Grundgegenstände der Biochemie.

Studienobjekte Die bioorganische Chemie umfasst Proteine ​​und Peptide, Nukleinsäuren, Kohlenhydrate, Lipide, Biopolymere, Alkaloide, Terpenoide, Vitamine, Antibiotika, Hormone, Toxine sowie synthetische Regulatoren biologischer Prozesse: Arzneimittel, Pestizide usw.

Isomerie organischer Verbindungen, ihre Typen. Merkmale von Isomeriearten, Beispiele.

Es gibt zwei Arten von Isomerie: strukturelle und räumliche (d. h. Stereoisomerie). Strukturisomere unterscheiden sich voneinander durch die Reihenfolge der Bindungen der Atome im Molekül, Stereoisomere – durch die Anordnung der Atome im Raum mit der gleichen Reihenfolge der Bindungen zwischen ihnen.

Folgende Arten der Strukturisomerie werden unterschieden: Kohlenstoffgerüstisomerie, Positionsisomerie, Isomerie verschiedener Klassen organischer Verbindungen (Interklassenisomerie).

Die Isomerie des Kohlenstoffgerüsts ist auf die unterschiedliche Reihenfolge der Bindungen zwischen den Kohlenstoffatomen zurückzuführen, die das Gerüst des Moleküls bilden. Beispiel: Die Summenformel C4H10 entspricht zwei Kohlenwasserstoffen: n-Butan und Isobutan. Für den Kohlenwasserstoff C5H12 sind drei Isomere möglich: Pentan, Isopentan und Neopentan. C4H10 entspricht zwei Kohlenwasserstoffen: n-Butan und Isobutan. Für den Kohlenwasserstoff C5H12 sind drei Isomere möglich: Pentan, Isopentan und Neopentan.

Positionsisomerie ist auf unterschiedliche Positionen der Mehrfachbindung, des Substituenten und der funktionellen Gruppe bei demselben Kohlenstoffgerüst des Moleküls zurückzuführen

Unter Klassenisomerie versteht man die Isomerie von Stoffen, die verschiedenen Klassen organischer Verbindungen angehören.

Moderne Klassifizierung und Nomenklatur organischer Verbindungen.

Derzeit wird häufig eine systematische Nomenklatur verwendet – IUPAC – International Unified Chemical Nomenclature. Die IUPAC-Regeln basieren auf mehreren Systemen:

1) radikal funktionell (der Name basiert auf dem Namen der funktionellen Gruppe),

2) verbinden (Namen bestehen aus mehreren gleichen Teilen),

3) Substitutiv (die Grundlage des Namens ist das Kohlenwasserstofffragment).

Kovalente Bindungen. Pi- und Sigma-Anleihen.

Kovalente Bindung ist die Hauptbindungsart in organischen Verbindungen.

Es handelt sich um eine Bindung, die durch die Überlappung zweier Valenzelektronenwolken entsteht.

Eine Pi-Bindung ist eine kovalente Bindung, die durch überlappende p-Atomorbitale gebildet wird.

Eine Sigma-Bindung ist eine kovalente Bindung, die entsteht, wenn sich s-Atomorbitale überlappen.

Wenn zwischen Atomen in einem Molekül sowohl s- als auch p-Bindungen gebildet werden, entsteht eine Mehrfachbindung (Doppel- oder Dreifachbindung).

6. Moderne Vorstellungen über die Struktur organischer Verbindungen. Das Konzept der „chemischen Struktur“, „Konfiguration“, „Konformation“, ihre Definition. Die Rolle der Struktur bei der Manifestation biologischer Aktivität.

Im Jahr 1861 A.M. Butlerov schlug eine Theorie der chemischen Struktur organischer Verbindungen vor, die modernen Vorstellungen über die Struktur organischer Verbindungen zugrunde liegt. Verbindungen, die aus den folgenden Grundbestimmungen besteht:

1. In den Stoffmolekülen gibt es eine strenge Abfolge der chemischen Bindung von Atomen, die als chemische Struktur bezeichnet wird.

2. Die chemischen Eigenschaften eines Stoffes werden durch die Art seiner Elementarbestandteile, deren Menge und chemische Struktur bestimmt.

3. Wenn Stoffe mit gleicher Zusammensetzung und gleichem Molekulargewicht unterschiedliche Strukturen aufweisen, kommt es zum Phänomen der Isomerie.

4. Da sich bei bestimmten Reaktionen nur einige Teile des Moleküls verändern, hilft die Untersuchung der Struktur des Produkts, die Struktur des ursprünglichen Moleküls zu bestimmen.

5. Die chemische Natur (Reaktivität) einzelner Atome in einem Molekül ändert sich je nach Umgebung, d. h. abhängig davon, mit welchen Atomen anderer Elemente sie verbunden sind.

Der Begriff „chemische Struktur“ umfasst die Vorstellung einer bestimmten Reihenfolge der Verbindung von Atomen in einem Molekül und ihrer chemischen Wechselwirkung, die die Eigenschaften der Atome verändert.

14. Grundlegende Eigenschaften kovalenter Bindungen. Bindungslänge und Energie. Sättigung und Richtung. Vielfalt der Kommunikation. Sigma- und Pi-Verbindungen.

- Eine chemische Bindung, die durch gemeinsame Elektronenpaare erfolgt, heißt atomar oder kovalent. Jede kovalente chemische Bindung weist bestimmte qualitative oder quantitative Eigenschaften auf. Diese beinhalten:

Linklänge

Kommunikationsenergie

Sättigungsfähigkeit

Kommunikationsrichtung

Kommunikationspolarität

Kommunikationsvielfalt

- Linklänge– der Abstand zwischen den Kernen gebundener Atome. Sie hängt von der Größe der Atome und dem Grad der Überlappung ihrer Elektronenhüllen ab. Die Länge einer Bindung wird durch die Ordnung der Bindung bestimmt: Je höher die Ordnung der Bindung, desto kürzer ist ihre Länge.

Kommunikationsenergie ist die Energie, die bei der Bildung eines Moleküls aus einzelnen Atomen freigesetzt wird. Sie wird normalerweise in J/mol (oder cal/mol) ausgedrückt. Die Bindungsenergie wird durch die Bindungsordnung bestimmt: Je größer die Bindungsordnung, desto größer ihre Energie. Die Bindungsenergie ist ein Maß für ihre Stärke. Sein Wert wird durch die Arbeit bestimmt, die zum Aufbrechen einer Bindung erforderlich ist, oder durch den Energiegewinn, wenn ein Stoff aus einzelnen Atomen gebildet wird. Das System, das weniger Energie enthält, ist stabiler. Bei zweiatomigen Molekülen ist die Bindungsenergie gleich der Dissoziationsenergie mit umgekehrtem Vorzeichen. Wenn sich mehr als zwei verschiedene Atome in einem Molekül vereinen, dann stimmt die mittlere Bindungsenergie nicht mit der Dissoziationsenergie des Moleküls überein. Die Bindungsenergien in Molekülen, die aus identischen Atomen bestehen, nehmen gruppenweise von oben nach unten ab. Die Bindungsenergien nehmen im Laufe der Zeit zu.

- Sättigungsfähigkeit– zeigt, wie viele Bindungen ein bestimmtes Atom aufgrund gemeinsamer Elektronenpaare mit anderen eingehen kann. Sie entspricht der Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare, mit denen ein bestimmtes Atom mit anderen verbunden ist. Die Sättigung einer kovalenten Bindung ist die Fähigkeit eines Atoms, an der Bildung einer begrenzten Anzahl kovalenter Bindungen teilzunehmen.

Fokus– Dies ist eine bestimmte relative Anordnung verbindender Elektronenwolken. Es führt zu einer bestimmten räumlichen Anordnung der Kerne chemisch gebundener Atome. Die räumliche Orientierung einer kovalenten Bindung wird durch die Winkel zwischen den gebildeten Bindungen charakterisiert, die als bezeichnet werden Bindungswinkel.

- Vielfalt der Kommunikation. Bestimmt durch die Anzahl der Elektronenpaare, die an der Bindung zwischen Atomen beteiligt sind. Wird eine Bindung durch mehr als ein Elektronenpaar gebildet, spricht man von einer Mehrfachbindung. Mit zunehmender Bindungsvielfalt nimmt die Energie zu und die Bindungslänge ab. Bei Molekülen mit einer Mehrfachbindung gibt es keine Rotation um eine Achse.

- Sigma- und Pi-Anleihen. Die chemische Bindung entsteht durch die Überlappung von Elektronenwolken. Erfolgt diese Überlappung entlang einer Verbindungslinie zwischen den Atomkernen, spricht man von einer Sigma-Bindung. Es kann aus s-s-Elektronen, p-p-Elektronen, sp-Elektronen gebildet werden. Eine chemische Bindung, die durch ein Elektronenpaar zustande kommt, wird als Einfachbindung bezeichnet. Einfachbindungen sind immer Sigma-Anleihen. S-Typ-Orbitale bilden nur Sigma-Bindungen. Es sind jedoch zahlreiche Verbindungen bekannt, die Doppel- und sogar Dreifachbindungen aufweisen. Eine davon ist die Sigma-Bindung und die anderen werden Pi-Bindungen genannt. Wenn solche Bindungen gebildet werden, entstehen überlappende Elektronenwolken in zwei Raumregionen, die symmetrisch zur Kernachse liegen.

15. Hybridisierung von Atomorbitalen am Beispiel der Moleküle: Methan, Aluminiumchlorid, Berylliumchlorid. Bindungswinkel und Molekülgeometrie. Molekülorbitalmethode (MO LCAO). Energiediagramme homo- und heteronuklearer Moleküle (N2, Cl2, N.H.3, Sei2).

- Hybridisierung. Der neue Satz gemischter Orbitale wird als Hybridorbitale bezeichnet, und die Mischtechnik selbst wird als Hybridisierung von Atomorbitalen bezeichnet.

Die Vermischung eines s- und eines p-Orbitals, wie in BeCl2, wird sp-Hybridisierung genannt. Grundsätzlich ist eine Hybridisierung eines s-Orbitals nicht nur mit einem, sondern auch mit zwei, drei oder einer nicht ganzzahligen Anzahl von p-Orbitalen sowie eine Hybridisierung mit d-Orbitalen möglich.

Betrachten wir das lineare BeCl2-Molekül. Ein Berylliumatom im Valenzzustand ist aufgrund eines s- und eines p-Elektrons in der Lage, zwei Bindungen zu bilden. Dies sollte offensichtlich zu zwei unterschiedlich langen Bindungen mit Chloratomen führen, da die radiale Verteilung dieser Elektronen unterschiedlich ist. Das echte BeCl2-Molekül ist symmetrisch und linear; seine beiden Be-Cl-Bindungen sind genau gleich. Dies bedeutet, dass sie mit Elektronen des gleichen Zustands versehen sind, d. h. Hier hat das Berylliumatom im Valenzzustand nicht mehr ein s- und ein p-Elektron, sondern zwei Elektronen, die sich in Orbitalen befinden, die durch die „Vermischung“ von s- und p-Atomorbitalen entstehen. Ein Methanmolekül weist eine sp3-Hybridisierung auf und ein Aluminiumchloridmolekül weist eine sp2-Hybridisierung auf.

Bedingungen für die Hybridisierungsstabilität:

1) Im Vergleich zu den ursprünglichen Orbitalatomen sollten sich die Hybridorbitale stärker überlappen.

2) Atomorbitale, deren Energieniveau nahe beieinander liegt, nehmen an der Hybridisierung teil; daher sollten auf der linken Seite des Periodensystems stabile Hybridorbitale gebildet werden.

Hybridisierung	Molekülform	Bindungswinkel
	Linear
	Dreieck
	Tetraeder

- Bindungswinkel und Molekülgeometrie. In jedem Fall haben die Hybridorbitale eine bestimmte Orientierung, die zur Bildung von Molekülen mit bestimmten Winkeln zwischen Bindungen, Bindungswinkeln, beiträgt. Jeder Hybridisierungsart entspricht ein bestimmter Bindungswinkel und eine bestimmte Molekülform:

- MO LCAO. Man kann sich Molekülorbitale als lineare Kombination von Atomorbitalen vorstellen. Molekülorbitale müssen eine bestimmte Symmetrie aufweisen. Beim Auffüllen von Atomorbitalen mit Elektronen müssen folgende Regeln beachtet werden:

1. Wenn ein Atomorbital eine bestimmte Funktion ist, die eine Lösung der Schrödinger-Gleichung darstellt und den Zustand eines Elektrons in einem Atom beschreibt, ist die MO-Methode ebenfalls eine Lösung der Schrödinger-Gleichung, jedoch für ein Elektron in einem Molekül.

2. Ein Molekülorbital wird durch Addition oder Subtraktion von Atomorbitalen gefunden.

3. Molekülorbitale und ihre Anzahl sind gleich der Summe der Atomorbitale der reagierenden Atome.

Wenn die Lösung für Molekülorbitale durch Addition der Funktionen von Atomorbitalen erhalten wird, ist die Energie der Molekülorbitale niedriger als die Energie der ursprünglichen Atomorbitale. Und so ein Orbital heißt Bindungsorbital.

Bei der Subtraktion von Funktionen hat das Molekülorbital eine höhere Energie und heißt Lockerung.

Es gibt Sigma- und Pi-Orbitale. Sie werden nach der Hundschen Regel ausgefüllt.

Die Anzahl der Bindungen (Bindungsordnung) ist gleich der Differenz zwischen der Gesamtzahl der Elektronen im bindenden Orbital und der Zahl der Elektronen im antibindenden Orbital, dividiert durch 2.

Die MO-Methode verwendet Energiediagramme:

16. Polarisierung der Kommunikation. Dipolmoment der Verbindung. Eigenschaften wechselwirkender Atome: Ionisationspotential, Elektronenaffinität, Elektronegativität. Der Ionizitätsgrad der Bindung.

- Dipolmoment- eine physikalische Größe, die die elektrischen Eigenschaften eines Systems geladener Teilchen charakterisiert. Bei einem Dipol (zwei Teilchen mit entgegengesetzter Ladung) ist das elektrische Dipolmoment gleich dem Produkt aus der positiven Ladung des Dipols und dem Abstand zwischen den Ladungen und ist von der negativen zur positiven Ladung gerichtet. Das Dipolmoment einer chemischen Bindung entsteht durch die Verschiebung der Elektronenwolke zu einem der Atome hin. Eine Bindung heißt polar, wenn das zugehörige Dipolmoment deutlich von Null abweicht. Es gibt Fälle, in denen einzelne Bindungen in einem Molekül polar sind und das gesamte Dipolmoment des Moleküls Null ist; Solche Moleküle werden als unpolar bezeichnet (z. B. CO 2 - und CCl 4 -Moleküle). Wenn das Dipolmoment eines Moleküls ungleich Null ist, nennt man das Molekül polar. Zum Beispiel das H 2 O-Molekül. Die Größenordnung des Dipolmoments des Moleküls wird durch das Produkt der Elektronenladung (1,6,10 -19 C) und der Länge der chemischen Bindung (ca. 10 -10 m) bestimmt ).

Die chemische Natur eines Elements wird durch die Fähigkeit seines Atoms bestimmt, Elektronen abzugeben und aufzunehmen. Diese Fähigkeit kann durch die Ionisierungsenergie eines Atoms und seine Elektronenaffinität quantifiziert werden.

- Ionisationsenergie eines Atoms ist die Energiemenge, die erforderlich ist, um ein Elektron aus einem nicht angeregten Atom zu entfernen. Sie wird in Kilojoule pro Mol ausgedrückt. Bei Mehrelektronenatomen entsprechen die Ionisierungsenergien E1, E2, E3, ..., En der Trennung des ersten, zweiten usw. Elektronen. In diesem Fall immer E1

- Atomelektronenaffinität– der energetische Effekt der Zugabe eines Elektrons zu einem neutralen Atom, wodurch es in ein negatives Ion umgewandelt wird. Die Elektronenaffinität eines Atoms wird in kJ/mol ausgedrückt. Die Elektronenaffinität ist numerisch gleich, hat jedoch ein entgegengesetztes Vorzeichen zur Ionisierungsenergie eines negativ geladenen Ions und hängt von der elektronischen Konfiguration des Atoms ab. p-Elemente der Gruppe 7 haben die höchste Elektronenaffinität. Atome mit der s2- (Be, Mg, Ca) und s2p6- (Ne, Ar, Kr) Konfiguration oder halbgefüllt mit einer p-Unterschicht (N, P, As) zeigen keine Elektronenaffinität.

- Elektronegativität- ein gemitteltes Merkmal der Fähigkeit eines Atoms in einer Verbindung, ein Elektron anzuziehen. In diesem Fall wird der Unterschied im Zustand der Atome in verschiedenen Verbindungen vernachlässigt. Im Gegensatz zum Ionisationspotential und zur Elektronenaffinität ist EO keine streng definierte physikalische Größe, sondern eine nützliche bedingte Eigenschaft. Das elektronegativste Element ist Fluor. EO hängt von der Ionisierungsenergie und der Elektronenaffinität ab. Einer Definition zufolge kann der EO eines Atoms als die Hälfte der Summe seiner Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität ausgedrückt werden. Einem Element kann kein konstantes EO zugewiesen werden. Sie hängt von vielen Faktoren ab, insbesondere vom Wertigkeitszustand des Elements, der Art der Verbindung, in der es enthalten ist usw.

17. Polarisierende Fähigkeit und polarisierende Wirkung. Erläuterung einiger physikalischer Eigenschaften von Stoffen aus Sicht dieser Theorie.

- Die Polarisationstheorie geht davon aus, dass alle Stoffe rein ionisch sind. Ohne äußeres Feld haben alle Ionen eine Kugelform. Wenn sich die Ionen einander nähern, beeinflusst das Feld des Kations das Feld des Anions und sie werden deformiert. Unter Ionenpolarisation versteht man die Verschiebung der äußeren Elektronenwolke von Ionen relativ zu ihrem Kern.

Polarisation besteht aus zwei Prozessen:

Ionenpolarisierbarkeit

polarisierende Wirkung auf ein anderes Ion

Die Polarisierbarkeit eines Ions ist ein Maß für die Fähigkeit der Elektronenwolke des Ions, sich unter dem Einfluss eines externen elektrischen Feldes zu verformen.

Gesetzmäßigkeiten der Ionenpolarisierbarkeit:

Anionen sind stärker polarisiert als Kationen. Eine zu hohe Elektronendichte führt zu einer hohen Diffusität und Lockerheit der Elektronenwolke.

Die Polarisierbarkeit isoelektronischer Ionen nimmt mit abnehmender positiver und zunehmender negativer Ladung zu. Isoelektronische Ionen haben die gleiche Konfiguration.

Bei mehrfach geladenen Kationen ist die Kernladung viel größer als die Anzahl der Elektronen. Dadurch wird die Elektronenhülle verdichtet und stabilisiert, sodass solche Ionen weniger anfällig für Verformungen sind. Die Polarisierbarkeit von Kationen nimmt beim Übergang von Ionen mit einer mit 18 Elektronen gefüllten äußeren Elektronenhülle zu einer ungefüllten und dann zu Edelgasionen ab. Dies liegt daran, dass für Elektronen derselben Periode die d-Elektronenhülle im Vergleich zu den s- und p-Elektronenhüllen diffuser ist, weil d-Elektronen verbringen mehr Zeit in der Nähe des Kerns. Daher interagieren d-Elektronen stärker mit umgebenden Anionen.

Die Polarisierbarkeit analoger Ionen nimmt mit zunehmender Anzahl elektronischer Schichten zu. Am schwierigsten ist die Polarisierbarkeit für kleine und mehrfach geladene Kationen mit einer Elektronenhülle aus Edelgasen. Solche Kationen werden hart genannt. Vielfach geladene Massenanionen und niedrig geladene Massenkationen lassen sich am leichtesten polarisieren. Das sind weiche Ionen.

- Polarisierender Effekt. Hängt von den Ladungen, der Größe und der Struktur der äußeren elektronischen Schicht ab.

1. Die polarisierende Wirkung eines Kations nimmt mit zunehmender Ladung und abnehmendem Radius zu. Der maximale Polarisationseffekt ist charakteristisch für Katone mit kleinen Radien und großen Ladungen, daher bilden sie kovalente Verbindungen. Je größer die Ladung, desto stärker ist die polarisierende Bindung.

2. Die polarisierende Wirkung von Kationen nimmt mit dem Übergang von Ionen mit einer S-Elektronen-Wolke zu einer unvollständigen und zu einer 18-Elektronen-Wolke zu. Je größer die polarisierende Wirkung des Kations ist, desto größer ist der Beitrag der kovalenten Bindung.

- Anwendung der Polarisationstheorie zur Erklärung physikalischer Eigenschaften:

Je größer die Polarisierbarkeit eines Anions (die polarisierende Wirkung eines Kations) ist, desto wahrscheinlicher ist es, dass es eine kovalente Bindung eingeht. Daher sind die Siede- und Schmelzpunkte von Verbindungen mit kovalenten Bindungen niedriger als die von Verbindungen mit ionischen Bindungen. Je höher die Ionizität der Bindung, desto höher sind die Schmelz- und Siedepunkte.

Die Verformung der Elektronenhülle beeinflusst die Fähigkeit, Lichtwellen zu reflektieren oder zu absorbieren. Von hier aus kann aus der Perspektive der Polarisationstheorie die Farbe von Verbindungen erklärt werden: Weiß spiegelt alles wider; schwarz – absorbiert; transparent – ​​lässt durch. Das hängt damit zusammen: Wird die Hülle verformt, rücken die Quantenniveaus der Elektronen näher zusammen, wodurch die Energiebarriere sinkt, sodass zur Anregung nur geringe Energie benötigt wird. Weil Absorption ist mit der Anregung von Elektronen verbunden, d.h. Bei ihrem Übergang in höher liegende Niveaus kann dann bei hoher Polarisation bereits sichtbares Licht äußere Elektronen anregen und die Substanz wird gefärbt. Je höher die Ladung des Anions ist, desto geringer ist die Farbintensität. Der polarisierende Effekt beeinflusst die Reaktivität von Verbindungen; daher sind bei vielen Verbindungen Salze sauerstoffhaltiger Säuren stabiler als die Salze selbst. Der größte polarisierende Effekt findet sich bei d-Elementen. Je höher die Ladung, desto größer ist die polarisierende Wirkung.

18. Ionenbindung als Grenzfall einer kovalenten polaren Bindung. Eigenschaften von Stoffen mit unterschiedlichen Bindungsarten.

Die Natur der Ionenbindung kann durch die elektrostatische Wechselwirkung von Ionen erklärt werden. Die Fähigkeit von Elementen, einfache Ionen zu bilden, wird durch die Struktur ihrer Atome bestimmt. Kationen bilden am leichtesten Elemente mit niedriger Ionisierungsenergie, Alkali- und Erdalkalimetalle. Anionen werden aufgrund ihrer hohen Elektronenaffinität am leichtesten von p-Elementen der Gruppe 7 gebildet.

Die elektrische Ladung von Ionen bewirkt deren Anziehung und Abstoßung. Man kann sich Ionen als geladene Kugeln vorstellen, deren Kraftfelder gleichmäßig in alle Raumrichtungen verteilt sind. Daher kann jedes Ion in jede Richtung Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen anziehen. Eine ionische Bindung zeichnet sich im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung durch Ungerichtetheit aus.

Die Wechselwirkung von Ionen entgegengesetzten Vorzeichens untereinander kann nicht zu einer vollständigen gegenseitigen Kompensation ihrer Kraftfelder führen. Dadurch behalten sie die Fähigkeit, Ionen in andere Richtungen anzuziehen. Daher ist eine Ionenbindung im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung durch Ungesättigtheit gekennzeichnet.

19.Metallverbindung. Ähnlichkeiten und Unterschiede mit ionischen und kovalenten Bindungen

Eine Metallbindung ist eine Bindung, bei der die Elektronen jedes einzelnen Atoms allen in Kontakt stehenden Atomen gehören. Der Energieunterschied zwischen „molekularen“ Orbitalen in einer solchen Bindung ist gering, sodass Elektronen leicht von einem „molekularen“ Orbital zum anderen und somit im Volumen des Metalls wandern können.

Metalle unterscheiden sich von anderen Stoffen durch ihre hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit. Unter normalen Bedingungen handelt es sich um kristalline Substanzen (mit Ausnahme von Quecksilber) mit hohen Koordinationszahlen der Atome. In einem Metall ist die Anzahl der Elektronen viel geringer als die Anzahl der Orbitale, sodass Elektronen von einem Orbital in ein anderes wandern können. Metallatome zeichnen sich durch eine hohe Ionisierungsenergie aus – Valenzelektronen werden im Atom schwach zurückgehalten, d.h. leicht im Kristall bewegen. Die Fähigkeit von Elektronen, sich um einen Kristall zu bewegen, bestimmt die elektrische Leitfähigkeit von Metallen.

Anders als bei kovalenten und ionischen Verbindungen binden in Metallen also viele Elektronen gleichzeitig viele Atomkerne und die Elektronen selbst können sich im Metall bewegen. Mit anderen Worten: In Metallen liegt eine stark delokalisierte chemische Bindung vor. Die metallische Bindung hat eine gewisse Ähnlichkeit mit der kovalenten Bindung, da sie auf der gemeinsamen Nutzung von Valenzelektronen beruht. Bei der Bildung einer kovalenten Bindung sind jedoch die Valenzelektronen von nur zwei wechselwirkenden Atomen beteiligt, während bei der Bildung einer metallischen Bindung alle Atome an der gemeinsamen Nutzung von Elektronen beteiligt sind. Aus diesem Grund weist die metallische Bindung keine räumliche Richtung und Sättigung auf, die die spezifischen Eigenschaften von Metallen maßgeblich bestimmt. Die Energie einer metallischen Bindung ist drei- bis viermal geringer als die Energie einer kovalenten Bindung.

20. Wasserstoffbindung. Intermolekular und intramolekular. Bildungsmechanismus. Merkmale der physikalischen Eigenschaften von Stoffen mit Wasserstoffbrückenbindungen. Beispiele.

- Eine Wasserstoffbindung ist eine besondere Art chemischer Bindung. Es ist charakteristisch für Wasserstoffverbindungen mit den elektronegativsten Elementen (Fluor, Sauerstoff, Stickstoff und in geringerem Maße Chlor und Schwefel).

Wasserstoffbrückenbindungen kommen sehr häufig vor und spielen eine wichtige Rolle bei der Verbindung von Molekülen, bei Kristallisations-, Auflösungs- und Kristallhydratbildungsprozessen usw. Beispielsweise sind Fluorwasserstoffmoleküle im festen, flüssigen und sogar gasförmigen Zustand miteinander verbunden eine Zick-Zack-Kette, was genau auf die Wasserstoffbindung zurückzuführen ist.

Seine Besonderheit besteht darin, dass ein Wasserstoffatom, das Teil eines Moleküls ist, eine zweite, schwächere Bindung mit einem Atom in einem anderen Molekül eingeht, wodurch beide Moleküle zu einem Komplex verbunden werden. Ein charakteristisches Merkmal eines solchen Komplexes ist das sogenannte Wasserstoffbrücke – A – H...B–. Der Abstand zwischen Atomen in einer Brücke ist größer als zwischen Atomen in einem Molekül. Zunächst wurde die Wasserstoffbrückenbindung als elektrostatische Wechselwirkung interpretiert. Man kam nun zu dem Schluss, dass die Donor-Akzeptor-Wechselwirkung eine wichtige Rolle bei der Wasserstoffbrückenbindung spielt. Wasserstoffbrückenbindungen entstehen nicht nur zwischen Molekülen verschiedener Stoffe, sondern auch in Molekülen desselben Stoffes H2O, HF, NH3 usw. Dies erklärt auch den Unterschied in den Eigenschaften dieser Stoffe im Vergleich zu verwandten Verbindungen. Wasserstoffbrückenbindungen innerhalb von Molekülen sind bekannt, insbesondere in organischen Verbindungen. Seine Bildung wird durch das Vorhandensein der Akzeptorgruppe A-H und der Donorgruppe B-R im Molekül erleichtert. Im A-H-Molekül ist A das elektronegativste Element. Die Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen in Polymeren wie Peptiden führt zu einer helikalen Struktur. DNA, Desoxyribonukleinsäure, der Hüter des Vererbungscodes, hat ähnliche Strukturen. Wasserstoffbrückenbindungen sind nicht stark. Sie bilden sich und brechen bei normalen Temperaturen leicht, was bei biologischen Prozessen sehr wichtig ist. Es ist bekannt, dass Wasserstoffverbindungen mit stark elektronegativen Nichtmetallen ungewöhnlich hohe Siedepunkte haben.

Intermolekulare Interaktion. Die Anziehungskräfte zwischen gesättigten Atomen und Molekülen sind im Vergleich zu ionischen und kovalenten Bindungen äußerst schwach. Stoffe, deren Moleküle durch extrem schwache Kräfte zusammengehalten werden, sind bei 20 Grad oft gasförmig und haben in vielen Fällen einen sehr niedrigen Siedepunkt. Die Existenz solch schwacher Kräfte wurde von Van der Waals entdeckt. Die Existenz solcher Kräfte im System lässt sich erklären:

1. Das Vorhandensein eines permanenten Dipols im Molekül. In diesem Fall entstehen durch die einfache elektrostatische Anziehung von Dipolen schwache Wechselwirkungskräfte - Dipol-Dipol (H2O, HCl, CO)

2. Das Dipolmoment ist sehr klein, aber bei Wechselwirkung mit Wasser kann ein induzierter Dipol gebildet werden, der durch die Polymerisation von Molekülen durch die Dipole umgebender Moleküle entsteht. Dieser Effekt kann der Dipol-Dipol-Wechselwirkung überlagert werden und die Anziehung erhöhen.

3. Dispersionskräfte. Diese Kräfte wirken zwischen allen Atomen und Molekülen, unabhängig von ihrer Struktur. London hat dieses Konzept eingeführt. Bei symmetrischen Atomen sind die einzigen wirkenden Kräfte die London-Kräfte.

21. Aggregatzustände der Materie: fest, flüssig, gasförmig. Kristalline und amorphe Zustände. Kristallgitter.

- Unter normalen Bedingungen existieren Atome, Ionen und Moleküle nicht einzeln. Es besteht immer nur aus Teilen einer höheren Organisation eines Stoffes, die praktisch an chemischen Umwandlungen teilnimmt – dem sogenannten Aggregatzustand. Abhängig von den äußeren Bedingungen können alle Stoffe in unterschiedlichen Aggregatzuständen vorliegen – gasförmig, flüssig, fest. Der Übergang von einem Aggregatzustand in einen anderen geht nicht mit einer Änderung der stöchiometrischen Zusammensetzung des Stoffes einher, sondern ist zwangsläufig mit einer mehr oder weniger starken Änderung seiner Struktur verbunden.

Fester Zustand- Dies ist ein Zustand, in dem ein Stoff ein eigenes Volumen und eine eigene Form hat. In Festkörpern sind die Wechselwirkungskräfte zwischen den Teilchen sehr stark. Fast alle Stoffe liegen in Form mehrerer Feststoffe vor. Die Reaktivität und andere Eigenschaften dieser Körper sind normalerweise unterschiedlich. Der ideale Festkörper entspricht einem hypothetischen idealen Kristall.

Flüssigen Zustand- Dies ist ein Zustand, in dem ein Stoff ein eigenes Volumen, aber keine eigene Form hat. Die Flüssigkeit hat eine bestimmte Struktur. In seiner Struktur liegt der flüssige Zustand zwischen einem festen Zustand mit einer streng definierten periodischen Struktur und einem Gas ohne Struktur. Daher zeichnet sich eine Flüssigkeit einerseits durch das Vorhandensein eines bestimmten Volumens und andererseits durch das Fehlen einer bestimmten Form aus. Die kontinuierliche Bewegung von Partikeln in einer Flüssigkeit bestimmt eine stark ausgeprägte Selbstdiffusion und deren Fließfähigkeit. Die Struktur und die physikalischen Eigenschaften einer Flüssigkeit hängen von der chemischen Identität der Partikel ab, aus denen sie besteht.

Gaszustand. Charakteristisch für den Gaszustand ist, dass die Moleküle (Atome) des Gases nicht zusammengehalten werden, sondern sich frei im Volumen bewegen. Intermolekulare Wechselwirkungskräfte treten auf, wenn Moleküle einander nahe kommen. Eine schwache intermolekulare Wechselwirkung bestimmt die geringe Dichte von Gasen und ihre wichtigsten charakteristischen Eigenschaften – den Wunsch nach unendlicher Ausdehnung und die Fähigkeit, Druck auf die Gefäßwände auszuüben, der diesen Wunsch verhindert. Aufgrund der schwachen intermolekularen Wechselwirkung bei niedrigem Druck und hohen Temperaturen verhalten sich alle typischen Gase ungefähr gleich, aber bereits bei normalen Temperaturen und Drücken zeigt sich die Individualität der Gase. Der Zustand eines Gases wird durch seine Temperatur, seinen Druck und sein Volumen charakterisiert. Das Gas gilt als Nr. wenn seine Temperatur 0 Grad und der Druck 1* 10 Pa beträgt.

- Kristalliner Zustand. Unter den Feststoffen ist der kristalline Zustand der wichtigste, der durch eine bestimmte Ausrichtung der Teilchen (Atome, Ionen, Moleküle) relativ zueinander gekennzeichnet ist. Dadurch wird auch die äußere Form des Stoffes in Form von Kristallen bestimmt. Einkristalle – Einkristalle kommen in der Natur vor, können aber auch künstlich gewonnen werden. Meistens handelt es sich bei kristallinen Körpern jedoch um polykristalline Formationen – das sind Verwachsungen einer großen Anzahl kleiner Kristalle. Ein charakteristisches Merkmal kristalliner Körper, das sich aus ihrer Struktur ergibt, ist die Anisotropie. Es äußert sich darin, dass die mechanischen, elektrischen und sonstigen Eigenschaften von Kristallen von der Richtung der äußeren Krafteinwirkung auf den Kristall abhängen. Teilchen in Kristallen unterliegen thermischen Schwingungen um die Gleichgewichtslage bzw. um die Knotenpunkte des Kristallgitters.

Amorpher Zustand. Der amorphe Zustand ähnelt dem flüssigen Zustand. Es zeichnet sich durch eine unvollständige Ordnung der relativen Anordnung der Partikel aus. Die Bindungen zwischen Struktureinheiten sind nicht gleichwertig, daher haben amorphe Körper keinen bestimmten Schmelzpunkt – während des Erhitzungsprozesses erweichen und schmelzen sie allmählich. Beispielsweise beträgt der Temperaturbereich von Schmelzprozessen für Silikatgläser 200 Grad. In amorphen Körpern ändert sich die Art der Anordnung der Atome beim Erhitzen praktisch nicht. Lediglich die Beweglichkeit der Atome verändert sich – ihre Schwingungen nehmen zu.

- Kristallgitter:

Kristallgitter können ionisch, atomar (kovalent oder metallisch) und molekular sein.

Das Ionengitter besteht aus Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen, die sich an den Stellen abwechseln.

In Atomgittern sind Atome durch kovalente oder metallische Bindungen verbunden. Beispiel: Diamant (atomar-kovalentes Gitter), Metalle und ihre Legierungen (atomar-metallisches Gitter). Die Knoten eines molekularen Kristallgitters werden von Molekülen gebildet. In Kristallen sind Moleküle durch intermolekulare Wechselwirkungen verbunden.

Unterschiede in der Art der chemischen Bindung in Kristallen bestimmen erhebliche Unterschiede in der Art der physikalischen und chemischen Eigenschaften eines Stoffes mit allen Arten von Kristallgittern. Beispielsweise zeichnen sich Stoffe mit einem atomar-kovalenten Gitter durch eine hohe Härte und solche mit einem atomar-metallischen Gitter durch eine hohe Plastizität aus. Stoffe mit einem Ionengitter haben einen hohen Schmelzpunkt und sind nicht flüchtig. Stoffe mit einem Molekülgitter (die intermolekularen Kräfte sind schwach) sind schmelzbar, flüchtig und haben keine hohe Härte.

22. Komplexe Verbindungen. Definition. Verbindung.

Komplexverbindungen sind molekulare Verbindungen, deren Kombination zur Bildung komplexer Ionen führt, die sowohl im Kristall als auch in Lösung frei existieren können. Komplexionen sind das Ergebnis von Wechselwirkungen zwischen dem Zentralatom (Komplexbildner) und den umgebenden Liganden. Liganden sind sowohl Ionen als auch neutrale Moleküle. Am häufigsten ist der Komplexbildner ein Metall, das zusammen mit Liganden die innere Kugel bildet. Es gibt eine äußere Sphäre. Die inneren und äußeren Kugeln sind durch eine Ionenbindung miteinander verbunden.

Es gibt zwei Arten kovalenter Bindungen: Sigma- und Pi-Bindungen. Eine Sigma-Bindung ist eine einzelne kovalente Bindung, die entsteht, wenn sich ein AO entlang einer geraden Linie (Achse) überlappt, die die Kerne zweier gebundener Atome mit einer maximalen Überlappung auf dieser geraden Linie verbindet. Eine Sigma-Bindung kann entstehen, wenn beliebige (s-, p-hybride) AOs überlappen. In Organogenen (Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Schwefel) können Hybridorbitale an der Bildung von Sigma-Bindungen beteiligt sein, was für eine effizientere Überlappung sorgt. Zusätzlich zur axialen Überlappung ist eine andere Art der Überlappung möglich – die seitliche Überlappung von p-AO, die zur Bildung einer Pi-Bindung führt. Eine Pi-Bindung ist eine Bindung, die durch die seitliche Überlappung nicht hybridisierter p-AOs mit einer maximalen Überlappung auf beiden Seiten der geraden Linie, die die Atomkerne verbindet, entsteht. Mehrfachbindungen, die häufig in organischen Verbindungen vorkommen, sind eine Kombination aus Sigma- und Pi-Bindungen; Doppelbindungen – ein Sigma und ein Pi, Dreifachbindungen – ein Sigma und zwei Pi.

Bindungsenergie ist die Energie, die bei der Bildung einer Bindung freigesetzt wird oder zur Trennung zweier gebundener Atome erforderlich ist. Sie dient als Maß für die Stärke der Bindung: Je größer die Energie, desto stärker die Bindung.

Die Bindungslänge ist der Abstand zwischen den Mittelpunkten gebundener Atome. Eine Doppelbindung ist kürzer als eine Einfachbindung und eine Dreifachbindung ist kürzer als eine Doppelbindung. Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen in verschiedenen Hybridisierungszuständen zeichnen sich durch ein allgemeines Muster aus: Mit zunehmendem Anteil des s-Orbitals im Hybridorbital nimmt die Bindungslänge ab. Beispielsweise beträgt in der Reihe der Verbindungen Propan CH3-CH2-CH3, Propen CH3-CH=CH2 und Propin CH3-C-=CH die CH3-C-Bindungslänge jeweils 0,154, 0,150 und 0,146 nm.

In der Chemie ist das Konzept der Hybridorbitale des Kohlenstoffatoms und anderer Elemente weit verbreitet. Das Konzept der Hybridisierung zur Beschreibung der Umordnung von Orbitalen ist in Fällen notwendig, in denen die Anzahl der ungepaarten Elektronen im Grundzustand eines Atoms geringer ist als die Anzahl der gebildeten Bindungen. Es wird postuliert, dass verschiedene Atomorbitale mit ähnlichen Energieniveaus miteinander interagieren und Hybridorbitale mit derselben Form und Energie bilden. Hybridisierte Orbitale bilden aufgrund der größeren Überlappung stärkere Bindungen als nicht hybridisierte Orbitale.

Die Art der Hybridisierung bestimmt die Orientierung hybrider AOs im Raum und damit die Geometrie der Moleküle. Abhängig von der Anzahl der Orbitale, die die Hybridisierung eingegangen sind, kann sich ein Kohlenstoffatom in einem von drei Hybridisierungszuständen befinden. sp3-Hybridisierung. Als Ergebnis der sp3-Hybridisierung geht ein Kohlenstoffatom aus dem Grundzustand 1s2-2s2-2p2 aufgrund der Bewegung eines Elektrons vom 2s- zum 2p-Orbital in den angeregten Zustand 1s2-2s1-2p3 über. Wenn vier externe AOs eines angeregten Kohlenstoffatoms (ein 2s- und drei 2p-Orbitale) gemischt werden, entstehen vier äquivalente sp-Hybridorbitale. Sie haben die Form einer dreidimensionalen Acht, wobei eine Klinge deutlich größer ist als die andere. Aufgrund der gegenseitigen Abstoßung sind sp3-Hybrid-AOs im Raum auf die Eckpunkte des Tetraeders gerichtet und die Winkel zwischen ihnen betragen 109,5° (die günstigste Position). Jedes Hybridorbital in einem Atom ist mit einem Elektron besetzt. Das Kohlenstoffatom im Zustand der sp3-Hybridisierung hat die elektronische Konfiguration 1s2(2sp3)4.

Dieser Hybridisierungszustand ist charakteristisch für Kohlenstoffatome in gesättigten Kohlenwasserstoffen (Alkanen) und dementsprechend in Alkylresten ihrer Derivate. sp2-Hybridisierung. Als Ergebnis der sp2-Hybridisierung entstehen durch die Vermischung von einem 2s- und zwei 2p-AOs eines angeregten Kohlenstoffatoms drei äquivalente sp2-Hybridorbitale, die sich in derselben Ebene in einem Winkel von 120° befinden. Unhybridisiertes 2p-AO befindet sich in einer senkrechten Ebene. Das Kohlenstoffatom im Zustand der sp2-Hybridisierung hat die elektronische Konfiguration 1s2-(2sp2)3-2p1. Dieses Kohlenstoffatom ist charakteristisch für ungesättigte Kohlenwasserstoffe (Alkene) sowie für einige funktionelle Gruppen, beispielsweise Carbonyl, Carboxyl usw. sp-Hybridisierung. Als Ergebnis der sp-Hybridisierung entstehen durch die Vermischung eines 2s- und eines 2p-Orbitals eines angeregten Kohlenstoffatoms zwei äquivalente sp-Hybrid-AOs, die linear in einem Winkel von 180° angeordnet sind. Die beiden verbleibenden unhybridisierten 2p-AOs befinden sich in zueinander senkrechten Ebenen. Das Kohlenstoffatom im Zustand der sp-Hybridisierung hat die elektronische Konfiguration 1s2-(2sp)2-2p2. Ein solches Atom kommt in Verbindungen vor, die über eine Dreifachbindung verfügen, beispielsweise in Alkinen und Nitrilen. Auch Atome anderer Elemente können in einem hybridisierten Zustand vorliegen. Beispielsweise befindet sich das Stickstoffatom im Ammoniumion NH4+ und dementsprechend Alkylammonium RNH3+ im Zustand der sp3-Hybridisierung; in Pyrrol und Pyridin - sp2-Hybridisierung; in Nitrilen - sp-Hybridisierung.



Besteht aus einer Sigma- und einer Pi-Bindung, eine Dreifachbindung besteht aus einer Sigma- und zwei orthogonalen Pi-Bindungen.

Das Konzept der Sigma- und Pi-Anleihen wurde in den 30er Jahren des letzten Jahrhunderts von Linus Pauling entwickelt.

L. Paulings Konzept der Sigma- und Pi-Bindungen wurde zu einem integralen Bestandteil der Theorie der Valenzbindungen. Jetzt wurden animierte Bilder der Atomorbitalhybridisierung entwickelt.

Allerdings war L. Pauling selbst mit der Beschreibung von Sigma- und Pi-Anleihen nicht zufrieden. Auf einem Symposium über theoretische organische Chemie, das dem Andenken an F.A. Kekule gewidmet war (London, September 1958), gab er die σ, π-Beschreibung auf, schlug die Theorie einer gekrümmten chemischen Bindung vor und begründete sie. Die neue Theorie berücksichtigte eindeutig die physikalische Bedeutung kovalenter chemischer Bindungen.

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Pi-Bindungen und sp2-hybridisierte Orbitale

Struktur des Kohlenstoffatoms. Sigma- und Pi-Anleihen. Hybridisierung. Teil 1

Chemie. Kovalente chemische Bindung in organischen Verbindungen. Foxford Online Learning Center

Untertitel

Im letzten Video haben wir über Sigma-Kommunikation gesprochen. Lassen Sie mich zwei Kerne und Orbitale zeichnen. Dies ist das sp3-Hybridorbital dieses Atoms, das meiste davon befindet sich hier. Und auch hier gibt es ein sp3-Hybridorbital. Hier ist ein kleiner Teil davon, hier ist ein großer Teil. Wo sich die Orbitale überlappen, entsteht eine Sigma-Bindung. Wie kann hier eine andersartige Verbindung entstehen? Dazu müssen Sie etwas erklären. Dies ist die Sigma-Verbindung. Es entsteht, wenn sich zwei Orbitale auf der Achse, die die Atomkerne verbindet, überlappen. Eine andere Bindungsart kann durch zwei p-Orbitale gebildet werden. Ich werde die Kerne von 2 Atomen und einem p-Orbital zeichnen. Hier sind die Kerne. Jetzt werde ich die Orbitale zeichnen. Das P-Orbital ist wie eine Hantel. Ich werde sie etwas näher zueinander bringen. Hier ist ein p-Orbital in Form einer Hantel. Dies ist eines der p-Orbitale des Atoms. Ich werde mehr davon zeichnen. Hier ist eines der p-Orbitale. So. Und dieses Atom hat auch ein p-Orbital parallel zum vorherigen. Nehmen wir an, es ist so. So. Es wäre notwendig, es zu korrigieren. Und diese Orbitale überlappen sich. So ist das. Die 2 p-Orbitale sind parallel zueinander. Hier sind die hybriden sp3-Orbitale zueinander gerichtet. Und diese sind parallel. Die p-Orbitale sind also parallel zueinander. Sie überschneiden sich hier, oben und unten. Dies ist eine P-Bindung. Ich werde es unterschreiben. Dies ist 1 P-Anschluss. Es wird mit einem griechischen Kleinbuchstaben „P“ geschrieben. Oder so: „P-Verbindung“. Und diese P-Bindung entsteht aufgrund der Überlappung der p-Orbitale. Sigma-Bindungen sind gewöhnliche Einfachbindungen, denen P-Bindungen hinzugefügt werden, um Doppel- und Dreifachbindungen zu bilden. Betrachten Sie zum besseren Verständnis das Ethylenmolekül. Sein Molekül ist so aufgebaut. 2 Kohlenstoffatome, die durch eine Doppelbindung verbunden sind, plus jeweils 2 Wasserstoffatome. Um die Bindungsbildung besser zu verstehen, müssen wir die Orbitale um die Kohlenstoffatome grafisch darstellen. Also... Zuerst zeichne ich die sp2-Hybridorbitale. Ich werde erklären, was passiert. Im Fall von Methan ist 1 Kohlenstoffatom an 4 Wasserstoffatome gebunden und bildet so eine dreidimensionale tetraedrische Struktur. Dieses Atom ist auf uns gerichtet. Dieses Atom liegt in der Ebene der Seite. Dieses Atom liegt hinter der Blattebene und dieses ragt nach oben. Das ist Methan. Das Kohlenstoffatom bildet sp3-Hybridorbitale, die jeweils eine einzelne Sigma-Bindung mit einem Wasserstoffatom bilden. Beschreiben wir nun die elektronische Konfiguration des Kohlenstoffatoms im Methanmolekül. Beginnen wir mit 1s2. Als nächstes sollten 2s2 und 2p2 folgen, aber eigentlich ist alles interessanter. Sehen. Es gibt 2 Elektronen im 1s-Orbital, und statt 2s- und 2p-Orbitalen mit 4 Elektronen werden sie insgesamt sp3-Hybridorbitale haben: hier ist eines, hier ist das zweite, hier ist das dritte sp3-Hybridorbital und das vierte. Ein isoliertes Kohlenstoffatom hat ein 2s-Orbital und drei 2p-Orbitale entlang der x-Achse, entlang der y-Achse und entlang der z-Achse. Im letzten Video haben wir gesehen, dass sie sich zu Bindungen im Methanmolekül vermischen und die Elektronen so verteilt sind. Das Ethylenmolekül besteht aus 2 Kohlenstoffatomen und am Ende ist klar, dass es sich um ein Alken mit einer Doppelbindung handelt. In dieser Situation sieht die Elektronenkonfiguration von Kohlenstoff anders aus. Hier ist das 1s-Orbital, und es ist immer noch voll. Es hat 2 Elektronen. Und für die Elektronen der zweiten Schale nehme ich eine andere Farbe. Was ist also auf der zweiten Hülle? Hier gibt es keine s- oder p-Orbitale, da diese vier Elektronen ungepaart sein müssen, um Bindungen zu bilden. Jedes Kohlenstoffatom bildet 4 Bindungen mit 4 Elektronen. 1,2,3,4. Aber jetzt hybridisiert das s-Orbital nicht mit 3 p-Orbitalen, sondern mit 2 davon. Hier ist ein 2sp2-Orbital. Das S-Orbital mischt sich mit 2 p-Orbitalen. 1 s und 2 p. Und ein p-Orbital bleibt gleich. Und dieses verbleibende p-Orbital ist für die Bildung der P-Bindung verantwortlich. Das Vorhandensein einer P-Bindung führt zu einem neuen Phänomen. Das Phänomen der fehlenden Rotation um die Verbindungsachse. Jetzt werden Sie es verstehen. Ich werde beide Kohlenstoffatome im Volumen einzeichnen. Jetzt werden Sie alles verstehen. Ich nehme dafür eine andere Farbe. Hier ist ein Kohlenstoffatom. Hier ist sein Kern. Ich bezeichne es mit C, also Kohlenstoff. Zuerst kommt das 1s-Orbital, diese kleine Kugel. Dann gibt es noch die hybriden 2sp2-Orbitale. Sie liegen in derselben Ebene und bilden ein Dreieck oder „Pazifik“. Ich werde es vollständig zeigen. Dieses Orbital ist hierher gerichtet. Dieser ist dorthin gerichtet. Sie haben einen zweiten, kleinen Teil, aber ich werde ihn nicht zeichnen, weil es einfacher ist. Sie ähneln p-Orbitalen, allerdings ist einer der Teile viel größer als der andere. Und der letzte wird hierher geschickt. Wenn man hier einen Kreis zeichnet, sieht es ein bisschen wie das Mercedes-Logo aus. Dies ist das linkshändige Kohlenstoffatom. Es hat 2 Wasserstoffatome. Hier ist 1 Atom. Da ist er, genau hier. Mit einem Elektron im 1s-Orbital. Hier ist das zweite Wasserstoffatom. Dieses Atom wird hier sein. Und jetzt das richtige Kohlenstoffatom. Jetzt lasst es uns zeichnen. Ich werde die Kohlenstoffatome nahe beieinander zeichnen. Dieses Kohlenstoffatom hier. Hier ist sein 1s-Orbital. Es hat die gleiche elektronische Konfiguration. 1s-Orbital herum und die gleichen Hybridorbitale. Von allen Orbitalen der zweiten Schale habe ich diese 3 gezeichnet. Das P-Orbital habe ich noch nicht gezeichnet. Aber ich werde es tun. Zuerst zeichne ich die Zusammenhänge. Die erste wird diese Bindung sein, die durch das sp2-Hybridorbital gebildet wird. Ich werde es mit der gleichen Farbe lackieren. Diese Bindung wird durch ein sp2-Hybridorbital gebildet. Und das ist eine Sigma-Verbindung. Die Orbitale überlappen sich auf der Bindungsachse. Hier ist alles einfach. Und es gibt zwei Wasserstoffatome: eine Bindung hier, die zweite Bindung hier. Dieses Orbital ist etwas größer, weil es näher ist. Und dieses Wasserstoffatom ist hier. Und das sind auch Sigma-Verbindungen, falls Sie es bemerkt haben. Das S-Orbital überlappt mit sp2, die Überlappung liegt auf der Achse, die die Kerne beider Atome verbindet. Eine Sigma-Verbindung, die zweite. Hier ist ein weiteres Wasserstoffatom, ebenfalls durch eine Sigma-Bindung verbunden. Alle Anleihen in der Abbildung sind Sigma-Anleihen. Ich sollte sie nicht unterschreiben. Ich werde sie mit kleinen griechischen Buchstaben „Sigma“ kennzeichnen. Und auch hier. Diese Bindung, diese Bindung, diese Bindung, diese Bindung, diese Bindung sind also Sigma-Anleihen. Was ist mit dem verbleibenden p-Orbital dieser Atome? Sie liegen nicht in der Ebene des Mercedes-Schildes, sondern ragen nach oben und unten heraus. Ich werde eine neue Farbe für diese Orbitale nehmen. Zum Beispiel lila. Dies ist das p-Orbital. Wir müssen es größer zeichnen, sehr groß. Im Allgemeinen ist das p-Orbital nicht so groß, aber ich zeichne es so. Und dieses p-Orbital liegt beispielsweise entlang der z-Achse und die restlichen Orbitale liegen in der xy-Ebene. Und die Z-Achse ist nach oben und unten gerichtet. Auch die unteren Teile sollten sich überlappen. Ich werde mehr davon zeichnen. So und so. Dies sind p-Orbitale und sie überlappen. So entsteht diese Verbindung. Dies ist die zweite Komponente der Doppelbindung. Und hier müssen wir etwas klarstellen. Es ist eine P-Bindung und das auch. Es ist alles die gleiche P-Verbindung. j Zweiter Teil der Doppelbindung. Was weiter? An sich ist es schwach, aber in Kombination mit der Sigma-Bindung bringt es Atome näher zusammen als eine normale Sigma-Bindung. Daher ist eine Doppelbindung kürzer als eine einfache Sigma-Bindung. Jetzt beginnt der Spaß. Gäbe es eine Sigma-Bindung, könnten sich beide Atomgruppen um die Bindungsachse drehen. Für die Drehung um die Kupplungsachse eignet sich eine Einzelkupplung. Aber diese Orbitale sind parallel zueinander und überlappen sich, und diese P-Bindung verhindert die Rotation. Wenn eine dieser Atomgruppen rotiert, rotiert die andere mit. Die P-Bindung ist Teil einer Doppelbindung und Doppelbindungen sind starr. Und diese beiden Wasserstoffatome können nicht getrennt von den anderen beiden rotieren. Ihre Lage relativ zueinander ist konstant. Das ist es, was passiert. Ich hoffe, Sie verstehen jetzt den Unterschied zwischen Sigma- und P-Anleihen. Schauen wir uns zum besseren Verständnis das Beispiel Acetylen an. Es ähnelt Ethylen, weist jedoch eine Dreifachbindung auf. Auf jeder Seite befindet sich ein Wasserstoffatom. Es ist offensichtlich, dass es sich bei diesen Bindungen um Sigma-Bindungen handelt, die durch sp-Orbitale gebildet werden. Das 2s-Orbital hybridisiert mit einem der p-Orbitale, die resultierenden sp-Hybridorbitale bilden Sigma-Bindungen, hier sind sie. Die restlichen 2 Bindungen sind P-Bindungen. Stellen Sie sich ein anderes p-Orbital vor, das auf uns gerichtet ist, und hier ist noch eines, dessen zweite Hälfte von uns weg gerichtet ist und sich überlappt, und hier ist jeweils ein Wasserstoffatom. Vielleicht sollte ich ein Video darüber machen. Ich hoffe, ich habe dich nicht zu sehr verwirrt.

Vorstellungen über den Mechanismus der Bildung chemischer Bindungen am Beispiel eines Wasserstoffmoleküls erstrecken sich auf andere Moleküle. Die auf dieser Grundlage erstellte Theorie der chemischen Bindung wird Valenzbindungsmethode genannt. (MVS).

Kernpunkte:

1) Durch die Überlappung zweier Elektronenwolken mit entgegengesetzt gerichteten Spins entsteht eine kovalente Bindung, und die resultierende gemeinsame Elektronenwolke gehört zu zwei Atomen;

2) Je stärker die kovalente Bindung ist, desto stärker überlappen sich die wechselwirkenden Elektronenwolken. Der Grad der Überlappung von Elektronenwolken hängt von ihrer Größe und Dichte ab;

3) Die Bildung eines Moleküls geht mit einer Kompression der Elektronenwolken und einer Verringerung der Molekülgröße im Vergleich zur Größe der Atome einher;

4) An der Bindungsbildung sind s- und p-Elektronen des äußeren Energieniveaus und d-Elektronen des voräußeren Energieniveaus beteiligt.

In einem Chlormolekül verfügt jedes seiner Atome über eine vollständige Außenebene von acht Elektronen s 2 p 6, von denen zwei (Elektronenpaar) zu gleichen Teilen beiden Atomen gehören. Die Überlappung von Elektronenwolken während der Bildung eines Moleküls ist in der Abbildung dargestellt.

Schema der Bildung einer chemischen Bindung in Molekülen von Chlor Cl 2 (a) und Chlorwasserstoff HCl (b)

Eine chemische Bindung, bei der die Verbindungslinie zwischen Atomkernen die Symmetrieachse der verbindenden Elektronenwolke ist, heißt Sigma (σ)-Bindung. Es entsteht, wenn sich Atomorbitale frontal überlappen. Bindungen, wenn s-s-Orbitale im H 2-Molekül überlappen; p-p-Orbitale im Cl 2-Molekül und sp-Orbitale im HCl-Molekül sind Sigma-Bindungen. Eine „laterale“ Überlappung von Atomorbitalen ist möglich. Bei überlappenden p-Elektronenwolken, die senkrecht zur Bindungsachse ausgerichtet sind, d.h. Entlang der y- und z-Achse werden zwei Überlappungsbereiche gebildet, die sich auf beiden Seiten dieser Achse befinden.

Diese kovalente Bindung heißt pi (p)-Bindung. Während der π-Bindungsbildung kommt es zu einer geringeren Überlappung der Elektronenwolken. Zudem liegen die Überlappungsbereiche weiter von den Kernen entfernt als bei der Bildung einer σ-Bindung. Aus diesen Gründen ist die π-Bindung im Vergleich zur σ-Bindung weniger stark. Daher ist die Energie einer Doppelbindung weniger als doppelt so groß wie die Energie einer Einfachbindung, bei der es sich immer um eine σ-Bindung handelt. Darüber hinaus weist die σ-Bindung eine axiale Zylindersymmetrie auf und ist ein Rotationskörper um die Verbindungslinie der Atomkerne. Die π-Bindung hingegen weist keine Zylindersymmetrie auf.

Eine Einfachbindung ist immer eine reine oder hybride σ-Bindung. Eine Doppelbindung besteht aus einer σ- und einer π-Bindung, die senkrecht zueinander stehen. Die σ-Bindung ist stärker als die π-Bindung. In Verbindungen mit Mehrfachbindungen gibt es immer eine σ-Bindung und eine oder zwei π-Bindungen.