Biokemian pääkohteet.

Opiskelukohteet bioorgaanista kemiaa ovat proteiinit ja peptidit, nukleiinihapot, hiilihydraatit, lipidit, biopolymeerit, alkaloidit, terpenoidit, vitamiinit, antibiootit, hormonit, toksiinit sekä biologisten prosessien synteettiset säätelijät: lääkkeet, torjunta-aineet jne.

Orgaanisten yhdisteiden isomeria, sen tyypit. Isomerismityyppien ominaisuudet, esimerkkejä.

Isomerismia on kahta tyyppiä: rakenteellinen ja spatiaalinen (eli stereoisomeria). Rakenteelliset isomeerit eroavat toisistaan ​​​​molekyylissä olevien atomien sidosjärjestyksen suhteen, stereoisomeerit - atomien järjestelyssä avaruudessa, ja niiden välillä on sama sidosjärjestys.

Seuraavat rakenteelliset isomeriatyypit erotellaan: hiilirunko-isomeria, sijainti-isomeria, eri orgaanisten yhdisteiden luokkien isomeria (luokkien välinen isomeria).

Hiilirungon isomeria johtuu molekyylin rungon muodostavien hiiliatomien välisestä erilaisesta sidosjärjestyksestä. Esimerkiksi: molekyylikaava C4H10 vastaa kahta hiilivetyä: n-butaania ja isobutaania. C5H12-hiilivedylle on mahdollista kolme isomeeriä: pentaani, isopentaani ja neopentaani. C4H10 vastaa kahta hiilivetyä: n-butaania ja isobutaania. C5H12-hiilivedylle on mahdollista kolme isomeeriä: pentaani, isopentaani ja neopentaani.

Asemaisomeria johtuu monisidoksen, substituentin, funktionaalisen ryhmän erilaisesta asemasta, jolla on sama molekyylin hiilirunko

Luokkien välinen isomeria on eri orgaanisten yhdisteiden luokkiin kuuluvien aineiden isomeriaa.

Nykyaikainen orgaanisten yhdisteiden luokitus ja nimikkeistö.

Tällä hetkellä järjestelmällinen nimikkeistö on laajalti käytössä - IUPAC - kansainvälinen yhtenäinen kemiallinen nimikkeistö. IUPAC-säännöt perustuvat useisiin järjestelmiin:

1) radikaali-funktionaalinen (nimi perustuu funktionaalisen ryhmän nimeen),

2) yhdistäminen (nimet koostuvat useista yhtäläisistä osista),

3) substituutio (nimen perusta on hiilivetyfragmentti).

kovalenttiset sidokset. Pi- ja sigma-sidokset.

kovalenttisidos on orgaanisten yhdisteiden pääasiallinen sidostyyppi.

Tämä on sidos, joka muodostuu valenssielektronipilvien parin päällekkäisyydestä.

Pi-sidos on kovalenttinen sidos, jonka muodostavat päällekkäiset p-atomiorbitaalit.

Sigma-sidos on kovalenttinen sidos, joka muodostuu, kun s-atomin kiertoradat menevät päällekkäin.

Jos molekyylin atomien välille muodostuu sekä s- että p-sidoksia, muodostuu moninkertainen (kaksois- tai kolmoissidos).

6. Nykyaikaiset ajatukset orgaanisten yhdisteiden rakenteesta. Käsite "kemiallinen rakenne", "konfiguraatio", "rakennelma", niiden määritelmä. Rakenteen rooli biologisen aktiivisuuden ilmentymisessä.

Vuonna 1861 A.M. Butlerov ehdotti teoriaa orgaanisten yhdisteiden kemiallisesta rakenteesta, joka on nykyaikaisten käsitysten taustalla orgin rakenteesta. yhdisteet, joka koostuu seuraavista pääsäännöistä:

1. Aineiden molekyyleissä on tiukka atomien kemiallinen sitoutumisjärjestys, jota kutsutaan kemialliseksi rakenteeksi.

2. Aineen kemialliset ominaisuudet määräytyvät alkuaineosien luonteen, määrän ja kemiallisen rakenteen mukaan.

3. Jos aineilla, joilla on sama koostumus ja molekyylipaino, on erilainen rakenne, tapahtuu isomeria-ilmiö.

4. Koska vain jotkin molekyylin osat muuttuvat tietyissä reaktioissa, tuotteen rakenteen tutkiminen auttaa määrittämään alkuperäisen molekyylin rakenteen.

5. Molekyylin yksittäisten atomien kemiallinen luonne (reaktiivisuus) vaihtelee riippuen ympäristöstä, ts. mihin muiden alkuaineiden atomeihin ne ovat yhteydessä.

Käsite "kemiallinen rakenne" sisältää ajatuksen tietystä atomien liittymisjärjestyksestä molekyylissä ja niiden kemiallisesta vuorovaikutuksesta, joka muuttaa atomien ominaisuuksia.

14. Kovalenttisen sidoksen pääominaisuudet. Sidoksen pituus ja energia. kylläisyys ja suunta. Viestinnän moninaisuus. Sigma- ja pi-sidokset.

- Jaettujen elektroniparien suorittamaa kemiallista sidosta kutsutaan atomi- tai kovalenttinen. Jokaisella kovalenttisella kemiallisella sidoksella on tietyt laadulliset tai kvantitatiiviset ominaisuudet. Nämä sisältävät:

Linkin pituus

Sidosenergiaa

Kyllästyvyys

Viestinnän suunta

Viestinnän napaisuus

Viestinnän moninaisuus

- Linkin pituus on sitoutuneiden atomien ytimien välinen etäisyys. Se riippuu atomien koosta ja niiden elektronikuorten päällekkäisyydestä. Lainan pituus määräytyy joukkovelkakirjalainan järjestyksen mukaan: mitä korkeampi joukkovelkakirjalaina on, sitä lyhyempi sen pituus.

Sidosenergiaa on energia, joka vapautuu molekyylin muodostumisen aikana yksittäisistä atomeista. Se ilmaistaan ​​yleensä J/mol (tai cal/mol). Sidosenergia määräytyy sidosjärjestyksen mukaan: mitä suurempi sidosjärjestys, sitä suurempi on sen energia. Sidosenergia on sen vahvuuden mitta. Sen arvon määrää sidoksen katkaisemiseen vaadittava työ tai energianlisäys aineen muodostumisen aikana yksittäisistä atomeista. Vähemmän energiaa sisältävä järjestelmä on vakaampi. Kaksiatomisilla molekyyleillä sidosenergia on yhtä suuri kuin dissosiaatioenergia, otettuna päinvastaisella merkillä. Jos molekyylissä on kytketty enemmän kuin 2 eri atomia, keskimääräinen sitoutumisenergia ei ole sama kuin molekyylin dissosiaatioenergian arvo. Samanlaisista atomeista koostuvien molekyylien sidosenergiat pienenevät ryhmissä ylhäältä alas. Sidosenergiat lisääntyvät ajanjakson aikana.

- Kyllästyvyys- näyttää kuinka monta sidosta tietty atomi voi muodostaa muiden kanssa yhteisten elektroniparien ansiosta. Se on yhtä suuri kuin yhteisten elektroniparien lukumäärä, jolla tämä atomi on yhteydessä muihin. Kovalenttisen sidoksen kyllästyminen on atomin kyky osallistua rajoitetun määrän kovalenttisten sidosten muodostumiseen.

Suuntautuminen on tietty sitovien elektronipilvien keskinäinen järjestely. Se johtaa kemiallisesti sitoutuneiden atomien ytimien tiettyyn järjestelyyn avaruudessa. Kovalenttisen sidoksen avaruudellista orientaatiota kuvaavat muodostuneiden sidosten väliset kulmat, joita ns. valenssikulmat.

- Viestinnän moninaisuus. Sen määrää atomien välisessä sidoksessa mukana olevien elektroniparien lukumäärä. Jos sidos muodostuu useammasta kuin yhdestä elektroniparista, sitä kutsutaan kerrannaiseksi. Kun sidoksen monikertaisuus kasvaa, energia kasvaa ja sidoksen pituus lyhenee. Molekyyleissä, joissa on useita sidoksia, ei ole pyörimistä akselin ympäri.

- Sigma - ja pi -sidokset. Kemiallinen sidos johtuu elektronipilvien päällekkäisyydestä. Jos tämä päällekkäisyys tapahtuu atomiytimiä yhdistävää linjaa pitkin, tällaista sidosta kutsutaan sigma-sidokseksi. Se voi muodostua s-s-elektroneista, p-p-elektroneista, s-p-elektroneista. Yhden elektroniparin muodostamaa kemiallista sidosta kutsutaan yksinkertaiseksi sidokseksi. Yksittäiset joukkovelkakirjat ovat aina sigma-lainoja. Tyypin s orbitaalit muodostavat vain sigmasidoksia. Mutta tunnetaan suuri määrä yhdisteitä, joissa on kaksois- ja jopa kolmoissidoksia. Yksi niistä on sigma-sidos ja muita kutsutaan pi-sidoksiksi. Kun tällaisia ​​sidoksia muodostuu, elektronipilvien päällekkäisyyttä tapahtuu kahdella avaruuden alueella, jotka ovat symmetrisiä ytimien väliseen akseliin nähden.

15. Atomiorbitaalien hybridisaatio molekyylien esimerkissä: metaani, alumiinikloridi, berylliumkloridi. Molekyylin valenssikulma ja geometria. Molekyyliorbitaalien menetelmä (MO LCAO). Homo- ja heteronukleaaristen molekyylien energiakaaviot (N2, Cl2, NH3, Olla2).

- Hybridisaatio. Uusia sekoitettuja kiertoradoja kutsutaan hybridiorbitaaleiksi, ja itse sekoitustekniikkaa kutsutaan atomiorbitaalien hybridisaatioksi.

Yhden s- ja yhden p-orbitaalin sekoittumista, kuten BeCl2:ssa, kutsutaan sp-hybridisaatioksi. Periaatteessa s-orbitaalin hybridisaatio on mahdollista ei vain yhdellä, vaan myös kahdella, kolmella tai ei-kokonaislukumäärällä p-orbitaalia, samoin kuin hybridisaatio d-orbitaalien osallistuessa.

Tarkastellaan lineaarista BeCl2-molekyyliä. Valenssitilassa oleva berylliumatomi pystyy muodostamaan kaksi sidosta yhden s- ja yhden p-elektronin ansiosta. On selvää, että tässä tapauksessa pitäisi saada kaksi eripituista sidosta klooriatomien kanssa, koska näiden elektronien säteittäinen jakautuminen on erilainen. Todellinen BeCl2-molekyyli on symmetrinen ja lineaarinen; siinä kaksi Be-Cl-sidosta ovat täsmälleen samat. Tämä tarkoittaa, että niissä on samassa tilassa olevia elektroneja, ts. tässä valenssitilassa olevalla berylliumatomilla ei ole enää yhtä s- ja yhtä p-elektronia, vaan kaksi elektronia, jotka sijaitsevat s- ja p-atomiorbitaalien "seoksen" muodostamilla kiertoradoilla. Metaanimolekyylissä on sp3-hybridisaatio ja alumiinikloridimolekyylissä sp2-hybridisaatio.

Hybridisaation stabiilisuuden edellytykset:

1) Alkuperäisiin orbitaaliatomeihin verrattuna hybridiorbitaalien tulisi olla tiukemmin päällekkäisiä.

2) Hybridisaatioon osallistuvat energiatasoltaan lähellä olevat atomiorbitaalit, joten jaksollisen järjestelmän vasemmalle puolelle tulisi muodostaa stabiileja hybridiradat.

Hybridisaatio	Molekyylin muoto	Valenssikulma
	Lineaarinen
	Kolmio
	Tetraedri

- Molekyylin valenssikulma ja geometria. Kussakin tapauksessa hybridiorbitaaleilla on tietty suuntaus, mikä edistää molekyylien muodostumista tietyillä kulmilla sidosten välillä, valenssikulmilla. Jokainen hybridisaatiotyyppi vastaa tiettyä sidoskulmaa ja molekyylin tiettyä muotoa:

- MO LCAO. Molekyylikiertoradat voidaan ajatella atomiorbitaalien lineaarisena yhdistelmänä. Molekyyliradoilla on oltava tietty symmetria. Kun atomikiertoa täytetään elektroneilla, on otettava huomioon seuraavat säännöt:

1. Jos atomikiertorata on jokin funktio, joka on ratkaisu Schrödingerin yhtälöön ja kuvaa elektronin tilaa atomissa, MO-menetelmä on myös ratkaisu Schrödingerin yhtälöön, mutta elektronille molekyylissä.

2. Molekyylirata löydetään lisäämällä tai vähentämällä atomiorbitaalit.

3. Molekyyliradat ja niiden lukumäärä ovat yhtä suuria kuin reagoivien atomien atomiorbitaalien summa.

Jos molekyyliratojen ratkaisu saadaan lisäämällä atomiorbitaalien funktiot, niin molekyyliratojen energia on pienempi kuin alkuperäisten atomiorbitaalien energia. Ja sellaista kiertorataa kutsutaan sidoskiertorata.

Funktiovähennyksen tapauksessa molekyyliradalla on suuri energia, ja sitä kutsutaan löystymistä.

On olemassa sigma- ja pi-kiertoradat. Ne täytetään Hundin säännön mukaan.

Sidosten lukumäärä (sidosjärjestys) on yhtä suuri kuin erotus sidosradalla olevien elektronien kokonaismäärän ja sidosradalla olevien elektronien lukumäärän välillä jaettuna kahdella.

MO-menetelmässä käytetään energiakaavioita:

16. Viestinnän polarisaatio. Sidosen dipolimomentti. Vuorovaikutuksessa olevien atomien ominaisuudet: ionisaatiopotentiaali, elektroniaffiniteetti, elektronegatiivisuus. Sidosen ionisuusaste.

- Dipoli momentti- fysikaalinen määrä, joka kuvaa varautuneiden hiukkasten järjestelmän sähköisiä ominaisuuksia. Dipolin (kaksi hiukkasta, joilla on vastakkaiset varaukset) tapauksessa sähköinen dipolimomentti on yhtä suuri kuin dipolin positiivisen varauksen ja varausten välisen etäisyyden tulo ja on suunnattu negatiivisesta varauksesta positiiviseen. Kemiallisen sidoksen dipolimomentti johtuu elektronipilven siirtymisestä kohti yhtä atomeista. Sidoksen sanotaan olevan polaarinen, jos vastaava dipolimomentti poikkeaa merkittävästi nollasta. Tapaukset ovat mahdollisia, kun yksittäiset sidokset molekyylissä ovat polaarisia ja molekyylin kokonaisdipolimomentti on nolla; sellaisia ​​molekyylejä kutsutaan ei-polaarisiksi (esim. CO 2- ja CCl 4 -molekyyleiksi). Jos molekyylin dipolimomentti on nollasta poikkeava, molekyylin sanotaan olevan polaarinen. Esimerkiksi H 2 O -molekyyli Molekyylin dipolimomentin suuruusluokka määräytyy elektronin varauksen (1.6.10 -19 C) ja kemiallisen sidoksen pituuden (luokkaa 10) tulon perusteella. -10 m).

Alkuaineen kemiallinen luonne määräytyy sen atomin kyvyn mukaan menettää ja saada elektroneja. Tämä kyky voidaan kvantifioida atomin ionisaatioenergialla ja sen elektroniaffiniteetilla.

- Ionisaatioenergia atomi on energiamäärä, joka tarvitaan elektronin irrottamiseen virittymättömästä atomista. Se ilmaistaan ​​kilojouleina moolia kohden. Monielektroniatomien ionisaatioenergiat E1, E2, E3, ..., En vastaavat ensimmäisen, toisen jne. irtoamista. elektroneja. Tässä tapauksessa aina E1

- Atomin affiniteetti elektroniin- energiavaikutus elektronin kiinnittymisestä neutraaliin atomiin sen muuntuessa negatiiviseksi ioniksi. Atomin affiniteetti elektroniin ilmaistaan ​​kJ/molissa. Elektroniaffiniteetti on numeerisesti yhtä suuri, mutta etumerkillisesti vastakkainen negatiivisesti varautuneen ionin ionisaatioenergian kanssa ja riippuu atomin elektronikonfiguraatiosta. Ryhmän 7 p-elementeillä on suurin elektroniaffiniteetti. Atomilla, joilla on s2 (Be, Mg, Ca) ja s2p6 (Ne, Ar, Kr) konfiguraatio tai puolitäytetyt p-alakerrokset (N, P, As), ei ole elektroniaffiniteettia.

- Elektronegatiivisuus on keskimääräinen ominaisuus yhdisteen atomin kyvylle vetää puoleensa elektronia. Tässä tapauksessa ero atomien tiloissa eri yhdisteissä jätetään huomioimatta. Toisin kuin ionisaatiopotentiaali ja elektroniaffiniteetti, ER ei ole tiukasti määritelty fysikaalinen suure, vaan hyödyllinen ehdollinen ominaisuus. Elektronegatiivisin alkuaine on fluori. EO riippuu ionisaatioenergiasta ja elektronien affiniteetista. Erään määritelmän mukaan atomin ER voidaan ilmaista puolena sen ionisaatioenergian ja elektroniaffiniteetin summasta. Elementille ei voida määrittää vakiota EC. Se riippuu monista tekijöistä, erityisesti alkuaineen valenssitilasta, yhdistetyypistä, johon se tulee, jne.

17. Polarisointikyky ja polarisoiva toiminta. Aineiden joidenkin fysikaalisten ominaisuuksien selitys tämän teorian kannalta.

- Polarisaatioteoria pitää kaikkia aineita puhtaasti ionisina. Ulkoisen kentän puuttuessa kaikilla ioneilla on pallomainen muoto. Kun ionit lähestyvät toisiaan, kationin kenttä vaikuttaa anionin kenttään ja ne muuttavat muotoaan. Ionipolarisaatio on ionien ulomman elektronipilven siirtymää suhteessa niiden ytimeen.

Polarisaatio koostuu kahdesta prosessista:

ionipolarisoituvuus

polarisoiva vaikutus toiseen ioniin

Ionin polarisoituvuus mittaa ionin elektronipilven kykyä muuttaa muotoaan ulkoisen sähkökentän vaikutuksesta.

Ionien polarisoituvuuden säännöllisyydet:

Anionit ovat enemmän polarisoituneita kuin kationit. Ylimääräinen elektronitiheys johtaa elektronipilven suureen diffuusion, murenemiseen.

Isoelektronisten ionien polarisoituvuus kasvaa positiivisten varausten pienentyessä ja negatiivisten varausten kasvaessa. Isoelektronisilla ioneilla on sama konfiguraatio.

Moninkertaisesti varautuneissa kationeissa ydinvaraus ylittää huomattavasti elektronien määrän. Tämä tiivistää elektronikuorta, se stabiloituu, joten tällaiset ionit ovat vähemmän alttiita muodonmuutokselle. Kationien polarisoituvuus pienenee siirtyessään ioneista, joissa on 18 elektronilla täytetty ulkoinen elektronikuori, täyttämättömään ja edelleen jalokaasu-ioneihin. Tämä johtuu siitä, että saman ajanjakson elektronien d-elektronikuori on diffuusisempi kuin s- ja p-elektronikuori, koska d-elektronit viettävät enemmän aikaa ytimen lähellä. Siksi d-elektronit vuorovaikuttavat voimakkaammin ympäröivien anionien kanssa.

Ionien - analogien polarisoituvuus kasvaa elektronikerrosten lukumäärän kasvaessa. Polarisoituvuus on vaikeinta pienille ja moninkertaisesti varautuneille kationeille, jalokaasujen elektronikuorella. Tällaisia ​​kationeja kutsutaan jäykiksi. Helposti polarisoituvat bulkkivaratut anionit ja vähän varautuneet bulkkikationit. Nämä ovat pehmeitä ioneja.

- Polarisoiva toiminta. Riippuu ulomman elektronikerroksen varauksista, koosta ja rakenteesta.

1. Kationin polarisoiva vaikutus kasvaa sen varauksen kasvaessa ja säteen pienentyessä. Suurin polarisoiva vaikutus on ominaista katoneille, joilla on pienet säteet ja suuret varaukset, joten ne muodostavat kovalenttisia yhdisteitä. Mitä suurempi varaus, sitä suurempi polarisoiva sidos.

2. Kationien polarisoiva vaikutus lisääntyy s-elektronipilven ionien siirtyessä epätäydelliseen ja 18-elektroniiseen pilveen. Mitä suurempi kationin polarisoiva vaikutus on, sitä suurempi on kovalenttisen sidoksen osuus.

- Polarisaatioteorian soveltaminen fysikaalisten ominaisuuksien selittämiseen:

Mitä suurempi anionin polarisoituvuus (kationin polarisoiva vaikutus), sitä todennäköisemmin se muodostaa kovalenttisen sidoksen. Siksi kovalenttisen sidoksen omaavien yhdisteiden kiehumis- ja sulamispisteet ovat alhaisemmat kuin yhdisteillä, joissa on ionisidos. Mitä suurempi sidoksen ionisuus on, sitä korkeammat ovat sulamis- ja kiehumispisteet.

Elektronikuoren muodonmuutos vaikuttaa kykyyn heijastaa tai absorboida valoaaltoja. Tästä, polarisaatioteorian asennosta, voidaan selittää yhdisteiden väri: valkoinen - kaikki heijastuu; musta - imee; läpinäkyvä - kulkee. Tämä johtuu: jos kuori on epämuodostunut, elektronien kvanttitasot lähestyvät toisiaan vähentäen energiaestettä, joten virittymiseen tarvitaan pieni energia. Koska absorptio liittyy elektronien virittymiseen, ts. niiden siirtyessä korkeille tasoille, niin korkean polarisaation läsnä ollessa jo näkyvä valo voi virittää ulkoisia elektroneja ja aine muuttuu värilliseksi. Mitä korkeampi anionin varaus, sitä pienempi värin intensiteetti. Polarisoiva vaikutus vaikuttaa yhdisteiden reaktiivisuuteen, joten monille yhdisteille happea sisältävien happojen suolat ovat stabiilimpia kuin itse suolat. D-elementtien suurin polarisoiva vaikutus. Mitä suurempi varaus, sitä suurempi polarisoiva vaikutus.

18. Ionisidos kovalenttisen polaarisen sidoksen rajoittavana tapauksena. Erityyppisten sidosten omaavien aineiden ominaisuudet.

Ionisidoksen luonne voidaan selittää ionien sähköstaattisella vuorovaikutuksella. Alkuaineiden kyky muodostaa yksinkertaisia ​​ioneja johtuu niiden atomien rakenteesta. Kationit muodostavat helpoimmin alkuaineita, joilla on alhainen ionisaatioenergia, alkali- ja maa-alkalimetalleja. Anionit muodostuvat helpoimmin ryhmän 7 p-alkuaineista korkean elektroniaffiniteetin vuoksi.

Ionien sähkövaraukset aiheuttavat niiden vetovoimaa ja hylkimistä. Ioneja voidaan pitää varautuneina palloina, joiden voimakentät ovat jakautuneet tasaisesti kaikkiin suuntiin avaruudessa. Siksi jokainen ioni voi vetää puoleensa vastakkaisen merkin ioneja mihin tahansa suuntaan. Ionisidos, toisin kuin kovalenttinen sidos, on suuntaamaton.

Vastakkaisen merkin ionien vuorovaikutus keskenään ei voi johtaa niiden voimakenttien täydelliseen keskinäiseen kompensointiin. Tästä johtuen ne säilyttävät kyvyn houkutella ioneja myös muihin suuntiin. Siksi, toisin kuin kovalenttiselle sidokselle, ionisidokselle on ominaista tyydyttymättömyys.

19.Metalliliitäntä. Yhtäläisyydet ja erot ioni- ja kovalenttisten sidosten kanssa

Metallisidos on sellainen, jossa jokaisen yksittäisen atomin elektronit kuuluvat kaikkiin kosketuksissa oleviin atomeihin. Tällaisessa sidoksessa olevien "molekyyliratojen" välinen energiaero on pieni, joten elektronit voivat helposti siirtyä "molekyyliradalta" toiselle ja siten liikkua suurimmassa osassa metallia.

Metallit eroavat muista aineista korkealla sähkönjohtavuudella ja lämmönjohtavuudella. Normaaleissa olosuhteissa ne ovat kiteisiä aineita (elohopeaa lukuun ottamatta), joilla on korkea atomien koordinaatioluku. Metallissa elektronien lukumäärä on paljon pienempi kuin orbitaalien lukumäärä, joten elektronit voivat siirtyä kiertoradalta toiselle. Metalliatomeille on ominaista korkea ionisaatioenergia - valenssielektronit pysyvät heikosti atomissa, ts. liikkua helposti kristallissa. Kyky siirtää elektroneja kiteen läpi määrää metallien sähkönjohtavuuden.

Siten, toisin kuin kovalenttiset ja ioniset yhdisteet, metalleissa suuri määrä elektroneja sitoo samanaikaisesti suuren määrän atomiytimiä, ja elektronit itse voivat liikkua metallissa. Toisin sanoen metalleissa tapahtuu voimakkaasti delokalisoitunut kemiallinen sidos. Metallisidoksella on tietty samankaltaisuus kovalenttisen sidoksen kanssa, koska se perustuu valenssielektronien sosialisaatioon. Kuitenkin vain kahden vuorovaikutuksessa olevan atomin valenssielektronit osallistuvat kovalenttisen sidoksen muodostumiseen, kun taas metallisidoksen muodostumisessa kaikki atomit osallistuvat elektronien sosialisaatioon. Tästä syystä metallisidoksella ei ole avaruudellista orientaatiota ja kylläisyyttä, mikä määrää suurelta osin metallien erityisominaisuudet. Metallisidoksen energia on 3-4 kertaa pienempi kuin kovalenttisen sidoksen energia.

20. Vetysidos. Molekyylienvälinen ja molekyylinsisäinen. Koulutuksen mekanismi. Vetysidoksen omaavien aineiden fysikaalisten ominaisuuksien ominaisuudet. Esimerkkejä.

- Vetysidos on erityinen kemiallinen sidostyyppi. Se on ominaista vetyyhdisteille, joissa on eniten elektronegatiivisia alkuaineita (fluori, happi, typpi ja vähemmässä määrin kloori ja rikki).

Vetysidos on hyvin yleinen ja sillä on tärkeä rooli molekyylien yhdistymisessä, kiteytymis-, liukenemis-, kiteisten hydraattien muodostumisprosesseissa jne. Esimerkiksi kiinteässä, nestemäisessä ja jopa kaasumaisessa tilassa vetyfluoridimolekyylit ovat kytketty siksak-ketjuun, mikä johtuu juuri vetysidoksesta.

Sen erikoisuus on, että vetyatomi, joka on osa yhtä molekyyliä, muodostaa toisen, heikomman sidoksen toisessa molekyylissä olevan atomin kanssa, minkä seurauksena molemmat molekyylit yhdistyvät kompleksiksi. Tällaisen kompleksin tyypillinen piirre on ns vetysilta – A – H...B–. Sillan atomien välinen etäisyys on suurempi kuin molekyylin atomien välinen etäisyys. Aluksi vetysidosta käsiteltiin sähköstaattisena vuorovaikutuksena. Tällä hetkellä on päätelty, että luovuttaja-akseptori-vuorovaikutuksella on tärkeä rooli vetysidoksessa. Vetysidos muodostuu paitsi eri aineiden molekyylien välillä, myös saman aineen molekyyleissä H2O, HF, NH3 jne. Tämä selittää myös näiden aineiden ominaisuuksien eron sukulaisyhdisteisiin verrattuna. Vetysidos tunnetaan molekyyleissä, erityisesti orgaanisissa yhdisteissä. Sen muodostumista helpottaa akseptoriryhmän A-H ja luovuttajaryhmän B-R läsnäolo molekyylissä. A-H-molekyylissä A on elektronegatiivisin alkuaine. Vetysidos polymeereissä, kuten peptideissä, johtaa kierteiseen rakenteeseen. DNA:lla on samanlaiset rakenteet - deoksiribonukleiinihappo - perinnöllisyyskoodin ylläpitäjä. Vetysidokset eivät ole vahvoja. Ne muodostuvat ja hajoavat helposti tavallisessa lämpötilassa, mikä on erittäin tärkeää biologisissa prosesseissa. Tiedetään, että vetyyhdisteillä, joissa on erittäin elektronegatiivisia epämetalleja, on epätavallisen korkeat kiehumispisteet.

Molekyylien välinen vuorovaikutus. Tyydyttyneiden atomien ja molekyylien väliset vetovoimat ovat erittäin heikkoja verrattuna ioni- ja kovalenttisiin sidoksiin. Aineet, joissa molekyylejä äärimmäisen heikot voimat pitävät koossa, ovat useammin 20 asteen kaasuja, ja monissa tapauksissa niiden kiehumispisteet ovat hyvin alhaisia. Tällaisten heikkojen voimien olemassaolon havaitsi van der Waals. Tällaisten voimien olemassaolo järjestelmässä voidaan selittää seuraavasti:

1. Pysyvän dipolin läsnäolo molekyylissä. Tässä tapauksessa dipolien yksinkertaisen sähköstaattisen vetovoiman seurauksena syntyy heikkoja vuorovaikutusvoimia - dipoli-dipoli (H2O, HCl, CO)

2. Dipolimomentti on hyvin pieni, mutta vuorovaikutuksessa veden kanssa voi muodostua indusoitunut dipoli, joka syntyy molekyylien polymeroitumisen seurauksena ympäröivien molekyylien dipolien toimesta. Tämä vaikutus voidaan lisätä dipoli-dipoli-vuorovaikutukseen ja lisätä vetovoimaa.

3. Dispersiovoimat. Nämä voimat vaikuttavat minkä tahansa atomien ja molekyylien välillä niiden rakenteesta riippumatta. Tämän konseptin esitteli Lontoo. Symmetrisille atomeille ainoat vaikuttavat voimat ovat Lontoon voimat.

21. Aineiden aggregaatit: kiinteä, nestemäinen, kaasumainen. Kiteiset ja amorfiset tilat. Kristallihilat.

- Normaaleissa olosuhteissa atomit, ionit ja molekyylit eivät ole olemassa yksittäin. Se muodostaa aina vain osia aineen korkeammasta organisaatiosta, joka käytännössä osallistuu kemiallisiin muutoksiin - ns. aggregaatiotilaan. Ulkoisista olosuhteista riippuen kaikki aineet voivat olla eri aggregaatiotilassa - kaasussa, nesteessä, kiinteässä tilassa. Siirtymiseen aggregaatiotilasta toiseen ei liity aineen stoikiometrisen koostumuksen muutosta, vaan siihen liittyy välttämättä suurempi tai pienempi muutos sen rakenteessa.

Kiinteä tila on tila, jossa aineella on oma tilavuutensa ja oma muotonsa. Kiinteissä aineissa hiukkasten väliset vuorovaikutusvoimat ovat erittäin voimakkaita. Lähes kaikki aineet esiintyvät useiden kiinteiden kappaleiden muodossa. Näiden kappaleiden reaktiivisuus ja muut ominaisuudet ovat pääsääntöisesti erilaisia. Ihanteellinen kiinteä tila vastaa hypoteettista ideaalikidettä.

nestemäinen tila Tila, jossa aineella on oma tilavuus, mutta ei omaa muotoaan. Nesteellä on tietty rakenne. Nestemäinen tila on rakenteellisesti tiukasti määritellyn jaksollisen rakenteen omaavan kiinteän tilan ja kaasun välissä, jossa rakennetta ei ole. Tästä syystä nesteelle on ominaista toisaalta tietyn tilavuuden läsnäolo ja toisaalta tietyn muodon puuttuminen. Hiukkasten jatkuva liike nesteessä määrää voimakkaasti korostetun itsediffuusio ja sen juoksevuuden. Nesteen rakenne ja fysikaaliset ominaisuudet riippuvat sen aineosien kemiallisesta identiteetistä.

kaasumainen tila. Kaasutilan ominaispiirre on, että kaasun molekyylit (atomit) eivät pysy yhdessä, vaan liikkuvat vapaasti tilavuudessa. Molekyylien välisen vuorovaikutuksen voimat ilmenevät, kun molekyylit tulevat lähelle toisiaan. Heikko molekyylien välinen vuorovaikutus aiheuttaa kaasujen alhaisen tiheyden ja niiden tärkeimmät tunnusomaiset ominaisuudet - halun äärettömään laajenemiseen ja kykyyn kohdistaa painetta suonten seinämiin, jotka estävät tämän halun. Heikosta molekyylien välisestä vuorovaikutuksesta matalassa paineessa ja korkeissa lämpötiloissa kaikki tyypilliset kaasut käyttäytyvät suunnilleen samalla tavalla, mutta jopa tavallisissa lämpötiloissa ja paineissa kaasujen yksilöllisyys alkaa ilmaantua. Kaasun tilaa kuvaavat sen lämpötila, paine ja tilavuus. Kaasun katsotaan olevan N.O. jos sen lämpötila on 0 astetta ja paine 1 * 10 Pa.

- Kristallitila. Kiinteistä aineista tärkein on kiteinen tila, jolle on ominaista hiukkasten (atomien, ionien, molekyylien) tietty orientaatio toisiinsa nähden. Tämä määrittää myös aineen ulkoisen muodon kiteiden muodossa. Yksittäiset kiteet - yksikiteitä on luonnossa, mutta niitä voidaan saada keinotekoisesti. Mutta useimmiten kiteiset kappaleet ovat monikiteisiä muodostelmia - nämä ovat suuren määrän pienten kiteiden yhteiskasvuja. Kiteisten kappaleiden rakenteesta johtuva tyypillinen piirre on anisotropia. Se ilmenee siinä, että kiteiden mekaaniset, sähköiset ja muut ominaisuudet riippuvat kiteen ulkoisten voimien vaikutuksen suunnasta. Kiteiden hiukkaset suorittavat lämpövärähtelyjä lähellä tasapainoasemaa tai lähellä kidehilan solmuja.

amorfinen tila. Amorfinen tila on samanlainen kuin nestemäinen tila. Sille on ominaista hiukkasten keskinäisen järjestelyn epätäydellinen järjestys. Rakenneyksiköiden väliset sidokset eivät ole vastaavia, joten amorfisilla kappaleilla ei ole erityistä sulamispistettä - kuumennettaessa ne pehmenevät ja sulavat vähitellen. Esimerkiksi silikaattilasien sulamisprosessien lämpötila-alue on 200 astetta. Amorfisissa kappaleissa atomien järjestelyn luonne ei käytännössä muutu kuumennettaessa. Vain atomien liikkuvuus muuttuu - niiden värähtely lisääntyy.

- Kristallihilat:

Kidehilat voivat olla ionisia, atomisia (kovalenttisia tai metallisia) ja molekyylisiä.

Ionihila koostuu vastakkaisen merkin ioneista, jotka vuorottelevat solmuissa.

Atomihiloissa atomit on yhdistetty kovalenttisilla tai metallisidoksilla. Esimerkki: timantti (atomi-kovalenttinen hila), metallit ja niiden seokset (atomi-metallihila). Molekyylikidehilan solmut muodostuvat molekyyleistä. Kiteissä molekyylejä sitovat molekyylien väliset vuorovaikutukset.

Kiteiden kemiallisen sidoksen tyypissä olevat erot määräävät merkittäviä eroja aineen fysikaalisissa ja kemiallisissa ominaisuuksissa kaikentyyppisten kidehilan kanssa. Esimerkiksi aineille, joilla on atomi-kovalenttinen hila, on ominaista korkea kovuus ja atomi-metallihilassa korkea plastisuus. Aineilla, joissa on ionihila, on korkea sulamispiste, eivätkä ne ole haihtuvia. Aineet, joilla on molekyylihila (molekyylien väliset voimat ovat heikkoja), ovat sulavia, haihtuvia, niiden kovuus ei ole korkea.

22. Monimutkaiset yhdisteet. Määritelmä. Yhdiste.

Kompleksiyhdisteet ovat molekyyliyhdisteitä, joiden komponenttien yhdistelmä johtaa vapaasti olemassaoloon kykenevien kompleksisten ionien muodostumiseen sekä kiteessä että liuoksessa. Monimutkaiset ionit ovat seurausta keskusatomin (kompleksoiva aine) ja ympäröivien ligandien välisestä vuorovaikutuksesta. Ligandit ovat sekä ioneja että neutraaleja molekyylejä. Useimmiten kompleksinmuodostaja on metalli, joka yhdessä ligandien kanssa muodostaa sisäpallon. Siellä on ulkopallo. Sisä- ja ulkopallot on yhdistetty toisiinsa ionisidoksella.

Kovalenttisia sidoksia on kahdenlaisia: sigma- ja pi-sidoksia. Sigma-sidos on yksi kovalenttinen sidos, joka muodostuu, kun AO limittyy pitkin suoraa linjaa (akselia), joka yhdistää kahden sitoutuneen atomin ytimet enintään limittäin tällä suoralla. sigma-sidos voi syntyä, kun mikä tahansa (s-, p-hybridi) AO menee päällekkäin. Organogeeneissä (hiili, typpi, happi, rikki) hybridiorbitaalit voivat osallistua sigmasidosten muodostukseen, mikä mahdollistaa tehokkaamman päällekkäisyyden. Aksiaalisen limityksen lisäksi toisen tyyppinen päällekkäisyys on mahdollinen - p-AO:n lateraalinen limitys, joka johtaa pi-sidoksen muodostumiseen. Pi-sidos on sidos, joka muodostuu hybridisoimattoman p-AO:n sivuttaisesta limityksestä maksimaalisella limityksellä atomiytimiä yhdistävän suoran molemmilla puolilla. Usein orgaanisissa yhdisteissä esiintyvät useat sidokset ovat sigma- ja pi-sidosten yhdistelmä; kaksinkertainen - yksi sigma ja yksi pi, kolminkertainen - yksi sigma ja kaksi pi-sidosta.

Sidosenergia on energiaa, joka vapautuu, kun sidos muodostuu tai tarvitaan kahden sitoutuneen atomin erottamiseen. Se toimii sidoksen vahvuuden mittana: mitä suurempi energia, sitä vahvempi sidos.

Sidospituus on etäisyys sitoutuneiden atomien keskusten välillä. Kaksoissidos on lyhyempi kuin yksinkertainen sidos, ja kolmoissidos on lyhyempi kuin kaksoissidos. Hiiliatomien välisille sidoksille eri hybridisaatiotiloissa on yleinen kuvio: s-orbitaalin osuuden kasvaessa hybridiradassa sidoksen pituus pienenee. Esimerkiksi yhdisteiden sarjassa propaani CH3-CH2-CH3, propeeni CH3-CH=CH2, propeeni CH3-C-=CH, CH3-C-sidoksen pituus on vastaavasti 0,154, 0,150 ja 0,146 nm.

Kemiassa käytetään laajasti käsitettä hiiliatomin ja muiden alkuaineiden hybridiradat. Hybridisaation käsite tapana kuvata orbitaalien uudelleenjärjestelyä on välttämätön tapauksissa, joissa pariutumattomien elektronien määrä atomin perustilassa on pienempi kuin muodostuneiden sidosten määrä. Oletetaan, että eri atomikiertoradat, joilla on samanlainen energiataso, ovat vuorovaikutuksessa toistensa kanssa muodostaen hybridiradat, joilla on sama muoto ja energia. Hybridiorbitaalit muodostavat suuremman päällekkäisyyden vuoksi vahvemmat sidokset kuin hybridisoitumattomat kiertoradat.

Hybridisaation tyyppi määrää hybridi-AO:iden orientaation avaruudessa ja siten molekyylien geometrian. Riippuen hybridisaatioon tulleiden orbitaalien lukumäärästä, hiiliatomi voi olla jossakin kolmesta hybridisaatiotilasta. sp3-hybridisaatio. Sp3-hybridisaation seurauksena hiiliatomi perustilasta 1s2-2s2-2p2 siirtyy elektronin siirtymisen johdosta 2s- 2p-orbitaalille virittyneeseen tilaan 1s2-2s1-2p3. Virittyneen hiiliatomin neljän ulomman AO:n sekoittuminen (yksi 2s ja kolme 2p-orbitaalia) synnyttää neljä ekvivalenttia sp-hybridiorbitaalia. Ne ovat muodoltaan tilavuudeltaan kahdeksan, joista toinen on paljon suurempi kuin toinen. Keskinäisen hylkimisen vuoksi sp3-hybridi-AO:t suuntautuvat avaruudessa tetraedrin kärkipisteisiin ja niiden väliset kulmat ovat 109,5° (suotuisin järjestely). Jokainen atomin hybridiorbitaali on täytetty yhdellä elektronilla. Sp3-hybridisaatiotilassa olevan hiiliatomin elektroninen konfiguraatio on 1s2(2sp3)4.

Tällainen hybridisaatiotila on ominaista hiiliatomeille tyydyttyneissä hiilivedyissä (alkaaneissa) ja vastaavasti niiden johdannaisten alkyyliradikaaleissa. sp2-hybridisaatio. Sp2-hybridisaation seurauksena virittyneen hiiliatomin yhden 2s- ja kahden 2p-AO:n sekoittumisesta muodostuu kolme ekvivalenttia sp2-hybridiorbitaalia, jotka sijaitsevat samassa tasossa 120' kulmassa. Hybridisoitumaton 2p-AO on kohtisuorassa tasossa. Sp2-hybridisaatiotilassa olevan hiiliatomin elektroninen konfiguraatio on 1s2-(2sp2)3-2p1. Tällainen hiiliatomi on ominaista tyydyttymättömille hiilivedyille (alkeeneille), samoin kuin joillekin funktionaalisille ryhmille, kuten karbonyylille, karboksyylille ja muille. Sp-hybridisaation seurauksena virittyneen hiiliatomin yhden 2s- ja yhden 2p-orbitaalin sekoittumisesta muodostuu kaksi ekvivalenttia sp-hybridi-AO:ta, jotka sijaitsevat lineaarisesti 180°:n kulmassa. Kaksi hybridisoitumattomana jäljellä olevaa 2p-AO:ta sijaitsevat keskenään kohtisuorassa tasossa. Sp-hybridisaatiotilassa olevan hiiliatomin elektroninen konfiguraatio on 1s2-(2sp)2-2p2. Tällainen atomi löytyy yhdisteistä, joissa on kolmoissidos, esimerkiksi alkyyneissä, nitriileissä. Myös muiden alkuaineiden atomit voivat olla hybridisoituneessa tilassa. Esimerkiksi typpiatomi ammoniumionissa NH4+ ja vastaavasti alkyyliammoniumissa RNН3+ on sp3-hybridisaatiotilassa; pyrrolin ja pyridiinin - sp2 hybridisaatiossa; nitriileissä - sp-hybridisaatio.



Koostuu yhdestä sigma- ja yhdestä pi-sidoksesta, kolminkertaisesta - yhdestä sigma- ja kahdesta ortogonaalisesta pi-sidoksesta.

Sigma- ja pi-sidosten käsitteen kehitti Linus Pauling viime vuosisadan 30-luvulla.

L. Paulingin käsitteestä sigma- ja pi-sidokset tuli olennainen osa valenssisidosteoriaa. Tällä hetkellä on kehitetty animoituja kuvia hybridisaatioita atomikiertoradoista.

L. Pauling itse ei kuitenkaan ollut tyytyväinen sigma- ja pi-sidosten kuvaukseen. F. A. Kekulen muistolle omistetussa teoreettisen orgaanisen kemian symposiumissa (Lontoo, syyskuu 1958) hän hylkäsi σ, π -kuvauksen, ehdotti ja perusteli kaarevan kemiallisen sidoksen teoriaa. Uusi teoria otti selvästi huomioon kovalenttisen kemiallisen sidoksen fysikaalisen merkityksen.

Tietosanakirja YouTube

1 / 3

Pi-sidokset ja hybridisoidut sp2-orbitaalit

Hiiliatomin rakenne. Sigma - ja pi-sidokset. Hybridisaatio. Osa 1

Kemia. Kovalenttinen kemiallinen sidos orgaanisissa yhdisteissä. Foxfordin verkko-oppimiskeskus

Tekstitykset

Viimeisessä videossa puhuimme sigma-sidoksesta. Piirrän 2 ydintä ja orbitaalia. Tässä on tämän atomin sp3-hybridirata, suurin osa siitä täällä. Ja tässä myös sp3-hybridiorbitaali. Tässä on pieni osa, tässä on suuri osa. Sigma-sidos muodostuu sinne, missä kiertoradat menevät päällekkäin. Miten tässä voidaan muodostaa toisenlainen yhteys? Tämä vaatii jonkin verran selitystä. Tämä on sigma-sidos. Se muodostuu, kun 2 orbitaalia limittyy atomiytimiä yhdistävällä akselilla. Toinen sidostyyppi voidaan muodostaa kahdella p-orbitaalilla. Piirrän 2 atomin ja yhden p-orbitaalin ytimet. Tässä ovat ytimet. Nyt piirrän kiertoradat. P-orbitaali on kuin käsipaino. Vedin ne hieman lähemmäs toisiaan. Tässä on käsipainon muotoinen p-orbitaali. Tämä on yksi atomin p-orbitaaleista. Piirrän hänestä lisää. Tässä on yksi p-orbitaaleista. Kuten tämä. Ja tällä atomilla on myös p-orbitaali yhdensuuntainen edellisen kanssa. Oletetaan, että se on näin. Kuten tämä. Olisi pitänyt korjata. Ja nämä kiertoradat menevät päällekkäin. Se siitä. 2 p-orbitaalia ovat yhdensuuntaisia ​​toistensa kanssa. Tässä hybridi-sp3-orbitaalit on suunnattu toisiaan kohti. Ja nämä ovat rinnakkaisia. Joten p-orbitaalit ovat yhdensuuntaisia ​​toistensa kanssa. Ne menevät päällekkäin täällä, ylös ja alas. Tämä on P-sidos. allekirjoitan. Tämä on 1 P -sidos. Se on kirjoitettu yhdellä kreikkalaisella pienellä kirjaimella "P". No, tai niin: "P-liitäntä." Ja tämä -P-sidos muodostuu p-orbitaalien päällekkäisyydestä. Sigma-sidokset ovat tavallisia yksittäisiä sidoksia, ja niihin lisätään P-sidoksia kaksois- ja kolmoissidoksiksi. Jotta ymmärrät paremmin, harkitse eteenimolekyyliä. Sen molekyyli on järjestetty näin. 2 hiiltä yhdistettynä kaksoissidoksella, plus 2 vetyä kummassakin. Ymmärtääksemme paremmin sidoksen muodostumista meidän on piirrettävä kiertoradat hiiliatomien ympärille. Siinä se... Piirrän ensin sp2-hybridiradat. Selitän mitä tapahtuu. Metaanin tapauksessa 1 hiiliatomi on sitoutunut 4 vetyatomiin, jolloin muodostuu kolmiulotteinen tetraedrirakenne, kuten tämä. Tämä atomi on suunnattu meihin. Tämä atomi sijaitsee sivun tasolla. Tämä atomi on sivun tason takana, ja tämä nousee ylös. Tämä on metaania. Hiiliatomi muodostaa sp3-hybridiorbitaalit, joista jokainen muodostaa yhden sigma-sidoksen yhden vetyatomin kanssa. Nyt kirjoitetaan metaanimolekyylin hiiliatomin elektroninen konfiguraatio. Aloitetaan 1s2:sta. Seuraavaksi pitäisi olla 2s2 ja 2p2, mutta itse asiassa kaikki on mielenkiintoisempaa. Katso. 1s-radalla on 2 elektronia, ja 2s- ja 2p-orbitaalien sijasta, joissa on yhteensä 4 elektronia, niillä on sp3-hybridiorbitaalit: tässä yksi, tässä toinen, tässä kolmas sp3-hybridirata ja neljäs. Eristetyllä hiiliatomilla on 2s-kiertorata ja 3 2p-kiertorataa pitkin x-akselia, pitkin y-akselia ja pitkin z-akselia. Viimeisellä videolla näimme, että ne sekoittuvat muodostaen sidoksia metaanimolekyylissä ja elektronit jakautuvat näin. Etyleenimolekyylissä on 2 hiiliatomia, ja lopussa on selvää, että tämä on alkeeni, jossa on kaksoissidos. Tässä tilanteessa hiilen elektroninen konfiguraatio näyttää erilaiselta. Tässä on 1s-kiertorata, ja se on edelleen täynnä. Siinä on 2 elektronia. Ja toisen kuoren elektroneille otan eri värin. Mitä toisessa kuoressa on? Tässä ei ole s- ja p-orbitaaleja, koska nämä 4 elektronia täytyy tehdä parittomaksi, jotta ne voivat muodostaa sidoksia. Jokainen hiiliatomi muodostaa 4 sidosta 4 elektronin kanssa. 1,2,3,4. Mutta nyt s-orbitaali ei hybridisoitu kolmen p-orbitaalin kanssa, vaan niistä kahden kanssa. Tässä on 2sp2-orbitaali. S-orbitaali sekoittuu 2 p-orbitaaliin. 1s ja 2p. Ja yksi p-orbitaali pysyy samana. Ja tämä jäljellä oleva p-orbitaali on vastuussa P-sidoksen muodostumisesta. P-sidoksen läsnäolo johtaa uuteen ilmiöön. Ilmiö pyörimisen puutteesta viestintäakselin ympäri. Nyt ymmärrät. Piirrän molemmat hiiliatomit tilavuuteen. Nyt ymmärrät kaiken. Otan tähän toisen värin. Tässä on hiiliatomi. Tässä on sen ydin. Merkitsen sen C-kirjaimella, se on hiiltä. Ensin tulee 1s orbitaali, tämä pieni pallo. Sitten on hybridi 2sp2 -orbitaalit. Ne sijaitsevat samassa tasossa muodostaen kolmion, kaivon tai "tyynenmeren". Näytän sen mittakaavassa. Tämä kiertorata osoittaa tässä. Tämä on suunnattu sinne. Niissä on toinen, pieni osa, mutta en piirrä sitä, koska se on helpompaa. Ne ovat samanlaisia ​​kuin p-orbitaalit, mutta yksi osista on paljon suurempi kuin toinen. Ja viimeinen on täällä. Se näyttää vähän Mercedes-tunnukselta, jos piirrät ympyrän tähän. Tämä on vasen hiiliatomi. Siinä on 2 vetyatomia. Tässä on 1 atomi. Siellä hän on, täällä. Yhdellä elektronilla 1s kiertoradalla. Tässä on toinen vetyatomi. Tämä atomi tulee olemaan täällä. Ja nyt oikea hiiliatomi. Nyt piirrämme sen. Piirrän hiiliatomit lähelle toisiaan. Tämä on hiiliatomi. Tässä on sen 1s kiertorata. Siinä on sama elektroninen kokoonpano. 1s kiertoradalla ja samat hybridiradat. Kaikista toisen kuoren kiertoradoista piirsin nämä 3. P-orbitaalia en ole vielä piirtänyt. Mutta minä aion. Piirrän ensin liitännät. Ensimmäinen on tämä sp2-hybridiorbitaalin muodostama sidos. Maalaan samalla värillä. Tämän sidoksen muodostaa sp2-hybridiorbitaali. Ja tämä on sigma-sidos. Orbitaalit menevät päällekkäin sidosakselilla. Täällä kaikki on yksinkertaista. Ja vetyatomia on kaksi: yksi sidos täällä, toinen sidos täällä. Tämä kiertorata on hieman suurempi, koska se on lähempänä. Ja tämä vetyatomi on täällä. Ja se on myös sigma-obligaatioita, jos huomaat. S-orbitaali limittyy sp2:n kanssa, limitys on molempien atomien ytimet yhdistävällä akselilla. Yksi sigma-obligaatio, toinen. Tässä on toinen vetyatomi, joka on myös yhdistetty sigmasidoksella. Kaikki kuvan joukkovelkakirjat ovat sigma-lainoja. Turhaan allekirjoitan ne. Merkitsen ne pienillä kreikkalaisilla kirjaimilla "sigma". Ja myös täällä. Joten tämä linkki, tämä linkki, tämä linkki, tämä linkki, tämä linkki on sigma-linkki. Entä näiden atomien jäljellä oleva p-orbitaali? Ne eivät makaa Mercedes-kyltin tasossa, ne nousevat ylös ja alas. Otan uuden värin näille kiertoradalle. Esimerkiksi violetti. Tässä on p-orbitaali. Se on piirrettävä enemmän, erittäin suuri. Yleensä p-orbitaali ei ole niin suuri, mutta piirrän sen näin. Ja tämä p-orbitaali sijaitsee esimerkiksi z-akselia pitkin, ja loput kiertoradat ovat xy-tasossa. Z-akseli on ylös ja alas. Alempien osien tulee myös olla päällekkäin. Piirrän niitä lisää. Näin ja näin. Nämä ovat p-orbitaaleja ja menevät päällekkäin. Näin tämä yhteys muodostuu. Tämä on kaksoissidoksen toinen komponentti. Ja tässä on tarpeen selittää jotain. Se on P-sidos, ja se myös. Se on kaikki sama P-sidos. j Kaksoissidoksen toinen osa. Mitä seuraavaksi? Se on sinänsä heikko, mutta yhdessä sigmasidoksen kanssa se tuo atomeja lähemmäksi toisiaan kuin tavallinen sigmasidos. Siksi kaksoissidos on lyhyempi kuin yksittäinen sigmasidos. Nyt hauskuus alkaa. Jos olisi yksi sigmasidos, molemmat atomiryhmät voisivat pyöriä sidoksen akselin ympäri. Kiertoon sidosakselin ympäri sopii yksisidos. Mutta nämä orbitaalit ovat yhdensuuntaisia ​​toistensa kanssa ja menevät päällekkäin, eikä tämä P-sidos salli pyörimistä. Jos yksi näistä atomiryhmistä pyörii, toinen pyörii sen mukana. P-sidos on osa kaksoissidosta, ja kaksoissidokset ovat jäykkiä. Ja nämä kaksi vetyatomia eivät voi pyöriä erillään kahdesta muusta. Niiden sijainti suhteessa toisiinsa on vakio. Näin tapahtuu. Toivon, että ymmärrät nyt eron sigma- ja p-obligaatioiden välillä. Paremman ymmärtämisen vuoksi otetaan esimerkki asetyleenista. Se on samanlainen kuin eteeni, mutta siinä on kolmoissidos. Yksi vetyatomi kummallakin puolella. Ilmeisesti nämä sidokset ovat sp-orbitaalien muodostamia sigmasidoksia. 2s-orbitaali hybridisoituu yhden p-orbitaalin kanssa, tuloksena olevat sp-hybridiorbitaalit muodostavat sigma-sidoksia, tässä ne ovat. Loput 2 sidosta ovat P-sidoksia. Kuvittele, että toinen p-orbitaali osoittaa meitä, ja tässä toinen, niiden toiset puolikkaat on suunnattu poispäin meistä, ja ne menevät päällekkäin, ja tässä yksi vetyatomi. Ehkä minun pitäisi tehdä siitä video. Toivottavasti en sekoittanut sinua liikaa.

Ajatukset kemiallisen sidoksen muodostumismekanismista vetymolekyylin esimerkillä pätevät myös muihin molekyyleihin. Tällä perusteella luotua kemiallisen sidoksen teoriaa kutsuttiin valenssisidosmenetelmäksi. (MVS).

Perussäännökset:

1) kovalenttinen sidos muodostuu kahden vastakkaisten spinien elektronipilven päällekkäisyyden seurauksena ja muodostunut yhteinen elektronipilvi kuuluu kahdelle atomille;

2) kovalenttinen sidos on sitä vahvempi, mitä enemmän vuorovaikutuksessa olevat elektronipilvet menevät päällekkäin. Elektronipilvien päällekkäisyyden aste riippuu niiden koosta ja tiheydestä;

3) molekyylin muodostumiseen liittyy elektronipilvien puristuminen ja molekyylin koon pieneneminen atomien kokoon verrattuna;

4) sidoksen muodostumiseen osallistuvat ulkoisen energiatason s- ja p-elektronit sekä esiulkoisen energiatason d-elektronit.

Kloorimolekyylissä jokaisella sen atomilla on kahdeksan elektronin täydellinen ulkotaso s 2 p 6, ja kaksi niistä (elektronipari) kuuluu yhtä paljon molempiin atomeihin. Elektronipilvien päällekkäisyys molekyylin muodostumisen aikana on esitetty kuvassa.

Kaavio kemiallisen sidoksen muodostumisesta kloorin Cl 2 (a) ja kloorivedyn HCl (b) molekyyleissä

Kemiallista sidosta, jossa atomiytimiä yhdistävä viiva on sitoutuvan elektronipilven symmetria-akseli, kutsutaan ns. sigma (σ)-sidos. Se tapahtuu, kun atomikiertoradat menevät päällekkäin. Sidotaan päällekkäisten s-s-orbitaalien kanssa H2-molekyylissä; p-p-orbitaalit Cl2-molekyylissä ja s-p-orbitaalit HCl-molekyylissä ovat sigma-sidoksia. Mahdollinen atomiorbitaalien "sivuttainen" päällekkäisyys. Kun päällekkäiset p-elektronipilvet ovat kohtisuorassa sidosakseliin nähden, ts. y- ja z-akseleita pitkin muodostuu kaksi päällekkäistä aluetta, jotka sijaitsevat tämän akselin molemmilla puolilla.

Tätä kovalenttista sidosta kutsutaan pi(p)-sidos. Elektronipilvien päällekkäisyys π-sidoksen muodostumisen aikana on pienempi. Lisäksi limitysalueet sijaitsevat kauempana ytimistä kuin σ-sidoksen muodostumisessa. Näistä syistä johtuen π-sidos on vähemmän vahva kuin σ-sidos. Siksi kaksoissidoksen energia on pienempi kuin kaksi kertaa yksittäisen sidoksen energia, joka on aina σ-sidos. Lisäksi σ-sidoksella on aksiaalinen, sylinterimäinen symmetria ja se on pyörimiskappale atomiytimiä yhdistävän linjan ympärillä. Päinvastoin, π-sidoksella ei ole sylinterimäistä symmetriaa.

Yksittäinen sidos on aina puhdas tai hybridi σ-sidos. Kaksoissidos koostuu yhdestä σ- ja yhdestä π-sidoksesta, jotka sijaitsevat kohtisuorassa toisiinsa nähden. σ-sidos on vahvempi kuin π-sidos. Yhdisteissä, joissa on useita sidoksia, on aina yksi σ-sidos ja yksi tai kaksi π-sidosta.