ-MO și prezenței electronilor σ între nuclee. 2. Prin legături σ, este posibilă rotația intramoleculară a atomilor, deoarece forma σ-MO permite o astfel de rotație fără a rupe legătura (vezi animația. Imaginea de mai jos)). Rotația de-a lungul unei legături duble (σ + π) este imposibilă fără a rupe legătura π! 3. Electronii de pe π-MO, fiind în afara spațiului internuclear, au o mobilitate mai mare în comparație cu electronii σ. Prin urmare, polarizabilitatea legăturii π este mult mai mare decât cea a legăturii σ.

Proprietățile caracteristice ale unei legături covalente - direcționalitate, saturație, polaritate, polarizabilitate - determină proprietățile chimice și fizice ale compușilor.

Direcția conexiunii este determinată de structura moleculară a substanței și de forma geometrică a moleculei sale. Unghiurile dintre două legături se numesc unghiuri de legătură.

Saturabilitatea este capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături covalente. Numărul de legături formate de un atom este limitat de numărul orbitalilor atomici exteriori.

Polaritatea legăturii se datorează distribuției neuniforme a densității electronice din cauza diferențelor de electronegativitate a atomilor. Pe această bază, legăturile covalente sunt împărțite în nepolare și polare (nepolare - o moleculă diatomică este formată din atomi identici (H 2, Cl 2, N 2) și norii de electroni ai fiecărui atom sunt distribuiți simetric față de acești atomi. ; polar - o moleculă diatomică este formată din atomi ai diferitelor elemente chimice, iar norul de electroni general se deplasează către unul dintre atomi, formând astfel o asimetrie în distribuția sarcinii electrice în moleculă, generând un moment dipol al moleculei).

Polarizabilitatea unei legături este exprimată în deplasarea electronilor de legătură sub influența unui câmp electric extern, inclusiv cel al unei alte particule care reacţionează. Polarizabilitatea este determinată de mobilitatea electronilor. Polaritatea și polarizabilitatea legăturilor covalente determină reactivitatea moleculelor față de reactivii polari.

6.Nomenclatura este un sistem de reguli care vă permite să dați un nume clar fiecărei conexiuni individuale. Pentru medicină, cunoașterea regulilor generale de nomenclatură este deosebit de importantă, deoarece în conformitate cu acestea sunt construite numele a numeroase medicamente. În prezent este general acceptat Nomenclatura sistematică IUPAC(IUPAC - Uniunea Internațională de Chimie Pură și Aplicată)*.

Cu toate acestea, ele sunt încă conservate și utilizate pe scară largă (în special în medicină) banal nume (obișnuite) și semi-triviale folosite chiar înainte ca structura substanței să fie cunoscută. Aceste denumiri pot reflecta surse naturale și metode de producție, în special proprietăți și aplicații notabile. De exemplu, lactoza (zahărul din lapte) este izolată din lapte (din lat. lactum- lapte), acid palmitic - din uleiul de palmier, acidul piruvic este obtinut prin piroliza acidului de struguri, denumirea de glicerina reflecta gustul ei dulce (din greaca. glikys- dulce).

Compușii naturali au adesea denumiri banale - aminoacizi, carbohidrați, alcaloizi, steroizi. Utilizarea unor nume triviale și semi-triviale stabilite este permisă de regulile IUPAC. Astfel de denumiri includ, de exemplu, „glicerol” și numele multor hidrocarburi aromatice binecunoscute și derivații acestora.

Nomenclatura rațională a hidrocarburilor saturate

Spre deosebire de denumirile banale, acestea se bazează pe structura moleculelor. Denumirile structurilor complexe sunt alcătuite din denumirile blocurilor acelor radicali asociate cu cea mai importantă unitate principală a moleculei.Conform acestei nomenclaturi, alcanii sunt considerați derivați ai metanului în care atomii de hidrogen sunt înlocuiți cu cei corespunzători. radicali. Alegerea carbonului metan este arbitrară, astfel încât un compus poate avea mai multe denumiri.Conform acestei nomenclaturi, alchenele sunt considerate derivați ai etilenei și alchine-acetilenei.

7. Omologia compușilor organicisau legea omologilor- constă în faptul că substanțele cu aceeași funcție chimică și aceeași structură diferă unele de altele De compoziția lor atomică numai pe nCH 2, se dovedesc a fi consolidate în toate celelalte compoziții chimice ale lor. caracterul, iar diferența în proprietățile lor fizice crește sau în general se modifică corect pe măsură ce diferența de compoziție crește, determinată de numărul n de grupe CH 2. Astfel de substanțe chimice. compuși similari formează așa-numitul. o serie omoloagă, a cărei compoziție atomică a tuturor membrilor poate fi exprimată printr-o formulă generală în funcție de compoziția primului membru al seriei și de numărul de atomi de carbon; substanțe organice cu același nume, cum ar fi numai alcanii.

Izomerii sunt compuși care au aceeași compoziție, dar structură și proprietăți diferite.

8.Nucleul deȘilinie și electrofȘireacții personaleents. Reactivii implicați în reacțiile de substituție sunt împărțiți în nucleofili și electrofili. Reactivii nucleofili, sau nucleofilii, furnizează perechea lor de electroni pentru formarea unei noi legături și înlocuiesc grupul de plecare (X) din molecula RX cu perechea de electroni care a format legătura veche, de exemplu:

(unde R este un radical organic).

Nucleofilii includ ioni încărcați negativ (Hal -, OH -, CN -, NO 2 -, OR -, RS -, NH 2 -, RCOO - etc.), molecule neutre cu o pereche de electroni liberă (de exemplu, H 2 O, NH3, R3N, R2S, R3P, ROH, RCOOH) și organometalice. Compuși R - Me cu o legătură C - Me + suficient polarizată, adică capabili să fie donatori de carbanioni R. Reacțiile care implică nucleofili (substituție nucleofilă) sunt caracteristice în principal compușilor alifatici, de exemplu hidroliza (OH -, H 2 O), alcooliză (RO -, ROH), acidoliza (RCOO -, RCOOH), aminarea (NH - 2, NH 3 ). , RNH 2 etc.), cianurare (CN -), etc.

Reactivii electrofili sau electrofilii, atunci când formează o nouă legătură, servesc ca acceptori ai unei perechi de electroni și înlocuiesc gruparea părăsitoare sub forma unei particule încărcate pozitiv. Electrofilele includ ioni încărcați pozitiv (de exemplu, H +, NO 2 +), molecule neutre cu deficiență de electroni, de exemplu SO 3 și molecule foarte polarizate (CH 3 COO - Br +, etc.), iar polarizarea este realizată în mod deosebit eficient. prin complexare cu coeficienți Lewis (Hal + - Hal - A, R + - Cl - A, RCO + - Cl - A, unde A = A1C1 3, SbCl 5, BF 3 etc.). Reacțiile care implică electrofili (substituție electrofilă) includ cele mai importante reacții ale hidrocarburilor aromatice (de exemplu, nitrarea, halogenarea, sulfonarea, reacția Friedel-Crafts):

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

În anumite sisteme, reacțiile care implică nucleofili se desfășoară în seria aromatică, iar reacțiile care implică electrofili - în seria alifatică (cel mai adesea în seria compușilor organometalici).

53. interacțiunea compușilor oxo cu compuși organometalici (cetonă sau aldehidă plus organometalici)

Reacțiile sunt utilizate pe scară largă pentru a produce alcooli.Când se adaugă un reactiv Grignard (R-MgX) la formaldehidă, se formează un alcool primar, aldehidele secundare sunt formate de alte aldehide, iar alcoolii trițiari sunt formați din cetone.

În procesul de determinare a formei geometrice a unei particule chimice, este important să se țină seama de faptul că perechile de electroni de valență ai atomului principal, inclusiv cei care nu formează o legătură chimică, sunt situate la o distanță mare unul de celălalt în spaţiu.

Caracteristicile termenului

Când se ia în considerare problema legăturilor chimice covalente, este adesea folosit conceptul de hibridizare a orbitalilor atomici. Acest termen este asociat cu alinierea formei și energiei. Hibridizarea orbitalilor atomici este asociată cu un proces de rearanjare chimică cuantică. Orbitalii au o structură diferită în comparație cu atomii originali. Esența hibridizării este că electronul care este situat lângă nucleul unui atom legat nu este determinat de un orbital atomic specific, ci de combinația lor cu un număr cuantic principal egal. Practic, acest proces se referă la orbitalii atomici mai înalți, aproape de energie, care au electroni.

Specificul procesului

Tipurile de hibridizare a atomilor din molecule depind de modul în care sunt orientați noii orbitali. Pe baza tipului de hibridizare, se poate determina geometria unui ion sau a unei molecule și se poate sugera proprietăți chimice specifice.

Tipuri de hibridizare

Acest tip de hibridizare, cum ar fi sp, este o structură liniară, unghiul dintre legături este de 180 de grade. Un exemplu de moleculă cu acest tip de hibridizare este BeCl2.

Următorul tip de hibridizare este sp 2. Moleculele se caracterizează printr-o formă triunghiulară, unghiul dintre legături este de 120 de grade. Un exemplu tipic al acestui tip de hibridizare este BCl3.

Tipul de hibridizare sp3 presupune o structură tetraedrică a moleculei; un exemplu tipic de substanță cu această opțiune de hibridizare este molecula de metan CH4. Unghiul de legătură în acest caz este de 109 grade 28 de minute.

Nu numai electronii perechi, ci și perechile de electroni neîmpărțiți sunt direct implicați în hibridizare.

Hibridarea într-o moleculă de apă

De exemplu, într-o moleculă de apă există două legături covalente polare între atomul de oxigen și atomii de hidrogen. În plus, atomul de oxigen în sine are două perechi de electroni exteriori, care nu participă la crearea unei legături chimice. Aceste 4 perechi de electroni ocupă un anumit spațiu în jurul atomului de oxigen. Deoarece toți au aceeași sarcină, se resping reciproc în spațiu, iar norii de electroni se află la o distanță semnificativă unul de celălalt. Tipul de hibridizare a atomilor din această substanță implică o modificare a formei orbitalilor atomici, aceștia sunt întinși și aliniați la vârfurile tetraedrului. Ca urmare, molecula de apă capătă o formă unghiulară; unghiul de legătură dintre legăturile oxigen-hidrogen este de 104,5 o.

Pentru a prezice tipul de hibridizare, se poate folosi mecanismul donor-acceptor al formării legăturilor chimice. Ca urmare, orbitalii liberi ai unui element cu o electronegativitate mai mică se suprapun, precum și orbitalii unui element cu o negativitate electrică mai mare, care conține o pereche de electroni. În procesul de compilare a configurației electronice a unui atom, se ia în considerare starea lor de oxidare.

Reguli de identificare a tipului de hibridizare

Pentru a determina tipul de hibridizare a carbonului, puteți folosi anumite reguli:

• se identifică atomul central, se calculează numărul de legături σ;
• stabiliți starea de oxidare a atomilor dintr-o particulă;
• înregistrarea configurației electronice a atomului principal în starea de oxidare necesară;
• întocmește o diagramă a distribuției electronilor de valență în orbitali, pereche de electroni;
• sunt identificați orbitalii care sunt direct implicați în formarea legăturilor, se găsesc electroni nepereche (dacă numărul de orbitali de valență este insuficient pentru hibridizare, se folosesc orbitalii de următorul nivel de energie).

Geometria moleculei este determinată de tipul de hibridizare. Nu este afectat de prezența legăturilor pi. În cazul unei legături suplimentare, este posibilă o modificare a unghiului de legătură; motivul este respingerea reciprocă a electronilor care formează o legătură multiplă. Astfel, în molecula de oxid nitric (4), în timpul hibridizării sp 2, unghiul de legătură crește de la 120 de grade la 134 de grade.

Hibridarea într-o moleculă de amoniac

O pereche de electroni neîmpărtășită afectează momentul de dipol rezultat al întregii molecule. Amoniacul are o structură tetraedrică împreună cu o pereche de electroni neîmpărțită. Ionicitatea legăturilor azot-hidrogen și azot-fluor este de 15 și 19 la sută, lungimile sunt determinate a fi 101 și, respectiv, 137 pm. Astfel, molecula de fluorură de azot ar trebui să aibă un moment dipol mai mare, dar rezultatele experimentale indică contrariul.

Hibridarea în compuși organici

Fiecare clasă de hidrocarburi este caracterizată de propriul tip de hibridizare. Astfel, în timpul formării moleculelor din clasa alcanilor (hidrocarburi saturate), toți cei patru electroni ai atomului de carbon formează orbitali hibrizi. Când se suprapun, se formează 4 nori hibrizi, aliniați la vârfurile tetraedrului. În continuare, vârfurile lor se suprapun cu orbitalii s nehibrizi ai hidrogenului, formând o legătură simplă. Hidrocarburile saturate sunt caracterizate prin hibridizare sp 3.

În alchenele nesaturate (reprezentantul lor tipic este etilena), doar trei orbitali de electroni iau parte la hibridizare - s și 2 p; trei orbitali hibrizi formează o formă de triunghi în spațiu. Orbitii p non-hibrizi se suprapun, creând o legătură multiplă în moleculă. Această clasă de hidrocarburi organice se caracterizează prin starea hibridă sp 2 a atomului de carbon.

Alchinele diferă de clasa anterioară de hidrocarburi prin faptul că doar două tipuri de orbitali sunt implicate în procesul de hibridizare: s și p. Cei doi electroni p nehibrizi rămași de pe fiecare atom de carbon se suprapun în două direcții, formând două legături multiple. Această clasă de hidrocarburi este caracterizată prin starea sp-hibridă a atomului de carbon.

Concluzie

Prin determinarea tipului de hibridizare într-o moleculă, este posibil să se explice structura diferitelor substanțe anorganice și organice și să prezică posibilele proprietăți chimice ale unei anumite substanțe.