Kuva 1. Alkuaineiden kiertoradan säteet (ra) ja yhden elektronin kemiallisen sidoksen pituus (d)

Yksinkertaisin yhden elektronin kemiallinen sidos syntyy yhdellä valenssielektronilla. Osoittautuu, että yksi elektroni pystyy pitämään kaksi positiivisesti varautunutta ionia yhdessä kokonaisuudessa. Yhden elektronin sidoksessa positiivisesti varautuneiden hiukkasten Coulombin hylkivät voimat kompensoidaan näiden hiukkasten Coulombin vetovoimalla negatiivisesti varautuneeseen elektroniin. Valenssielektroni tulee yhteiseksi molekyylin kahdelle ytimelle.

Esimerkkejä tällaisista kemiallisista yhdisteistä ovat molekyyli-ionit: H2+, Li2+, Na2+, K2+, Rb2+, Cs2+:

Polaarinen kovalenttinen sidos esiintyy heteronukleaarisissa kaksiatomisissa molekyyleissä (kuva 3). Polaarisessa kemiallisessa sidoksessa oleva sitoutuva elektronipari on lähellä atomia, jolla on korkeampi ensimmäinen ionisaatiopotentiaali.

Polaaristen molekyylien avaruudellista rakennetta kuvaavaa atomiytimien välistä etäisyyttä d voidaan likimäärin pitää vastaavien atomien kovalenttisten säteiden summana.

Joidenkin polaaristen aineiden luonnehdinta

Sitoutuvan elektroniparin siirtyminen yhteen polaarisen molekyylin ytimistä johtaa sähködipolin ilmaantumiseen (elektrodynamiikka) (kuva 4).

Positiivisten ja negatiivisten varausten painopisteiden välistä etäisyyttä kutsutaan dipolin pituudeksi. Molekyylin polariteetti, samoin kuin sidoksen polariteetti, arvioidaan dipolimomentin μ arvolla, joka on dipolin pituuden l ja elektronivarauksen arvon tulo:

Useita kovalenttisia sidoksia

Useita kovalenttisia sidoksia edustavat tyydyttymättömät orgaaniset yhdisteet, jotka sisältävät kemiallisia kaksois- ja kolmoissidoksia. Tyydyttymättömien yhdisteiden luonteen kuvaamiseksi L. Pauling esittelee käsitteet sigma- ja π-sidokset, atomiorbitaalien hybridisaatio.

Paulingin hybridisaatio kahdelle S- ja kahdelle p-elektronille mahdollisti kemiallisten sidosten suuntaavuuden, erityisesti metaanin tetraedrisen konfiguraation selittämisen. Eteenin rakenteen selittämiseksi on tarpeen eristää yksi p-elektroni neljästä ekvivalentista hiiliatomin Sp 3 -elektronista lisäsidoksen muodostamiseksi, jota kutsutaan π-sidokseksi. Tässä tapauksessa kolme jäljellä olevaa Sp2-hybridiorbitaalia sijaitsevat tasossa 120° kulmassa ja muodostavat pääsidokset, esimerkiksi litteän eteenimolekyylin (kuvio 5).

Paulingin uudessa teoriassa kaikki sitoutuvat elektronit tulivat yhtäläisiksi ja yhtä kaukana molekyylin ytimiä yhdistävästä linjasta. Paulingin teoria taivutetusta kemiallisesta sidoksesta otti huomioon M. Bornin tilastollisen tulkinnan aaltofunktiosta, elektronien Coulombin elektronikorrelaatiosta. Fysikaalinen merkitys ilmestyi - kemiallisen sidoksen luonteen määrää täysin ytimien ja elektronien sähköinen vuorovaikutus. Mitä enemmän sitoutuvia elektroneja, sitä pienempi on ytimien välinen etäisyys ja sitä vahvempi kemiallinen sidos hiiliatomien välillä.

Kolmen keskuksen kemiallinen sidos

Kemiallista sidosta koskevia ideoita kehitti edelleen amerikkalainen fysikaalinen kemisti W. Lipscomb, joka kehitti teorian kahden elektronin kolmikeskuksen sidoksista ja topologisen teorian, joka mahdollistaa joidenkin muiden boorihydridien (boorihydridien) rakenteen ennustamisen. ).

Kolmen keskuksen kemiallisen sidoksen elektroniparista tulee yhteinen kolmelle atomiytimelle. Kolmikeskuksen kemiallisen sidoksen yksinkertaisimmassa edustajassa - molekyylivetyionissa H 3 + - elektroniparissa on kolme protonia yhtenä kokonaisuutena (kuva 6).

Kuva 7. Diboran

Boraanien olemassaolo niiden kahden elektronin kolmen keskuksen sidoksineen "silta" vetyatomien kanssa rikkoi kanonista valenssioppia. Vetyatomi, jota pidettiin aiemmin vakiona yksiarvoisena alkuaineena, osoittautui sitoutuneeksi identtisillä sidoksilla kahden booriatomin kanssa ja siitä tuli muodollisesti kaksiarvoinen alkuaine. W. Lipscombin työ boraanien rakenteen tulkitsemiseksi laajensi ymmärrystä kemiallisesta sidoksesta. Nobel-komitea myönsi William Nunn Lipscomb -palkinnon kemiassa vuonna 1976 sanamuodolla "Boraanien (borohydriittien) rakenteen tutkimuksista, jotka selvittävät kemiallisten sidosten ongelmia".

Monikeskuskemiallinen sidos

Kuva 8. Ferroseenimolekyyli

Kuva 9. Dibentseenikromi

Kuva 10. Uranoseeni

Kaikki kymmenen sidosta (C-Fe) ferroseenimolekyylissä ovat ekvivalentteja, Fe-c:n ytimien välinen etäisyys on 2,04 Å. Kaikki ferroseenimolekyylin hiiliatomit ovat rakenteellisesti ja kemiallisesti ekvivalentteja, kunkin C-C-sidoksen pituus on 1,40 - 1,41 Å (vertailuksi bentseenissä C-C-sidoksen pituus on 1,39 Å). Rautaatomin ympärille ilmestyy 36 elektronin kuori.

Kemiallisen sidoksen dynamiikka

Kemiallinen sidos on melko dynaaminen. Siten metallisidos muuttuu kovalenttiseksi sidokseksi faasisiirtymän aikana metallin haihtumisen aikana. Metallin siirtyminen kiinteästä tilasta höyrytilaan vaatii suuria energiamääriä.

Höyryissä nämä metallit koostuvat käytännössä homonukleaarisista diatomisista molekyyleistä ja vapaista atomeista. Kun metallihöyry tiivistyy, kovalenttinen sidos muuttuu metalliksi.

Tyypillisellä ionisidoksella varustettujen suolojen, kuten alkalimetallifluoridien, haihtuminen johtaa ionisidoksen tuhoutumiseen ja heteronukleaaristen diatomisten molekyylien muodostumiseen, joissa on polaarinen kovalenttinen sidos. Tässä tapauksessa dimeeristen molekyylien muodostuminen siltasidoksilla tapahtuu.

Alkalimetallifluoridien ja niiden dimeerien molekyylien kemiallisen sidoksen karakterisointi.

Alkalimetallifluoridien höyryjen kondensoitumisen aikana polaarinen kovalenttinen sidos muuttuu ioniseksi, jolloin muodostuu vastaava suolan kidehila.

Kovalentin siirtymisen mekanismi metallisidokseksi

Kuva 11. Elektroniparin kiertoradan säteen r e ja kovalenttisen kemiallisen sidoksen pituuden d välinen suhde

Kuva 12. Kaksiatomisten molekyylien dipolien suuntautuminen ja vääristyneen oktaederisen klusterin fragmentin muodostuminen alkalimetallihöyryjen kondensaation aikana

Kuva 13. Alkalimetallikiteiden ytimien runkokeskeinen kuutiojärjestely ja linkki

Dispersion vetovoima (Lontoo-voimat) aiheuttaa atomien välistä vuorovaikutusta ja homonukleaaristen diatomisten molekyylien muodostumista alkalimetalliatomeista.

Metalli-metalli kovalenttisen sidoksen muodostuminen liittyy vuorovaikutuksessa olevien atomien elektronikuorten muodonmuutokseen - valenssielektronit luovat sitovan elektroniparin, jonka elektronitiheys keskittyy tuloksena olevan molekyylin atomiytimien väliseen tilaan. Alkalimetallien homonukleaaristen diatomisten molekyylien ominainen piirre on kovalenttisen sidoksen pitkä pituus (3,6-5,8 kertaa vetymolekyylin sidoksen pituus) ja sen repeämisen pieni energia.

Ilmoitettu re:n ja d:n välinen suhde määrää sähkövarausten epätasaisen jakautumisen molekyylissä - molekyylin keskiosaan on keskittynyt sitovan elektroniparin negatiivinen sähkövaraus ja molekyylin päissä positiiviset sähkövaraukset. kahdesta atomiytimestä.

Sähkövarausten epätasainen jakautuminen luo olosuhteet molekyylien vuorovaikutukselle orientaatiovoimien (van der Waalsin voimat) vuoksi. Alkalimetallien molekyylit pyrkivät orientoitumaan siten, että läheisyyteen ilmestyy vastakkaisia ​​sähkövarauksia. Tämän seurauksena molekyylien väliin vaikuttavat vetovoimat. Jälkimmäisen läsnäolon vuoksi alkalimetallimolekyylit lähestyvät toisiaan ja ovat enemmän tai vähemmän lujasti kiinni. Samanaikaisesti jokaisessa niistä tapahtuu jonkin verran muodonmuutosta naapurimolekyylien lähempänä sijaitsevien napojen vaikutuksesta (kuva 12).

Itse asiassa alkuperäisen kaksiatomisen molekyylin sitovat elektronit, jotka putoavat neljän positiivisesti varautuneen alkalimetallimolekyylien atomiytimen sähkökenttään, irtautuvat atomin kiertoradalta ja vapautuvat.

Tässä tapauksessa sidoselektroniparista tulee yleinen jopa kuuden kationin järjestelmässä. Metallin kidehilan rakentaminen alkaa klusterivaiheessa. Alkalimetallien kidehilassa liitoslinkin rakenne on selkeästi ilmaistu, ja se on muotoiltu vääristyneen litteän oktaedrin muotoon - neliömäinen bipyramidi, jonka korkeus ja pohjan reunat ovat yhtä suuret kuin vakion translaation arvo. hila a w (kuva 13).

Alkalimetallikiteen translaatiohilavakion arvo a w ylittää merkittävästi alkalimetallimolekyylin kovalenttisen sidoksen pituuden, joten on yleisesti hyväksyttyä, että metallissa olevat elektronit ovat vapaassa tilassa:

Metallin vapaiden elektronien ominaisuuksiin liittyvä matemaattinen rakenne identifioidaan yleensä "Fermi-pinnalla", jota tulisi pitää geometrisena paikkana, jossa elektronit asuvat ja tarjoavat metallin pääominaisuuden - sähkövirran johtamisen.

Kun verrataan alkalimetallihöyryjen kondensaatioprosessia kaasujen, esimerkiksi vedyn, kondensaatioprosessiin, metallin ominaisuuksissa ilmenee ominaispiirre. Joten jos vedyn kondensaation aikana ilmaantuu heikkoja molekyylien välisiä vuorovaikutuksia, metallihöyryjen kondensaation aikana tapahtuu kemiallisille reaktioille ominaisia ​​prosesseja. Itse metallihöyryn kondensaatio etenee useissa vaiheissa ja sitä voidaan kuvata seuraavalla prosessilla: vapaa atomi → kovalenttisella sidoksella varustettu kaksiatominen molekyyli → metalliklusteri → kompakti metalli metallisidoksella.

Alvuorovaikutukseen liittyy niiden dimerisoituminen. Dimeeristä molekyyliä voidaan pitää sähköisenä kvadrupolina (kuva 15). Tällä hetkellä pääominaisuudet (kemialliset sidospituudet ja sidoskulmat) tunnetaan.

Kemiallinen sidospituus ja sidoskulmat alkalimetallihalogenidien dimeereissä (E 2 X 2) (kaasufaasi).

E 2 x 2	X=F		X = Cl		X = Br		X = I
	d EF, Å		d ECl, Å		d EBr , Å		d EI , Å
Li 2 x 2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na 2 x 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K2X2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs 2 x 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

Kondensaatioprosessissa orientaatiovoimien vaikutus tehostuu, molekyylien väliseen vuorovaikutukseen liittyy klustereiden muodostuminen ja sitten kiinteä aine. Alkalimetallihalogenidit muodostavat kiteitä, joissa on yksinkertainen kuutio ja runkokeskeinen kuutiohila.

Alkalimetallihalogenidien hilatyyppi ja translaatiohilavakio.

Kiteytysprosessissa atomien välinen etäisyys kasvaa edelleen, mikä johtaa elektronin poistamiseen alkalimetalliatomin kiertoradalta ja elektronin siirtymiseen halogeeniatomiin vastaavien ionien muodostuessa. Ionien voimakentät jakautuvat tasaisesti kaikkiin suuntiin avaruudessa. Tässä suhteessa alkalimetallikiteissä kunkin ionin voimakenttä ei missään tapauksessa koordinoi yhtä ionia päinvastaisella merkillä, koska on tapana edustaa kvalitatiivisesti ionisidosta (Na + Cl -).

Ioniyhdisteiden kiteissä Na + Cl - ja Cs + Cl - tyyppisten yksinkertaisten kahden ionin molekyylien käsite menettää merkityksensä, koska alkalimetalli-ioni liittyy kuuteen kloridi-ioniin (natriumkloridikiteessä) ja kahdeksaan. kloori-ionit (cesiumkloridikiteessä. Tässä tapauksessa kaikki ionien väliset etäisyydet kiteissä ovat yhtä kaukana.

Huomautuksia

1. Epäorgaanisen kemian käsikirja. Epäorgaanisten aineiden vakiot. - M .: "Kemia", 1987. - S. 124. - 320 s.
2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Epäorgaanisen kemian käsikirja. Epäorgaanisten aineiden vakiot. - M .: "Kemia", 1987. - S. 132-136. - 320 s.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Miten kemialliset sidokset muodostuvat ja miten kemialliset reaktiot etenevät. - M .: julkaisuryhmä "Border", 2007. - 320 s. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Nekrasov B.V. Yleinen kemian kurssi. - M .: Goshimizdat, 1962. - S. 88. - 976 s.
5. Pauling L. Kemiallisen sidoksen luonne / toimittanut Ya.K. Syrkin. - per. englannista. M.E. Djatkina. - M.-L.: Goshimizdat, 1947. - 440 s.
6. Teoreettinen orgaaninen kemia / toim. R.Kh. Freidlina. - per. englannista. Yu.G. Bundel. - M .: Toim. ulkomainen kirjallisuus, 1963. - 365 s.
7. Lemenovsky D.A., Levitsky M.M. Russian Chemical Journal (D.I. Mendelejevin mukaan nimetty Russian Chemical Societyn lehti). - 2000. - T. XLIV, numero 6. - S. 63-86.
8. Chemical Encyclopedic Dictionary / Ch. toim. I.L.Knunyants. - M .: Sov. Encyclopedia, 1983. - S. 607. - 792 s.
9. Nekrasov B.V. Yleinen kemian kurssi. - M .: Goshimizdat, 1962. - S. 679. - 976 s.
10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Epäorgaanisen kemian käsikirja. Epäorgaanisten aineiden vakiot. - M .: "Kemia", 1987. - S. 155-161. - 320 s.
11. Gillespie R. Molekyylien geometria / per. englannista. E.Z. Zasorina ja V.S. Mastryukov, toim. Yu.A. Pentina. - M .: "Mir", 1975. - S. 49. - 278 s.
12. Kemistin käsikirja. - 2. painos, tarkistettu. ja ylimääräisiä - L.-M.: GNTI Chemical Literature, 1962. - T. 1. - S. 402-513. - 1072 s.
13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Epäorgaanisen kemian käsikirja. Epäorgaanisten aineiden vakiot .. - M .: "Kemia", 1987. - S. 132-136. - 320 s.
14. Zieman J. Elektronit metalleissa (johdanto Fermi-pintojen teoriaan). Fysikaalisten tieteiden edistysaskel .. - 1962. - T. 78, numero 2. - 291 s.

Katso myös

• kemiallinen sidos- artikkeli Great Soviet Encyclopediasta
• kemiallinen sidos- Chemport.ru
• kemiallinen sidos- Fyysinen tietosanakirja

Voimat, jotka sitovat atomeja toisiinsa, ovat luonteeltaan samaa sähköistä. Mutta näiden voimien muodostumis- ja ilmentymismekanismien erojen vuoksi kemialliset sidokset voivat olla erilaisia.

Erottaa kolme suuri tyyppivalenssi kemiallinen sidos: kovalenttinen, ioninen ja metallinen.

Niiden lisäksi suuri merkitys ja jakelu ovat: vety yhteys mikä voi olla valenssi ja ei-valenttinen, ja ei-valenttinen kemiallinen sidos - m molekyylien välinen ( tai van der Waalsow), muodostaen suhteellisen pieniä molekyylejä ja valtavia molekyylikokonaisuuksia - super- ja supramolekyylisiä nanorakenteita.

kovalenttinen kemiallinen sidos (atomi, homeopolaarinen) -

Tämä on kemiallinen sidos suoritettu yleinen vuorovaikutuksessa oleville atomeille yksi-kolmeelektroniparia .

Tämä yhteys on kahden elektronin ja kaksikeskinen(sitoutuu 2 atomiydintä).

Tässä tapauksessa kovalenttinen sidos on yleisin ja yleisin tyyppi valenssikemiallinen sidos binääriyhdisteissä - välillä a) ei-metallien atomit ja b) amfoteeristen metallien ja ei-metallien atomit.

Esimerkkejä: H-H (vetymolekyylissä H2); neljä S-O-sidosta (S042-ionissa); kolme Al-H-sidosta (AlH3-molekyylissä); Fe-S (FeS-molekyylissä) jne.

Erikoisuudet kovalenttisidos - suuntautuminen ja kylläisyys.

Suuntautuminen - kovalenttisen sidoksen tärkein ominaisuus, alkaen

joka riippuu molekyylien ja kemiallisten yhdisteiden rakenteesta (konfiguraatiosta, geometriasta). Kovalenttisen sidoksen avaruudellinen orientaatio määrittää aineen kemiallisen ja kidekemiallisen rakenteen. kovalenttisidos aina suunnattu valenssielektronien atomikiertoradan maksimaalisen päällekkäisyyden suuntaan vuorovaikutuksessa olevia atomeja, jolloin muodostuu yhteinen elektronipilvi ja vahvin kemiallinen sidos. Suuntautuminen ilmaistaan ​​kulmien muodossa eri aineiden molekyyleissä ja kiintoainekiteissä olevien atomien sitoutumissuuntien välillä.

Kyllästyvyys on omaisuutta, joka erottaa kovalenttisen sidoksen kaikista muista hiukkasten vuorovaikutuksista, jotka ilmenevät mm atomien kyky muodostaa rajoitettu määrä kovalenttisia sidoksia, koska jokainen sitoutuvien elektronien pari muodostuu vain valenssi elektroneja, joilla on vastakkaiset spinit ja joiden lukumäärä atomissa on rajoitettu valenssi, 1-8. Tässä tapauksessa on kiellettyä käyttää samaa atomikiertorataa kahdesti kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi (Pauli-periaate).

Valenssi - tämä on atomin kyky kiinnittää tai korvata tietty määrä muita atomeja valenssikemiallisten sidosten muodostuksella.

Spin teorian mukaan kovalenttisidos valenssi päättänyt parittomia elektroneja maa- tai viritetyssä tilassa olevassa atomissa .

Eli eri elementeille kyky muodostaa tietty määrä kovalenttisia sidoksia rajoittuu vastaanottamiseen pariutumattomien elektronien enimmäismäärä atomiensa viritetyssä tilassa.

Atomin jännittynyt tila - tämä on atomin tila, jonka se saa ulkopuolelta lisäenergiaa aiheuttaen höyryssä antirinnakkaiselektroneja, jotka miehittävät yhden atomiradan, ts. yhden näistä elektroneista siirtyminen paritilasta vapaalle (vapaalle) kiertoradalle sama tai kiinni energiataso.

Esimerkiksi, järjestelmä täyte s-, r-AO ja valenssi (AT) kalsiumatomissa Sa enimmäkseen ja innostunut tila seuraavat:

On huomattava, että atomit kyllästetyillä valenssisidoksilla voi muodostua lisää kovalenttisia sidoksia luovuttaja-akseptorilla tai muulla mekanismilla (kuten esimerkiksi kompleksisissa yhdisteissä).

kovalenttisidos voi ollanapainen jaei-polaarinen .

kovalenttisidos ei-polaarinen , e jos sosialisoituneita valenssielektroneja tasaisesti jakaantuneena vuorovaikutuksessa olevien atomien ytimien väliin, päällekkäisten atomikiertoratojen aluetta (elektronipilviä) vetää puoleensa molemmat ytimet samalla voimalla ja siksi maksimi kokonaiselektronitiheys ei ole vinoutunut kumpaankaan niistä.

Tämän tyyppinen kovalenttinen sidos syntyy, kun kaksi identtinen alkuaineatomeja. Kovalenttinen sidos identtisten atomien välillä kutsutaan myös atomi- tai homeopolaarinen .

Polar yhteys syntyy kahden eri kemiallisten alkuaineiden atomin vuorovaikutuksen aikana, jos toinen atomeista johtuu suuremmasta arvosta elektronegatiivisuus vetää puoleensa valenssielektroneja voimakkaammin, ja sitten kokonaiselektronitiheys siirtyy enemmän tai vähemmän tätä atomia kohti.

Polaarisella sidoksella todennäköisyys löytää elektroni toisen atomin ytimestä on suurempi kuin toisen atomin ytimestä.

Polaarisen laadullinen ominaisuus viestintä -

suhteellisen elektronegatiivisuuden ero (|‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE |)‌‌‌ liittyvät atomeja : mitä suurempi se on, sitä polaarisempi kovalenttinen sidos on.

Napapiirin kvantitatiiviset ominaisuudet viestintä, nuo. sidoksen ja kompleksisen molekyylin polariteetin mitta - dipolisähkömomentti μ St. , yhtä kuin työtehollinen varaus δ dipolipituutta l kohti d : μ St. = δ ∙ l d . mittayksikkö μ St.- Heippa. 1 Hyvästi = 3,3.10 -30 C/m.

sähköinen dipoli - tämä on sähköisesti neutraali järjestelmä, jossa on kaksi sähkövarausta, jotka ovat yhtä suuret ja vastakkaiset merkillä + δ ja - δ .

Dipoli momentti (dipolin sähkömomentti μ St. ) – vektorisuure . Se on yleisesti hyväksyttyä vektorin suunta (+) - (-) Ottelut kokonaiselektronitiheysalueen siirtymäsuunnassa(koko elektronipilvi) polarisoidut atomit.

Monimutkaisen polyatomisen molekyylin yleinen dipolimomentti riippuu siinä olevien polaaristen sidosten lukumäärästä ja avaruudellisesta suunnasta. Siten dipolimomenttien määrittäminen mahdollistaa paitsi molekyylien sidosten luonteen arvioimisen, myös niiden sijainnin avaruudessa, ts. molekyylin tilakonfiguraatiosta.

Elektronegatiivisuuden eron kasvaessa | ‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE|‌‌‌ Kun atomit muodostavat sidoksen, dipolin sähkömomentti kasvaa.

On huomattava, että sidoksen dipolimomentin määrittäminen on monimutkainen ja ei aina ratkaistavissa oleva ongelma (sidoksen vuorovaikutus, tuntematon suunta μ St. jne.).

Kvanttimekaaniset menetelmät kovalenttisen sidoksen kuvaamiseen – selittää kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismi.

Kapellimestari W. Geytler ja F. London, Saksa. tutkijat (1927), vetymolekyylissä H 2 olevan kovalenttisen sidoksen muodostumisen energiatasapainon laskeminen mahdollisti johtopäätös: kovalenttisen sidoksen luonne, kuten mikä tahansa muu kemiallinen sidostyyppi, piileesähköinen vuorovaikutus, joka tapahtuu kvanttimekaanisen mikrojärjestelmän olosuhteissa.

Käytä kuvaamaan kovalenttisen kemiallisen sidoksen muodostumismekanismia kaksi likimääräistä kvanttimekaanista menetelmää :

valenssisidokset ja molekyyliradat – ei poissulkeva, vaan toisiaan täydentävä.

2.1. Valenssisidosmenetelmä (MVS taipaikallisia elektronipareja ), W. Geytlerin ja F. Londonin vuonna 1927 ehdottama, perustuu seuraavaan määräyksiä :

1) kemiallinen sidos kahden atomin välillä syntyy atomiorbitaalien osittaisen päällekkäisyyden seurauksena, jolloin muodostuu yhteinen elektronitiheys elektronien yhteisparille, joilla on vastakkaiset spinit, korkeampi kuin muilla avaruuden alueilla kunkin ytimen ympärillä;

2) kovalenttinen sidos muodostuu vain, kun elektronit, joilla on antirinnakkaisspinit, ovat vuorovaikutuksessa, eli vastakkaisilla spinkvanttiluvuilla m S = + 1/2 ;

3) kovalenttisen sidoksen ominaisuudet (energia, pituus, polariteetti jne.) määritetään näkymä liitännät (σ –, π –, δ –), päällekkäisen AO:n aste(mitä suurempi se on, sitä vahvempi kemiallinen sidos, eli mitä suurempi sidosenergia ja lyhyempi pituus), elektronegatiivisuus vuorovaikutuksessa olevat atomit;

4) MVS voi muodostaa kovalenttisen sidoksen kaksi tapaa (kaksi mekanismia) , pohjimmiltaan erilaisia, mutta joilla on sama tulos – valenssielektroniparin sosialisointi molemmilla vuorovaikutuksessa olevilla atomeilla: a) vaihto, koska yhden elektronin atomikiertoradat menevät päällekkäin vastakkaisten elektronien spinien kanssa, kun jokainen atomi antaa yhden elektronin sidosta kohti päällekkäin - sidos voi olla joko polaarinen tai ei-polaarinen, b) luovuttaja-akseptori johtuen yhden atomin kaksielektronisesta AO:sta ja toisen vapaasta (vapaasta) orbitaalista, päällä kenelle yksi atomi (luovuttaja) mahdollistaa elektroniparin sitoutumisen kiertoradalla paritilassa ja toinen atomi (akseptori) muodostaa vapaan kiertoradan. Tämä synnyttää polaarinen sidos.

2.2. Monimutkainen (koordinaatio)yhdisteet, monet molekyyli-ionit, jotka ovat monimutkaisia,(ammonium, booritetrahydridi jne.) muodostuu luovuttaja-akseptorisidoksen - toisin sanoen koordinaatiosidoksen - läsnä ollessa.

Esimerkiksi ammoniumionin muodostumisreaktiossa NH 3 + H + = NH 4 + ammoniakkimolekyyli NH3 on elektroniparin luovuttaja ja H + -protoni on vastaanottaja.

Reaktiossa ВН 3 + Н - = ВН 4 - hydridi-ioni Н - toimii elektroniparin luovuttajana, ja boorihydridimolekyyli ВН 3, jossa on vapaa AO, on vastaanottajan rooli.

Kemiallisen sidoksen monikertaisuus. Liitännät σ -, π – , δ –.

Eri tyyppisten AO:iden maksimaalinen päällekkäisyys (vahvimpien kemiallisten sidosten muodostuksessa) saavutetaan niiden spesifisellä orientaatiolla avaruudessa, johtuen niiden energiapinnan erilaisesta muodosta.

AO:n tyyppi ja niiden päällekkäisyyden suunta määräävät σ -, π – , δ - liitännät:

σ (sigma) – yhteys – se on aina noindinaari (yksinkertainen) joukkovelkakirjalaina jotka johtuvat osittaisesta päällekkäisyydestä yksi pari s -, s x -, d - JSCakselia pitkin , ytimen yhdistäminen vuorovaikutuksessa olevia atomeja.

Yksittäiset joukkovelkakirjat aina ovat σ - liitännät.

Useita joukkovelkakirjoja – π (pi) - (myös δ (delta )–liitännät),kaksinkertainen tai kolminkertaistaa vastaavasti suoritettuja kovalenttisia sidoksiakaksi taikolme paria elektroneja kun niiden atomiradat menevät päällekkäin.

π (pi) -yhteys suoritetaan päällekkäin R y -, s z - ja d - JSC päällä ytimiä yhdistävän akselin molemmilla puolilla atomit, keskenään kohtisuorassa tasossa ;

δ (delta ) - yhteys tapahtuu päällekkäin kaksi d-orbitaalia sijaitsee yhdensuuntaisissa tasoissa .

Kestävin niistä σ -, π – , δ – liitännät On σ – sidos , mutta π - yhteydet perustuvat σ – sidos, muoto vielä vahvempi useita sidoksia: kaksois- ja kolmoissidokset.

Minkä tahansa kaksoissidos sisältää yksi σ – ja yksi π – liitännät, kolminkertaistaa - alkaen yksiσ – ja kaksiπ – yhteyksiä.

Yksinkertainen (yksi)sidos Sidostyypit bioorgaanisissa yhdisteissä.

Parametrin nimi	Merkitys
Artikkelin aihe:	Yksinkertainen (yksi)sidos Sidostyypit bioorgaanisissa yhdisteissä.
Otsikko (teemaattinen luokka)	Kemia

kovalenttisidos. Useita yhteyksiä. ei-napainen liitäntä. napainen liitäntä.

valenssielektronit. Hybridi (hybridisoitu) orbitaali. Linkin pituus

Avainsanat.

Kemiallisten sidosten karakterisointi bioorgaanisissa yhdisteissä

AROMAATTISUUS

LUENTO 1

YHDISTETYT JÄRJESTELMÄT: ASYKLINEN JA SYKLINEN.

1. Bioorgaanisten yhdisteiden kemiallisten sidosten ominaisuudet. Hiiliatomin orbitaalien hybridisaatio.

2. Konjugaattijärjestelmien luokitus: asykliset ja sykliset.

3 Konjugaatiotyypit: π, π ja π, p

4. Konjugoitujen järjestelmien stabiilisuuden kriteerit - ʼʼ konjugaatioenergiaʼʼ

5. Asykliset (ei-sykliset) konjugaattijärjestelmät, konjugaatiotyypit. Tärkeimmät edustajat (alkadieenit, tyydyttymättömät karboksyylihapot, A-vitamiini, karoteeni, lykopeeni).

6. Sykliset liitosjärjestelmät. Aromaattiset kriteerit. Hückelin sääntö. π-π-, π-ρ-konjugaation rooli aromaattisten järjestelmien muodostumisessa.

7. Karbosykliset aromaattiset yhdisteet: (bentseeni, naftaleeni, antraseeni, fenantreeni, fenoli, aniliini, bentsoehappo) - rakenne, aromaattisen järjestelmän muodostuminen.

8. Heterosykliset aromaattiset yhdisteet (pyridiini, pyrimidiini, pyrroli, puriini, imidatsoli, furaani, tiofeeni) - rakenne, aromaattisen järjestelmän muodostumisen piirteet. Typpiatomin elektronisten orbitaalien hybridisaatio viisi- ja kuusijäsenisten heteroaromaattisten yhdisteiden muodostuksessa.

9. Konjugoituja sidosjärjestelmiä sisältävien ja aromaattisten luonnonyhdisteiden lääketieteellis-biologinen merkitys.

Alkutietotaso aiheen hallitsemiseksi (koulun kemian kurssi):

Alkuaineiden elektroniset konfiguraatiot (hiili, happi, typpi, vety, rikki, halogeenit), ʼʼorbitaaliʼʼ-käsite, orbitaalien hybridisaatio ja kauden 2 elementtien orbitaalien avaruudellinen orientaatio, kemiallisten sidosten tyypit, kovalenttisen σ muodostumisen piirteet - ja π-sidokset, alkuaineiden elektronegatiivisuuden muutokset jaksossa ja ryhmässä, luokittelu ja orgaanisten yhdisteiden nimikkeistön periaatteet.

Orgaaniset molekyylit muodostuvat kovalenttisten sidosten kautta. Kovalenttiset sidokset syntyvät kahden atomiytimen välillä yhteisen (sosialisoidun) elektroniparin ansiosta. Tämä menetelmä viittaa vaihtomekanismiin. Muodostuu ei-polaarisia ja polaarisia sidoksia.

Ei-polaarisille sidoksille on ominaista elektronitiheyden symmetrinen jakautuminen kahden atomin välillä, jotka tämä sidos yhdistää.

Polaarisille sidoksille on ominaista elektronitiheyden epäsymmetrinen (epätasainen) jakautuminen, se siirtyy kohti elektronegatiivisempaa atomia.

Elektronegatiivisuussarja (sävelletty alaspäin)

A) elementit: F> O> N> C1> Br> I ~~ S> C> H

B) hiiliatomi: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

Kovalenttisia sidoksia on kahta tyyppiä: sigma (σ) ja pi (π).

Orgaanisissa molekyyleissä sigma-sidoksia (σ) muodostavat elektronit, jotka sijaitsevat hybridi- (hybridisoituneilla) kiertoradoilla, elektronitiheys sijaitsee atomien välissä niiden sitoutumisviivalla.

π-sidokset (pi-sidokset) syntyvät, kun kaksi hybridisoimatonta p-orbitaalia menevät päällekkäin. Niiden pääakselit ovat yhdensuuntaiset toistensa kanssa ja kohtisuorassa σ-sidosviivaa vastaan. σ- ja π-sidosten yhdistelmää kutsutaan kaksoissidokseksi, se koostuu kahdesta elektroniparista. Kolmoissidos koostuu kolmesta elektroniparista - yhdestä σ - ja kahdesta π -sidoksesta (Se on erittäin harvinainen bioorgaanisissa yhdisteissä).

σ - Sidokset osallistuvat molekyylin rungon muodostumiseen, ne ovat tärkeimmät ja π -sidoksia voidaan pitää lisänä, mutta ne antavat molekyyleille erityisiä kemiallisia ominaisuuksia.

1.2. Hiiliatomin orbitaalien hybridisaatio 6 C

Hiiliatomin virittymättömän tilan elektroninen konfiguraatio

ilmaistaan ​​elektronien jakautumana 1s 2 2s 2 2p 2.

Samanaikaisesti bioorgaanisissa yhdisteissä, samoin kuin useimmissa epäorgaanisissa aineissa, hiiliatomin valenssi on neljä.

Yksi 2s-elektroneista siirtyy vapaalle 2p-kiertoradalle. Hiiliatomin virittyneitä tiloja syntyy, jolloin syntyy mahdollisuus kolmen hybriditilan muodostumiseen, joita merkitään С sp 3 , С sp 2 , С sp .

Hybridiradalla on ominaisuudet, jotka eroavat "puhtaista" s-, p-, d-orbitaaleista, ja se on kahden tai useamman tyyppisen hybridisoimattoman kiertoradan "seos".

Hybridiorbitaalit ovat ominaisia ​​atomeille vain molekyyleissä.

Nobel-palkinnon voittaja L. Pauling esitteli hybridisaation käsitteen vuonna 1931.

Harkitse hybridiorbitaalien järjestelyä avaruudessa.

C sp 3 --- -- -- ---

Herätetyssä tilassa muodostuu 4 ekvivalenttia hybridiorbitaalia. Sidosten sijainti vastaa säännöllisen tetraedrin keskikulmien suuntaa, minkä tahansa kahden sidoksen välinen kulma on 109 0 28 , .

Alkaaneissa ja niiden johdannaisissa (alkoholit, haloalkaanit, amiinit) kaikki hiili-, happi- ja typpiatomit ovat samassa sp 3 -hybriditilassa. Hiiliatomi muodostaa neljä, typpiatomi kolme, happiatomi kaksi kovalenttista σ -liitännät. Näiden sidosten ympärillä molekyylin osat voivat pyöriä vapaasti suhteessa toisiinsa.

Herätetyssä tilassa sp 2 syntyy kolme ekvivalenttia hybridiorbitaalia, joissa sijaitsevat elektronit muodostavat kolme σ -sidosten, jotka sijaitsevat samassa tasossa, sidosten välinen kulma on 120 0 . Hybridisoitumaton 2p - muodostuu kahden vierekkäisen atomin orbitaalit π -yhteys. Se sijaitsee kohtisuorassa tasoon nähden, jossa ne ovat σ -liitännät. P-elektronien vuorovaikutusta kutsutaan tässä tapauksessa ʼʼ lateraaliseksi limittäiseksiʼʼ. Kaksoissidos ei salli molekyylin osien vapaata pyörimistä itsensä ympärillä. Molekyylin osien kiinteään asemaan liittyy kahden geometrisen tasomaisen isomeerimuodon muodostuminen, joita kutsutaan: cis (cis) - ja trans (trans) - isomeerit. (IVY- lat- toisella puolella trans- lat- kautta).

π -yhteys

Kaksoissidoksella kytketyt atomit ovat sp 2 -hybridisaatiotilassa ja

alkeeneissa, aromaattisissa yhdisteissä, muodostavat karbonyyliryhmän

>C=O, atsometiiniryhmä (iminoryhmä) -CH= N-

sp 2 - --- -- ---

Orgaanisen yhdisteen rakennekaava on kuvattu käyttämällä Lewisin rakenteita (jokainen atomien välinen elektronipari korvataan viivalla)

C2H6CH3-CH3HH

1.3. Kovalenttisten sidosten polarisaatio

Kovalenttiselle polaariselle sidokselle on ominaista elektronitiheyden epätasainen jakautuminen. Kahta ehdollista kuvaa käytetään osoittamaan elektronitiheyden muutoksen suunta.

Polaarinen σ - sidos. Elektronitiheyden muutos osoitetaan nuolella viestintälinjaa pitkin. Nuolen pää osoittaa kohti elektronegatiivisempaa atomia. Osittaisten positiivisten ja negatiivisten varausten esiintyminen osoitetaan kirjaimella ʼʼbʼʼ ʼʼdeltaʼʼ halutulla varausmerkillä.

b + b- b+ b + b- b + b-

CH 3 -\u003e O<- Н СН 3 - >C1CH3 -\u003e NH2

metanoli kloorimetaani aminometaani (metyyliamiini)

Polaarinen π-sidos. Elektronitiheyden muutos on osoitettu puoliympyrän muotoisella (kaarevalla) nuolella pi-sidoksen yläpuolella, joka on myös suunnattu elektronegatiivisempaan atomiin. ()

b + b- b + b-

H 2 C \u003d O CH 3 - C = = O

metanaali |

CH3propanoni -2

1. Määritä hiili-, happi- ja typpiatomien hybridisaatiotyyppi yhdisteissä A, B, C. Nimeä yhdisteet käyttämällä IUPAC-nimikkeistösääntöjä.

A. CH 3 - CH 2 - CH 2 -OH B. CH 2 \u003d CH - CH 2 - CH \u003d O

B. CH3-NH-C2H5

2. Tee merkinnät, jotka kuvaavat yhdisteiden (A - D) kaikkien osoitettujen sidosten polarisaatiosuuntaa.

A. CH 3 - Br B. C 2 H 5 - O- H C. CH 3 - NH - C 2 H 5

G. C 2H 5 - CH = O

Yksinkertainen (yksi)sidos Sidostyypit bioorgaanisissa yhdisteissä. - käsite ja tyypit. Luokan "Yksi (yksi) sidos" luokittelu ja ominaisuudet Bioorgaanisten yhdisteiden sidostyypit. 2017, 2018.

kovalenttinen kemiallinen sidos esiintyy atomien välisissä molekyyleissä yhteisten elektroniparien muodostumisen vuoksi. Kovalenttisen sidoksen tyyppi voidaan ymmärtää sekä sen muodostumismekanismina että sidoksen polariteettina. Yleensä kovalenttiset sidokset voidaan luokitella seuraavasti:

• Muodostumismekanismin mukaan kovalenttinen sidos voidaan muodostaa vaihto- tai luovuttaja-akseptorimekanismilla.
• Kovalenttisen sidoksen polariteetti voi olla ei-polaarinen tai polaarinen.
• Kovalenttisen sidoksen moninkertaisuuden mukaan se voi olla yksi-, kaksois- tai kolminkertainen.

Tämä tarkoittaa, että kovalenttisella sidoksella molekyylissä on kolme ominaisuutta. Esimerkiksi kloorivetymolekyylissä (HCl) kovalenttinen sidos muodostuu vaihtomekanismilla, se on polaarinen ja yksittäinen. Ammoniumkationissa (NH 4 +) muodostuu kovalenttinen sidos ammoniakin (NH 3) ja vetykationin (H +) välille luovuttaja-akseptorimekanismin mukaisesti, lisäksi tämä sidos on polaarinen, on yksittäinen. Typpimolekyylissä (N 2) kovalenttinen sidos muodostuu vaihtomekanismista, se on ei-polaarinen, se on kolminkertainen.

klo vaihtomekanismi kovalenttisen sidoksen muodostuessa jokaisessa atomissa on vapaa elektroni (tai useita elektroneja). Eri atomien vapaat elektronit muodostavat pareja yhteisen elektronipilven muodossa.

klo luovuttaja-akseptorimekanismi kovalenttisen sidoksen muodostuessa toisella atomilla on vapaa elektronipari ja toisessa tyhjä orbitaali. Ensimmäinen (luovuttaja) antaa parin yhteiskäyttöön toisen (vastaanotin) kanssa. Joten ammoniumkationissa typellä on yksittäinen pari ja vetyionilla on vapaa orbitaali.

Ei-polaarinen kovalenttinen sidos muodostuu saman kemiallisen alkuaineen atomien välille. Joten vedyn (H2), hapen (O2) jne. molekyyleissä sidos on ei-polaarinen. Tämä tarkoittaa, että yhteinen elektronipari kuuluu molemmille atomeille tasapuolisesti, koska niillä on sama elektronegatiivisuus.

Polaarinen kovalenttinen sidos muodostuu eri kemiallisten alkuaineiden atomien välille. Elektronegatiivisempi atomi syrjäyttää elektroniparin itseään kohti. Mitä suurempi ero atomien elektronegatiivisuudessa on, sitä enemmän elektronit siirtyvät ja sidos on polaarisempi. Joten CH 4:ssä yhteisten elektroniparien siirtyminen vetyatomeista hiiliatomiin ei ole niin suuri, koska hiili ei ole paljon elektronegatiivisempi kuin vety. Fluoridivedyssä HF-sidos on kuitenkin erittäin polaarinen, koska vedyn ja fluorin elektronegatiivisuuden ero on merkittävä.

Yksi kovalenttinen sidos syntyy, kun atomit jakavat saman elektroniparin kaksinkertainen- jos kaksi kolminkertaistaa- jos kolme. Esimerkki yksittäisestä kovalenttisesta sidoksesta voivat olla vetymolekyylit (H2), vetykloridi (HCl). Esimerkki kaksoiskovalenttisesta sidoksesta on happimolekyyli (O 2), jossa jokaisessa happiatomissa on kaksi paritonta elektronia. Esimerkki kolmoiskovalenttisesta sidoksesta on typpimolekyyli (N2).

kovalenttisidos. Useita yhteyksiä. ei-napainen liitäntä. napainen liitäntä.

valenssielektronit. Hybridi (hybridisoitu) orbitaali. Linkin pituus

Avainsanat.

Kemiallisten sidosten karakterisointi bioorgaanisissa yhdisteissä

AROMAATTISUUS

LUENTO 1

YHDISTETYT JÄRJESTELMÄT: ASYKLINEN JA SYKLINEN.

1. Bioorgaanisten yhdisteiden kemiallisten sidosten karakterisointi. Hiiliatomin orbitaalien hybridisaatio.

2. Konjugaattijärjestelmien luokitus: asykliset ja sykliset.

3 Konjugaatiotyypit: π, π ja π, p

4. Konjugoitujen järjestelmien stabiilisuuden kriteerit - "konjugaatioenergia"

5. Asykliset (ei-sykliset) konjugaattijärjestelmät, konjugaatiotyypit. Tärkeimmät edustajat (alkadieenit, tyydyttymättömät karboksyylihapot, A-vitamiini, karoteeni, lykopeeni).

6. Sykliset liitosjärjestelmät. Aromaattiset kriteerit. Hückelin sääntö. π-π-, π-ρ-konjugaation rooli aromaattisten järjestelmien muodostumisessa.

7. Karbosykliset aromaattiset yhdisteet: (bentseeni, naftaleeni, antraseeni, fenantreeni, fenoli, aniliini, bentsoehappo) - rakenne, aromaattisen järjestelmän muodostuminen.

8. Heterosykliset aromaattiset yhdisteet (pyridiini, pyrimidiini, pyrroli, puriini, imidatsoli, furaani, tiofeeni) - rakenne, aromaattisen järjestelmän muodostumisen piirteet. Typpiatomin elektroniratojen hybridisaatio viisi- ja kuusijäsenisten heteroaromaattisten yhdisteiden muodostuksessa.

9. Konjugoituja sidosjärjestelmiä sisältävien ja aromaattisten luonnonyhdisteiden lääketieteellis-biologinen merkitys.

Alkutietotaso aiheen hallitsemiseksi (koulun kemian kurssi):

Alkuaineiden elektroniset konfiguraatiot (hiili, happi, typpi, vety, rikki, halogeenit), "kiertoradan" käsite, kiertoradan hybridisaatio ja toisen jakson elementtien kiertoradan avaruudellinen suuntautuminen, kemiallisten sidostyypit, kiertoradan ominaisuudet. kovalenttisten σ- ja π-sidosten muodostuminen, alkuaineiden elektronegatiivisuuden muutokset jaksossa ja ryhmässä, orgaanisten yhdisteiden luokittelu ja nimikkeistön periaatteet.

Orgaaniset molekyylit muodostuvat kovalenttisten sidosten kautta. Kovalenttiset sidokset syntyvät kahden atomiytimen välillä yhteisen (sosialisoidun) elektroniparin ansiosta. Tämä menetelmä viittaa vaihtomekanismiin. Muodostuu ei-polaarisia ja polaarisia sidoksia.

Ei-polaarisille sidoksille on ominaista elektronitiheyden symmetrinen jakautuminen kahden atomin välillä, jotka tämä sidos yhdistää.

Polaarisille sidoksille on ominaista elektronitiheyden epäsymmetrinen (epätasainen) jakautuminen; se siirtyy kohti elektronegatiivisempaa atomia.

Elektronegatiivisuussarja (sävelletty alaspäin)

A) elementit: F> O> N> C1> Br> I ~~ S> C> H

B) hiiliatomi: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

Kovalenttisia sidoksia voi olla kahta tyyppiä: sigma (σ) ja pi (π).

Orgaanisissa molekyyleissä sigma-sidoksia (σ) muodostavat elektronit, jotka sijaitsevat hybridi- (hybridisoituneilla) kiertoradoilla, elektronitiheys sijaitsee atomien välissä niiden sitoutumisviivalla.

π-sidokset (pi-sidokset) syntyvät, kun kaksi hybridisoimatonta p-orbitaalia menevät päällekkäin. Niiden pääakselit ovat yhdensuuntaiset toistensa kanssa ja kohtisuorassa σ-sidosviivaa vastaan. σ- ja π-sidosten yhdistelmää kutsutaan kaksoissidokseksi, se koostuu kahdesta elektroniparista. Kolmoissidos koostuu kolmesta elektroniparista - yhdestä σ - ja kahdesta π -sidoksesta (Se on erittäin harvinainen bioorgaanisissa yhdisteissä).

σ - Sidokset osallistuvat molekyylin rungon muodostumiseen, ne ovat tärkeimmät ja π -sidoksia voidaan pitää lisänä, mutta ne antavat molekyyleille erityisiä kemiallisia ominaisuuksia.

1.2. Hiiliatomin orbitaalien hybridisaatio 6 C

Hiiliatomin virittymättömän tilan elektroninen konfiguraatio

ilmaistaan ​​elektronien jakaumana 1s 2 2s 2 2p 2 .

Kuitenkin bioorgaanisissa yhdisteissä, kuten myös useimmissa epäorgaanisissa aineissa, hiiliatomin valenssi on neljä.

Yksi 2s-elektroneista siirtyy vapaalle 2p-kiertoradalle. Hiiliatomin virittyneitä tiloja syntyy, jolloin syntyy mahdollisuus kolmen hybriditilan muodostumiseen, joita merkitään С sp 3 , С sp 2 , С sp .

Hybridiradalla on ominaisuudet, jotka eroavat "puhtaista" s-, p-, d-orbitaaleista, ja se on kahden tai useamman tyyppisen hybridisoimattoman kiertoradan "seos".

Hybridiorbitaalit ovat ominaisia ​​atomeille vain molekyyleissä.

Nobel-palkinnon voittaja L. Pauling esitteli hybridisaation käsitteen vuonna 1931.

Harkitse hybridiorbitaalien järjestelyä avaruudessa.

C sp 3 --- -- -- ---

Herätetyssä tilassa muodostuu 4 ekvivalenttia hybridiorbitaalia. Sidosten sijainti vastaa säännöllisen tetraedrin keskikulmien suuntaa, minkä tahansa kahden sidoksen välinen kulma on 109 0 28 , .

Alkaaneissa ja niiden johdannaisissa (alkoholit, haloalkaanit, amiinit) kaikki hiili-, happi- ja typpiatomit ovat samassa sp 3 -hybriditilassa. Hiiliatomi muodostaa neljä, typpiatomi kolme, happiatomi kaksi kovalenttista σ -liitännät. Näiden sidosten ympärillä molekyylin osat voivat pyöriä vapaasti suhteessa toisiinsa.

Herätetyssä tilassa sp 2 syntyy kolme ekvivalenttia hybridiorbitaalia, joissa sijaitsevat elektronit muodostavat kolme σ -sidosten, jotka sijaitsevat samassa tasossa, sidosten välinen kulma on 120 0 . Muodostuu kahden vierekkäisen atomin hybridisoimattomat 2p-orbitaalit π -yhteys. Se sijaitsee kohtisuorassa tasoon nähden, jossa ne ovat σ -liitännät. P-elektronien vuorovaikutusta kutsutaan tässä tapauksessa "sivuttaiseksi päällekkäisyydeksi". Kaksoissidos ei salli molekyylin osien vapaata pyörimistä itsensä ympärillä. Molekyylin osien kiinteään asemaan liittyy kahden geometrisen tasomaisen isomeerimuodon muodostuminen, joita kutsutaan: cis (cis) - ja trans (trans) - isomeerit. (IVY- lat- toisella puolella trans- lat- kautta).

π -yhteys

Kaksoissidoksella kytketyt atomit ovat sp 2 -hybridisaatiotilassa ja

alkeeneissa, aromaattisissa yhdisteissä, muodostavat karbonyyliryhmän

>C=O, atsometiiniryhmä (iminoryhmä) -CH= N-

sp 2 - --- -- ---

Orgaanisen yhdisteen rakennekaava on kuvattu käyttämällä Lewisin rakenteita (jokainen atomien välinen elektronipari korvataan viivalla)

C2H6CH3-CH3HH

1.3. Kovalenttisten sidosten polarisaatio

Kovalenttiselle polaariselle sidokselle on ominaista elektronitiheyden epätasainen jakautuminen. Kahta ehdollista kuvaa käytetään osoittamaan elektronitiheyden muutoksen suunta.

Polaarinen σ - sidos. Elektronitiheyden muutos osoitetaan nuolella viestintälinjaa pitkin. Nuolen pää osoittaa kohti elektronegatiivisempaa atomia. Osittaisten positiivisten ja negatiivisten varausten esiintyminen osoitetaan kirjaimella "b" "delta" halutulla varausmerkillä.

b + b- b+ b + b- b + b-

CH 3 -\u003e O<- Н СН 3 - >C1CH3 -\u003e NH2

metanoli kloorimetaani aminometaani (metyyliamiini)

Polaarinen π-sidos. Elektronitiheyden muutos on osoitettu puoliympyrän muotoisella (kaarevalla) nuolella pi-sidoksen yläpuolella, joka on myös suunnattu elektronegatiivisempaan atomiin. ()

b + b- b + b-

H 2 C \u003d O CH 3 - C = = O

metanaali |

CH3propanoni -2

1. Määritä hiili-, happi- ja typpiatomien hybridisaatiotyyppi yhdisteissä A, B, C. Nimeä yhdisteet käyttämällä IUPAC-nimikkeistösääntöjä.

A. CH 3 - CH 2 - CH 2 -OH B. CH 2 \u003d CH - CH 2 - CH \u003d O

B. CH3-NH-C2H5

2. Tee merkinnät, jotka kuvaavat yhdisteiden (A - D) kaikkien osoitettujen sidosten polarisaatiosuuntaa.

A. CH 3 - Br B. C 2 H 5 - O- H C. CH 3 - NH - C 2 H 5