Dipolmomente von Molekülen

Die Valenzbindungsmethode basiert auf der Prämisse, dass jedes Atompaar in einem chemischen Partikel von einem oder mehreren Elektronenpaaren zusammengehalten wird. Diese Elektronenpaare gehören zu zwei verbundenen Atomen und sind im Raum zwischen ihnen lokalisiert. Durch die Anziehung der Kerne der gebundenen Atome zu diesen Elektronen entsteht eine chemische Bindung.

Überlappende Atomorbitale

Bei der Beschreibung der elektronischen Struktur eines chemischen Teilchens werden Elektronen, auch sozialisierte, als einzelne Atome bezeichnet und ihre Zustände durch Atomorbitale beschrieben. Bei der Lösung der Schrödinger-Gleichung wird die angenäherte Wellenfunktion so gewählt, dass sie die minimale elektronische Energie des Systems, also den größten Wert der Bindungsenergie, liefert. Dieser Zustand wird bei der größten Überlappung der zu einer Bindung gehörenden Orbitale erreicht. Ein Elektronenpaar, das zwei Atome bindet, befindet sich also im Überlappungsbereich ihrer Atomorbitale.

Die überlappten Orbitale müssen die gleiche Symmetrie um die Kernachse haben.

Die Überlappung von Atomorbitalen entlang der Linie, die die Atomkerne verbindet, führt zur Bildung von σ-Bindungen. Zwischen zwei Atomen in einem chemischen Teilchen ist nur eine σ-Bindung möglich. Alle σ-Bindungen haben Achsensymmetrie um die Kernachse. Fragmente chemischer Partikel können um die Kernachse rotieren, ohne den Überlappungsgrad von Atomorbitalen zu verletzen, die σ-Bindungen bilden. Ein Satz gerichteter, streng räumlich orientierter σ-Bindungen erzeugt die Struktur eines chemischen Partikels.

Bei zusätzlicher Überlappung von Atomorbitalen senkrecht zur Bindungslinie entstehen π-Bindungen.

Als Ergebnis treten Mehrfachbindungen zwischen Atomen auf:

Einfach (σ)	Doppelt (σ + π)	Tripel (σ + π + π)
F-F	O=O	N≡N

Mit dem Auftreten einer π-Bindung, die keine Achsensymmetrie aufweist, wird die freie Rotation von Fragmenten eines chemischen Teilchens um die σ-Bindung unmöglich, da dies zum Bruch der π-Bindung führen sollte. Neben σ- und π-Bindungen ist die Bildung einer anderen Bindungsart möglich - δ-Bindung:

Typischerweise wird eine solche Bindung nach der Bildung von σ- und π-Bindungen durch Atome in Anwesenheit von Atomen gebildet d- und f-Orbitale, indem sie ihre "Blütenblätter" an vier Stellen gleichzeitig überlappen. Dadurch kann die Kommunikationsvielfalt auf 4-5 ansteigen.
Beispielsweise werden im Octachlordirenat(III)-Ion 2- vier Bindungen zwischen den Rheniumatomen gebildet.

Mechanismen zur Bildung kovalenter Bindungen

Es gibt mehrere Mechanismen für die Bildung einer kovalenten Bindung: Austausch(äquivalent), Spender-Akzeptor, Dativ.

Bei der Verwendung des Austauschmechanismus wird die Bildung einer Bindung als Ergebnis der Paarung von Spins freier Elektronen von Atomen betrachtet. Dabei überlappen sich zwei Atomorbitale benachbarter Atome, die jeweils mit einem Elektron besetzt sind. So teilt jedes der gebundenen Atome Elektronenpaare für die Vergesellschaftung zu, als würde es sie austauschen. Wenn beispielsweise ein Bortrifluoridmolekül aus Atomen gebildet wird, überlappen drei Atomorbitale von Bor, von denen jedes ein Elektron hat, mit drei Atomorbitalen von drei Fluoratomen (jedes von ihnen hat auch ein ungepaartes Elektron). Als Ergebnis der Elektronenpaarung erscheinen drei Elektronenpaare in den überlappenden Regionen der entsprechenden Atomorbitale und binden Atome zu einem Molekül.

Nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus überlappen sich ein Orbital mit einem Elektronenpaar eines Atoms und ein freies Orbital eines anderen Atoms. In diesem Fall erscheint auch ein Elektronenpaar im Überlappungsbereich. Nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus erfolgt beispielsweise die Addition eines Fluorid-Ions an ein Bortrifluorid-Molekül. Unbesetzt R-Borbital (Elektronenpaar-Akzeptor) im BF 3 -Molekül überlappt R-Orbital des F − -Ions, das als Elektronenpaardonor wirkt. Im resultierenden Ion sind alle vier kovalenten Bor-Fluor-Bindungen in Länge und Energie gleich, trotz des unterschiedlichen Mechanismus ihrer Bildung.

Atome, deren äußere Elektronenhülle nur aus besteht s- und R-Orbitale können entweder Donatoren oder Akzeptoren eines Elektronenpaares sein. Atome, deren äußere Elektronenhülle umfasst d-Orbitale können sowohl als Donor als auch als Akzeptor von Elektronenpaaren fungieren. In diesem Fall wird der Dativmechanismus der Bindungsbildung berücksichtigt. Ein Beispiel für die Manifestation des Dativmechanismus bei der Bildung einer Bindung ist die Wechselwirkung zweier Chloratome. Zwei Chloratome im Cl 2 -Molekül bilden durch den Austauschmechanismus eine kovalente Bindung, indem sie ihr ungepaartes 3 verbinden R-Elektronen. Außerdem gibt es Überlappung 3 R-Orbitale Atom Cl-1, auf dem sich ein Elektronenpaar befindet, und freie 3 d-Orbitale des Cl-2-Atoms sowie Überlappung 3 R-Orbitale Atom Cl-2, das ein Elektronenpaar hat, und freie 3 d-Orbitale des Cl-1-Atoms. Die Wirkung des Dativmechanismus führt zu einer Erhöhung der Bindungsstärke. Daher ist das Cl 2 -Molekül stärker als das F 2 -Molekül, bei dem die kovalente Bindung nur durch den Austauschmechanismus gebildet wird:

Hybridisierung von Atomorbitalen

Bei der Bestimmung der geometrischen Form eines chemischen Teilchens sollte berücksichtigt werden, dass sich Paare externer Elektronen des Zentralatoms, auch solche, die keine chemische Bindung eingehen, möglichst weit voneinander entfernt im Raum befinden.

Bei der Betrachtung kovalenter chemischer Bindungen wird häufig das Konzept der Hybridisierung der Orbitale des Zentralatoms verwendet - die Ausrichtung ihrer Energie und Form. Hybridisierung ist eine formale Technik, die zur quantenchemischen Beschreibung der Umordnung von Orbitalen in chemischen Teilchen im Vergleich zu freien Atomen verwendet wird. Das Wesen der Hybridisierung von Atomorbitalen besteht darin, dass ein Elektron in der Nähe des Kerns eines gebundenen Atoms nicht durch ein separates Atomorbital gekennzeichnet ist, sondern durch eine Kombination von Atomorbitalen mit derselben Hauptquantenzahl. Diese Kombination wird als hybrides (hybridisiertes) Orbital bezeichnet. In der Regel betrifft die Hybridisierung nur höher und energienahe Atomorbitale, die von Elektronen besetzt sind.

Durch die Hybridisierung entstehen neue Hybridorbitale (Abb. 24), die im Raum so orientiert sind, dass die darauf befindlichen Elektronenpaare (oder ungepaarten Elektronen) möglichst weit voneinander entfernt sind, was entspricht die minimale Energie der Interelektronenabstoßung. Daher bestimmt die Art der Hybridisierung die Geometrie des Moleküls oder Ions.

ARTEN DER HYBRIDISIERUNG

Art der Hybridisierung	Geometrische Figur	Winkel zwischen Bindungen	Beispiele
sp	linear	180o	BeCl2
sp 2	dreieckig	120o	BCl 3
sp 3	Tetraeder	109,5o	CH4
sp 3 d	trigonal-bipyramidal	90o; 120o	PCl5
sp 3 d 2	Oktaeder	90o	SF6

Bei der Hybridisierung werden nicht nur Elektronen gebunden, sondern auch ungeteilte Elektronenpaare. Beispielsweise enthält ein Wassermolekül zwei kovalente chemische Bindungen zwischen einem Sauerstoffatom und zwei Wasserstoffatomen.

Zusätzlich zu zwei Elektronenpaaren, die mit Wasserstoffatomen gemeinsam sind, hat das Sauerstoffatom zwei Paare externer Elektronen, die nicht an der Bindungsbildung teilnehmen (einsame Elektronenpaare). Alle vier Elektronenpaare besetzen bestimmte Bereiche im Raum um das Sauerstoffatom.
Da sich die Elektronen abstoßen, liegen die Elektronenwolken möglichst weit auseinander. In diesem Fall ändert sich durch die Hybridisierung die Form der Atomorbitale, sie werden verlängert und auf die Eckpunkte des Tetraeders gerichtet. Daher hat das Wassermolekül eine eckige Form und der Winkel zwischen den Sauerstoff-Wasserstoff-Bindungen beträgt 104,5 °.

Um die Art der Hybridisierung vorherzusagen, ist es bequem zu verwenden Donor-Akzeptor-Mechanismus Bindungsbildung: Die leeren Orbitale eines weniger elektronegativen Elements und die Orbitale eines stärker elektronegativen Elements überlappen sich mit den darauf befindlichen Elektronenpaaren. Bei der Zusammenstellung der elektronischen Konfigurationen von Atomen werden sie berücksichtigt Oxidationsstufen ist eine bedingte Zahl, die die Ladung eines Atoms in einer Verbindung charakterisiert, berechnet auf der Grundlage der Annahme der ionischen Struktur der Substanz.

Um die Art der Hybridisierung und die Form eines chemischen Partikels zu bestimmen, gehen Sie wie folgt vor:

Finden Sie das Zentralatom und bestimmen Sie die Anzahl der σ-Bindungen (entsprechend der Anzahl der Endatome);

Bestimmung der Oxidationsstufen von Atomen im Partikel;

bilden die elektronische Konfiguration des Zentralatoms in der gewünschten Oxidationsstufe;

wenn nötig, machen Sie dasselbe für endständige Atome;

Stellen Sie das Verteilungsschema der Valenzelektronen des Zentralatoms in Bahnen dar, während sich Elektronen entgegen der Hundschen Regel so oft wie möglich paaren;

Beachten Sie die Orbitale, die an der Bildung von Bindungen mit terminalen Atomen beteiligt sind.

Bestimmen Sie die Art der Hybridisierung unter Berücksichtigung aller an der Bildung von Bindungen beteiligten Orbitale sowie nicht gemeinsamer Elektronen. wenn nicht genügend Valenzorbitale vorhanden sind, werden die Orbitale nachfolgender Energieniveaus verwendet;

die Art der Hybridisierung bestimmt die Geometrie des chemischen Partikels.

Das Vorhandensein von π-Bindungen beeinflusst die Art der Hybridisierung nicht. Das Vorhandensein zusätzlicher Bindungen kann jedoch zu einer Veränderung der Bindungswinkel führen, da sich die Elektronen von Mehrfachbindungen stärker abstoßen. Aus diesem Grund ist beispielsweise der Bindungswinkel im NO 2 -Molekül ( sp 2-Hybridisierung) steigt von 120 o auf 134 o an.

Die Multiplizität der Stickstoff-Sauerstoff-Bindung in diesem Molekül beträgt 1,5, wobei eins einer σ-Bindung entspricht, und 0,5 ist gleich dem Verhältnis der Anzahl der Orbitale des Stickstoffatoms, die nicht an der Hybridisierung (1) teilnehmen, zur Anzahl von verbleibende aktive Elektronenpaare am Sauerstoffatom unter Bildung von π-Bindungen (2). Somit wird eine Delokalisierung von π-Bindungen beobachtet (delokalisierte Bindungen sind kovalente Bindungen, deren Multiplizität nicht als ganze Zahl ausgedrückt werden kann).

Im Fall von sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 d 2 Hybridisierungen eines Scheitelpunkts in einem Polyeder, der die Geometrie eines chemischen Teilchens beschreibt, sind äquivalent, und daher können Mehrfachbindungen und einsame Elektronenpaare jeden von ihnen besetzen. Jedoch sp 3 d-Hybridisierung verantwortlich ist trigonale Bipyramide, in der die Bindungswinkel für Atome, die sich an der Basis der Pyramide (Äquatorialebene) befinden, 120 ° betragen, und die Bindungswinkel, an denen Atome beteiligt sind, die sich an den Spitzen der Bipyramide befinden, 90 ° betragen. Das Experiment zeigt, dass sich ungeteilte Elektronenpaare immer in der Äquatorebene der trigonalen Bipyramide befinden. Daraus wird geschlossen, dass sie mehr freien Platz benötigen als die an der Bindungsbildung beteiligten Elektronenpaare. Ein Beispiel für ein Teilchen mit einer solchen Anordnung eines einsamen Elektronenpaars ist Schwefeltetrafluorid (Abb. 27). Wenn das Zentralatom gleichzeitig freie Elektronenpaare hat und Mehrfachbindungen ausbildet (z. B. im XeOF 2 -Molekül), dann in dem Fall sp 3 d-Hybridisierung, sie befinden sich in der Äquatorialebene der trigonalen Bipyramide (Abb. 28).

Dipolmomente von Molekülen

Eine ideale kovalente Bindung existiert nur in Teilchen, die aus identischen Atomen (H 2 , N 2 usw.) bestehen. Wenn eine Bindung zwischen verschiedenen Atomen gebildet wird, verschiebt sich die Elektronendichte zu einem der Kerne der Atome, dh die Bindung wird polarisiert. Die Polarität einer Bindung wird durch ihr Dipolmoment charakterisiert.

Das Dipolmoment eines Moleküls ist gleich der Vektorsumme der Dipolmomente seiner chemischen Bindungen (unter Berücksichtigung des Vorhandenseins einsamer Elektronenpaare). Liegen die polaren Bindungen symmetrisch im Molekül, dann kompensieren sich die positiven und negativen Ladungen und das Molekül ist insgesamt unpolar. Dies geschieht zum Beispiel mit dem Kohlendioxid-Molekül. Mehratomige Moleküle mit einer asymmetrischen Anordnung polarer Bindungen (und damit Elektronendichte) sind im Allgemeinen polar. Dies gilt insbesondere für das Wassermolekül.

Der resultierende Wert des Dipolmoments des Moleküls kann durch das einsame Elektronenpaar beeinflusst werden. Die Moleküle NH 3 und NF 3 haben also eine tetraedrische Geometrie (unter Berücksichtigung des einsamen Elektronenpaars). Die Ionizitätsgrade der Stickstoff-Wasserstoff- und Stickstoff-Fluor-Bindungen betragen 15 bzw. 19 %, und ihre Länge beträgt 101 bzw. 137 pm. Daraus könnte man schließen, dass das Dipolmoment NF 3 größer ist. Das Experiment zeigt jedoch das Gegenteil. Bei einer genaueren Vorhersage des Dipolmoments sollte die Richtung des Dipolmoments des freien Elektronenpaars berücksichtigt werden (Abb. 29).

Fortsetzung. Für den Anfang siehe № 15, 16/2004

Lektion 5
Atomorbitale von Kohlenstoff

Eine kovalente chemische Bindung wird unter Verwendung gemeinsamer Bindungselektronenpaare des Typs gebildet:

Eine chemische Bindung eingehen, d.h. nur ungepaarte Elektronen können mit einem „fremden“ Elektron eines anderen Atoms ein gemeinsames Elektronenpaar bilden. Beim Schreiben elektronischer Formeln befinden sich ungepaarte Elektronen nacheinander in der Orbitalzelle.
Atomorbital ist eine Funktion, die die Dichte der Elektronenwolke an jedem Punkt im Raum um den Kern eines Atoms herum beschreibt. Eine Elektronenwolke ist ein Raumbereich, in dem sich mit hoher Wahrscheinlichkeit ein Elektron aufhält.
Um die elektronische Struktur des Kohlenstoffatoms und die Wertigkeit dieses Elements zu harmonisieren, werden die Konzepte der Anregung des Kohlenstoffatoms verwendet. Im normalen (nicht angeregten) Zustand hat das Kohlenstoffatom zwei ungepaarte 2 R 2 Elektronen. In einem angeregten Zustand (wenn Energie absorbiert wird) einer von 2 s 2-Elektronen können frei passieren R-orbital. Dann erscheinen im Kohlenstoffatom vier ungepaarte Elektronen:

Erinnern Sie sich daran, dass in der elektronischen Formel eines Atoms (zum Beispiel für Kohlenstoff 6 C - 1 s 2 2s 2 2p 2) große Zahlen vor den Buchstaben - 1, 2 - geben die Nummer des Energieniveaus an. Briefe s und R geben die Form der Elektronenwolke (Orbitale) an, und die Zahlen rechts über den Buchstaben geben die Anzahl der Elektronen in einem bestimmten Orbital an. Alles s- sphärische Orbitale:

Auf der zweiten Energiestufe außer 2 s-es gibt drei Orbitale 2 R-Orbitale. Diese 2 R-Orbitale haben eine ellipsoidische Form, ähnlich wie Hanteln, und sind im Raum in einem Winkel von 90 ° zueinander ausgerichtet. 2 R-Orbitale bezeichnen 2 px, 2r y und 2 pz nach den Achsen, entlang denen sich diese Orbitale befinden.

Wenn chemische Bindungen gebildet werden, nehmen die Elektronenorbitale die gleiche Form an. Also, in gesättigten Kohlenwasserstoffen, eins s-orbital und drei R-Orbitale eines Kohlenstoffatoms zu vier identischen (Hybrid) sp 3-Orbitale:

Das - sp 3 - Hybridisierung.
Hybridisierung– Ausrichtung (Mischen) von Atomorbitalen ( s und R) mit der Bildung neuer Atomorbitale, genannt hybride Orbitale.

Hybridorbitale haben eine asymmetrische Form, die zum angehängten Atom hin verlängert ist. Elektronenwolken stoßen sich gegenseitig ab und befinden sich im Raum möglichst weit voneinander entfernt. Gleichzeitig die Achsen von vier sp 3-hybride Orbitale erweisen sich als auf die Ecken des Tetraeders (regelmäßige Dreieckspyramide) gerichtet.
Dementsprechend sind die Winkel zwischen diesen Orbitalen tetraedrisch und betragen 109 ° 28 ".
Die Spitzen von Elektronenorbitalen können sich mit den Orbitalen anderer Atome überlappen. Wenn sich Elektronenwolken entlang einer Linie überlappen, die die Zentren von Atomen verbindet, wird eine solche kovalente Bindung genannt sigma()-Anleihe. Beispielsweise wird in einem C 2 H 6 -Ethanmolekül eine chemische Bindung zwischen zwei Kohlenstoffatomen gebildet, indem zwei Hybridorbitale überlappt werden. Dies ist eine Verbindung. Außerdem jedes der Kohlenstoffatome mit seinen drei sp 3-Orbitale überlappen mit s-Orbitale von drei Wasserstoffatomen, die drei -Bindungen bilden.

Insgesamt sind für ein Kohlenstoffatom drei Wertigkeitszustände mit unterschiedlichen Hybridisierungsarten möglich. Außer sp 3-Hybridisierung existiert sp 2 und sp-Hybridisierung.
sp 2 -Hybridisierung- eins mischen s- und zwei R-Orbitale. Als Ergebnis drei Hybride sp 2 -Orbitale. Diese sp 2 -Orbitale befinden sich in der gleichen Ebene (mit Achsen X, beim) und sind auf die Eckpunkte des Dreiecks mit einem Winkel zwischen den Orbitalen von 120° gerichtet. nicht hybridisiert
R-Orbital ist senkrecht zur Ebene der drei Hybriden sp 2 Orbitale (entlang der Achse orientiert z). Obere Hälfte R-Orbitale sind über der Ebene, die untere Hälfte ist unter der Ebene.
Typ sp 2-Hybridisierung von Kohlenstoff tritt in Verbindungen mit einer Doppelbindung auf: C=C, C=O, C=N. Außerdem kann nur eine der Bindungen zwischen zwei Atomen (z. B. C=C) eine Bindung sein. (Die anderen bindenden Orbitale des Atoms sind in entgegengesetzte Richtungen gerichtet.) Die zweite Bindung wird als Ergebnis der Überlappung von Nicht-Hybriden gebildet R-Orbitale auf beiden Seiten der Linie, die die Atomkerne verbindet.

Kovalente Bindung durch seitliche Überlappung R-Orbitale benachbarter Kohlenstoffatome genannt pi()-Bindung.

Bildung - Kommunikation

Aufgrund der geringeren Überlappung der Orbitale ist die -Bindung weniger stark als die -Bindung.
sp-Hybridisierung ist eine Mischung (Ausrichtung in Form und Energie) von Eins s- und ein
R-Orbitale mit der Bildung von zwei Hybriden sp-Orbitale. sp- Orbitale befinden sich auf derselben Linie (in einem Winkel von 180 °) und sind vom Kern des Kohlenstoffatoms in entgegengesetzte Richtungen gerichtet. Zwei
R-Orbitale bleiben unhybridisiert. Sie werden senkrecht zueinander platziert.
Richtungen - Verbindungen. Auf dem Bild sp-Orbitale sind entlang der Achse dargestellt j, und die unhybridisierten zwei
R-Orbitale - entlang der Achsen X und z.

Die Kohlenstoff-Kohlenstoff-Dreifachbindung CC besteht aus einer -Bindung, die bei Überlappung auftritt
sp-Hybridorbitale und zwei -Bindungen.
Die Beziehung zwischen solchen Parametern des Kohlenstoffatoms wie der Anzahl der gebundenen Gruppen, der Art der Hybridisierung und den Arten der gebildeten chemischen Bindungen ist in Tabelle 4 gezeigt.

Tabelle 4

Kovalente Bindungen von Kohlenstoff

Anzahl der Gruppen verbunden mit Kohle	Typ Hybridisierung	Typen teilnehmen chemische Bindungen	Beispiele für zusammengesetzte Formeln
4	sp 3	Vier - Verbindungen
3	sp 2	Drei - Verbindungen und Einer ist Verbindung
2	sp	Zwei - Verbindungen und zwei Anschlüsse	H-CC-H

Übungen.

1. Welche Elektronen von Atomen (z. B. Kohlenstoff oder Stickstoff) werden als ungepaart bezeichnet?

2. Was bedeutet das Konzept der "gemeinsamen Elektronenpaare" in Verbindungen mit einer kovalenten Bindung (z. B. CH 4 oder H 2 S )?

3. Was sind die elektronischen Zustände von Atomen (zum Beispiel C oder N ) werden Basic genannt, und welche sind aufgeregt?

4. Was bedeuten die Zahlen und Buchstaben in der elektronischen Formel eines Atoms (zum Beispiel C oder N )?

5. Was ist ein Atomorbital? Wie viele Orbitale befinden sich im zweiten Energieniveau eines C-Atoms? und wie unterscheiden sie sich?

6. Was ist der Unterschied zwischen Hybridorbitalen und den ursprünglichen Orbitalen, aus denen sie entstanden sind?

7. Welche Arten der Hybridisierung sind für das Kohlenstoffatom bekannt und welche sind das?

8. Zeichnen Sie ein Bild der räumlichen Anordnung der Orbitale für einen der elektronischen Zustände des Kohlenstoffatoms.

9. Wie chemische Bindungen genannt werden und was? Angeben-und-Verbindungen in Verbindungen:

10. Geben Sie für die Kohlenstoffatome der nachstehenden Verbindungen an: a) Art der Hybridisierung; b) Typen seiner chemischen Bindungen; c) Bindungswinkel.

Lösungen zu den Übungen zu Thema 1

Lektion 5

1. Elektronen, die eines pro Orbital sind, werden genannt ungepaarte Elektronen. Zum Beispiel gibt es in der Elektronenbeugungsformel eines angeregten Kohlenstoffatoms vier ungepaarte Elektronen und das Stickstoffatom hat drei:

2. Zwei Elektronen, die an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt sind, werden genannt gemeinsames Elektronenpaar. Normalerweise gehörte vor der Bildung einer chemischen Bindung eines der Elektronen dieses Paares zu einem Atom und das andere Elektron zu einem anderen Atom:

3. Der elektronische Zustand des Atoms, in dem die Reihenfolge der Füllung der elektronischen Orbitale eingehalten wird: 1 s 2 , 2s 2 , 2p 2 , 3s 2 , 3p 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4p 2 usw. aufgerufen werden Hauptstaat. BEIM aufgeregter Zustand Wenn eines der Valenzelektronen des Atoms ein freies Orbital mit höherer Energie einnimmt, geht ein solcher Übergang mit der Trennung gepaarter Elektronen einher. Schematisch wird es so geschrieben:

Während es im Grundzustand nur zwei valenz-ungepaarte Elektronen gibt, sind es im angeregten Zustand vier solcher Elektronen.

5. Ein Atomorbital ist eine Funktion, die die Dichte einer Elektronenwolke an jedem Punkt im Raum um den Kern eines bestimmten Atoms herum beschreibt. Es gibt vier Orbitale auf dem zweiten Energieniveau des Kohlenstoffatoms - 2 s, 2px, 2r y, 2pz. Diese Orbitale sind:
a) die Form der Elektronenwolke ( s- Kugel, R- Hantel);
b) R-Orbitale haben unterschiedliche Orientierungen im Raum - entlang zueinander senkrechter Achsen x, j und z, sie sind bezeichnet px, r y, pz.

6. Hybridorbitale unterscheiden sich von den ursprünglichen (nicht-hybriden) Orbitalen in Form und Energie. Zum Beispiel, s-orbital - die Form einer Kugel, R- symmetrische Acht, sp-Hybrid-Orbital - asymmetrische Acht.
Energieunterschiede: E(s) < E(sp) < E(R). Auf diese Weise, sp-Orbital - ein in Form und Energie gemitteltes Orbital, das durch Mischen der Initiale erhalten wird s- und p-Orbitale.

7. Für das Kohlenstoffatom sind drei Arten der Hybridisierung bekannt: sp 3 , sp 2 und sp (siehe den Text von Lektion 5).

9. -Bindung - eine kovalente Bindung, die durch frontale Überlappung von Orbitalen entlang einer Linie gebildet wird, die die Zentren von Atomen verbindet.
-Bindung - eine kovalente Bindung, die durch seitliche Überlappung gebildet wird R-Orbitale auf beiden Seiten der Linie, die die Zentren der Atome verbindet.
- Bindungen werden durch die zweite und dritte Linie zwischen den verbundenen Atomen angezeigt.

Konzept der Hybridisierung

Das Konzept der Hybridisierung von Valenzatomorbitalen wurde von dem amerikanischen Chemiker Linus Pauling vorgeschlagen, um die Frage zu beantworten, warum, wenn das Zentralatom unterschiedliche (s, p, d) Valenzorbitale hat, die von ihm gebildeten Bindungen in mehratomigen Molekülen mit denselben Liganden in ihren Energie- und räumlichen Eigenschaften äquivalent sind .

Ideen zur Hybridisierung sind zentral für die Methode der Valenzbindungen. Die Hybridisierung selbst ist kein echter physikalischer Vorgang, sondern nur ein bequemes Modell, das es ermöglicht, die elektronische Struktur von Molekülen zu erklären, insbesondere hypothetische Modifikationen von Atomorbitalen während der Bildung einer kovalenten chemischen Bindung, insbesondere die Ausrichtung von chemischen Bindungslängen und Bindungswinkel in einem Molekül.

Das Konzept der Hybridisierung wurde erfolgreich auf die qualitative Beschreibung einfacher Moleküle angewendet, später aber auf komplexere Moleküle ausgedehnt. Im Gegensatz zur Theorie der Molekülorbitale ist sie nicht streng quantitativ, zum Beispiel ist sie nicht in der Lage, die Photoelektronenspektren selbst so einfacher Moleküle wie Wasser vorherzusagen. Es wird derzeit hauptsächlich für methodische Zwecke und in der synthetischen organischen Chemie verwendet.

Dieses Prinzip spiegelt sich in der Gillespie-Nyholm-Theorie der Abstoßung von Elektronenpaaren wider. Die erste und wichtigste Regel, die wie folgt formuliert wurde:

„Elektronenpaare nehmen auf der Valenzschale des Atoms eine solche Anordnung ein, in der sie möglichst weit voneinander entfernt sind, das heißt, Elektronenpaare verhalten sich so, als würden sie sich abstoßen.“

Die zweite Regel ist die „alle in der Valenzelektronenhülle enthaltenen Elektronenpaare gelten als gleich weit vom Kern entfernt“.

Arten der Hybridisierung

sp-Hybridisierung

Tritt auf, wenn ein s- und ein p-Orbital gemischt werden. Es werden zwei äquivalente sp-Atomorbitale gebildet, die linear in einem Winkel von 180 Grad angeordnet und vom Kern des Kohlenstoffatoms in unterschiedliche Richtungen gerichtet sind. Die beiden verbleibenden nicht hybriden p-Orbitale befinden sich in zueinander senkrechten Ebenen und sind an der Bildung von π-Bindungen beteiligt oder mit freien Elektronenpaaren besetzt.

sp2-Hybridisierung

Tritt auf, wenn ein s- und zwei p-Orbitale gemischt werden. Es werden drei Hybridorbitale gebildet, deren Achsen in derselben Ebene liegen und in einem Winkel von 120 Grad auf die Eckpunkte des Dreiecks gerichtet sind. Das nicht-hybride p-Atomorbital steht senkrecht zur Ebene und ist in der Regel an der Bildung von π-Bindungen beteiligt

sp3-Hybridisierung

Tritt auf, wenn ein s- und drei p-Orbitale gemischt werden, wodurch vier sp3-Hybridorbitale gleicher Form und Energie gebildet werden. Sie können mit anderen Atomen vier σ-Bindungen bilden oder mit freien Elektronenpaaren gefüllt sein.

Die Achsen von sp3-Hybridorbitalen sind auf die Ecken eines regelmäßigen Tetraeders gerichtet. Der Tetraederwinkel zwischen ihnen beträgt 109°28", was der niedrigsten Elektronenabstoßungsenergie entspricht. Sp3-Orbitale können auch vier σ-Bindungen mit anderen Atomen bilden oder mit ungeteilten Elektronenpaaren besetzt sein.

Hybridisierung und molekulare Geometrie

Ideen über die Hybridisierung von Atomorbitalen liegen der Gillespie-Nyholm-Theorie der Abstoßung von Elektronenpaaren zugrunde. Jede Art der Hybridisierung entspricht einer genau definierten räumlichen Orientierung der Hybridorbitale des Zentralatoms, wodurch sie als Grundlage stereochemischer Konzepte in der anorganischen Chemie verwendet werden kann.

Die Tabelle zeigt Beispiele für die Entsprechung zwischen den häufigsten Arten der Hybridisierung und der geometrischen Struktur von Molekülen unter der Annahme, dass alle Hybridorbitale an der Bildung chemischer Bindungen teilnehmen (es gibt keine nicht geteilten Elektronenpaare).

Art der Hybridisierung	Anzahl hybride Orbitale	Geometrie	Struktur	Beispiele
sp	2	Linear		BeF2, CO2, NO2+
sp2	3	dreieckig		BF 3, NO 3 -, CO 3 2-
sp 3	4	Tetraeder		CH 4, ClO 4 -, SO 4 2-, NH 4 +
dsp2	4	flaches Quadrat		Ni(CO) 4 , XeF 4
sp 3 d	5	Hexaeder		PCl 5 , AsF 5
sp 3 d 2	6	Oktaeder		SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

Verknüpfungen

Literatur

• Pauling L. Die Art der chemischen Bindung / Per. aus dem Englischen. M. E. Dyatkina. Ed. Prof. Ya. K. Syrkina. - M.; L.: Goshimizdat, 1947. - 440 S.
• Pauling L. Allgemeine Chemie. Pro. aus dem Englischen. - M.: Mir, 1974. - 846 p.
• Minkin V. I., Simkin B. Ya., Minyaev R. M. Theorie der Struktur der Moleküle. - Rostow am Don: Phoenix, 1997. - S. 397-406. -ISBN 5-222-00106-7
• Gillespie R. Geometrie der Moleküle / Per. aus dem Englischen. E. Z. Zasorina und V. S. Mastryukov, hrsg. Yu A. Pentina. - M.: Mir, 1975. - 278 p.

siehe auch

Anmerkungen

Wikimedia-Stiftung. 2010 .

Anweisung

Stellen Sie sich ein Molekül des einfachsten gesättigten Kohlenwasserstoffs Methan vor. Es sieht so aus: CH4. Das räumliche Modell eines Moleküls ist ein Tetraeder. Ein Kohlenstoffatom geht Bindungen mit vier Wasserstoffatomen ein, die in Länge und Energie genau gleich sind. Gemäß dem obigen Beispiel handelt es sich um 3 - P-Elektronen und 1 S - ein Elektron, dessen Orbital infolge dessen, was passiert ist, genau dasselbe geworden ist wie die Orbitale der anderen drei Elektronen. Diese Art der Hybridisierung wird als sp^3-Hybridisierung bezeichnet. Es ist allem Letzten innewohnend.

Aber der einfachste Vertreter von ungesättigten - Ethylen. Seine Formel lautet wie folgt: C2H4. Welche Art von Hybridisierung ist dem Kohlenstoff im Molekül dieser Substanz inhärent? Als Ergebnis werden drei Orbitale in Form von asymmetrischen "Achten" gebildet, die in derselben Ebene in einem Winkel von 120 ^ 0 zueinander liegen. Sie wurden von 1 - S- und 2 - P-Elektronen gebildet. Das letzte 3. P - das Elektron hat sein Orbital nicht verändert, das heißt, es blieb in Form einer regulären "Acht". Diese Art der Hybridisierung wird als sp^2-Hybridisierung bezeichnet.

Wie entstehen Bindungen in einem Molekül? Zwei hybridisierte Orbitale jedes Atoms sind mit zwei Wasserstoffatomen eingegangen. Das dritte hybridisierte Orbital bildete eine Bindung mit demselben Orbital eines anderen. Sind die restlichen R-Orbitale? Sie werden auf beiden Seiten der Molekülebene voneinander "angezogen". Zwischen den Kohlenstoffatomen hat sich eine Bindung gebildet. Es sind die Atome mit einer "Doppelbindung", denen sp^2 innewohnt.

Und was passiert im Acetylen-Molekül oder? Seine Formel lautet wie folgt: C2H2. In jedem Kohlenstoffatom werden nur zwei Elektronen hybridisiert: 1 - S und 1 - P. Die verbleibenden zwei zurückbehaltenen Orbitale in Form von "normalen Achtern" überlappen sich in der Ebene des Moleküls und auf beiden Seiten davon. Aus diesem Grund wird diese Art der Hybridisierung als sp-Hybridisierung bezeichnet. Es ist Atomen mit einer Dreifachbindung inhärent.

Alles die Wörter, die in einer bestimmten Sprache existieren, können in mehrere Gruppen unterteilt werden. Dies ist wichtig, um sowohl die Bedeutung als auch die grammatikalischen Funktionen zu bestimmen. die Wörter. Zuordnung zu einem bestimmten Typ, können Sie es gemäß den Regeln ändern, auch wenn Sie es noch nie gesehen haben. Elementtypen die Wörter Die Lexikologie befasst sich mit der Rnogo-Zusammensetzung der Sprache.

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Wählen Sie das Wort aus, das Sie eingeben möchten. Seine Zugehörigkeit zu der einen oder anderen Wortart spielt noch keine Rolle, ebenso wenig wie seine Form und Funktion im Satz. Es kann absolut jedes Wort sein. Wenn es in der Aufgabe nicht angegeben ist, schreiben Sie das erste auf, das Ihnen begegnet. Bestimmen Sie, ob es ein Objekt, eine Qualität, eine Aktion benennt oder nicht. Für diese Einstellung alle die Wörter sind in Signifikanz, Pronominal, Numerale, Service und Interjektion unterteilt. Zum ersten Typ umfassen Substantive, Adjektive, Verben und . Sie bezeichnen die Namen von Objekten, Qualitäten und Handlungen. Die zweite Art von Wörtern, die eine Benennungsfunktion haben, ist pronominal. Die Fähigkeit zur Benennung fehlt in , Interjektions- und Servicetypen. Dies sind relativ kleine Wortgruppen, aber sie sind in jedem vorhanden.

Bestimmen Sie, ob das gegebene Wort in der Lage ist, das Konzept auszudrücken. Diese Funktion hat die Wörter signifikante Einheiten eines signifikanten Typs, weil sie den Begriffsbereich jeder Sprache bilden. Aber auch jede Zahl gehört in die Kategorie der Begriffe und trägt dementsprechend auch diese Funktion. Funktionale Wörter haben es auch, aber Pronomen und Interjektionen nicht.

Überlegen Sie, wie das Wort aussehen würde, wenn es in einem Satz stünde. Kann es sein? Es kann jedes Wort von signifikantem Typ sein. Aber diese Möglichkeit ist auch in, sowie in der Zahl. Und hier sind die offiziellen die Wörter spielen eine Hilfsrolle, sie können weder das Subjekt noch die sekundären Glieder des Satzes sowie Interjektionen sein.

Der Einfachheit halber können Sie eine Platte aus vier Spalten mit sechs Reihen erstellen. Benennen Sie in der obersten Zeile die entsprechenden Spalten „Wortarten“, „Name“, „Konzept“ und „Satzmitglied“. Schreiben Sie in der ersten linken Spalte die Namen der Wortarten auf, es gibt insgesamt fünf. Bestimmen Sie, welche Funktionen das gegebene Wort hat und welche nicht. Setzen Sie in der entsprechenden Spalte die Pluspunkte und. Wenn in allen drei Spalten Pluspunkte vorhanden sind, handelt es sich um einen signifikanten Typ. Die pronominalen Pluspunkte befinden sich in der ersten und dritten Spalte, in der zweiten und dritten. Service die Wörter können nur das Konzept ausdrücken, das heißt, sie haben ein Plus in der zweiten Spalte. Gegenüber Interjektionen in allen drei Spalten gibt es Minuszeichen.

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Hybridisierung ist der Prozess der Gewinnung von Hybriden - Pflanzen oder Tieren, die aus der Kreuzung verschiedener Sorten und Rassen stammen. Das Wort Hybrid (Hybrida) wird aus dem Lateinischen mit „Mischung“ übersetzt.

Hybridisierung: natürlich und künstlich

Der Prozess der Hybridisierung basiert auf der Kombination des genetischen Materials verschiedener Zellen verschiedener Individuen in einer Zelle. Es wird zwischen intraspezifisch und remote unterschieden, bei denen die Verbindung verschiedener Genome erfolgt. In der Natur hat eine natürliche Hybridisierung stattgefunden und findet ständig ohne menschliches Eingreifen statt. Durch die Kreuzung innerhalb einer Art veränderten und verbesserten sich Pflanzen und es entstanden neue Tierarten und -rassen. Aus der Sicht gibt es eine Hybridisierung von DNA, Nukleinsäuren, Veränderungen auf atomarer und intraatomarer Ebene.

Unter Hybridisierung versteht man in der akademischen Chemie eine spezifische Wechselwirkung von Atomorbitalen in den Molekülen einer Substanz. Aber das ist kein realer physikalischer Vorgang, sondern nur ein hypothetisches Modell, Konzept.

Hybriden in der Pflanzenproduktion

1694 schlug der deutsche Wissenschaftler R. Camerarius vor, es künstlich zu gewinnen. Und 1717 kreuzte der Engländer T. Fairchild erstmals verschiedene Nelkenarten. Heute wird eine intraspezifische Hybridisierung von Pflanzen durchgeführt, um ertragreiche oder angepasste, beispielsweise frostbeständige Sorten zu erhalten. Die Hybridisierung von Formen und Sorten ist eine der Methoden der Pflanzenzüchtung. So ist eine Vielzahl moderner Nutzpflanzensorten entstanden.

Bei der Fernhybridisierung, wenn Vertreter verschiedener Arten gekreuzt und verschiedene Genome kombiniert werden, ergeben die resultierenden Hybriden in den meisten Fällen keine Nachkommen oder produzieren Kreuzungen von geringer Qualität. Deshalb macht es keinen Sinn, die gereiften Samen von Hybridgurken im Garten zu lassen und deren Samen jedes Mal im Fachhandel zu kaufen.

Selektion in der Tierhaltung

In der Welt findet auch eine natürliche Hybridisierung statt, sowohl intraspezifisch als auch entfernt. Maultiere sind dem Menschen seit zweitausend Jahren vor unserer Zeitrechnung bekannt. Und derzeit werden Maultier und Maultier im Haushalt als relativ billiges Arbeitstier eingesetzt. Eine solche Hybridisierung ist zwar interspezifisch, daher werden männliche Hybriden notwendigerweise steril geboren. Weibchen bringen sehr selten Nachkommen.

Ein Maultier ist eine Mischung aus einer Stute und einem Esel. Ein Hybrid, der aus der Kreuzung eines Hengstes und eines Esels gewonnen wird, wird Hinny genannt. Maultiere werden speziell gezüchtet. Sie sind größer und stärker als ein Hinny.

Aber einen Haushund mit einem Wolf zu kreuzen, war eine sehr verbreitete Aktivität unter Jägern. Dann wurden die resultierenden Nachkommen einer weiteren Selektion unterzogen, wodurch neue Hunderassen geschaffen wurden. Die Tierzucht ist heute ein wichtiger Bestandteil des Erfolgs der Nutztierhaltung. Die Hybridisierung erfolgt zielgerichtet mit Fokus auf die vorgegebenen Parameter.

Hybridisierung– Ausrichtung (Mischen) von Atomorbitalen ( s und R) mit der Bildung neuer Atomorbitale, genannt hybride Orbitale.

Atomorbital ist eine Funktion, die die Dichte der Elektronenwolke an jedem Punkt im Raum um den Kern eines Atoms herum beschreibt. Eine Elektronenwolke ist ein Raumbereich, in dem sich mit hoher Wahrscheinlichkeit ein Elektron aufhält.

Sp-Hybridisierung

Tritt auf, wenn ein s- und ein p-Orbital gemischt werden. Es werden zwei äquivalente sp-Atomorbitale gebildet, die linear in einem Winkel von 180 Grad angeordnet und vom Kern des Zentralatoms in unterschiedliche Richtungen gerichtet sind. Die beiden verbleibenden nicht hybriden p-Orbitale befinden sich in zueinander senkrechten Ebenen und sind an der Bildung von π-Bindungen beteiligt oder mit freien Elektronenpaaren besetzt.

Sp2-Hybridisierung

Sp2-Hybridisierung

Tritt auf, wenn ein s- und zwei p-Orbitale gemischt werden. Es werden drei Hybridorbitale gebildet, deren Achsen in derselben Ebene liegen und in einem Winkel von 120 Grad auf die Eckpunkte des Dreiecks gerichtet sind. Das nicht-hybride p-Atomorbital steht senkrecht zur Ebene und ist in der Regel an der Bildung von π-Bindungen beteiligt

Die Tabelle zeigt Beispiele für die Entsprechung zwischen den häufigsten Arten der Hybridisierung und der geometrischen Struktur von Molekülen unter der Annahme, dass alle Hybridorbitale an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sind (es gibt keine ungeteilten Elektronenpaare).

Art der Hybridisierung	Anzahl der Hybridorbitale	Geometrie	Struktur	Beispiele
		Linear		BeF2, CO2, NO2+
sp 2		dreieckig		BF 3, NO 3 -, CO 3 2-
sp 3		Tetraeder		CH 4, ClO 4 -, SO 4 2-, NH 4 +
dsp 2		flaches Quadrat		Ni(CO) 4 , 2-
sp 3 d		Hexaeder
sp 3 d 2 , d 2 sp 3		Oktaeder		SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

4. Elektrovalente, kovalente, Donor-Akzeptor-, Wasserstoffbindungen. Elektronische Struktur von σ- und π-Bindungen. Die Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung: Bindungsenergie, Länge, Bindungswinkel, Polarität, Polarisierbarkeit.

Wenn zwischen zwei Atomen oder zwei Atomgruppen eine elektrostatische Wechselwirkung stattfindet, die zu einer starken Anziehung und der Bildung einer chemischen Bindung führt, dann spricht man von einer solchen Bindung elektrovalent oder heteropolar.

kovalente Bindung- eine chemische Bindung, die durch die Überlappung zweier Valenzelektronenwolken entsteht. Die Elektronenwolken, die für die Kommunikation sorgen, werden als gemeinsames Elektronenpaar bezeichnet.

Geber-Akzeptor-Bindung - Dies ist eine chemische Bindung zwischen zwei Atomen oder einer Gruppe von Atomen, die aufgrund des einsamen Elektronenpaars eines Atoms (Donor) und der freien Ebene eines anderen Atoms (Akzeptor) durchgeführt wird. Diese Bindung unterscheidet sich von der kovalenten Bindung im Ursprung der Elektronenbindung.

Wasserstoffverbindung - Dies ist eine Art chemischer Wechselwirkung von Atomen in einem Molekül, die dadurch gekennzeichnet ist, dass ein Wasserstoffatom, das bereits durch eine kovalente Bindung mit anderen Atomen verbunden ist, einen wesentlichen Anteil daran hat

Die σ-Bindung ist die erste und stärkere Bindung, die entsteht, wenn sich Elektronenwolken in Richtung der Verbindungsgeraden der Atome überlagern.

σ-Bindung ist die übliche kovalente Bindung von Kohlenstoffatomen mit Wasserstoffatomen. Moleküle gesättigter Kohlenstoffe enthalten nur σ-Bindungen.

Die π-Bindung ist eine schwächere Bindung, die gebildet wird, wenn sich die Elektronenebene der Atome der Kerne überlappt

Die Elektronen der π- und σ-Bindungen verlieren ihre Zugehörigkeit zu einem bestimmten Atom.

Merkmale von σ- und π-Bindungen: 1) die Rotation von Kohlenstoffatomen in einem Molekül ist möglich, wenn sie durch eine σ-Bindung verbunden sind, 2) das Auftreten einer π-Bindung nimmt dem Kohlenstoffatom im Molekül die freie Rotation.

Kommunikationslänge- ist der Abstand zwischen den Mittelpunkten der gebundenen Atome.

Valenzwinkel- ist der Winkel zwischen zwei Bindungen, die ein gemeinsames Atom haben.

Kommunikationsenergie- die Energie, die bei der Bildung einer Chemikalie freigesetzt wird. Bindungen und zeichnet sich durch seine Stärke aus

Polarität Die Verbindung beruht auf der ungleichmäßigen Verteilung der Elektronendichte aufgrund von Unterschieden in der Elektronegativität der Atome. Auf dieser Grundlage werden kovalente Bindungen in unpolare und polare unterteilt. Polarisierbarkeit Die Bindung drückt sich in der Verschiebung von Bindungselektronen unter dem Einfluss eines äußeren elektrischen Feldes aus, einschließlich eines anderen reagierenden Teilchens. Die Polarisierbarkeit wird durch die Elektronenbeweglichkeit bestimmt. Die Polarität und Polarisierbarkeit kovalenter Bindungen bestimmen die Reaktivität von Molekülen gegenüber polaren Reagenzien.

5. Ionenbindung (elektrovalent) - eine sehr starke chemische Bindung zwischen Atomen mit einem großen Unterschied in der Elektronegativität, bei der das gemeinsame Elektronenpaar überwiegend zu einem Atom mit einer größeren Elektronegativität übergeht. Kovalente Bindung - tritt aufgrund der Sozialisierung eines Elektronenpaares durch einen Austauschmechanismus auf, wenn jedes der interagierenden Atome ein Elektron liefert. Die Donor-Akzeptor-Bindung (Koordinationsbindung) ist eine chemische Bindung zwischen zwei Atomen oder einer Gruppe von Atomen, die durch das freie Elektronenpaar eines Atoms (Donor) und das freie Orbital eines anderen Atoms (Akzeptor) zustande kommt.Beispiel NH4 Für Für das Auftreten von Wasserstoffbrückenbindungen ist es wichtig, dass in den Molekülen eines Stoffes Wasserstoffbrückenbindungen zu kleinen, aber elektronegativen Atomen vorhanden sind, zum Beispiel: O, N, F. Dadurch entsteht eine merkliche positive Teilladung an den Wasserstoffatomen. Andererseits ist es wichtig, dass elektronegative Atome einsame Elektronenpaare haben. Wenn ein elektronenarmes Wasserstoffatom eines Moleküls (Akzeptor) mit einem freien Elektronenpaar am N-, O- oder F-Atom eines anderen Moleküls (Donor) wechselwirkt, entsteht eine Bindung ähnlich einer polaren kovalenten Bindung. Wenn in den Molekülen organischer Verbindungen eine kovalente Bindung gebildet wird, besetzt ein gemeinsames Elektronenpaar die bindenden Molekülorbitale, die eine niedrigere Energie haben. Abhängig von der Form des MO – σ-MO oder π-MO – werden die resultierenden Bindungen als σ- oder p-Typ klassifiziert. σ-Bindung – eine kovalente Bindung, die durch Überlappung von s-, p- und Hybrid-AO entlang der Achse gebildet wird, die die Kerne der gebundenen Atome verbindet (d. h. mit axialer Überlappung von AO). π-Bindung – eine kovalente Bindung, die während der lateralen Überlappung von nicht-hybridem p-AO auftritt. Eine solche Überlappung tritt außerhalb der geraden Linie auf, die die Atomkerne verbindet.
π-Bindungen entstehen zwischen Atomen, die bereits durch eine σ-Bindung verbunden sind (in diesem Fall werden zwei- und dreifach kovalente Bindungen gebildet). Die π-Bindung ist aufgrund der weniger vollständigen Überlappung des p-AO schwächer als die σ-Bindung. Die unterschiedliche Struktur von σ- und π-Molekülorbitalen bestimmt die charakteristischen Eigenschaften von σ- und π-Bindungen. 1.σ-Bindung ist stärker als π-Bindung. Dies liegt an der effizienteren axialen Überlappung von AOs während der Bildung von σ-MOs und dem Vorhandensein von σ-Elektronen zwischen den Kernen. 2. Durch σ-Bindungen ist eine intramolekulare Rotation von Atomen möglich, da die Form von σ-MO eine solche Rotation erlaubt, ohne die Bindung zu brechen (siehe anim. Bild unten)). Eine Drehung entlang einer Doppelbindung (σ + π) ist unmöglich, ohne die π-Bindung zu brechen! 3. Elektronen auf dem π-MO, die sich außerhalb des Kernraums befinden, haben eine größere Mobilität als σ-Elektronen. Daher ist die Polarisierbarkeit der π-Bindung viel höher als die der σ-Bindung.

Die charakteristischen Eigenschaften einer kovalenten Bindung – Richtwirkung, Sättigung, Polarität, Polarisierbarkeit – bestimmen die chemischen und physikalischen Eigenschaften von Verbindungen.

Die Richtung der Bindung ergibt sich aus der molekularen Struktur der Substanz und der geometrischen Form ihres Moleküls. Die Winkel zwischen zwei Bindungen heißen Bindungswinkel.

Sättigung - die Fähigkeit von Atomen, eine begrenzte Anzahl kovalenter Bindungen zu bilden. Die Anzahl der von einem Atom gebildeten Bindungen ist durch die Anzahl seiner äußeren Atomorbitale begrenzt.

Die Polarität der Bindung beruht auf der ungleichmäßigen Verteilung der Elektronendichte aufgrund von Unterschieden in der Elektronegativität der Atome. Auf dieser Grundlage werden kovalente Bindungen in unpolar und polar unterteilt (unpolar - ein zweiatomiges Molekül besteht aus identischen Atomen (H 2, Cl 2, N 2) und die Elektronenwolken jedes Atoms sind symmetrisch zu diesen verteilt Atome; polar - ein zweiatomiges Molekül besteht aus Atomen verschiedener chemischer Elemente, und die allgemeine Elektronenwolke verschiebt sich zu einem der Atome, wodurch eine Asymmetrie in der Verteilung der elektrischen Ladung im Molekül entsteht, wodurch das Dipolmoment des Moleküls erzeugt wird).

Die Polarisierbarkeit einer Bindung drückt sich in der Verschiebung von Bindungselektronen unter dem Einfluss eines äußeren elektrischen Feldes aus, einschließlich des eines anderen reagierenden Teilchens. Die Polarisierbarkeit wird durch die Elektronenbeweglichkeit bestimmt. Die Polarität und Polarisierbarkeit kovalenter Bindungen bestimmen die Reaktivität von Molekülen gegenüber polaren Reagenzien.

6.Nomenklatur ist ein Regelsystem, mit dem Sie jeder einzelnen Verbindung einen eindeutigen Namen geben können. Für die Medizin ist die Kenntnis der allgemeinen Regeln der Nomenklatur von besonderer Bedeutung, da die Namen zahlreicher Arzneimittel nach ihnen aufgebaut sind. Derzeit allgemein akzeptiert Systematische IUPAC-Nomenklatur(IUPAC - International Union of Pure and Applied Chemistry)*.

Sie sind jedoch immer noch erhalten und weit verbreitet (insbesondere in der Medizin). trivial(gewöhnliche) und halbtriviale Namen, die verwendet wurden, noch bevor die Struktur der Materie bekannt wurde. Diese Namen können natürliche Quellen und Herstellungsverfahren widerspiegeln, insbesondere bemerkenswerte Eigenschaften und Anwendungen. Beispielsweise wird Laktose (Milchzucker) aus Milch isoliert (von lat. Laktum- Milch), Palmitinsäure - aus Palmöl, Brenztraubensäure, die durch Pyrolyse von Weinsäure gewonnen wird, spiegelt der Name Glycerin seinen süßen Geschmack wider (aus dem Griechischen. Glykys- Süss).

Trivialnamen haben besonders oft natürliche Verbindungen - Aminosäuren, Kohlenhydrate, Alkaloide, Steroide. Die Verwendung einiger etablierter Trivial- und Semi-Trivialnamen ist nach den IUPAC-Regeln zulässig. Solche Namen umfassen beispielsweise "Glycerol" und die Namen vieler gut bekannter aromatischer Kohlenwasserstoffe und ihrer Derivate.

Rationale Nomenklatur gesättigter Kohlenwasserstoffe

Anders als die Trivialnamen basieren sie auf der Struktur von Molekülen. Die Namen komplexer Strukturen setzen sich aus den Namen der Blöcke jener Radikale zusammen, die der wichtigsten Hauptstelle des Moleküls zugeordnet sind; gemäß dieser Nomenklatur werden Alkane als Derivate von Methan angesehen, in denen Wasserstoffatome durch die entsprechenden Radikale ersetzt sind . Die Wahl des Methankohlenstoffs ist willkürlich, daher kann 1 Verbindung mehrere Namen haben.Nach dieser Nomenklatur werden Alkene als Derivate von Ethylen und Alkinen-Acetylen betrachtet.

7. Homologie organischer Verbindungenoder das Gesetz der Homologen- besteht darin, dass sich Stoffe gleicher chemischer Funktion und gleicher Struktur voneinander unterscheiden An ihre atomare Zusammensetzung ist nur nCH 2, sie erweisen sich als verfestigt und in ihrer ganzen Ruhe chem. Charakter, und der Unterschied in ihren physikalischen Eigenschaften nimmt zu oder ändert sich im Allgemeinen richtig, wenn der Unterschied in der Zusammensetzung, bestimmt durch die Anzahl n von CH 2 -Gruppen, zunimmt. ähnliche Verbindungen bilden die sog. eine homologische Reihe, deren atomare Zusammensetzung aller Mitglieder in Abhängigkeit von der Zusammensetzung des ersten Mitglieds der Reihe und der Anzahl der Kohlenstoffatome durch eine allgemeine Formel ausgedrückt werden kann; organische Substanzen mit einem Namen, wie z. B. nur Alkane.

Isomere sind Verbindungen, die die gleiche Zusammensetzung, aber unterschiedliche Struktur und Eigenschaften haben.

8.Nucleofundelektrisch und elektrophorischunddie Reaktantenents. An Substitutionsreaktionen beteiligte Reagenzien werden in nukleophile und elektrophile unterteilt. Nucleophile Reagenzien oder Nucleophile stellen ihr Elektronenpaar zur Verfügung, um eine neue Bindung zu bilden und die Abgangsgruppe (X) aus dem RX-Molekül mit dem Elektronenpaar zu verdrängen, das die alte Bindung gebildet hat, zum Beispiel:

(wobei R ein organischer Rest ist).

Nucleophile umfassen negativ geladene Ionen (Hal – , OH – , CN – , NO 2 – , OR – , RS – , NH 2 – , RCOO – und andere), neutrale Moleküle mit einem freien Elektronenpaar (z. B. H 2 O , NH3, R 3 N, R 2 S, R 3 P, ROH, RCOOH) und organometallisch. R-Me-Verbindungen mit einer ausreichend polarisierten C-Me + -Bindung, d. h. die in der Lage sind, R-Carbanion-Donoren zu sein. Reaktionen mit Nucleophilen (nucleophile Substitution) sind hauptsächlich charakteristisch für aliphatische Verbindungen, zum Beispiel Hydrolyse (OH – , H 2 O), Alkoholyse (RO – , ROH), Acidolyse (RCOO – , RCOOH), Aminierung (NH – 2, NH 3 , RNH 2 usw.), Cyanidierung (CN -) usw.

Elektrophile Reagenzien oder Elektrophile dienen bei der Bildung einer neuen Bindung als Elektronenpaarakzeptoren und verdrängen die Abgangsgruppe in Form eines positiv geladenen Teilchens. Elektrophile sind positiv geladene Ionen (z. B. H +, NO 2 +), neutrale Moleküle mit Elektronenmangel, z. B. SO 3 und stark polarisierte Moleküle (CH 3 COO - Br + usw.), wobei die Polarisation besonders effektiv ist erreicht durch Komplexbildung mit Koeffizienten Lewis (Hal + - Hal - A, R + - Cl - A, RCO + - Cl - A, wobei A \u003d A1C1 3, SbCl 5, BF 3 usw.). Reaktionen mit Elektrophilen (elektrophile Substitution) umfassen die wichtigsten Reaktionen aromatischer Kohlenwasserstoffe (z. B. Nitrierung, Halogenierung, Sulfonierung, Friedel-Crafts-Reaktion):

(E + \u003d Hal +, NO + 2, RCO +, R + usw.)

In bestimmten Systemen werden Reaktionen mit Nucleophilen in der aromatischen Reihe und Reaktionen mit Elektrophilen in der aliphatischen Reihe (meistens in der Reihe der metallorganischen Verbindungen) durchgeführt.

53. Wechselwirkung von Oxoverbindungen mit Organometallen (Keton oder Aldehyd plus Organometalle)

Reaktionen sind weit verbreitet, um Alkohole zu erhalten.Wenn ein Grignard-Reagenz (R-MgX) zu Formaldehyd gegeben wird, wird ein primärerAlkohol gebildet, ein weiterer Aldehyd ist sekundär, und Ketone sind tritiäreAlkohole