Orgaanisen kemian eteeni ei ehkä ole tiili, vaan koko lohko. Eteenimolekyyli koostuu kahdesta hiiliatomista ja neljästä vetyatomista.
Miten eteeni rakennetaan? Loppujen lopuksi kaikissa orgaanisissa yhdisteissä hiilen on oltava neliarvoinen, ja eteenimolekyylissä jokainen hiiliatomi liittyy toiseen hiileen ja kahteen vetyyn, eli se on ikään kuin kolmiarvoinen.
Ei, eteenimolekyylin hiilen neliarvoisuuden periaatetta ei rikota: kaksi hiiliatomia ei ole kytketty toisiinsa yksinkertaisella, kuten etaanissa, vaan kaksoissidoksella. Jokainen valenssi on merkitty viivalla, ja jos yhdistämme kaksi hiiliatomia kahdella viivalla, pidämme hiilineliarvoisena:
Mutta mitä tällaisten nimitysten takana piilee, miten yhden viivan edustama yhteys eroaa kahden viivan edustamasta yhteydestä?
Muista, kuinka etaanimolekyyli muodostuu. Jokaisen hiiliatomin ympärille muodostuu hybridisaation, ts. sekoittamisen, yhden 5- ja kolmen p-orbitaalin keskiarvon tuloksena neljä täysin identtistä hybridisoitua 5p3-orbitaalia, jotka on suunnattu eri suuntiin.

Eteenin tapauksessa hiiliatomien väliset sidokset rakentuvat eri tavalla. Tässä vain kaksi orbitaalia yhdellä 5 kiertoradalla. Tuloksena muodostuu kolme hybridisoitua 5p2-orbitaalia, jotka sijaitsevat samassa tasossa: kaksi niistä limittyy kahden vetyatomin 5 kiertoradan kanssa ja sitoo nämä vedyt hiileen ja kolmas $p2 kiertorata limittyy täsmälleen saman toisen hiiliatomin kiertoradan kanssa. Tämä sidos vastaa yhtä katkoviivaa kahden hiiliatomin välillä. Mitä toinen rivi symboloi?
Muista, että meillä on vielä yksi p-elektroni jäljellä. Se muodostaa pilven tilavuuden kahdeksan muodossa, joka on suunnattu kohtisuoraan kolmen kiertoradan tasoon nähden. Nämä elektronipilvet (yksi kahdeksasluku kustakin hiilestä) voivat myös mennä päällekkäin toistensa kanssa, mutta ei vastakkain, koska kaksi $ p2-orbitaalit menevät päällekkäin ja "sivuttain". Tämä päällekkäisyys ilmaistaan ​​toisella viivalla. Ensimmäisen tyypin ("otsat") yhteyttä merkitään kreikkalaisella kirjaimella a (sigma), ja yhteyttä, jossa elektronipilvet menevät päällekkäin "sivusuunnassa", kutsutaan n-sidokseksi (ja tällaisia ​​elektroneja itseään kutsutaan n-elektroneiksi). Yhdessä tämä on kaksoissidos. Kaksoissidos on lyhyempi kuin yksinkertainen sidos, sen pituus on 0,133 mm.
Joten, olemme purkaneet toisen osan laitteen, josta voit rakentaa orgaanisten yhdisteiden "rakennuksia". Mitä nämä rakennukset ovat?
Otetaan ensin sellaiset yhdistelmät: yksi eteenimolekyyli ja useita metaanimolekyylejä. Jos eteenimolekyylissä yksi vetyatomi korvataan metyyliryhmällä (eli metaanijäännöksellä), saadaan propeenia (toisin sanoen propeenia) CH2=CH-CH3.
Muodostetaan nyt seuraava homologisen sarjan jäsen (eli jäsen, jossa on yksi CH2-ryhmää enemmän). Tätä varten korvaamme yhden propeenin vetyatomeista metyyliryhmällä. Tällaiselle korvaamiselle on useita mahdollisuuksia, minkä seurauksena saamme kolme erilaista butyleeniä (buteenia).
Kun metyyliryhmän vety korvataan, saadaan normaali buteeni-1: CH2=CH—CH2—CH3. Vedyn korvaaminen toisessa päässä antaa buteeni-2: CH3-€H=CH-CH3. Lopuksi, korvaamalla kaksoissidoksen ainoan vedyn, saadaan mso-butyleeni: CH2=C(CH3)2. Nämä ovat kolme erilaista ainetta, joilla on erilaiset kiehumis- ja sulamispisteet. Kaikkien näiden hiilivetyjen koostumus heijastuu yleiskaavassa CnH2n. Samalla tavalla voidaan johtaa kaavat kaikille mahdollisille penteeneille, hekseeneille jne.
Joten olemme oppineet saamaan tyydyttymättömiä hiilivetyjä paperille. Miten ne todellisuudessa hankitaan?
Yksinkertaisimpien alkeenien (eli tyydyttymättömien hiilivetyjen) päälähde on öljytuotteet, joista etyleeni eristetään kuumentamisen ja tislauksen jälkeen.
propeeni, butyleenit... Jos alkaani (tyydyttynyt hiilivety) kuumennetaan 500-600°C korkeassa paineessa katalyytin läsnäollessa, kaksi vetyatomia irtoaa ja alkeeni muodostuu. Esimerkiksi n-butaanista saadaan buteeni-1:n ja buteeni-2:n seos.
Laboratoriossa tyydyttymättömiä hiilivetyjä (esimerkiksi eteeniä) saadaan poistamalla vettä alkoholeista; tätä varten niitä kuumennetaan katalyyttisellä määrällä happoa:
IDO 200 °С CH3—CH2—OH ----- CH2=CH2
On myös mahdollista erottaa vetyhalogenidimolekyyli emäksellä tyydyttyneiden hiilivetyjen halogeenijohdannaisista:
NaON
CH3—CH3—CH2C1 SH CH3—CH=CH2—HC!
Reaktioiden kirjo, joihin kaksoissidoksella varustetut yhdisteet tulevat, on paljon monipuolisempi, laajempi kuin alkaanien muunnossarja. Harkitse yhtä näistä tyydyttymättömien yhdisteiden reaktioista.
Tyydyttymättömät aineet lisäävät kaksoissidokseen halogeenivetyjä ja muodostuu halogeenisubstituoituja tyydyttyneitä hiilivetyjä (eli reaktio on päinvastainen kuin juuri kirjoitettu). Mutta jos lisäät halogenidin epäsymmetriseen alkeeniin. (jossa, mutta kaksoissidoksen molemmilla puolilla on eri ryhmiä), voidaan saada kaksi erilaista johdannaista, esimerkiksi propeenin tapauksessa joko CH3CH2CH2C1 tai CH3CHSNCHUN3.
Venäläinen kemisti V. V. Markovnikov tutki tätä reaktiota viime vuosisadalla. Hän vahvisti säännön, joka nyt kantaa hänen nimeään: halogeeni on kiinnittynyt vähiten hydrattuihin hiiliatomiin (eli siihen, joka liittyy vähiten vetyatomeihin). Tämä tarkoittaa, että pääasiassa isopropyylikloridia CH3CH1CH3 muodostuu propeenista. Mutta miksi reaktio menee niin kuin se menee? Moderni teoria tarjoaa selityksen Markovikovin säännölle. Esitämme tämän teorian hieman yksinkertaistetussa muodossa.
Tosiasia on, että jopa näennäisesti yksinkertaisten kemiallisten reaktioiden mekanismit ovat melko monimutkaisia, ne sisältävät useita vaiheita. Näin on myös vetyhalogenidin lisäysreaktion kanssa. Kloorivetymolekyyli ei ole kiinnittynyt alkeenimolekyyliin välittömästi, vaan osissa. Vetyä lisätään ensin P1+-protonin muodossa. Positiivisesti varautunut protoni lähestyy propeenimolekyyliä. Mihin kaksoissidottuista hiileistä se hyökkää? Osoittautuu - äärimmäinen, koska sillä on pieni negatiivinen varaus, merkitty b- (delta miinus). Mutta kuinka tämä varaus, pieni ylimäärä elektronitiheyttä, syntyi?
Metyyliryhmä on "syyllinen" tähän. Se näyttää hylkivän itsestään elektroneja, jotka siksi kerääntyvät vastakkaiseen hiiliatomiin poispäin metyyliryhmästä. Korostamme vain vielä kerran, että tämä elektronitiheyden muutos on hyvin pieni. Se on paljon vähemmän kuin jos kokonainen elektroni siirtyisi keskimmäisestä hiiliatomista ulompaan. Silloin keskimmäisen atomin päälle pitäisi laittaa plus ja äärimmäisen miinus (laitamme merkin q-, joka tarkoittaa pientä osaa elektronin negatiivisesta kokonaisvarauksesta).
Joten nyt on selvää, että positiivisesti varautunut protoni lähestyy paljon todennäköisemmin ulompaa hiiliatomia, joka kantaa ylimääräistä elektronitiheyttä.
Positiivisesti varautunut protoni liittyy varautumattomaan molekyyliin ja siirtää varauksensa siihen. Missä tämä maksu sijaitsee? Jos protoni liittyisi keskimmäiseen hiiliatomiin, varaus syntyisi uloimpaan hiileen. Itse asiassa protoni lähestyy ulointa hiiliatomia ja varaus syntyy keskimmäiseen hiileen. Onko sillä väliä mihin varaus on keskittynyt? Kyllä, ja siinä on suuri ero. Molemmat karbokationit (eli orgaaniset hiukkaset, joissa on positiivinen varaus hiiliatomissa) ovat epävakaita eivätkä elä kovin kauan. Mutta silti, toinen kationi on vakaampi: tosiasia on, että sitä ympäröivät molemmin puolin metyyliryhmät; ja tiedämme jo, että metyyliryhmät pystyvät luovuttamaan elektroneja, karkottamaan niitä itsestään. Osoittautuu, että metyyliryhmät kompensoivat osittain syntyvän positiivisen varauksen. Ja mitä pienempi tämä varaus, sitä vakaampi karbokationi. Ensimmäisessä tapauksessa vain yksi etyyliryhmä sammuttaa positiivisen varauksen, tämä karbokationi on vähemmän stabiili kuin toinen.
Yleensä mitä vakaampi hiukkanen on, sitä helpompi se on muodostua. Ja tämä tarkoittaa, että toinen karbokationi saadaan paljon useammin kuin ensimmäinen. Reaktion toinen vaihe on negatiivisesti varautuneen kloori-ionin lisääminen karbokationiin. Koska toisen tyypin karbokationi vallitsee ensimmäisen vaiheen tuotteissa, koko reaktion seurauksena yhdelle 1-klooripropaanimolekyylille on tuhansia isomeerimolekyylejä, joissa kloori on kiinnittynyt keskimääräiseen hiileen. Siksi sanomme, että lisäys etenee pääasiassa Markovnikov-säännön mukaisesti. Kaksi tekijää - protonin hyökkäyksen paikka ensimmäisessä vaiheessa ja tämän jälkeen muodostuneen karbokationin stabiilius - määräävät tämän säännön täyttymisen.
Tyydyttymättömät yhdisteet kiinnittävät helposti kloorivedyn lisäksi myös. monia muita molekyylejä. Tyypillisiä esimerkkejä eteenin kemiallisista muutoksista on esitetty kaaviossa.
Lukijalla voi olla kysymys: onko olemassa orgaanisia molekyylejä, jotka on rakennettu vain eteenilohkoista? Kyllä siellä on. Ja yksinkertaisin edustaja on butadieeni CH2=CH-CH=CH2. Tätä yhdistettä käytetään laajasti synteettisen kumin valmistuksessa. Hiilivetylykopeenia, punaisia ​​kiteitä, löydettiin tomaateista ja hedelmistä. Tämän aineen hiiliketjussa on 13 kaksoissidosta.

kemiallinen sidos

Kaikki vuorovaikutukset, jotka johtavat kemiallisten hiukkasten (atomit, molekyylit, ionit jne.) yhdistymiseen aineiksi, jaetaan kemiallisiin sidoksiin ja molekyylien välisiin sidoksiin (molekyylien väliset vuorovaikutukset).

kemialliset sidokset- sidoksia suoraan atomien välillä. On ionisia, kovalenttisia ja metallisia sidoksia.

Molekyylien väliset sidokset- molekyylien väliset sidokset. Nämä ovat vetysidos, ioni-dipolisidos (tämän sidoksen muodostumisen vuoksi tapahtuu esimerkiksi ionien hydraatiokuoren muodostuminen), dipoli-dipolisidos (tämän sidoksen muodostumisen vuoksi molekyylit polaariset aineet yhdistetään esimerkiksi nestemäiseen asetoniin) jne.

Ionisidos- kemiallinen sidos, joka muodostuu vastakkaisesti varautuneiden ionien sähköstaattisen vetovoiman vuoksi. Binääriyhdisteissä (kahden alkuaineen yhdisteet) se muodostuu, kun sitoutuvien atomien koot eroavat suuresti toisistaan: jotkut atomit ovat suuria, toiset pieniä - eli jotkut atomit luovuttavat helposti elektroneja, kun taas toiset pyrkivät hyväksy ne (yleensä nämä ovat alkuaineiden atomeja, jotka muodostavat tyypillisiä metalleja, ja elementtien atomeja, jotka muodostavat tyypillisiä epämetalleja); tällaisten atomien elektronegatiivisuus on myös hyvin erilainen.
Ionisidos on suuntaamaton ja tyydyttymätön.

kovalenttisidos- kemiallinen sidos, joka syntyy yhteisen elektroniparin muodostumisen vuoksi. Kovalenttinen sidos muodostuu pienten atomien välille, joilla on sama tai läheinen säde. Välttämätön ehto on parittomia elektroneja molemmissa sitoutuneissa atomeissa (vaihtomekanismi) tai jakamaton pari yhdessä atomissa ja vapaa orbitaali toisessa (donori-akseptorimekanismi):

Yhteisten elektroniparien lukumäärän mukaan kovalenttiset sidokset jaetaan
• yksinkertainen (yksi)- yksi pari elektroneja
• kaksinkertainen- kaksi paria elektroneja
• kolminkertaistaa- kolme paria elektroneja.

Kaksois- ja kolmoissidoksia kutsutaan monisidoksiksi.

Sitoutuneiden atomien välisen elektronitiheyden jakautumisen mukaan kovalenttinen sidos jaetaan ei-polaarinen ja napainen. Ei-polaarinen sidos muodostuu identtisten atomien välille, polaarinen sidos erilaisten atomien välille.

Elektronegatiivisuus- mitta aineen atomin kyvystä vetää puoleensa yhteisiä elektronipareja.
Polaaristen sidosten elektroniparit ovat vinoutuneet kohti elektronegatiivisempia elementtejä. Itse elektroniparien siirtymää kutsutaan sidospolarisaatioksi. Polarisoinnin aikana muodostuneet osittaiset (ylimääräiset) varaukset on merkitty + ja -, esimerkiksi: .

Elektronipilvien ("orbitaalien") päällekkäisyyden luonteen mukaan kovalenttinen sidos jaetaan -sidokseksi ja -sidokseksi.
- Sidos muodostuu elektronipilvien suorasta päällekkäisyydestä (atomiytimiä yhdistävää suoraa linjaa pitkin), - sidos - sivusuunnassa limittymisen vuoksi (molemmalle puolelle tasoa, jossa atomiytimet sijaitsevat).

Kovalenttinen sidos on suunnattu ja kyllästävä sekä polarisoituva.
Kovalenttisten sidosten keskinäisen suunnan selittämiseen ja ennustamiseen käytetään hybridisaatiomallia.

Atomiorbitaalien ja elektronipilvien hybridisaatio- ehdotettu atomikiertoradan kohdistaminen energiassa ja elektronipilvien muodon muodostaminen atomin kovalenttisten sidosten muodostuksen aikana.
Kolme yleisintä hybridisaatiotyyppiä ovat: sp-, sp 2 ja sp 3 - hybridisaatio. Esimerkiksi:
sp-hybridisaatio - C2H2-, BeH2-, CO2-molekyyleissä (lineaarinen rakenne);
sp 2-hybridisaatio - C2H4-, C6H6-, BF3-molekyyleissä (tasainen kolmion muoto);
sp 3-hybridisaatio - CCl4-, SiH4-, CH4-molekyylissä (tetraedrinen muoto); NH3 (pyramidin muotoinen); H 2 O (kulman muoto).

metallinen liitos- kemiallinen sidos, joka muodostuu metallikiteen kaikkien sitoutuneiden atomien valenssielektronien sosialisoitumisesta. Tämän seurauksena kiteen muodostuu yksi elektronipilvi, joka siirtyy helposti sähköjännitteen vaikutuksesta - tästä syystä metallien korkea sähkönjohtavuus.
Metallisidos muodostuu, kun sitoutuneet atomit ovat suuria ja siksi niillä on taipumus luovuttaa elektroneja. Yksinkertaiset aineet, joissa on metallisidos - metallit (Na, Ba, Al, Cu, Au jne.), monimutkaiset aineet - metallien väliset yhdisteet (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 jne.).
Metallisella sidoksella ei ole kyllästymissuuntaa. Se säilyy myös metallisulaissa.

vetysidos- molekyylien välinen sidos, joka muodostuu, koska vetyatomi, jolla on suuri positiivinen osavaraus, hyväksyy osittain erittäin elektronegatiivisen atomin elektroniparin. Se muodostuu, kun yhdessä molekyylissä on atomi, jossa on yksinäinen elektronipari ja korkea elektronegatiivisuus (F, O, N), ja toisessa on vetyatomi, joka on sitoutunut vahvasti polaarisella sidoksella yhteen näistä atomeista. Esimerkkejä molekyylien välisistä vetysidoksista:

H—O—H ··· OH 2, H–O–H ··· NH3, H–O–H ··· F–H, H–F ··· H–F.

Molekyylinsisäisiä vetysidoksia on polypeptidien, nukleiinihappojen, proteiinien jne. molekyyleissä.

Minkä tahansa sidoksen vahvuuden mitta on sidoksen energia.
Sidosenergiaa on energia, joka tarvitaan katkaisemaan tietty kemiallinen sidos 1 moolissa ainetta. Mittayksikkö on 1 kJ/mol.

Ioni- ja kovalenttisten sidosten energiat ovat samaa suuruusluokkaa, vetysidoksen energia on suuruusluokkaa pienempi.

Kovalenttisen sidoksen energia riippuu sitoutuneiden atomien koosta (sidoksen pituudesta) ja sidoksen moninkertaisuudesta. Mitä pienempiä atomeja on ja mitä suurempi sidoksen monikertaisuus, sitä suurempi on sen energia.

Ionisidoksen energia riippuu ionien koosta ja niiden varauksista. Mitä pienempiä ionit ovat ja mitä suurempi niiden varaus, sitä suurempi sitoutumisenergia.

Aineen rakenne

Rakennetyypin mukaan kaikki aineet jaetaan molekyylinen ja ei-molekyylinen. Molekyyliaineet hallitsevat orgaanisten aineiden joukossa, kun taas ei-molekyyliset aineet hallitsevat epäorgaanisista aineista.

Kemiallisen sidoksen tyypin mukaan aineet jaetaan aineisiin, joissa on kovalenttisia sidoksia, aineisiin, joissa on ionisia sidoksia (ionisidoksia) ja aineisiin, joissa on metallisidoksia (metallit).

Aineet, joissa on kovalenttisia sidoksia, voivat olla molekyylisiä tai ei-molekyylisiä. Tämä vaikuttaa merkittävästi niiden fysikaalisiin ominaisuuksiin.

Molekyyliaineet koostuvat molekyyleistä, jotka on yhdistetty toisiinsa heikoilla molekyylien välisillä sidoksilla, joita ovat: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 ja muut yksinkertaiset aineet; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, orgaaniset polymeerit ja monet muut aineet. Näillä aineilla ei ole suurta lujuutta, niillä on alhaiset sulamis- ja kiehumispisteet, ne eivät johda sähköä, osa niistä liukenee veteen tai muihin liuottimiin.

Ei-molekyyliset aineet, joissa on kovalenttisia sidoksia tai atomiaineita (timantti, grafiitti, Si, SiO 2, SiC ja muut) muodostavat erittäin vahvoja kiteitä (kerrosgrafiitti on poikkeus), ne eivät liukene veteen ja muihin liuottimiin, niillä on korkea sulamis- ja kiehumispiste pisteissä, suurin osa niistä ei johda sähkövirtaa (paitsi grafiitti, jolla on sähkönjohtavuus, ja puolijohteet - pii, germanium jne.)

Kaikki ioniset aineet ovat luonnostaan ​​ei-molekyylisiä. Nämä ovat kiinteitä tulenkestäviä aineita, joiden liuokset ja sulat johtavat sähkövirtaa. Monet niistä liukenevat veteen. On huomattava, että ionisissa aineissa, joiden kiteet koostuvat monimutkaisista ioneista, on myös kovalenttisia sidoksia, esimerkiksi: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) jne. Kompleksiset ionit muodostavat atomit ovat sitoutuneet kovalenttisilla sidoksilla.

Metallit (aineet, joissa on metallisidos) fyysisiltä ominaisuuksiltaan hyvin erilaisia. Niitä ovat nestemäiset (Hg), erittäin pehmeät (Na, K) ja erittäin kovat metallit (W, Nb).

Metallien tyypillisiä fysikaalisia ominaisuuksia ovat niiden korkea sähkönjohtavuus (toisin kuin puolijohteet, se pienenee lämpötilan noustessa), korkea lämpökapasiteetti ja sitkeys (puhtaille metalleille).

Kiinteässä tilassa melkein kaikki aineet koostuvat kiteistä. Rakenteen tyypin ja kemiallisen sidoksen tyypin mukaan kiteet ("kidehilat") jaetaan atomi-(ei-molekyylisten aineiden kiteitä, joissa on kovalenttinen sidos), ioninen(ionisten aineiden kiteet), molekyylinen(kovalenttisen sidoksen omaavien molekyylisten aineiden kiteet) ja metalli-(metallisen sidoksen omaavien aineiden kiteet).

Tehtävät ja testit aiheesta "Aihe 10. "Kemiallinen sidos. Aineen rakenne."

• Kemiallisten sidosten tyypit - Aineen rakenne 8–9 luokka

  Oppitunnit: 2 Tehtävät: 9 Koetta: 1

• Tehtävät: 9 koetta: 1

Tämän aiheen käsittelyn jälkeen sinun tulee oppia seuraavat käsitteet: kemiallinen sidos, molekyylien välinen sidos, ionisidos, kovalenttinen sidos, metallisidos, vetysidos, yksinkertainen sidos, kaksoissidos, kolmoissidos, monisidos, ei-polaarinen sidos, polaarinen sidos , elektronegatiivisuus, sidoksen polarisaatio , - ja -sidos, atomikiertoradan hybridisaatio, sidoksen energia.

Sinun on tiedettävä aineiden luokitus rakenteen tyypin, kemiallisen sidoksen tyypin mukaan, yksinkertaisten ja monimutkaisten aineiden ominaisuuksien riippuvuus kemiallisen sidoksen tyypistä ja "kidehilan" tyypistä.

Sinun pitäisi pystyä: määrittämään aineen kemiallisen sidoksen tyyppi, hybridisaation tyyppi, laatimaan sidoskuvioita, käyttämään elektronegatiivisuuden käsitettä, useita elektronegatiivisuuksia; tietää, kuinka elektronegatiivisuus muuttuu yhden jakson kemiallisissa alkuaineissa, ja yksi ryhmä määrittää kovalenttisen sidoksen polariteetti.

Kun olet varmistanut, että kaikki tarvitsemasi on opittu, siirry tehtäviin. Toivotamme sinulle menestystä.

• O. S. Gabrielyan, G. G. Lysova. Kemia 11 solua. M., Bustard, 2002.
• G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kemia 11 solua. M., Koulutus, 2001.

Kemiallinen sidos.

kemiallisen sidoksen määrittäminen;

kemiallisten sidosten tyypit;

menetelmä valenssisidoksia;

kovalenttisen sidoksen pääominaisuudet;

mekanismit kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi;

monimutkaiset yhdisteet;

molekyyliratamenetelmä;

molekyylien välisiä vuorovaikutuksia.

KEMIALLISEN SIDOKSEN MÄÄRITTÄMINEN

kemiallinen sidos Sitä kutsutaan atomien väliseksi vuorovaikutukseksi, joka johtaa molekyylien tai ionien muodostumiseen ja atomien vahvaan pitämiseen lähellä toisiaan.

Kemiallisella sidoksella on elektroninen luonne, eli se tapahtuu valenssielektronien vuorovaikutuksen vuoksi. Riippuen valenssielektronien jakautumisesta molekyylissä, erotetaan seuraavat sidostyypit: ioninen, kovalenttinen, metallinen jne. Ionisidosta voidaan pitää luonteeltaan jyrkästi eroavien atomien välisen kovalenttisen sidoksen rajatapauksena.

KEMIALLISET SIDOSTYYPIT

Ionisidos.

Nykyaikaisen ionisidoksen teorian pääsäännökset.

Ionisidos muodostuu ominaisuuksiltaan jyrkästi toisistaan ​​poikkeavien alkuaineiden vuorovaikutuksessa, eli metallien ja ei-metallien välillä.

Kemiallisen sidoksen muodostumista selittää atomien pyrkimys saada aikaan vakaa kahdeksan elektronin ulkokuori (s 2 p 6).

Ca: 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 6 4 s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 s 6

Cl: 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 5

Cl–: 1 s 2 2 s 2 p 6 3s 2 s 6

Muodostuneet vastakkaisesti varautuneet ionit pysyvät lähellä toisiaan sähköstaattisen vetovoiman vuoksi.

Ionisidos ei ole suunnattu.

Ei ole olemassa puhdasta ionisidosta. Koska ionisaatioenergia on suurempi kuin elektronien affiniteetin energia, elektronien täydellistä siirtymää ei tapahdu edes atomiparin tapauksessa, jonka elektronegatiivisuusero on suuri. Siksi voimme puhua sidoksen ionisuuden osuudesta. Suurin sidosionisuus esiintyy s-alkuaineiden fluorideissa ja klorideissa. Siten RbCl-, KCl-, NaCl- ja NaF-kiteissä se on vastaavasti 99, 98, 90 ja 97 %.

kovalenttisidos.

Nykyaikaisen kovalenttisten sidosten teorian pääsäännöt.

Kovalenttinen sidos muodostuu ominaisuuksiltaan samanlaisten alkuaineiden eli ei-metallien välille.

Jokainen elementti tarjoaa 1 elektronin sidosten muodostumista varten, ja elektronien spinien on oltava antirinnakkaiset.

Jos kovalenttinen sidos muodostuu saman alkuaineen atomeista, tämä sidos ei ole polaarinen, eli yhteinen elektronipari ei ole siirtynyt mihinkään atomeista. Jos kovalenttinen sidos muodostuu kahdesta eri atomista, niin yhteinen elektronipari siirtyy elektronegatiivisimpaan atomiin, tämä polaarinen kovalenttinen sidos.

Kovalenttisen sidoksen muodostuessa vuorovaikutuksessa olevien atomien elektronipilvet menevät päällekkäin, minkä seurauksena atomien väliseen tilaan muodostuu lisääntyneen elektronitiheyden vyöhyke, joka vetää puoleensa vuorovaikutuksessa olevien atomien positiivisesti varautuneita ytimiä ja pitää ne lähellä toisiaan. . Tämän seurauksena järjestelmän energia pienenee (kuva 14). Kuitenkin erittäin vahvalla atomien lähestymisellä ytimien hylkiminen lisääntyy. Siksi ytimien välillä on optimaalinen etäisyys ( sidoksen pituus,l jossa järjestelmällä on pienin energia. Tässä tilassa vapautuu energiaa, jota kutsutaan sitovaksi energiaksi - E St.

Riisi. Kuva 14. Kahden vetyatomin, joissa on rinnakkaiset (1) ja antiparalleeliset (2) spinit, energian riippuvuus ytimien välisestä etäisyydestä (E on järjestelmän energia, Eb on sidosenergia, r on etäisyys ytimien välissä, l on sidoksen pituus).

Kovalenttisen sidoksen kuvaamiseen käytetään kahta menetelmää: valenssisidosmenetelmää (BC) ja molekyyliorbitaalimenetelmää (MMO).

VALENTSISIDOSTOMENETELMÄ.

VS-menetelmä perustuu seuraaviin säännöksiin:

1. Kovalenttinen kemiallinen sidos muodostuu kahdesta elektronista, joilla on vastakkaiset spinit, ja tämä elektronipari kuuluu kahdelle atomille. Tällaisten kahden elektronin kaksikeskuksen sidosten yhdistelmiä, jotka heijastavat molekyylin elektronista rakennetta, kutsutaan ns. arvokkaita järjestelmiä.

2. Mitä vahvempi kovalenttinen sidos on, sitä enemmän vuorovaikutuksessa olevat elektronipilvet menevät päällekkäin.

Valenssikaavioiden visuaaliseen esittämiseen käytetään yleensä seuraavaa menetelmää: ulomman elektronikerroksen elektronit on merkitty atomin kemiallisen symbolin ympärillä olevilla pisteillä. Kahden atomin yhteiset elektronit on esitetty niiden kemiallisten symbolien väliin sijoitetuilla pisteillä; kaksois- tai kolmoissidos on merkitty kahdella tai kolmella yhteisen pisteen parilla:

N:1s2 2s 2 s 3 ;

C: 1s2 2s 2 s 4

Yllä olevista kaavioista voidaan nähdä, että jokainen elektronipari, joka sitoo kaksi atomia, vastaa yhtä viivaa, joka kuvaa kovalenttista sidosta rakennekaavoissa:

Tietyn alkuaineen atomin muiden atomien kanssa sitovien yhteisten elektroniparien lukumäärää eli toisin sanoen atomin muodostamien kovalenttisten sidosten lukumäärää kutsutaan ns. kovalenttisuus VS-menetelmän mukaan. Joten vedyn kovalentti on 1, typen - 3.

Sen mukaan, miten elektroniset pilvet menevät päällekkäin, yhteyksiä on kahdenlaisia:  - yhteys ja  - yhteys.

 - yhteys syntyy, kun kaksi elektronipilveä limittyvät atomiytimiä yhdistävää akselia pitkin.

Riisi. 15. Koulutussuunnitelma  - yhteydet.

 - sidos muodostuu, kun elektronipilvet menevät päällekkäin vuorovaikutuksessa olevien atomien ytimiä yhdistävän linjan molemmilla puolilla.

Riisi. 16. Koulutussuunnitelma  - yhteydet.

KOVALENTTISIDOKSEN PÄÄOMINAISUUDET.

1. Liiman pituus, ℓ. Tämä on vuorovaikutuksessa olevien atomien ytimien välinen vähimmäisetäisyys, joka vastaa järjestelmän vakaiinta tilaa.

2. Sidosenergia, E min - tämä on energiamäärä, joka on käytettävä kemiallisen sidoksen katkaisemiseen ja atomien poistamiseen vuorovaikutuksesta.

3. sidoksen dipolimomentti, ,=qℓ. Dipolimomentti toimii molekyylin polariteetin kvantitatiivisena mittana. Ei-polaarisilla molekyyleillä dipolimomentti on 0, ei-polaarisilla molekyyleillä se ei ole yhtä suuri kuin 0. Moniatomisen molekyylin dipolimomentti on yhtä suuri kuin yksittäisten sidosten dipolien vektorisumma:

4. Kovalenttiselle sidokselle on tunnusomaista orientaatio. Kovalenttisen sidoksen orientaatio määräytyy vuorovaikutuksessa olevien atomien elektronipilvien maksimaalisen päällekkäisyyden tarpeesta avaruudessa, mikä johtaa vahvimpien sidosten muodostumiseen.

Koska nämä -sidokset ovat tiukasti avaruudessa orientoituneita, molekyylin koostumuksesta riippuen ne voivat olla tietyssä kulmassa toisiinsa nähden - tällaista kulmaa kutsutaan valenssikulmaksi.

Diatomisilla molekyyleillä on lineaarinen rakenne. Polyatomisilla molekyyleillä on monimutkaisempi konfiguraatio. Tarkastellaan eri molekyylien geometriaa käyttämällä esimerkkiä hydridien muodostumisesta.

1. Ryhmä VI, pääalaryhmä (paitsi happi), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

S1 s 2 2 s 2 r 6 3 s 2 r 4

Vedyn osalta elektroni, jossa on s-AO, osallistuu sidoksen muodostumiseen, rikillä 3p y ja 3p z. H2S-molekyylillä on tasomainen rakenne, jossa sidosten välinen kulma on 90 0 . .

Kuva 17. H2E-molekyylin rakenne

2. V-ryhmän alkuaineiden hydridit, pääalaryhmä: PH 3, AsH 3, SbH 3.

R 1 s 2 2 s 2 R 6 3 s 2 R 3 .

Sidosten muodostumiseen osallistuvat: vedyssä s-AO, fosforissa - p y, p x ja p z AO.

PH 3 -molekyylillä on trigonaalisen pyramidin muoto (jalustassa on kolmio).

Kuva 18. EN 3 -molekyylin rakenne

5. Kyllästyvyys kovalenttinen sidos on kovalenttisten sidosten lukumäärä, jonka atomi voi muodostaa. Se on rajoitettu, koska Alkuaineella on rajoitettu määrä valenssielektroneja. Maksimimäärää kovalenttisia sidoksia, jotka tietty atomi voi muodostaa perus- tai virittyneessä tilassa, kutsutaan sen kovalenttisuus.

Esimerkki: vety on yksiarvoinen, happi on kaksiarvoinen, typpi on kolmiarvoinen jne.

Jotkut atomit voivat lisätä kovalenttisuuttaan viritetyssä tilassa elektronien parien erottumisen vuoksi.

Esimerkki. Ole 0 1s 2 2s 2

Viritetyssä tilassa olevalla berylliumatomilla on yksi valenssielektroni 2p-AO:ssa ja yksi elektroni 2s-AO:ssa, eli kovalentti Be 0 = 0 ja kovalentti Be * = 2. Vuorovaikutuksen aikana orbitaalien hybridisaatio tapahtuu.

Hybridisaatio- tämä on eri AO:n energian kohdistus sekoittumisen seurauksena ennen kemiallista vuorovaikutusta. Hybridisaatio on ehdollinen tekniikka, jonka avulla on mahdollista ennustaa molekyylin rakenne käyttämällä AO:iden yhdistelmää. Ne AO:t, joiden energiat ovat lähellä, voivat osallistua hybridisaatioon.

Jokainen hybridisaatiotyyppi vastaa molekyylien tiettyä geometristä muotoa.

Pääalaryhmän II ryhmän alkuaineiden hydridien tapauksessa sidoksen muodostumiseen osallistuu kaksi identtistä sp-hybridiorbitaalia. Tämän tyyppistä sidosta kutsutaan sp-hybridisaatioksi.

Kuva 19. VeH2.sp-hybridisaatiomolekyyli.

sp-hybridiorbitaalit ovat muodoltaan epäsymmetrisiä, AO:n pitkänomaiset osat, joiden sidoskulma on 180 o, on suunnattu vetyä kohti. Siksi BeH2-molekyylillä on lineaarinen rakenne (kuvio).

Tarkastellaan pääalaryhmän ryhmän III alkuaineiden hydridimolekyylien rakennetta käyttämällä esimerkkiä BH 3 -molekyylin muodostumisesta.

B 0 1s 2 2s 2 s 1

Kovalenssi B 0 = 1, kovalentti B * = 3.

Sidosten muodostumiseen osallistuu kolme sp-hybridiorbitaalia, jotka muodostuvat elektronitiheyden s-AO ja kahden p-AO uudelleenjakautumisen seurauksena. Tämän tyyppistä yhteyttä kutsutaan sp 2 -hybridisaatioksi. Sidoskulma sp 2 -hybridisaatiossa on 120 0, joten BH3-molekyylillä on litteä kolmiorakenne.

Kuva 20. BH3-molekyyli. sp 2 - Hybridisaatio.

Tarkastellaan CH 4 -molekyylin muodostumisen esimerkkiä käyttäen pääalaryhmän ryhmän IV alkuaineiden hydridimolekyylien rakennetta.

C 0 1s 2 2s 2 s 2

Kovalenssi C 0 = 2, Kovalenssi C * = 4.

Hiilessä neljä sp-hybridiorbitaalia osallistuu kemiallisen sidoksen muodostumiseen, joka muodostuu elektronitiheyksien uudelleenjakautumisen seurauksena s-AO:n ja kolmen p-AO:n välillä. CH4-molekyylin muoto on tetraedri, sidoskulma on 109 o 28`.

Riisi. 21. Molekyyli CH4.sp3-hybridisaatio.

Poikkeuksia yleissääntöön ovat H 2 O- ja NH 3 -molekyylit.

Vesimolekyylissä sidosten väliset kulmat ovat 104,5 o. Toisin kuin tämän ryhmän muiden alkuaineiden hydrideillä, vedellä on erityisiä ominaisuuksia, se on polaarista, diamagneettista. Kaikki tämä selittyy sillä, että vesimolekyylissä sidostyyppi on sp 3 . Eli neljä sp - hybridiorbitaalia osallistuu kemiallisen sidoksen muodostumiseen. Kaksi orbitaalia sisältää kumpikin yhden elektronin, nämä orbitaalit ovat vuorovaikutuksessa vedyn kanssa, kaksi muuta orbitaalia sisältävät parin elektroneja. Näiden kahden kiertoradan läsnäolo selittää veden ainutlaatuiset ominaisuudet.

Ammoniakkimolekyylissä sidosten väliset kulmat ovat noin 107,3 ​​o, eli ammoniakkimolekyylin muoto on tetraedri, sidostyyppi on sp 3 . Neljä hybridi-sp 3 -orbitaalia osallistuu sidoksen muodostumiseen typpimolekyylissä. Kolme orbitaalia sisältää kukin yhden elektronin, nämä orbitaalit liittyvät vetyyn, neljäs AO sisältää jakamattoman elektroniparin, joka määrittää ammoniakkimolekyylin ainutlaatuisuuden.

KOVALENTTISIDOKSEN MUODOSTUSMEKANISMIT.

MVS mahdollistaa kolmen kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismin erottamisen: vaihto, luovuttaja-akseptori ja datiivi.

vaihtomekanismi. Se sisältää ne tapaukset, joissa muodostuu kemiallinen sidos, kun kumpikin kahdesta sitoutuneesta atomista allokoi yhden elektronin sosiaalistamiseen, ikään kuin vaihtaessaan niitä. Kahden atomin ytimien sitomiseksi elektronien on oltava ytimien välisessä tilassa. Tätä molekyylin aluetta kutsutaan sitoutumisalueeksi (alue, jossa elektronipari todennäköisimmin pysyy molekyylissä). Jotta parittomien elektronien vaihto atomeissa tapahtuisi, atomikiertoradan päällekkäisyys on välttämätöntä (kuva 10.11). Tämä on vaihtomekanismin toiminta kovalenttisen kemiallisen sidoksen muodostamiseksi. Atomiradat voivat mennä päällekkäin vain, jos niillä on samat symmetriaominaisuudet ytimien välisen akselin suhteen (kuvat 10, 11, 22).

Riisi. 22. AO-päällekkäisyys, joka ei johda kemiallisen sidoksen muodostumiseen.

Luovuttaja-akseptori ja datiivimekanismit.

Luovuttaja-akseptorimekanismi liittyy yksittäisen elektroniparin siirtoon yhdestä atomista toisen atomin vapaalle atomikiertoradalle. Esimerkiksi ionin muodostuminen -:

Tyhjä p-AO booriatomissa BF 3 -molekyylissä hyväksyy elektroniparin fluoridi-ionista (luovuttaja). Tuloksena olevassa anionissa neljä B-F-kovalenttista sidosta vastaavat pituutta ja energiaa. Alkuperäisessä molekyylissä kaikki kolme B-F-sidosta muodostuivat vaihtomekanismilla.

Atomit, joiden ulkokuori koostuu vain s- tai p-elektroneista, voivat olla joko luovuttajia tai vastaanottajia yksittäiselle elektroniparille. Atomit, joilla on valenssielektroneja myös d-AO:ssa, voivat toimia samanaikaisesti sekä luovuttajina että vastaanottajina. Näiden kahden mekanismin erottamiseksi otettiin käyttöön sidoksen muodostumisen datiivimekanismin käsitteet.

Yksinkertaisin esimerkki datiivimekanismista on kahden klooriatomin vuorovaikutus.

Kaksi klooriatomia kloorimolekyylissä muodostavat kovalenttisen vaihtosidoksen yhdistämällä parittomat 3p-elektroninsa. Lisäksi Cl-1-atomi siirtää yksinäisen elektroniparin 3p 5 - AO Cl-2-atomiin vapaalle 3d-AO:lle ja Cl-2-atomi siirtää saman elektroniparin vapaalle 3d-AO:lle. Cl-1-atomi kukin atomi suorittaa samanaikaisesti vastaanottajan ja luovuttajan tehtäviä. Tämä on datiivimekanismi. Datiivimekanismin toiminta lisää sidoksen vahvuutta, joten kloorimolekyyli on vahvempi kuin fluorimolekyyli.

Monimutkaiset liitännät.

Luovuttaja-akseptorimekanismin periaatteen mukaan muodostuu valtava joukko monimutkaisia ​​kemiallisia yhdisteitä - monimutkaisia ​​yhdisteitä.

Kompleksiyhdisteet ovat yhdisteitä, joiden koostumuksessa on kompleksisia ioneja, jotka voivat esiintyä sekä kiteisessä muodossa että liuoksessa, mukaan lukien keskusioni tai atomi, joka liittyy negatiivisesti varautuneisiin ioneihin tai neutraaleihin molekyyleihin luovuttaja-akseptorimekanismin muodostamien kovalenttisten sidosten kautta.

Monimutkaisten yhdisteiden rakenne Wernerin mukaan.

Monimutkaiset yhdisteet koostuvat sisäpallosta (kompleksi-ioni) ja ulkopallosta. Sisäpallon ionien välinen yhteys tapahtuu luovuttaja-akseptorimekanismin mukaisesti. Akseptoreita kutsutaan kompleksinmuodostajiksi, ne voivat usein olla positiivisia metalli-ioneja (lukuun ottamatta IA-ryhmän metalleja), joilla on tyhjiä orbitaaleja. Kyky kompleksinmuodostukseen kasvaa ionin varauksen kasvaessa ja sen koon pienentyessä.

Elektroniparin luovuttajia kutsutaan ligandeiksi tai addideiksi. Ligandit ovat neutraaleja molekyylejä tai negatiivisesti varautuneita ioneja. Ligandien lukumäärä määräytyy kompleksinmuodostajan koordinaatioluvulla, joka on pääsääntöisesti yhtä suuri kuin kompleksinmuodostavan ionin valenssi kaksi kertaa. Ligandit ovat joko yksi- tai monihampaisia. Ligandin dentanssi määräytyy niiden koordinaatiokohtien lukumäärän mukaan, jotka ligandi miehittää kompleksinmuodostajan koordinaatioalueella. Esimerkiksi F- - yksihampainen ligandi, S2032- - kaksihampainen ligandi. Sisäpallon varaus on yhtä suuri kuin sen muodostavien ionien varausten algebrallinen summa. Jos sisäpallolla on negatiivinen varaus, se on anioninen kompleksi, jos se on positiivinen, se on kationinen kompleksi. Kationisia komplekseja kutsutaan venäjäksi kompleksoivan ionin nimellä, anionisissa komplekseissa kompleksinmuodostajaa kutsutaan latinaksi lisättynä -liitteenä - klo. Yhteys ulko- ja sisäpallon välillä kompleksisessa yhdisteessä on ioninen.

Esimerkki: K 2 - kaliumtetrahydroksosinkaatti, anioninen kompleksi.

2- - sisäpallo

2K+ - ulkopallo

Zn 2+ - kompleksinmuodostaja

OH - ligandit

koordinointinumero - 4

ulko- ja sisäpallon välinen yhteys on ioninen:

K 2 \u003d 2K + + 2-.

Zn 2+ -ionin ja hydroksyyliryhmien välinen sidos on kovalenttinen, muodostuu luovuttaja-akseptorimekanismista: OH - - luovuttajat, Zn 2+ - akseptori.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Monimutkaisten yhdisteiden tyypit:

1. Ammoniakki - ammoniakkimolekyylin ligandit.

Cl2 - tetraamiinikupari(II)kloridi. Ammoniakkia saadaan vaikuttamalla ammoniakki yhdisteisiin, jotka sisältävät kompleksinmuodostajaa.

2. Hydroksoyhdisteet - OH - ligandit.

Na on natriumtetrahydroksoaluminaatti. Hydroksokomplekseja saadaan vaikuttamalla ylimäärä emäksiä metallihydroksideihin, joilla on amfoteerisia ominaisuuksia.

3. Vesikompleksit - vesimolekyylin ligandit.

Cl3 on heksaakvakromi(III)kloridi. Vesikomplekseja saadaan vedettömien suolojen vuorovaikutuksesta veden kanssa.

4. Happokompleksit - happojen - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - ja muiden ligandianionit.

K 4 - kaliumheksasyanoferraatti (II). Saatu ligandia sisältävän suolan ylimäärän vuorovaikutuksella kompleksinmuodostajaa sisältävän suolan kanssa.

MOLEKULAARIRATAMENETELMÄ.

MVS selittää melko hyvin monien molekyylien muodostumisen ja rakenteen, mutta tämä menetelmä ei ole universaali. Esimerkiksi valenssisidosmenetelmä ei anna tyydyttävää selitystä ionin olemassaololle
, vaikka 1800-luvun lopulla vahvistettiin melko vahvan molekyylisen vetyionin olemassaolo
: sidoksen katkaisuenergia on tässä 2,65 eV. Tässä tapauksessa ei kuitenkaan voida muodostaa elektroniparia, koska ionin koostumus
vain yksi elektroni on mukana.

Molecular orbital method (MMO) mahdollistaa joukon ristiriitoja, joita ei voida selittää valenssisidosmenetelmällä.

IMO:n perusmääräykset.

Kun kaksi atomiorbitaalia ovat vuorovaikutuksessa, muodostuu kaksi molekyyliorbitaalia. Vastaavasti, kun n-atomiorbitaalit ovat vuorovaikutuksessa, muodostuu n-molekyyliorbitaaleja.

Molekyylissä olevat elektronit kuuluvat yhtäläisesti kaikkiin molekyylin ytimiin.

Muodostuneesta kahdesta molekyyliradasta toisella on pienempi energia kuin alkuperäisellä, on sitoutuva molekyylirata, toisella on korkeampi energia kuin alkuperäisellä, se on sitovaa molekyyliorbitaalia.

MMO:t käyttävät energiakaavioita ilman mittakaavaa.

Kun energian alatasoja täytetään elektroneilla, käytetään samoja sääntöjä kuin atomikiertoradalle:

minimienergian periaate, ts. alitasot, joilla on alhaisempi energia, täytetään ensin;

Paulin periaate: kullakin energian alatasolla ei voi olla enempää kuin kaksi elektronia, joilla on vastasuuntaiset spinit;

Hundin sääntö: energia-alatasot täytetään siten, että kokonaispyöritys on maksimi.

Viestinnän moninaisuus. Viestinnän moninaisuus IMO:ssa määritetään kaavalla:

kun K p = 0, sidosta ei muodostu.

Esimerkkejä.

1. Voiko H2-molekyyli olla olemassa?

Riisi. 23. Kaavio vetymolekyylin H 2 muodostumisesta.

Johtopäätös: H2-molekyyli on olemassa, koska sidoksen moninkertaisuus Kp\u003e 0.

2. Voiko He 2 -molekyyli olla olemassa?

Riisi. 24. Heliummolekyylin He 2 muodostumiskaavio.

Johtopäätös: He 2 -molekyyliä ei ole olemassa, koska sidoskerroin Kp = 0.

3. Voiko hiukkanen H 2 + olla olemassa?

Riisi. 25. Kaavio H2+-hiukkasen muodostumisesta.

H2+-hiukkanen voi olla olemassa, koska sidoksen monikertaisuus Kp > 0.

4. Voiko O 2 -molekyyliä olla olemassa?

Riisi. 26. Kaavio 02-molekyylin muodostumisesta.

O2-molekyyli on olemassa. Kuvasta 26 seuraa, että happimolekyylissä on kaksi paritonta elektronia. Näiden kahden elektronin ansiosta happimolekyyli on paramagneettinen.

Siten molekyyliorbitaalien menetelmä selittää molekyylien magneettiset ominaisuudet.

MOLEKULIEN VÄLINEN VUOROVAIKUTUS.

Kaikki molekyylien väliset vuorovaikutukset voidaan jakaa kahteen ryhmään: yleismaailmallinen ja erityistä. Universaalit esiintyvät kaikissa molekyyleissä poikkeuksetta. Näitä vuorovaikutuksia kutsutaan usein yhteys tai van der Waalsin voimat. Vaikka nämä voimat ovat heikkoja (energia ei ylitä kahdeksaa kJ/mol), ne ovat syynä useimpien aineiden siirtymiseen kaasumaisesta tilasta nestemäiseen tilaan, kaasujen adsorptioon kiinteiden aineiden pinnoilla ja muihin ilmiöihin. Näiden voimien luonne on sähköstaattinen.

Vuorovaikutuksen tärkeimmät voimat:

1). Dipoli - dipoli (orientaatio) -vuorovaikutus olemassa polaaristen molekyylien välillä.

Orientatiivinen vuorovaikutus on sitä suurempi, mitä suuremmat ovat dipolimomentit, sitä pienempi on molekyylien välinen etäisyys ja mitä alhaisempi lämpötila. Siksi mitä suurempi tämän vuorovaikutuksen energia on, sitä korkeampi on lämpötila, johon aine on lämmitettävä, jotta se kiehuisi.

2). Induktiivinen vuorovaikutus tapahtuu, kun aineen polaariset ja ei-polaariset molekyylit ovat kosketuksissa. Dipoli indusoituu ei-polaarisessa molekyylissä polaarisen molekyylin kanssa tapahtuvan vuorovaikutuksen seurauksena.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Tämän vuorovaikutuksen energia kasvaa, kun molekyylien polarisoituvuus kasvaa, eli molekyylien kyky muodostaa dipoli sähkökentän vaikutuksesta. Induktiivisen vuorovaikutuksen energia on paljon pienempi kuin dipoli-dipoli-vuorovaikutuksen energia.

3). Dispersion vuorovaikutus- tämä on ei-polaaristen molekyylien vuorovaikutus, joka johtuu hetkellisistä dipoleista, jotka syntyvät atomien elektronitiheyden vaihteluista.

Sarjassa samantyyppisiä aineita dispersion vuorovaikutus kasvaa näiden aineiden molekyylien muodostavien atomien koon kasvaessa.

4) torjuvia voimia johtuvat molekyylien elektronipilvien vuorovaikutuksesta ja ilmaantuvat, kun niitä lähestytään edelleen.

Spesifiset molekyylien väliset vuorovaikutukset sisältävät kaikentyyppiset luovuttaja-akseptorivuorovaikutukset, toisin sanoen ne, jotka liittyvät elektronien siirtoon molekyylistä toiseen. Tuloksena olevalla molekyylien välisellä sidoksella on kaikki kovalenttiselle sidokselle ominaiset piirteet: kylläisyys ja suuntaus.

Kemiallista sidosta, jonka muodostaa positiivisesti polarisoitunut vety, joka on osa polaarista ryhmää tai molekyyliä, ja toisen tai saman molekyylin elektronegatiivinen atomi, kutsutaan vetysidokseksi. Esimerkiksi vesimolekyylejä voidaan esittää seuraavasti:

Kiinteät viivat ovat polaarisia kovalenttisia sidoksia vesimolekyylien sisällä vety- ja happiatomien välillä; pisteet osoittavat vetysidoksia. Syy vetysidosten muodostumiseen on se, että vetyatomit ovat käytännössä vailla elektronikuoria: niiden ainoat elektronit ovat siirtyneet molekyyliensä happiatomeihin. Tämän ansiosta protonit, toisin kuin muut kationit, voivat lähestyä viereisten molekyylien happiatomien ytimiä ilman, että ne kokevat hylkimistä happiatomien elektronikuorista.

Vetysidokselle on tunnusomaista sitoutumisenergia 10-40 kJ/mol. Tämä energia kuitenkin riittää aiheuttamaan molekyylien yhdistyminen nuo. niiden liittyminen dimeereiksi tai polymeereiksi, jotka joissakin tapauksissa eivät ole vain aineen nestemäisessä tilassa, vaan myös säilyvät, kun ne muuttuvat höyryksi.

Esimerkiksi fluorivety kaasufaasissa esiintyy dimeerinä.

Monimutkaisissa orgaanisissa molekyyleissä on sekä molekyylien välisiä vetysidoksia että molekyylinsisäisiä vetysidoksia.

Molekyylit, joissa on molekyylinsisäisiä vetysidoksia, eivät voi päästä molekyylien välisiin vetysidoksiin. Siksi aineet, joissa on tällaisia ​​sidoksia, eivät muodosta assosiaatioita, ovat haihtuvampia, niillä on alhaisemmat viskositeetit, sulamis- ja kiehumispisteet kuin niiden isomeerit, jotka pystyvät muodostamaan molekyylien välisiä vetysidoksia.

kaksoissidos, neljän elektronin kovalenttinen sidos kahden vierekkäisen atomin välillä molekyylissä. D. s. yleensä merkitty kahdella valentilla: > C \u003d C<, >C=N -, >C=O, >C=S, - N=N -, - H=O jne. Tämä tarkoittaa, että yksi elektronipari, jolla on sp 2 tai sp- muodostaa s-sidoksen hybridisoituneiden orbitaalien kanssa (katso. riisi. yksi ), jonka elektronitiheys on keskittynyt atomien välistä akselia pitkin; S-linkki on samanlainen kuin yksinkertainen linkki. Toinen elektronipari R-orbitals muodostaa p-sidoksen, jonka elektronitiheys on keskittynyt atomien välisen akselin ulkopuolelle. Jos koulutuksessa D. s. jos jaksollisen järjestelmän IV- tai V-ryhmien atomit osallistuvat, niin nämä atomit ja niihin suoraan liittyvät atomit sijaitsevat samassa tasossa; sidoskulmat ovat 120°. Epäsymmetristen järjestelmien tapauksessa molekyylirakenteen vääristymät ovat mahdollisia. D. s. lyhyempi kuin yksinkertainen sidos, ja sille on ominaista korkea sisäisen pyörimisen energiaeste; siksi substituenttien paikat D. s.:hen liittyvissä atomeissa eivät ole samanarvoisia, ja tämä aiheuttaa geometrisen ilmiön isomerismi. D.s.:tä sisältävät yhdisteet kykenevät additioreaktioihin. Jos D. s. on elektronisesti symmetrinen, niin reaktiot suoritetaan sekä radikaaleilla (p-sidoksen homolyysillä) että ionisilla mekanismeilla (väliaineen polarisoivasta vaikutuksesta johtuen). Jos D.s.:n sitomien atomien elektronegatiivisuudet ovat erilaisia ​​tai jos niihin on sitoutunut erilaisia ​​substituentteja, niin p-sidos on erittäin polarisoitunut. Polaarista D. s.:tä sisältävät yhdisteet ovat alttiita lisäykselle ionimekanismin avulla: elektroneja vetävälle D. s.:lle. nukleofiiliset reagenssit kiinnittyvät helposti, ja s. -elektrofiilinen. Elektronien siirtymäsuunta polarisaation aikana D. s. kaavoissa on tapana ilmoittaa nuolilla ja siitä aiheutuvat ylimääräiset maksut - symboleilla d- ja d+ . Tämä helpottaa additioreaktioiden radikaalien ja ionisten mekanismien ymmärtämistä:

Yhdisteissä, joissa on kaksi D. with.:ta, jotka on erotettu yhdellä yksinkertaisella sidoksella, tapahtuu p-sidosten konjugaatio ja yhden p-elektronipilven muodostuminen, jonka labiilisuus ilmenee koko ketjussa ( riisi. 2 , vasen). Tämän konjugaation seurauksena on kyky 1,4-additioreaktioihin:

Jos kolme D. kanssa. konjugoituvat kuusijäsenisessä syklissä, silloin p-elektronien sekstetti tulee yhteiseksi koko syklille ja muodostuu suhteellisen stabiili aromaattinen järjestelmä (ks. riisi. 2, oikealla). Sekä elektrofiilisten että nukleofiilisten reagenssien lisääminen tällaisiin yhdisteisiin on energeettisesti vaikeaa. (Katso myös kemiallinen sidos. )

kaksoissidos

neljän elektronin kovalenttinen sidos kahden vierekkäisen atomin välillä molekyylissä. D. s. yleensä merkitty kahdella valentilla: > C \u003d C<, >C=N ≈, >C=O, >C=S, ≈ N=N ≈, ≈ H=O jne. Tämä tarkoittaa, että yksi elektronipari, jolla on sp2- tai sp-hybridisoituneet orbitaalit, muodostaa s-sidoksen (katso kuva 1). riisi. yksi), jonka elektronitiheys on keskittynyt atomien välistä akselia pitkin; S-sidos on samanlainen kuin yksinkertainen sidos. Toinen p-orbitaalien elektronipari muodostaa p-sidoksen, jonka elektronitiheys on keskittynyt atomien välisen akselin ulkopuolelle. Jos koulutuksessa D. s. jos jaksollisen järjestelmän IV- tai V-ryhmien atomit osallistuvat, niin nämä atomit ja niihin suoraan liittyvät atomit sijaitsevat samassa tasossa; sidoskulmat ovat 120╟. Epäsymmetristen järjestelmien tapauksessa molekyylirakenteen vääristymät ovat mahdollisia. D. s. lyhyempi kuin yksinkertainen sidos, ja sille on ominaista korkea sisäisen pyörimisen energiaeste; siksi substituenttien paikat D. s.:n sitomissa atomeissa eivät ole samanarvoisia, ja tämä aiheuttaa geometrisen isomerian ilmiön. D.s.:tä sisältävät yhdisteet kykenevät additioreaktioihin. Jos D. s. on elektronisesti symmetrinen, niin reaktiot suoritetaan sekä radikaaleilla (p-sidoksen homolyysillä) että ionisilla mekanismeilla (väliaineen polarisoivasta vaikutuksesta johtuen). Jos D. s.:n sitomien atomien elektronegatiivisuudet ovat erilaisia ​​tai niihin liittyy erilaisia ​​substituentteja, niin p-sidos on voimakkaasti polarisoitunut. Polaarista D. s.:tä sisältävät yhdisteet ovat alttiita lisäykselle ionimekanismin avulla: elektroneja vetävälle D. s.:lle. nukleofiiliset reagenssit kiinnittyvät helposti, ja s. ≈ elektrofiilinen. Elektronien siirtymäsuunta polarisaation aikana D. s. kaavoissa on tapana ilmaista nuolet, ja niistä aiheutuvat ylimääräiset maksut ≈ symboleilla d- ja d+. Tämä helpottaa additioreaktioiden radikaalien ja ionisten mekanismien ymmärtämistä:

Yhdisteissä, joissa on kaksi D. s.:tä, joita erottaa yksi yksinkertainen sidos, tapahtuu p-sidosten konjugaatio ja yhden p-elektronipilven muodostuminen, jonka labiilisuus ilmenee koko ketjussa ( riisi. 2, vasen). Tämän konjugaation seurauksena on kyky 1,4-additioreaktioihin:

Jos kolme D. kanssa. konjugoituvat kuusijäsenisessä syklissä, niin p-elektronisekstetti tulee yleiseksi koko syklille ja muodostuu suhteellisen stabiili aromaattinen järjestelmä (katso kuva 1). riisi. 2, oikealla). Sekä elektrofiilisten että nukleofiilisten reagenssien lisääminen tällaisiin yhdisteisiin on energeettisesti vaikeaa. (Katso myös Kemiallinen sidos.)

G. A. Sokolsky.

Wikipedia

Kaksoissidos (täsmennys)

kaksoissidos:

• Kaksoissidos - kemiallinen sidos kahden atomin välillä, muodostuu kahdesta elektroniparista; erikoistapaus moninkertainen sidos.
• Kaksoissidos (double bind) - sama kuin kaksoissidos, psykologinen käsite Gregory Batesonin skitsofreniateoriassa.

kaksoissidos

kaksoissidos- kahden atomin kovalenttinen sidos molekyylissä kahden yhteisen elektroniparin kautta. Kaksoissidoksen rakenne näkyy valenssisidosteoriassa. Tässä teoriassa uskottiin, että kaksoissidos muodostuu sigma- (kuva 1) ja pi (kuvio 2) sidosten yhdistelmästä.

Teoreettisen orgaanisen kemian symposiumissa (Lontoo, syyskuu 1958) kahdesti Nobel-palkinnon voittaja L. Pauling esitti raportin. Paulingin raportti oli omistettu kaksoissidoksen luonteelle. On ehdotettu uutta tapaa kuvata kaksoissidosta kahden identtisen kaarevan sidoksen yhdistelmänä.

Kaksois- ja kolmoissidosten kuvaaminen kaarevilla sidoksilla selittää joitakin niiden ominaisuuksia silmiinpistävällä tavalla. Joten jos useilla sidoksilla on kaaria, joiden pituus on 1,54 Å (yksittäisen hiili-hiili-sidoksen pituus) ja niiden alkusuunta on sama kuin tetraedri, niin niiden laskettu pituus on 1,32 Å kaksoissidokselle ja 1,18 Å kolminkertaiselle, mikä on hyvin sopusoinnussa kokeellisten arvojen 1,33 ja 1,20 Å kanssa."

Elektronien sähköstaattista hylkimistä koskevia ideoita kehitettiin edelleen R. Gillespien elektroniparien repulsioteoriassa.