Etylén pre organickú chémiu možno nie je tehla, ale celý blok. Molekula etylénu pozostáva z dvoch atómov uhlíka a štyroch atómov vodíka.
Ako sa vyrába etylén? Koniec koncov, vo všetkých organických zlúčeninách musí byť uhlík štvormocný a v molekule etylénu je každý atóm uhlíka spojený s iným uhlíkom a dvoma vodíkmi, t. j. je akoby trojmocný.
Nie, nedochádza k porušeniu princípu tetravalencie uhlíka v molekule etylénu: dva atómy uhlíka nie sú navzájom spojené jednoduchým, ako v etáne, ale dvojitou väzbou. Každá valencia je označená pomlčkou, a ak spojíme dva atómy uhlíka dvoma pomlčkami, zachováme štvormocný uhlík:
Čo sa však skrýva za takýmito označeniami, ako sa líši spojenie reprezentované jednou čiarou od spojenia reprezentovaného dvoma čiarami?
Pripomeňme si, ako vzniká molekula etánu. Okolo každého atómu uhlíka sa v dôsledku hybridizácie, t.j. zmiešania, v priemere jedného 5- a troch p-orbitálov, vytvoria štyri úplne identické hybridizované 5p3-orbitály nasmerované rôznymi smermi.

V prípade etylénu sú väzby medzi atómami uhlíka postavené inak. Tu sa zmiešajú iba dva orbitály s jedným orbitálom 5. Výsledkom je, že sa vytvoria tri hybridizované orbitály 5p2, ktoré ležia v rovnakej rovine: dva z nich sa prekrývajú s 5-orbitálmi dvoch atómov vodíka a viažu tieto vodíky na uhlík. tretí orbitál $p2 sa prekrýva s presne rovnakým orbitálom druhého atómu uhlíka. Táto väzba predstavuje jednu z pomlčiek medzi dvoma atómami uhlíka. Čo symbolizuje druhý riadok?
Pripomeňme, že nám zostal ešte jeden p-elektrón. Tvorí oblak v tvare objemovej osmičky, ktorý smeruje kolmo na rovinu troch orbitálov.Tieto elektrónové oblaky (jedna osmička z každého uhlíka) sa môžu aj navzájom prekrývať, nie však čelne, ako dva $ p2-orbitály sa prekrývajú a „do strany“. Toto prekrytie je označené druhou pomlčkou. Spojenie prvého typu („čelá“) sa označuje gréckym písmenom a (sigma) a spojenie, v ktorom sa elektrónové oblaky prekrývajú „do strán“, sa nazýva n-väzba (a také elektróny samotné sa nazývajú n-elektróny). Spolu ide o dvojitú väzbu. Dvojitá väzba je kratšia ako jednoduchá, jej dĺžka je 0,133 mm.
Takže sme demontovali zariadenie ďalšej časti, z ktorej môžete stavať "budovy" z organických zlúčenín. Aké sú tieto budovy?
Zoberme si najprv také kombinácie: jednu molekulu etylénu a niekoľko molekúl metánu. Ak je jeden atóm vodíka v molekule etylénu nahradený metylovou skupinou (t. j. metánovým zvyškom), dostaneme propylén (inak nazývaný propén) CH2=CH-CH3.
Teraz zostrojme ďalší člen homologického radu (t. j. člen s jednou skupinou CH2 viac). Aby sme to dosiahli, nahradíme jeden z atómov vodíka v propyléne metylovou skupinou. Existuje niekoľko možností takejto substitúcie, výsledkom čoho sú tri rôzne butylény (butén).
Nahradením vodíka metylovej skupiny sa dostaneme k normálnemu buténu-1: CH2=CH-CH2-CH3. Výmena vodíka na druhom konci poskytne butén-2: CH3-€H=CH-CH3. Nakoniec nahradením jediného vodíka v dvojitej väzbe dostaneme mso-butylén: CH2=C(CH3)2. Ide o tri rôzne látky s rôznymi bodmi varu a topenia. Zloženie všetkých týchto uhľovodíkov vyjadruje všeobecný vzorec CnH2n. Podobne je možné odvodiť vzorce pre všetky možné pentény, hexény atď.
Takže sme sa naučili, ako dostať nenasýtené uhľovodíky na papier. Ako sa vlastne získavajú?
Hlavným zdrojom najjednoduchších alkénov (t.j. nenasýtených uhľovodíkov) sú ropné produkty, z ktorých sa po zahriatí a destilácii izoluje etylén.
propylén, butylény... Ak sa alkán (nasýtený uhľovodík) zahreje na 500-600°C pod vysokým tlakom v prítomnosti katalyzátora, odštiepia sa dva atómy vodíka a vznikne alkén. Z n-butánu sa napríklad získa zmes 1-buténu a 2-buténu.
V laboratóriu sa nenasýtené uhľovodíky (napríklad etylén) získavajú odstránením vody z alkoholov; na tento účel sa zahrievajú s katalytickým množstvom kyseliny:
IDO 200 °С CH3—CH2—OH ----- CH2=CH2
Je tiež možné odštiepiť molekulu halogenovodíka zásadou z halogénderivátov nasýtených uhľovodíkov:
NaON
CH3-CH3-CH2C1 SH CH3-CH=CH2-HC!
Spektrum reakcií, do ktorých vstupujú zlúčeniny s dvojitou väzbou, je oveľa rozmanitejšie, širšie ako súbor premien alkánov. Zvážte jednu z týchto reakcií nenasýtených zlúčenín.
Nenasýtené látky pridávajú na dvojitú väzbu halogén-vodíky a vznikajú halogénom substituované nasýtené uhľovodíky (t.j. reakcia je opačná ako práve napísaná). Ale ak pridáte halogenovodík k nesymetrickému alkénu. (na ten, v ktorom, ale na oboch stranách dvojitej väzby, sú rôzne skupiny), potom možno získať dva rôzne deriváty, napríklad v prípade propénu, buď CH3CH2CH2C1 alebo CH3CHSNCHUN3.
Túto reakciu skúmal v minulom storočí ruský chemik V. V. Markovnikov. Zaviedol pravidlo, ktoré teraz nesie jeho meno: halogén je pripojený k najmenej hydrogenovanému atómu uhlíka (t. j. tomu, ktorý je spojený s najmenším počtom atómov vodíka). To znamená, že z propylénu vzniká hlavne izopropylchlorid CH3CH1CH3. Prečo však reakcia prebieha tak, ako prebieha? Moderná teória poskytuje vysvetlenie Markovikovho pravidla. Túto teóriu uvádzame v trochu zjednodušenej forme.
Faktom je, že mechanizmy aj zdanlivo jednoduchých chemických reakcií sú pomerne zložité, zahŕňajú niekoľko stupňov. Tak je to aj s reakciou pridania halogenovodíka. Molekula chlorovodíka nie je pripojená k molekule alkénu okamžite, ale po častiach. Vodík sa pridáva ako prvý vo forme protónu P1+. Kladne nabitý protón sa približuje k molekule propylénu. Na ktorý z uhlíkov s dvojitou väzbou zaútočí? Ukázalo sa to - extrémne, pretože má malý záporný náboj, označovaný ako b- (delta mínus). Ako však tento náboj, malý prebytok elektrónovej hustoty, vznikol?
"Na vine" je metylová skupina. Zdá sa, že od seba odpudzuje elektróny, ktoré sa preto hromadia na opačnom atóme uhlíka, preč od metylovej skupiny. Ešte raz zdôrazňujeme, že tento posun elektrónovej hustoty je veľmi malý. Je to oveľa menej, ako keby sa celý elektrón presunul zo stredného atómu uhlíka na vonkajší. Potom by sme museli dať plus nad stredný atóm a mínus nad extrém (dáme znamienko q-, čo znamená malú časť celkového záporného náboja elektrónu).
Takže teraz je jasné, že kladne nabitý protón sa oveľa pravdepodobnejšie priblíži k vonkajšiemu atómu uhlíka, ktorý nesie určitú nadmernú hustotu elektrónov.
Kladne nabitý protón sa spojí s nenabitou molekulou a odovzdá jej svoj náboj. Kde sa nachádza tento poplatok? Ak by sa k strednému atómu uhlíka pripojil protón, náboj by vznikol na najvzdialenejšom uhlíku. V skutočnosti sa protón približuje k najvzdialenejšiemu atómu uhlíka a náboj vzniká na strednom uhlíku. Záleží na tom, kde sa náboj koncentruje? Áno, a je v tom veľký rozdiel. Oba karbokationy (t.j. organické častice, ktoré nesú kladný náboj na atóme uhlíka) sú nestabilné a nežijú veľmi dlho. Ale napriek tomu je druhý katión stabilnejší: faktom je, že je na oboch stranách obklopený metylovými skupinami; a už vieme, že metylové skupiny sú schopné darovať elektróny, odpudzovať ich od seba. Ukazuje sa, že metylové skupiny čiastočne kompenzujú výsledný kladný náboj. A čím je tento náboj menší, tým je karbokation stabilnejší. V prvom prípade je kladný náboj zhasnutý iba jednou etylovou skupinou, tento karbokation bude menej stabilný ako druhý.
Spravidla platí, že čím je častica stabilnejšia, tým ľahšie sa tvorí. A to znamená, že druhý karbokation bude získaný oveľa častejšie ako prvý. Druhým stupňom reakcie je pridanie záporne nabitého iónu chlóru k karbokationu. Keďže v produktoch prvého stupňa prevláda karbokation druhého typu, v dôsledku celej reakcie na jednu molekulu 1-chlórpropánu pripadajú tisíce molekúl izoméru, v ktorom je chlór naviazaný na priemerný uhlík. Preto hovoríme, že sčítanie prebieha hlavne podľa Markovnikovovho pravidla. O splnení tohto pravidla rozhodujú dva faktory - miesto napadnutia protónom v prvom štádiu a stabilita karbokationtu vytvoreného po tomto.
Nenasýtené zlúčeniny ľahko pripájajú nielen chlorovodík, ale aj. mnoho ďalších molekúl. Typické príklady chemických premien etylénu sú znázornené v diagrame.
Čitateľ môže mať otázku: existujú organické molekuly postavené iba z etylénových blokov? Áno tam sú. A najjednoduchším zástupcom je butadién CH2=CH-CH=CH2. Táto zlúčenina je široko používaná pri výrobe syntetického kaučuku. Uhľovodíkový lykopén, červené kryštály, sa našiel v paradajkách a ovocí. V uhlíkovom reťazci tejto látky je 13 dvojitých väzieb.

chemická väzba

Všetky interakcie vedúce k spájaniu chemických častíc (atómov, molekúl, iónov atď.) do látok sa delia na chemické väzby a medzimolekulové väzby (medzimolekulové interakcie).

chemické väzby- väzby priamo medzi atómami. Existujú iónové, kovalentné a kovové väzby.

Medzimolekulové väzby- väzby medzi molekulami. Ide o vodíkovú väzbu, ión-dipólovú väzbu (vzhľadom na vznik tejto väzby dochádza napr. k vytvoreniu hydratačného obalu iónov), dipólovo-dipólovú väzbu (vzhľadom na vznik tejto väzby molekuly tzv. polárne látky sa spájajú napríklad v tekutom acetóne) atď.

Iónová väzba- chemická väzba vznikajúca v dôsledku elektrostatickej príťažlivosti opačne nabitých iónov. V binárnych zlúčeninách (zlúčeniny dvoch prvkov) sa vytvára, keď sa veľkosti viazaných atómov navzájom výrazne líšia: niektoré atómy sú veľké, iné malé - to znamená, že niektoré atómy ľahko odovzdávajú elektróny, zatiaľ čo iné majú tendenciu akceptovať ich (spravidla ide o atómy prvkov, ktoré tvoria typické kovy a atómy prvkov tvoriace typické nekovy); elektronegativita takýchto atómov je tiež veľmi odlišná.
Iónová väzba je nesmerová a nenasýtená.

kovalentná väzba- chemická väzba, ktorá vzniká v dôsledku vytvorenia spoločného páru elektrónov. Medzi malými atómami s rovnakým alebo blízkym polomerom vzniká kovalentná väzba. Nevyhnutnou podmienkou je prítomnosť nepárových elektrónov v oboch viazaných atómoch (mechanizmus výmeny) alebo nezdieľaného páru v jednom atóme a voľného orbitálu v druhom (mechanizmus donor-akceptor):

Podľa počtu spoločných elektrónových párov sa kovalentné väzby delia na
• jednoduchý (jednoduchý)- jeden pár elektrónov
• dvojitý- dva páry elektrónov
• trojitý- tri páry elektrónov.

Dvojité a trojité väzby sa nazývajú viacnásobné väzby.

Podľa rozloženia hustoty elektrónov medzi viazanými atómami sa kovalentná väzba delí na nepolárne a polárny. Nepolárna väzba vzniká medzi rovnakými atómami, polárna väzba vzniká medzi rôznymi.

Elektronegativita- miera schopnosti atómu v látke priťahovať spoločné elektrónové páry.
Elektrónové páry polárnych väzieb sú zaujaté smerom k viac elektronegatívnym prvkom. Samotný posun elektrónových párov sa nazýva polarizácia väzby. Čiastočné (nadbytočné) náboje vznikajúce pri polarizácii sú označené + a -, napríklad: .

Podľa charakteru prekrývania elektrónových oblakov ("orbitálov") sa kovalentná väzba delí na -väzbu a -väzbu.
- Väzba vzniká v dôsledku priameho prekrývania elektrónových oblakov (pozdĺž priamky spájajúcej jadrá atómov), - väzba - v dôsledku bočného prekrytia (na oboch stranách roviny, v ktorej ležia jadrá atómov).

Kovalentná väzba je smerová a saturovateľná, ako aj polarizovateľná.
Na vysvetlenie a predikciu vzájomného smeru kovalentných väzieb sa používa hybridizačný model.

Hybridizácia atómových orbitálov a elektrónových oblakov- navrhované usporiadanie atómových orbitálov v energii a elektrónových oblakov v tvare počas tvorby kovalentných väzieb atómom.
Tri najbežnejšie typy hybridizácie sú: sp-, sp 2 a sp 3 - hybridizácia. Napríklad:
sp-hybridizácia - v molekulách C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (lineárna štruktúra);
sp 2-hybridizácia - v molekulách C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (plochý trojuholníkový tvar);
sp 3-hybridizácia - v molekulách CCl 4, SiH 4, CH 4 (tetraedrická forma); NH3 (pyramídový tvar); H 2 O (rohový tvar).

kovové spojenie- chemická väzba vzniknutá v dôsledku socializácie valenčných elektrónov všetkých viazaných atómov kryštálu kovu. V dôsledku toho sa vytvorí jediný elektrónový oblak kryštálu, ktorý sa pôsobením elektrického napätia ľahko premiestni - preto vysoká elektrická vodivosť kovov.
Kovová väzba sa vytvorí, keď sú viazané atómy veľké, a preto majú tendenciu darovať elektróny. Jednoduché látky s kovovou väzbou - kovy (Na, Ba, Al, Cu, Au atď.), komplexné látky - intermetalické zlúčeniny (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 atď.).
Kovová väzba nemá smerovosť nasýtenia. Konzervuje sa aj v taveninách kovov.

vodíková väzba- medzimolekulová väzba vytvorená čiastočným prijatím páru elektrónov vysoko elektronegatívneho atómu atómom vodíka s veľkým kladným čiastkovým nábojom. Vzniká, keď je v jednej molekule atóm s osamelým párom elektrónov a vysokou elektronegativitou (F, O, N) a v druhej je atóm vodíka viazaný silne polárnou väzbou s jedným z týchto atómov. Príklady medzimolekulových vodíkových väzieb:

H-O-H ··· OH2, H-O-H ··· NH3, H-O-H ··· F-H, H-F ··· H-F.

Intramolekulárne vodíkové väzby existujú v molekulách polypeptidov, nukleových kyselín, proteínov atď.

Meradlom sily akejkoľvek väzby je energia väzby.
Energia väzby je energia potrebná na prerušenie danej chemickej väzby v 1 móle látky. Jednotkou merania je 1 kJ/mol.

Energie iónovej a kovalentnej väzby sú rovnakého rádu, energia vodíkovej väzby je rádovo menšia.

Energia kovalentnej väzby závisí od veľkosti viazaných atómov (dĺžky väzby) a od násobnosti väzby. Čím menšie sú atómy a čím väčšia je násobnosť väzby, tým väčšia je jej energia.

Energia iónovej väzby závisí od veľkosti iónov a od ich náboja. Čím menšie sú ióny a čím väčší je ich náboj, tým väčšia je väzbová energia.

Štruktúra hmoty

Podľa typu štruktúry sú všetky látky rozdelené na molekulárne a nemolekulárne. Medzi organickými látkami prevládajú molekulárne látky, medzi anorganickými látkami nemolekulárne.

Podľa druhu chemickej väzby sa látky delia na látky s kovalentnými väzbami, látky s iónovými väzbami (iónové látky) a látky s kovovými väzbami (kovy).

Látky s kovalentnými väzbami môžu byť molekulárne alebo nemolekulárne. To výrazne ovplyvňuje ich fyzikálne vlastnosti.

Molekulové látky pozostávajú z molekúl navzájom prepojených slabými medzimolekulovými väzbami, patria sem: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 a iné jednoduché látky; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, organické polyméry a mnohé ďalšie látky. Tieto látky nemajú vysokú pevnosť, majú nízke teploty topenia a varu, nevedú elektrický prúd, niektoré z nich sú rozpustné vo vode alebo iných rozpúšťadlách.

Nemolekulárne látky s kovalentnými väzbami alebo atómové látky (diamant, grafit, Si, SiO 2, SiC a iné) tvoria veľmi pevné kryštály (výnimkou je vrstvený grafit), sú nerozpustné vo vode a iných rozpúšťadlách, majú vysokú teplotu topenia a varu body, väčšina z nich nevedie elektrický prúd (okrem grafitu, ktorý má elektrickú vodivosť a polovodičov - kremík, germánium atď.)

Všetky iónové látky sú prirodzene nemolekulárne. Sú to pevné žiaruvzdorné látky, ktorých roztoky a taveniny vedú elektrický prúd. Mnohé z nich sú rozpustné vo vode. Treba poznamenať, že v iónových látkach, ktorých kryštály pozostávajú z komplexných iónov, existujú aj kovalentné väzby, napríklad: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + ) (NO 3-) atď. Atómy, ktoré tvoria komplexné ióny, sú viazané kovalentnými väzbami.

Kovy (látky s kovovou väzbou) veľmi rôznorodé vo svojich fyzikálnych vlastnostiach. Medzi nimi sú tekuté (Hg), veľmi mäkké (Na, K) a veľmi tvrdé kovy (W, Nb).

Charakteristickými fyzikálnymi vlastnosťami kovov sú ich vysoká elektrická vodivosť (na rozdiel od polovodičov sa s rastúcou teplotou znižuje), vysoká tepelná kapacita a ťažnosť (u čistých kovov).

V pevnom stave sú takmer všetky látky zložené z kryštálov. Podľa typu štruktúry a typu chemickej väzby sa kryštály ("kryštálové mriežky") delia na atómový(kryštály nemolekulárnych látok s kovalentnou väzbou), iónový(kryštály iónových látok), molekulárne(kryštály molekulových látok s kovalentnou väzbou) a kov(kryštály látok s kovovou väzbou).

Úlohy a testy na tému "Téma 10. "Chemická väzba. Štruktúra hmoty."

• Typy chemickej väzby - Štruktúra hmoty 8.–9. triedy

  Lekcie: 2 Zadania: 9 Testy: 1

• Úlohy: 9 testov: 1

Po preštudovaní tejto témy by ste sa mali naučiť nasledujúce pojmy: chemická väzba, medzimolekulová väzba, iónová väzba, kovalentná väzba, kovová väzba, vodíková väzba, jednoduchá väzba, dvojitá väzba, trojitá väzba, viacnásobné väzby, nepolárna väzba, polárna väzba , elektronegativita, polarizácia väzby , - a - väzba, hybridizácia atómových orbitálov, energia väzby.

Musíte poznať klasifikáciu látok podľa typu štruktúry, podľa typu chemickej väzby, závislosť vlastností jednoduchých a zložitých látok od typu chemickej väzby a typu „kryštálovej mriežky“.

Mali by ste byť schopní: určiť typ chemickej väzby v látke, typ hybridizácie, zostaviť väzbové vzorce, použiť koncept elektronegativity, množstvo elektronegativity; vedieť, ako sa mení elektronegativita v chemických prvkoch jednej periódy, a v jednej skupine určiť polaritu kovalentnej väzby.

Keď sa ubezpečíte, že ste sa naučili všetko, čo potrebujete, pokračujte k úlohám. Prajeme vám úspech.

• O. S. Gabrielyan, G. G. Lysová. Chémia 11 buniek. M., Drop, 2002.
• G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chémia 11 buniek. M., Vzdelávanie, 2001.

Chemická väzba.

stanovenie chemickej väzby;

typy chemických väzieb;

metóda valenčných väzieb;

hlavné charakteristiky kovalentnej väzby;

mechanizmy tvorby kovalentnej väzby;

komplexné zlúčeniny;

molekulárna orbitálna metóda;

medzimolekulové interakcie.

STANOVENIE CHEMICKEJ VIAZBY

chemická väzba nazývaná interakcia medzi atómami, ktorá vedie k tvorbe molekúl alebo iónov a silnému držaniu atómov blízko seba.

Chemická väzba má elektronickú povahu, to znamená, že sa uskutočňuje v dôsledku interakcie valenčných elektrónov. V závislosti od rozloženia valenčných elektrónov v molekule sa rozlišujú tieto typy väzieb: iónové, kovalentné, kovové atď. Iónovú väzbu možno považovať za limitujúci prípad kovalentnej väzby medzi atómami, ktoré sa svojou povahou výrazne líšia.

TYPY CHEMICKÝCH VIAZ

Iónová väzba.

Hlavné ustanovenia modernej teórie iónovej väzby.

Iónová väzba vzniká pri interakcii prvkov, ktoré sa navzájom výrazne líšia vlastnosťami, teda medzi kovmi a nekovmi.

Vznik chemickej väzby sa vysvetľuje snahou atómov dosiahnuť stabilný osemelektrónový vonkajší obal (s 2 p 6).

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

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

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

Cl–: 1s 2 2s 2 p 6 3 s 2 p 6

Vytvorené opačne nabité ióny sú držané blízko seba v dôsledku elektrostatickej príťažlivosti.

Iónová väzba nie je smerová.

Neexistuje žiadna čistá iónová väzba. Keďže ionizačná energia je väčšia ako energia elektrónovej afinity, k úplnému prechodu elektrónov nedochádza ani v prípade dvojice atómov s veľkým rozdielom elektronegativity. Preto môžeme hovoriť o podiele ionicity väzby. Najvyššia väzbová ionicita sa vyskytuje vo fluoridoch a chloridoch s-prvkov. V kryštáloch RbCl, KCl, NaCl a NaF je to teda 99, 98, 90 a 97 %.

kovalentná väzba.

Hlavné ustanovenia modernej teórie kovalentných väzieb.

Kovalentná väzba vzniká medzi prvkami, ktoré majú podobné vlastnosti, teda nekovmi.

Každý prvok poskytuje 1 elektrón na tvorbu väzieb a spiny elektrónov musia byť antiparalelné.

Ak je kovalentná väzba tvorená atómami toho istého prvku, potom táto väzba nie je polárna, to znamená, že spoločný elektrónový pár nie je posunutý k žiadnemu z atómov. Ak je kovalentná väzba tvorená dvoma rôznymi atómami, potom sa spoločný elektrónový pár posunie k najviac elektronegatívnemu atómu, polárna kovalentná väzba.

Keď sa vytvorí kovalentná väzba, elektrónové oblaky interagujúcich atómov sa prekrývajú, v dôsledku čoho sa v priestore medzi atómami objaví zóna so zvýšenou hustotou elektrónov, ktorá priťahuje kladne nabité jadrá interagujúcich atómov a drží ich blízko seba. . V dôsledku toho sa energia systému znižuje (obr. 14). Pri veľmi silnom priblížení atómov sa však odpudzovanie jadier zvyšuje. Preto existuje optimálna vzdialenosť medzi jadrami ( dĺžka väzby,l pri ktorej má systém minimálnu energiu. V tomto stave sa uvoľňuje energia, nazývaná väzbová energia – E St.

Ryža. 14. Závislosť energie sústav dvoch atómov vodíka s paralelnými (1) a antiparalelnými (2) spinmi od vzdialenosti jadier (E je energia sústavy, Eb je väzbová energia, r je vzdialenosť Obr. medzi jadrami, l je dĺžka väzby).

Na opis kovalentnej väzby sa používajú dve metódy: metóda valenčných väzieb (BC) a molekulárna orbitálna metóda (MMO).

VALENČNÁ BONDOVÁ METÓDA.

Metóda VS je založená na nasledujúcich ustanoveniach:

1. Kovalentnú chemickú väzbu tvoria dva elektróny s opačne orientovanými spinmi a tento elektrónový pár patrí dvom atómom. Kombinácie takýchto dvojelektrónových dvojstredových väzieb, odrážajúcich elektrónovú štruktúru molekuly, sa nazývajú valentné schémy.

2. Čím silnejšia je kovalentná väzba, tým viac sa vzájomne prekrývajúce elektrónové oblaky prekrývajú.

Na vizuálne znázornenie valenčných schém sa zvyčajne používa nasledujúca metóda: elektróny nachádzajúce sa vo vonkajšej elektronickej vrstve sú označené bodkami umiestnenými okolo chemického symbolu atómu. Elektróny spoločné pre dva atómy sú znázornené bodkami umiestnenými medzi ich chemickými symbolmi; dvojitá alebo trojitá väzba sa označuje dvoma alebo tromi pármi spoločných bodiek:

N:1s2 2s 2 p 3 ;

C:1s2 2s 2 p 4

Z vyššie uvedených diagramov je možné vidieť, že každý pár elektrónov, ktorý viaže dva atómy, zodpovedá jednej pomlčke znázorňujúcej kovalentnú väzbu v štruktúrnych vzorcoch:

Počet spoločných elektrónových párov, ktoré viažu atóm daného prvku s inými atómami, alebo, inými slovami, počet kovalentných väzieb tvorených atómom, sa nazýva kovalencia podľa metódy VS. Takže kovalencia vodíka je 1, dusíka - 3.

Podľa spôsobu, akým sa elektronické oblaky prekrývajú, existujú dva typy spojení:  - spojenie a  - spojenie.

 - spojenie nastáva, keď sa dva elektrónové oblaky prekrývajú pozdĺž osi spájajúcej jadrá atómov.

Ryža. 15. Schéma vzdelávania  - spojenia.

 - väzba vzniká pri prekrytí elektrónových oblakov na oboch stranách čiary spájajúcej jadrá interagujúcich atómov.

Ryža. 16. Schéma vzdelávania  - spojenia.

HLAVNÉ CHARAKTERISTIKY KOVALENTNÉHO BONDU.

1. Dĺžka väzby, ℓ. Ide o minimálnu vzdialenosť medzi jadrami interagujúcich atómov, ktorá zodpovedá najstabilnejšiemu stavu systému.

2. Energia väzby, E min - je to množstvo energie, ktoré sa musí vynaložiť na prerušenie chemickej väzby a odstránenie atómov z interakcie.

3. Dipólový moment väzby, ,=qℓ. Dipólový moment slúži ako kvantitatívna miera polarity molekuly. Pre nepolárne molekuly je dipólový moment 0, pre nepolárne molekuly nie je 0. Dipólový moment polyatómovej molekuly sa rovná vektorovému súčtu dipólov jednotlivých väzieb:

4. Kovalentná väzba sa vyznačuje orientáciou. Orientácia kovalentnej väzby je určená potrebou maximálneho prekrytia elektrónových oblakov interagujúcich atómov v priestore, čo vedie k vytvoreniu najsilnejších väzieb.

Keďže tieto -väzby sú striktne orientované v priestore, v závislosti od zloženia molekuly môžu navzájom zvierať určitý uhol – takýto uhol sa nazýva valenčný uhol.

Diatomické molekuly majú lineárnu štruktúru. Polyatomické molekuly majú zložitejšiu konfiguráciu. Uvažujme o geometrii rôznych molekúl na príklade tvorby hydridov.

1. Skupina VI, hlavná podskupina (okrem kyslíka), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4

Pre vodík sa na tvorbe väzby podieľa elektrón s s-AO, pre síru 3p y a 3p z. Molekula H2S má rovinnú štruktúru s uhlom medzi väzbami 90°. .

Obr. 17. Štruktúra molekuly H2E

2. Hydridy prvkov skupiny V, hlavná podskupina: PH 3, AsH 3, SbH 3.

R 1s 2 2s 2 R 6 3s 2 R3.

Na tvorbe väzieb sa zúčastňujú: vo vodíku s-AO, vo fosfore - p y, p x a p z AO.

Molekula PH 3 má tvar trigonálnej pyramídy (na základni je trojuholník).

Obrázok 18. Štruktúra molekuly EN 3

5. Sýtosť kovalentná väzba je počet kovalentných väzieb, ktoré môže atóm vytvoriť. Je to obmedzené, pretože Prvok má obmedzený počet valenčných elektrónov. Maximálny počet kovalentných väzieb, ktoré môže daný atóm vytvoriť v základnom alebo excitovanom stave, sa nazýva jeho kovalencia.

Príklad: vodík je jednomocný, kyslík je dvojmocný, dusík je trojmocný atď.

Niektoré atómy môžu zvýšiť svoju kovalenciu v excitovanom stave v dôsledku oddelenia párových elektrónov.

Príklad. Buď 0 1 s 2 2s 2

Atóm berýlia v excitovanom stave má jeden valenčný elektrón na 2p-AO a jeden elektrón na 2s-AO, to znamená, že kovalencia Be 0 = 0 a kovalencia Be * = 2. Počas interakcie dochádza k hybridizácii orbitálov. vyskytuje.

Hybridizácia- toto je zarovnanie energie rôznych AO v dôsledku zmiešania pred chemickou interakciou. Hybridizácia je podmienená technika, ktorá umožňuje predpovedať štruktúru molekuly pomocou kombinácie AO. Tí AO, ktorých energie sú blízko, sa môžu zúčastniť hybridizácie.

Každý typ hybridizácie zodpovedá určitému geometrickému tvaru molekúl.

V prípade hydridov prvkov II. skupiny hlavnej podskupiny sa na tvorbe väzby podieľajú dva identické sp-hybridné orbitály. Tento typ väzby sa nazýva sp hybridizácia.

Obr. 19. VeH2.sp-hybridizačná molekula.

sp-hybridné orbitaly majú asymetrický tvar, predĺžené časti AO s väzbovým uhlom 180 o smerujú k vodíku. Preto má molekula BeH 2 lineárnu štruktúru (obr.).

Uvažujme o štruktúre hydridových molekúl prvkov skupiny III hlavnej podskupiny na príklade tvorby molekuly BH3.

B 0 1s 2 2s 2 p 1

Kovalencia B 0 = 1, kovalencia B * = 3.

Na tvorbe väzieb sa podieľajú tri sp-hybridné orbitály, ktoré vznikajú v dôsledku prerozdelenia elektrónových hustôt s-AO a dva p-AO. Tento typ spojenia sa nazýva sp 2 - hybridizácia. Väzbový uhol pri hybridizácii sp 2 je rovný 120 0, preto má molekula BH 3 plochú trojuholníkovú štruktúru.

Obr.20. molekula BH3. sp2 -Hybridizácia.

Na príklade tvorby molekuly CH 4 uvažujme o štruktúre hydridových molekúl prvkov IV. skupiny hlavnej podskupiny.

C 0 1s 2 2s 2 p 2

Kovalencia C 0 = 2, kovalencia C * = 4.

V uhlíku sa štyri sp-hybridné orbitály podieľajú na tvorbe chemickej väzby, ktorá vzniká v dôsledku prerozdelenia elektrónových hustôt medzi s-AO a tromi p-AO. Tvar molekuly CH 4 je štvorsten, väzbový uhol je 109 o 28`.

Ryža. 21. Molekula CH4.sp3 -Hybridizácia.

Výnimkou zo všeobecného pravidla sú molekuly H 2 O a NH 3 .

V molekule vody sú uhly medzi väzbami 104,5°. Na rozdiel od hydridov iných prvkov tejto skupiny má voda špeciálne vlastnosti, je polárna, diamagnetická. To všetko sa vysvetľuje skutočnosťou, že v molekule vody je typ väzby sp 3 . To znamená, že na tvorbe chemickej väzby sa podieľajú štyri sp - hybridné orbitaly. Dva orbitály obsahujú každý jeden elektrón, tieto orbitály interagujú s vodíkom, ďalšie dva orbitály obsahujú pár elektrónov. Prítomnosť týchto dvoch orbitálov vysvetľuje jedinečné vlastnosti vody.

V molekule amoniaku sú uhly medzi väzbami približne 107,3 ​​o, to znamená, že tvar molekuly amoniaku je štvorsten, typ väzby je sp 3 . Štyri hybridné sp 3 orbitaly sa podieľajú na tvorbe väzby v molekule dusíka. Tri orbitály obsahujú po jednom elektróne, tieto orbitály sú spojené s vodíkom, štvrtý AO obsahuje nezdieľaný pár elektrónov, ktorý určuje jedinečnosť molekuly amoniaku.

MECHANIZMY TVORBY KOVALENTNÉHO VÄZBU.

MVS umožňuje rozlíšiť tri mechanizmy tvorby kovalentnej väzby: výmena, donor-akceptor a datív.

výmenný mechanizmus. Zahŕňa tie prípady vzniku chemickej väzby, keď každý z dvoch viazaných atómov pridelí jeden elektrón na socializáciu, akoby si ich vymenil. Na naviazanie jadier dvoch atómov musia byť elektróny v priestore medzi jadrami. Táto oblasť v molekule sa nazýva väzobná oblasť (oblasť, kde elektrónový pár s najväčšou pravdepodobnosťou zostane v molekule). Aby došlo k výmene nepárových elektrónov v atómoch, je nevyhnutné prekrytie atómových orbitálov (obr. 10.11). Ide o pôsobenie mechanizmu výmeny na vytvorenie kovalentnej chemickej väzby. Atómové orbitály sa môžu prekrývať len vtedy, ak majú rovnaké vlastnosti symetrie okolo internukleárnej osi (obr. 10, 11, 22).

Ryža. 22. AO prekrytie, ktoré nevedie k vytvoreniu chemickej väzby.

Darcovsko-akceptorové a datívne mechanizmy.

Mechanizmus donor-akceptor je spojený s prenosom osamelého páru elektrónov z jedného atómu na prázdny atómový orbitál iného atómu. Napríklad tvorba iónu -:

Prázdne p-AO v atóme bóru v molekule BF 3 prijíma pár elektrónov z fluoridového iónu (donora). Vo výslednom anióne majú štyri kovalentné väzby B-F ekvivalentnú dĺžku a energiu. V pôvodnej molekule boli všetky tri B–F väzby vytvorené výmenným mechanizmom.

Atómy, ktorých vonkajší obal pozostáva iba z s- alebo p-elektrónov, môžu byť buď donory alebo akceptory osamelého páru elektrónov. Atómy, ktoré majú valenčné elektróny aj na d-AO, môžu súčasne pôsobiť ako donory aj akceptory. Na rozlíšenie týchto dvoch mechanizmov boli zavedené koncepty datívneho mechanizmu tvorby väzby.

Najjednoduchším príkladom datívneho mechanizmu je interakcia dvoch atómov chlóru.

Dva atómy chlóru v molekule chlóru tvoria výmennú kovalentnú väzbu spojením svojich nepárových 3p elektrónov. Okrem toho atóm Cl-1 prenáša osamelý pár elektrónov 3p 5 - AO na atóm Cl-2 na prázdny 3d-AO a atóm Cl-2 prenáša rovnaký pár elektrónov na prázdny 3d-AO atóm Cl-1 Každý atóm súčasne vykonáva funkciu akceptora a donoru. Toto je datívny mechanizmus. Pôsobením datívneho mechanizmu sa zvyšuje pevnosť väzby, takže molekula chlóru je silnejšia ako molekula fluóru.

KOMPLEXNÉ SPOJENIA.

Podľa princípu mechanizmu donor-akceptor vzniká obrovská trieda zložitých chemických zlúčenín - komplexných zlúčenín.

Komplexné zlúčeniny sú zlúčeniny, ktoré majú vo svojom zložení komplexné ióny schopné existovať v kryštalickej forme aj v roztoku, vrátane centrálneho iónu alebo atómu spojeného so záporne nabitými iónmi alebo neutrálnymi molekulami kovalentnými väzbami vytvorenými donorovo-akceptorovým mechanizmom.

Štruktúra komplexných zlúčenín podľa Wernera.

Komplexné zlúčeniny pozostávajú z vnútornej gule (komplexný ión) a vonkajšej gule. Spojenie medzi iónmi vnútornej gule sa uskutočňuje podľa mechanizmu donor-akceptor. Akceptory sa nazývajú komplexotvorné činidlá, často to môžu byť kladné ióny kovov (okrem kovov skupiny IA), ktoré majú prázdne orbitály. Schopnosť vytvárať komplex sa zvyšuje so zvyšujúcim sa nábojom iónu a zmenšovaním jeho veľkosti.

Donory elektrónového páru sa nazývajú ligandy alebo adičné zlúčeniny. Ligandy sú neutrálne molekuly alebo záporne nabité ióny. Počet ligandov je určený koordinačným číslom komplexotvorného činidla, ktoré sa zvyčajne rovná dvojnásobku valencie komplexotvorného iónu. Ligandy sú buď monodentátne alebo polydentátne. Dentancia ligandu je určená počtom koordinačných miest, ktoré ligand obsadzuje v koordinačnej sfére komplexotvorného činidla. Napríklad F - - monodentátny ligand, S203 2- - bidentátny ligand. Náboj vnútornej gule sa rovná algebraickému súčtu nábojov iónov, ktoré ju tvoria. Ak má vnútorná guľa záporný náboj, ide o aniónový komplex, ak je kladný, ide o katiónový komplex. Katiónové komplexy sa v ruštine nazývajú názvom komplexotvorného iónu, v aniónových komplexoch sa komplexotvorné činidlo nazýva latinsky s pridaním prípony - pri. Spojenie medzi vonkajšou a vnútornou guľou v komplexnej zlúčenine je iónové.

Príklad: K 2 - tetrahydroxozinkát draselný, aniónový komplex.

2- - vnútorná guľa

2K+ - vonkajšia guľa

Zn 2+ - komplexotvorné činidlo

OH - - ligandy

koordinačné číslo - 4

spojenie medzi vonkajšou a vnútornou sférou je iónové:

2 K \u003d 2 000 + + 2-.

väzba medzi iónom Zn 2+ a hydroxylovými skupinami je kovalentná, vzniká mechanizmom donor-akceptor: OH - - donory, Zn 2+ - akceptor.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Typy komplexných zlúčenín:

1. Amoniak - ligandy molekuly amoniaku.

Cl2 - chlorid tetraamínmeďnatý (II). Amoniak sa získava pôsobením amoniaku na zlúčeniny obsahujúce komplexotvorné činidlo.

2. Hydroxo zlúčeniny - OH - ligandy.

Na je tetrahydroxoaluminát sodný. Hydroxokomplexy sa získavajú pôsobením prebytku alkálií na hydroxidy kovov, ktoré majú amfotérne vlastnosti.

3. Aquakomplexy - ligandy molekuly vody.

Cl3 je hexaaquachromium (III) chlorid. Aquakomplexy sa získavajú interakciou bezvodých solí s vodou.

4. Acidokomplexy - ligandy anióny kyselín - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - a iné.

K 4 - hexakyanoželezitan draselný (II). Získané interakciou nadbytku soli obsahujúcej ligand so soľou obsahujúcou komplexotvorné činidlo.

MOLEKULÁRNA ORBITÁLNA METÓDA.

MVS celkom dobre vysvetľuje vznik a štruktúru mnohých molekúl, no táto metóda nie je univerzálna. Napríklad metóda valenčných väzieb neposkytuje uspokojivé vysvetlenie existencie iónu
, hoci na konci 19. storočia sa zistila existencia dosť silného molekulárneho vodíkového iónu
: energia prerušenia väzby je tu 2,65 eV. V tomto prípade však nemôže vzniknúť žiadny elektrónový pár, pretože zloženie iónu
obsahuje iba jeden elektrón.

Molekulárna orbitálna metóda (MMO) umožňuje vysvetliť množstvo rozporov, ktoré nie je možné vysvetliť pomocou metódy valenčných väzieb.

Základné ustanovenia IMO.

Keď interagujú dva atómové orbitály, vytvoria sa dva molekulárne orbitály. V súlade s tým, keď interagujú n-atómové orbitály, vytvárajú sa n-molekulárne orbitály.

Elektróny v molekule patria rovnako ku všetkým jadrám molekuly.

Z dvoch vytvorených molekulových orbitálov má jeden nižšiu energiu ako pôvodný, je väzbový molekulový orbitál, ten druhý má vyššiu energiu ako originál, to je antiväzbový molekulový orbitál.

MMO používajú energetické diagramy bez mierky.

Pri plnení energetických podúrovní elektrónmi sa používajú rovnaké pravidlá ako pre atómové orbitály:

princíp minimálnej energie, t.j. podúrovne s nižšou energiou sa vyplnia ako prvé;

Pauliho princíp: na každej energetickej podúrovni nemôžu byť viac ako dva elektróny s antiparalelnými spinmi;

Hundovo pravidlo: podúrovne energie sa napĺňajú tak, že celkový spin je maximálny.

Komunikačná multiplicita. Komunikačná multiplicita v IMO sa určuje podľa vzorca:

keď K p = 0, nevzniká väzba.

Príklady.

1. Môže existovať molekula H 2?

Ryža. 23. Schéma vzniku molekuly vodíka H 2.

Záver: molekula H2 bude existovať, pretože multiplicita väzby Kp\u003e 0.

2. Môže existovať molekula He2?

Ryža. 24. Schéma vzniku molekuly hélia He 2.

Záver: molekula He2 nebude existovať, pretože väzbová multiplicita Kp = 0.

3. Môže existovať častica H 2 +?

Ryža. 25. Schéma vzniku častice H 2 +.

Častica H2+ môže existovať, pretože násobnosť väzby Kp > 0.

4. Môže existovať molekula O 2?

Ryža. 26. Schéma vzniku molekuly O 2 .

Molekula O2 existuje. Z obr. 26 vyplýva, že molekula kyslíka má dva nepárové elektróny. Vďaka týmto dvom elektrónom je molekula kyslíka paramagnetická.

Metóda molekulových orbitálov teda vysvetľuje magnetické vlastnosti molekúl.

MEDZIMOLEKULÁRNA INTERAKCIA.

Všetky medzimolekulové interakcie možno rozdeliť do dvoch skupín: univerzálny a špecifické. Univerzálne sa vyskytujú vo všetkých molekulách bez výnimky. Tieto interakcie sa často nazývajú spojenie alebo van der Waalsove sily. Hoci sú tieto sily slabé (energia nepresahuje osem kJ/mol), sú príčinou prechodu väčšiny látok z plynného do kvapalného skupenstva, adsorpcie plynov povrchmi pevných látok a iných javov. Povaha týchto síl je elektrostatická.

Hlavné sily interakcie:

1). Dipól - dipólová (orientačná) interakcia existuje medzi polárnymi molekulami.

Orientačná interakcia je tým väčšia, čím väčšie sú dipólové momenty, čím menšia je vzdialenosť medzi molekulami a čím nižšia je teplota. Preto, čím väčšia je energia tejto interakcie, tým vyššia je teplota, na ktorú sa látka musí zahriať, aby mohla vrieť.

2). Induktívna interakcia nastáva, keď dôjde ku kontaktu medzi polárnymi a nepolárnymi molekulami v látke. V nepolárnej molekule je indukovaný dipól ako výsledok interakcie s polárnou molekulou.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Energia tejto interakcie sa zvyšuje so zvyšovaním polarizovateľnosti molekúl, teda schopnosti molekúl vytvárať dipól pod vplyvom elektrického poľa. Energia indukčnej interakcie je oveľa menšia ako energia dipólovo-dipólovej interakcie.

3). Rozptylová interakcia- ide o interakciu nepolárnych molekúl v dôsledku okamžitých dipólov, ktoré vznikajú v dôsledku kolísania hustoty elektrónov v atómoch.

V sérii látok rovnakého typu sa disperzná interakcia zvyšuje so zväčšovaním veľkosti atómov, ktoré tvoria molekuly týchto látok.

4) odpudivé sily sú spôsobené interakciou elektrónových oblakov molekúl a objavujú sa, keď sa k nim ďalej približujeme.

Špecifické medzimolekulové interakcie zahŕňajú všetky typy interakcií donor-akceptor, to znamená tie, ktoré sú spojené s prenosom elektrónov z jednej molekuly do druhej. Výsledná medzimolekulová väzba má všetky charakteristické znaky kovalentnej väzby: sýtosť a smerovosť.

Chemická väzba tvorená kladne polarizovaným vodíkom, ktorý je súčasťou polárnej skupiny alebo molekuly a elektronegatívnym atómom inej alebo tej istej molekuly, sa nazýva vodíková väzba. Napríklad molekuly vody môžu byť reprezentované takto:

Plné čiary sú polárne kovalentné väzby vo vnútri molekúl vody medzi atómami vodíka a kyslíka; bodky označujú vodíkové väzby. Dôvodom vzniku vodíkových väzieb je to, že atómy vodíka prakticky nemajú elektrónové obaly: ich jediné elektróny sú vytlačené na atómy kyslíka ich molekúl. To umožňuje protónom, na rozdiel od iných katiónov, priblížiť sa k jadrám atómov kyslíka susedných molekúl bez toho, aby zažili odpudzovanie z elektrónových obalov atómov kyslíka.

Vodíková väzba sa vyznačuje väzbovou energiou 10 až 40 kJ/mol. Táto energia je však dostatočná na to, aby spôsobila asociácia molekúl tie. ich spojenie do dimérov alebo polymérov, ktoré v niektorých prípadoch existujú nielen v kvapalnom stave látky, ale zachovávajú sa aj pri prechode do pary.

Napríklad fluorovodík v plynnej fáze existuje ako dimér.

V zložitých organických molekulách existujú medzimolekulové vodíkové väzby aj intramolekulárne vodíkové väzby.

Molekuly s intramolekulárnymi vodíkovými väzbami nemôžu vstúpiť do medzimolekulových vodíkových väzieb. Preto látky s takýmito väzbami netvoria asociáty, sú prchavejšie, majú nižšie viskozity, teploty topenia a varu ako ich izoméry schopné vytvárať medzimolekulové vodíkové väzby.

dvojitá väzba,štvorelektrónová kovalentná väzba medzi dvoma susednými atómami v molekule. D. s. zvyčajne označované dvoma valentnými ťahmi: > C \u003d C<, >C=N -, >C=O, >C=S, - N=N -, - H=O atď. To znamená, že jeden pár elektrónov s sp 2 alebo sp- tvorí s-väzbu s hybridizovanými orbitálmi (viď. ryža. jeden ), ktorého elektrónová hustota je sústredená pozdĺž medziatómovej osi; S-link je podobný jednoduchému odkazu. Ďalší pár elektrónov R-orbitály tvoria p-väzbu, ktorej elektrónová hustota je sústredená mimo medziatómovej osi. Ak vo výchove D. s. ak sa zúčastňujú atómy IV. alebo V. skupiny periodického systému, potom tieto atómy a s nimi priamo spojené atómy ležia v rovnakej rovine; uhly spoja sú 120°. V prípade asymetrických systémov sú možné deformácie molekulárnej štruktúry. D. s. kratšia ako jednoduchá väzba a vyznačuje sa vysokou energetickou bariérou vnútornej rotácie; preto polohy substituentov na atómoch spojených s D.s. nie sú ekvivalentné, čo spôsobuje fenomén geometrického izoméria. Zlúčeniny obsahujúce D.s. sú schopné adičných reakcií. Ak D. s. je elektronicky symetrická, potom sa reakcie uskutočňujú ako radikálovými (homolýzou p-väzby), tak aj iónovými mechanizmami (v dôsledku polarizačného účinku prostredia). Ak sú elektronegativity atómov viazaných D. s. rozdielne, alebo ak sú na ne viazané rôzne substituenty, potom je p-väzba vysoko polarizovaná. Zlúčeniny obsahujúce polárne D. s. sú náchylné na adíciu iónovým mechanizmom: na odoberanie elektrónov D. s. nukleofilné činidlá sa ľahko pripájajú a s. - elektrofilný. Smer posunu elektrónov pri polarizácii D. s. je zvyčajné označovať šípkami vo vzorcoch a výsledné nadmerné poplatky - symbolmi d- a d+ . To uľahčuje pochopenie radikálových a iónových mechanizmov adičných reakcií:

V zlúčeninách s dvomi D. s., oddelenými jednou jednoduchou väzbou, dochádza ku konjugácii p-väzieb a vzniku jediného p-elektrónového oblaku, ktorého labilita sa prejavuje pozdĺž celého reťazca ( ryža. 2 , vľavo). Dôsledkom tejto konjugácie je schopnosť 1,4-adičných reakcií:

Ak tri D. s. sú konjugované v šesťčlennom cykle, potom sa sextet p-elektrónov stane spoločným pre celý cyklus a vytvorí sa relatívne stabilný aromatický systém (pozri obr. ryža. 2, napravo). Pridanie elektrofilných aj nukleofilných činidiel k takýmto zlúčeninám je energeticky náročné. (Pozri tiež chemická väzba. )

dvojitá väzba

štvorelektrónová kovalentná väzba medzi dvoma susednými atómami v molekule. D. s. zvyčajne označované dvoma valentnými ťahmi: > C \u003d C<, >C=N ≈, >C=O, >C=S, ≈ N=N ≈, ≈ H=O atď. To znamená, že jeden pár elektrónov s hybridizovanými orbitálmi sp2 alebo sp tvorí s-väzbu (pozri obr. ryža. jeden), ktorého elektrónová hustota je sústredená pozdĺž medziatómovej osi; S-väzba je podobná jednoduchej väzbe. Ďalší pár elektrónov s p-orbitálmi tvorí p-väzbu, ktorej elektrónová hustota je sústredená mimo medziatómovej osi. Ak vo výchove D. s. ak sa zúčastňujú atómy IV. alebo V. skupiny periodického systému, potom tieto atómy a s nimi priamo spojené atómy ležia v rovnakej rovine; väzbové uhly sú 120°. V prípade asymetrických systémov sú možné deformácie molekulárnej štruktúry. D. s. kratšia ako jednoduchá väzba a vyznačuje sa vysokou energetickou bariérou vnútornej rotácie; preto polohy substituentov na atómoch viazaných D. s. nie sú ekvivalentné a to spôsobuje jav geometrickej izomérie. Zlúčeniny obsahujúce D.s. sú schopné adičných reakcií. Ak D. s. je elektronicky symetrická, potom sa reakcie uskutočňujú ako radikálovými (homolýzou p-väzby), tak aj iónovými mechanizmami (v dôsledku polarizačného účinku prostredia). Ak sú elektronegativity atómov viazaných D. s. rozdielne, alebo ak sú s nimi spojené rôzne substituenty, potom je p-väzba vysoko polarizovaná. Zlúčeniny obsahujúce polárne D. s. sú náchylné na adíciu iónovým mechanizmom: na odoberanie elektrónov D. s. nukleofilné činidlá sa ľahko pripájajú a s. ≈ elektrofilné. Smer posunu elektrónov pri polarizácii D. s. je obvyklé označovať vo vzorcoch šípkami a výsledné nadmerné poplatky ≈ ​​symboly d- a d+ To uľahčuje pochopenie radikálových a iónových mechanizmov adičných reakcií:

V zlúčeninách s dvomi D. s., oddelenými jednou jednoduchou väzbou, dochádza ku konjugácii p-väzieb a vzniku jediného p-elektrónového oblaku, ktorého labilita sa prejavuje pozdĺž celého reťazca ( ryža. 2, vľavo). Dôsledkom tejto konjugácie je schopnosť 1,4-adičných reakcií:

Ak tri D. s. sú konjugované v šesťčlennom cykle, potom sa sextet p-elektrónov stane spoločným pre celý cyklus a vytvorí sa relatívne stabilný aromatický systém (pozri obr. ryža. 2, napravo). Pridanie elektrofilných aj nukleofilných činidiel k takýmto zlúčeninám je energeticky náročné. (Pozri tiež Chemická väzba.)

G. A. Sokolský.

Wikipedia

Dvojitá väzba (jednoznačnosť)

dvojitá väzba:

• Dvojitá väzba - chemická väzba medzi dvoma atómami, tvorená dvoma pármi elektrónov; špeciálny prípad viacnásobná väzba.
• Double bind (double bind) - to isté ako dvojitá väzba, psychologický koncept v teórii schizofrénie Gregoryho Batesona.

dvojitá väzba

dvojitá väzba- kovalentná väzba dvoch atómov v molekule cez dva spoločné elektrónové páry. Štruktúra dvojitej väzby sa odráža v teórii valenčných väzieb. V tejto teórii sa predpokladalo, že dvojitá väzba vzniká kombináciou sigma (obr. 1) a pi (obr. 2) väzieb.

Na Sympóziu o teoretickej organickej chémii (Londýn, september 1958) predniesol správu L. Pauling, dvojnásobný nositeľ Nobelovej ceny. Paulingova správa bola venovaná povahe dvojitej väzby. Bol navrhnutý nový spôsob opisu dvojitej väzby ako kombinácie dvoch identických zakrivených väzieb.

Opis dvojitých a trojitých väzieb pomocou zakrivených väzieb vysvetľuje niektoré ich vlastnosti pozoruhodným spôsobom. Ak teda viacnásobné väzby majú tvar oblúkov s dĺžkou 1,54 Á (dĺžka jednej väzby uhlík-uhlík) a ich počiatočný smer sa zhoduje s tetraedrickým, potom sa ich vypočítaná dĺžka ukáže ako 1,32 Å pre dvojitú väzbu a 1,18 Å pre trojnásobok, čo je v dobrej zhode s experimentálnymi hodnotami 1,33 a 1,20 Å."

Ďalší rozvoj myšlienok o elektrostatickom odpudzovaní elektrónov sa ujal v teórii odpudzovania elektrónových párov R. Gillespie.