Ang mga pangunahing bagay ng bio.chemistry.

Mga bagay ng pag-aaral Ang bioorganic chemistry ay mga protina at peptide, nucleic acid, carbohydrates, lipids, biopolymers, alkaloids, terpenoids, bitamina, antibiotics, hormones, toxins, pati na rin ang mga sintetikong regulator ng biological na proseso: mga gamot, pestisidyo, atbp.

Isomerismo ng mga organikong compound, ang mga uri nito. Mga katangian ng mga uri ng isomerism, mga halimbawa.

Mayroong dalawang uri ng isomerism: structural at spatial (i.e., stereoisomerism). Ang mga istrukturang isomer ay naiiba sa bawat isa sa pagkakasunud-sunod ng mga bono ng mga atomo sa isang molekula, mga stereoisomer - sa pag-aayos ng mga atomo sa espasyo na may parehong pagkakasunud-sunod ng mga bono sa pagitan nila.

Ang mga sumusunod na uri ng structural isomerism ay nakikilala: carbon skeleton isomerism, position isomerism, isomerism ng iba't ibang klase ng organic compounds (interclass isomerism).

Ang isomerism ng carbon skeleton ay dahil sa magkakaibang pagkakasunud-sunod ng bono sa pagitan ng mga carbon atom na bumubuo sa balangkas ng molekula. Halimbawa: ang molecular formula C4H10 ay tumutugma sa dalawang hydrocarbon: n-butane at isobutane. Tatlong isomer ang posible para sa C5H12 hydrocarbon: pentane, iso-pentane, at neopentane. Ang C4H10 ay tumutugma sa dalawang hydrocarbon: n-butane at isobutane. Tatlong isomer ang posible para sa C5H12 hydrocarbon: pentane, iso-pentane, at neopentane.

Ang isomerism ng posisyon ay dahil sa magkaibang posisyon ng multiple bond, substituent, functional group na may parehong carbon skeleton ng molecule

Ang interclass isomerism ay ang isomerism ng mga substance na kabilang sa iba't ibang klase ng mga organic compound.

Modernong pag-uuri at katawagan ng mga organikong compound.

Sa kasalukuyan, malawakang ginagamit ang sistematikong katawagan - IUPAC - ang internasyonal na pinag-isang kemikal na katawagan. Ang mga panuntunan ng IUPAC ay batay sa ilang mga sistema:

1) radical-functional (ang pangalan ay batay sa pangalan ng functional group),

2) pagkonekta (ang mga pangalan ay binubuo ng maraming pantay na bahagi),

3) pagpapalit (ang batayan ng pangalan ay isang hydrocarbon fragment).

mga covalent bond. Pi at sigma bond.

covalent bond ay ang pangunahing uri ng bono sa mga organikong compound.

Ito ay isang bono na nabuo sa pamamagitan ng overlap ng isang pares ng valence electron clouds.

Ang pi bond ay isang covalent bond na nabuo sa pamamagitan ng overlapping na p atomic orbitals.

Ang sigma bond ay isang covalent bond na nabuo kapag nag-overlap ang s-atomic orbitals.

Kung ang parehong s- at p-bond ay nabuo sa pagitan ng mga atomo sa isang molekula, pagkatapos ay isang maramihang (doble o triple) na bono ay nabuo.

6. Mga modernong ideya tungkol sa istruktura ng mga organikong compound. Ang konsepto ng "kemikal na istraktura", "configuration", "conformation", ang kanilang kahulugan. Ang papel ng istraktura sa pagpapakita ng biological na aktibidad.

Noong 1861 A.M. Iminungkahi ni Butlerov ang isang teorya ng istrukturang kemikal ng mga organikong compound, na pinagbabatayan ng mga modernong ideya tungkol sa istruktura ng org. mga compound, na binubuo ng mga sumusunod na pangunahing probisyon:

1. Sa mga molekula ng mga sangkap mayroong isang mahigpit na pagkakasunud-sunod ng pagbubuklod ng kemikal ng mga atomo, na tinatawag na istraktura ng kemikal.

2. Ang mga kemikal na katangian ng isang sangkap ay natutukoy sa pamamagitan ng likas na katangian ng mga elementong nasasakupan, ang kanilang dami at istrukturang kemikal.

3. Kung ang mga sangkap na may parehong komposisyon at molekular na timbang ay may ibang istraktura, kung gayon ang kababalaghan ng isomerism ay nangyayari.

4. Dahil ang ilang bahagi lamang ng molekula ang nagbabago sa mga partikular na reaksyon, ang pag-aaral ng istraktura ng produkto ay nakakatulong upang matukoy ang istraktura ng orihinal na molekula.

5. Ang kemikal na kalikasan (reaktibidad) ng mga indibidwal na atomo sa isang molekula ay nag-iiba depende sa kapaligiran, i.e. sa kung anong mga atomo ng iba pang mga elemento ang konektado sa kanila.

Ang konsepto ng "kemikal na istraktura" ay kinabibilangan ng ideya ng isang tiyak na pagkakasunud-sunod ng koneksyon ng mga atomo sa isang molekula at ng kanilang kemikal na pakikipag-ugnayan, na nagbabago sa mga katangian ng mga atomo.

14. Pangunahing katangian ng covalent bond. Haba ng bono at enerhiya. saturation at direksyon. Multiplicity ng komunikasyon. Sigma at pi bond.

- Ang isang kemikal na bono na isinagawa ng mga nakabahaging elektronikong pares ay tinatawag atomic o covalent. Ang bawat covalent chemical bond ay may tiyak na qualitative o quantitative na katangian. Kabilang dito ang:

Haba ng link

Enerhiya ng bono

Saturability

Direksyon ng komunikasyon

Polarity ng komunikasyon

Multiplicity ng komunikasyon

- Haba ng link ay ang distansya sa pagitan ng nuclei ng mga nakagapos na atomo. Depende ito sa laki ng mga atomo at sa antas ng pagsanib ng kanilang mga shell ng elektron. Ang haba ng bono ay tinutukoy ng pagkakasunud-sunod ng bono: mas mataas ang pagkakasunud-sunod ng bono, mas maikli ang haba nito.

Enerhiya ng bono ay ang enerhiya na inilabas sa panahon ng pagbuo ng isang molekula mula sa mga solong atomo. Ito ay karaniwang ipinahayag sa J/mol (o cal/mol). Ang enerhiya ng bono ay tinutukoy ng pagkakasunud-sunod ng bono: mas malaki ang pagkakasunud-sunod ng bono, mas malaki ang enerhiya nito. Ang enerhiya ng bono ay isang sukatan ng lakas nito. Ang halaga nito ay tinutukoy ng gawaing kinakailangan upang masira ang bono, o ang pakinabang sa enerhiya sa panahon ng pagbuo ng bagay mula sa mga indibidwal na atomo. Ang isang sistema na naglalaman ng mas kaunting enerhiya ay mas matatag. Para sa mga molekula ng diatomic, ang enerhiya ng bono ay katumbas ng enerhiya ng dissociation, na kinuha gamit ang kabaligtaran na tanda. Kung higit sa 2 magkakaibang mga atom ang konektado sa isang molekula, kung gayon ang average na nagbubuklod na enerhiya ay hindi nag-tutugma sa halaga ng enerhiya ng dissociation ng molekula. Ang mga enerhiya ng bono sa mga molekula na binubuo ng magkatulad na mga atom ay bumababa sa mga grupo mula sa itaas hanggang sa ibaba. Ang mga enerhiya ng bono ay tumataas sa paglipas ng panahon.

- Saturability- nagpapakita kung gaano karaming mga bono ang maaaring mabuo ng isang partikular na atom sa iba dahil sa karaniwang mga pares ng elektron. Ito ay katumbas ng bilang ng mga karaniwang pares ng elektron kung saan ang atom na ito ay konektado sa iba. Ang saturation ng isang covalent bond ay ang kakayahan ng isang atom na lumahok sa pagbuo ng isang limitadong bilang ng mga covalent bond.

Oryentasyon ay isang tiyak na pagsasaayos ng isa't isa ng nagbubuklod na mga ulap ng elektron. Ito ay humahantong sa isang tiyak na pag-aayos sa espasyo ng nuclei ng mga chemically bonded atoms. Ang spatial na oryentasyon ng isang covalent bond ay nailalarawan sa pamamagitan ng mga anggulo sa pagitan ng nabuong mga bono, na tinatawag na mga anggulo ng valence.

- Multiplicity ng komunikasyon. Ito ay tinutukoy ng bilang ng mga pares ng elektron na kasangkot sa bono sa pagitan ng mga atomo. Kung ang bono ay nabuo ng higit sa isang pares ng mga electron, kung gayon ito ay tinatawag na maramihang. Habang tumataas ang multiplicity ng bono, tumataas ang enerhiya at bumababa ang haba ng bono. Sa mga molekula na may maraming mga bono, walang pag-ikot sa paligid ng axis.

- Sigma - at pi bond. Ang chemical bond ay dahil sa overlap ng electron clouds. Kung ang overlap na ito ay nangyayari sa isang linya na nagkokonekta sa nuclei ng mga atomo, kung gayon ang gayong bono ay tinatawag na sigma bond. Maaari itong mabuo ng mga s-s electron, p-p electron, s-p electron. Ang isang kemikal na bono na isinasagawa ng isang pares ng elektron ay tinatawag na isang solong bono. Ang mga solong bono ay palaging mga sigma bond. Ang mga orbital ng uri s ay bumubuo lamang ng mga sigma bond. Ngunit ang isang malaking bilang ng mga compound ay kilala kung saan mayroong doble at kahit triple na mga bono. Ang isa sa kanila ay isang sigma bond at ang iba ay tinatawag na pi bond. Kapag nabuo ang gayong mga bono, ang overlap ng mga ulap ng elektron ay nangyayari sa dalawang rehiyon ng espasyo na simetriko sa internuclear axis.

15. Hybridization ng atomic orbitals sa halimbawa ng mga molecule: methane, aluminum chloride, beryllium chloride. Valence angle at geometry ng molekula. Paraan ng molecular orbitals (MO LCAO). Mga diagram ng enerhiya ng homo- at hetero-nuclear molecules (N2, Cl2, NH3, Maging2).

- Hybridization. Ang bagong set ng mixed orbitals ay tinatawag na hybrid orbitals, at ang mixing technique mismo ay tinatawag na hybridization ng atomic orbitals.

Ang paghahalo ng isang s- at isang p-orbital, tulad ng sa BeCl2, ay tinatawag na sp-hybridization. Sa prinsipyo, ang hybridization ng s-orbital ay posible hindi lamang sa isa, kundi pati na rin sa dalawa, tatlo o isang non-integer na bilang ng mga p-orbital, pati na rin ang hybridization na may partisipasyon ng mga d-orbital.

Isaalang-alang ang isang linear na molekula ng BeCl2. Ang isang atom ng beryllium sa estado ng valence ay may kakayahang bumuo ng dalawang mga bono dahil sa isang s- at isang p-electron. Malinaw na sa kasong ito ay dapat makuha ang dalawang bono na may iba't ibang haba na may mga chlorine atoms, dahil ang radial distribution ng mga electron na ito ay iba. Ang tunay na molekula ng BeCl2 ay simetriko at linear; sa loob nito, ang dalawang Be-Cl bond ay eksaktong magkapareho. Nangangahulugan ito na binibigyan sila ng mga electron ng parehong estado, i.e. dito, ang isang beryllium atom sa valence state ay wala nang isang s- at isang p-electron, ngunit dalawang electron na matatagpuan sa mga orbital na nabuo ng isang "mixture" ng s- at p-atomic orbitals. Ang methane molecule ay magkakaroon ng sp3 hybridization, at ang aluminum chloride molecule ay magkakaroon ng sp2 hybridization.

Mga kondisyon para sa katatagan ng hybridization:

1) Kung ikukumpara sa orihinal na mga orbital na atom, ang mga hybrid na orbital ay dapat na magkakapatong nang mas malapit.

2) Ang mga atomic orbital na malapit sa antas ng enerhiya ay nakikibahagi sa hybridization, samakatuwid, ang mga matatag na hybrid na orbital ay dapat mabuo sa kaliwang bahagi ng periodic system.

Hybridization	Hugis ng molekula	Anggulo ng Valence
	Linear
	Tatsulok
	Tetrahedron

- Valence angle at geometry ng molekula. Sa bawat kaso, ang mga hybrid na orbital ay may isang tiyak na oryentasyon, na nag-aambag sa pagbuo ng mga molekula na may ilang mga anggulo sa pagitan ng mga bono, mga anggulo ng valence. Ang bawat uri ng hybridization ay tumutugma sa isang tiyak na anggulo ng bono at isang tiyak na hugis ng molekula:

- MO LCAO. Ang mga molecular orbital ay maaaring isipin bilang isang linear na kumbinasyon ng mga atomic orbital. Ang mga molecular orbital ay dapat magkaroon ng isang tiyak na simetrya. Kapag pinupunan ang mga atomic orbital na may mga electron, ang mga sumusunod na patakaran ay dapat isaalang-alang:

1. Kung ang atomic orbital ay ilang function na isang solusyon sa Schrödinger equation at inilalarawan ang estado ng isang electron sa isang atom, ang MO method ay isa ring solusyon sa Schrödinger equation, ngunit para sa isang electron sa isang molekula.

2. Ang isang molecular orbital ay matatagpuan sa pamamagitan ng pagdaragdag o pagbabawas ng atomic orbital.

3. Ang mga molecular orbital at ang kanilang bilang ay katumbas ng kabuuan ng mga atomic orbital ng mga tumutugong atomo.

Kung ang solusyon para sa mga molecular orbitals ay nakuha sa pamamagitan ng pagdaragdag ng mga function ng atomic orbitals, kung gayon ang enerhiya ng molecular orbitals ay magiging mas mababa kaysa sa enerhiya ng orihinal na atomic orbitals. At ang ganitong orbital ay tinatawag bonding orbital.

Sa kaso ng pagbabawas ng function, ang molecular orbital ay may malaking enerhiya, at ito ay tinatawag lumuluwag.

May mga sigma at pi orbital. Sila ay napuno ayon sa tuntunin ni Hund.

Ang bilang ng mga bono (bond order) ay katumbas ng pagkakaiba sa pagitan ng kabuuang bilang ng mga electron sa bonding orbital at ang bilang ng mga electron sa antibonding orbital, na hinati ng 2.

Ang pamamaraan ng MO ay gumagamit ng mga diagram ng enerhiya:

16. Polariseysyon ng komunikasyon. Ang dipole moment ng bond. Mga katangian ng nakikipag-ugnayan na mga atomo: potensyal ng ionization, pagkakaugnay ng elektron, electronegativity. Ang antas ng ionicity ng bono.

- Dipole moment- pisikal na dami na nagpapakilala sa mga de-koryenteng katangian ng isang sistema ng mga sisingilin na particle. Sa kaso ng isang dipole (dalawang particle na may magkasalungat na singil), ang electric dipole moment ay katumbas ng produkto ng positibong singil ng dipole at ang distansya sa pagitan ng mga singil at nakadirekta mula sa isang negatibong singil patungo sa isang positibo. Ang dipole moment ng isang chemical bond ay dahil sa pag-aalis ng electron cloud patungo sa isa sa mga atomo. Ang isang bono ay sinasabing polar kung ang katumbas na dipole moment ay malaki ang pagkakaiba sa zero. Posible ang mga kaso kapag ang mga indibidwal na bono sa isang molekula ay polar, at ang kabuuang dipole moment ng molekula ay zero; ang mga naturang molecule ay tinatawag na non-polar (eg CO 2 at CCl 4 molecules). Kung ang dipole moment ng molekula ay nonzero, ang molekula ay sinasabing polar. Halimbawa, ang molekula ng H 2 O. Ang pagkakasunud-sunod ng magnitude ng dipole moment ng molekula ay tinutukoy ng produkto ng singil ng elektron (1.6.10 -19 C) at ang haba ng chemical bond (sa pagkakasunud-sunod ng 10 -10 m).

Ang kemikal na katangian ng isang elemento ay tinutukoy ng kakayahan ng atom nito na mawala at makakuha ng mga electron. Ang kakayahang ito ay masusukat sa pamamagitan ng ionization energy ng isang atom at ang electron affinity nito.

- Enerhiya ng ionization Ang atom ay ang dami ng enerhiya na kinakailangan upang matanggal ang isang elektron mula sa isang hindi nasasabik na atom. Ito ay ipinahayag sa kilojoules bawat nunal. Para sa multielectron atoms, ang ionization energies E1, E2, E3, ..., En ay tumutugma sa detatsment ng una, pangalawa, atbp. mga electron. Sa kasong ito, palaging E1

- Affinity ng isang atom para sa isang electron- ang epekto ng enerhiya ng pagkakabit ng isang elektron sa isang neutral na atom kasama ang pagbabago nito sa isang negatibong ion. Ang affinity ng isang atom para sa isang electron ay ipinahayag sa kJ/mol. Ang electron affinity ay numerically equal, ngunit kabaligtaran ng sign, sa ionization energy ng isang negative charged na ion at depende sa electron configuration ng atom. Ang pangkat 7 p-element ay may pinakamataas na electron affinity. Ang mga atom na may s2 (Be, Mg, Ca) at s2p6 (Ne, Ar, Kr) na mga configuration o kalahating punong p-sublayer (N, P, As) ay hindi nagpapakita ng electron affinity.

- Electronegativity ay ang karaniwang katangian ng kakayahan ng isang atom sa isang tambalan na makaakit ng isang elektron. Sa kasong ito, ang pagkakaiba sa mga estado ng mga atomo sa iba't ibang mga compound ay napapabayaan. Hindi tulad ng potensyal ng ionization at pagkakaugnay ng elektron, ang ER ay hindi isang mahigpit na tinukoy na pisikal na dami, ngunit isang kapaki-pakinabang na kondisyong katangian. Ang pinaka-electronegative na elemento ay fluorine. Ang EO ay nakasalalay sa enerhiya ng ionization at pagkakaugnay ng elektron. Ayon sa isang kahulugan, ang ER ng isang atom ay maaaring ipahayag bilang kalahati ng kabuuan ng enerhiya ng ionization at pagkakaugnay ng elektron nito. Ang isang elemento ay hindi maaaring italaga ng isang pare-parehong EC. Depende ito sa maraming mga kadahilanan, sa partikular, sa estado ng valence ng elemento, ang uri ng tambalan kung saan ito pumapasok, atbp.

17. Polarizing kakayahan at polarizing aksyon. Pagpapaliwanag ng ilang pisikal na katangian ng mga sangkap sa mga tuntunin ng teoryang ito.

- Isinasaalang-alang ng teorya ng polariseysyon ang lahat ng mga sangkap na puro ionic. Sa kawalan ng panlabas na larangan, ang lahat ng mga ion ay may spherical na hugis. Kapag ang mga ion ay lumalapit sa isa't isa, ang larangan ng kation ay nakakaapekto sa larangan ng anion, at sila ay nababago. Ang polarisasyon ng ion ay ang pag-aalis ng panlabas na ulap ng elektron ng mga ion na nauugnay sa kanilang nucleus.

Polarisasyon ay binubuo ng dalawang proseso:

polarisability ng ion

polarizing action sa isa pang ion

Ang polarizability ng isang ion ay isang sukatan ng kakayahan ng electron cloud ng isang ion na mag-deform sa ilalim ng impluwensya ng isang panlabas na electric field.

Mga regulasyon ng polarizability ng mga ion:

Ang mga anion ay mas polarized kaysa sa mga cation. Ang sobrang density ng elektron ay humahantong sa isang malaking diffuseness, friability ng electron cloud.

Ang polarizability ng isoelectronic ions ay tumataas sa pagbaba ng mga positibong singil at pagtaas ng mga negatibong singil. Ang mga isoelectronic ions ay may parehong configuration.

Sa multiply charged cations, ang nuclear charge ay higit na lumampas sa bilang ng mga electron. Pinapalakas nito ang shell ng elektron, nagpapatatag ito, kaya ang mga naturang ions ay hindi gaanong madaling kapitan sa pagpapapangit. Ang polarizability ng mga cation ay bumababa kapag dumaan mula sa mga ion na may panlabas na shell ng elektron na puno ng 18 mga electron sa isang hindi napuno, at higit pa sa marangal na mga ion ng gas. Ito ay dahil sa ang katunayan na para sa mga electron ng parehong panahon, ang d-electron shell ay mas nagkakalat kumpara sa s- at p-electron shell, dahil Ang mga d-electron ay gumugugol ng mas maraming oras malapit sa nucleus. Samakatuwid, ang mga d-electron ay nakikipag-ugnayan nang mas malakas sa mga nakapaligid na anion.

Ang polarizability ng mga ions - ang mga analogue ay nagdaragdag sa isang pagtaas sa bilang ng mga layer ng elektron. Ang polarizability ay pinakamahirap para sa maliliit at multiply charged na mga cation, na may electron shell ng mga noble gas. Ang ganitong mga kasyon ay tinatawag na matibay. Ang pinakamadaling polarized ay bulk multiply charged anion at low charged bulk cations. Ito ay mga malambot na ion.

- Polarizing action. Depende sa mga singil, laki at istraktura ng panlabas na layer ng elektron.

1. Ang polarizing effect ng isang cation ay tumataas sa pagtaas ng charge nito at pagbaba ng radius. Ang maximum polarizing effect ay katangian ng mga Caton na may maliit na radii at malalaking singil; samakatuwid, bumubuo sila ng mga compound ng covalent type. Kung mas malaki ang singil, mas malaki ang polarizing bond.

2. Ang polarizing effect ng mga cation ay tumataas sa paglipat ng mga ions na may s-electron cloud sa isang hindi kumpleto at sa isang 18-electron. Kung mas malaki ang polarizing effect ng cation, mas malaki ang kontribusyon ng covalent bond.

- Application ng polarization theory upang ipaliwanag ang mga pisikal na katangian:

Kung mas malaki ang polarizability ng isang anion (ang polarizing effect ng isang cation), mas malamang na ito ay bumuo ng isang covalent bond. Samakatuwid, ang mga punto ng kumukulo at natutunaw para sa mga compound na may covalent bond ay magiging mas mababa kaysa sa mga compound na may ionic bond. Kung mas malaki ang ionicity ng bono, mas mataas ang mga punto ng pagkatunaw at pagkulo.

Ang pagpapapangit ng shell ng elektron ay nakakaapekto sa kakayahang magpakita o sumipsip ng mga light wave. Mula dito, mula sa posisyon ng teorya ng polariseysyon, maaaring ipaliwanag ng isa ang kulay ng mga compound: puti - lahat ay sumasalamin; itim - sumisipsip; transparent - pumasa. Ito ay dahil: kung ang shell ay deformed, pagkatapos ay ang quantum na mga antas ng mga electron ay lumalapit sa isa't isa, na binabawasan ang energy barrier, kaya isang maliit na enerhiya ay kinakailangan para sa paggulo. kasi ang pagsipsip ay nauugnay sa paggulo ng mga electron, i.e. sa kanilang paglipat sa mataas na antas, pagkatapos ay sa pagkakaroon ng mataas na polariseysyon, ang nakikitang liwanag ay maaaring makapukaw ng mga panlabas na electron at ang sangkap ay magiging kulay. Kung mas mataas ang singil ng anion, mas mababa ang intensity ng kulay. Ang epekto ng polarizing ay nakakaapekto sa reaktibiti ng mga compound; samakatuwid, para sa maraming mga compound, ang mga asin ng mga acid na naglalaman ng oxygen ay mas matatag kaysa sa mga asin mismo. Ang pinakamalaking polarizing effect ng d-element. Kung mas malaki ang singil, mas malaki ang polarizing effect.

18. Ionic bond bilang isang limiting case ng covalent polar bond. Mga katangian ng mga sangkap na may iba't ibang uri ng mga bono.

Ang likas na katangian ng ionic bond ay maaaring ipaliwanag sa pamamagitan ng electrostatic na pakikipag-ugnayan ng mga ion. Ang kakayahan ng mga elemento na bumuo ng mga simpleng ion ay dahil sa istruktura ng kanilang mga atomo. Ang mga cation ay pinakamadaling bumubuo ng mga elemento na may mababang enerhiya ng ionization, alkali at alkaline earth na mga metal. Ang mga anion ay pinakamadaling nabuo ng pangkat 7 p-elemento dahil sa kanilang mataas na pagkakaugnay ng elektron.

Ang mga singil sa kuryente ng mga ion ay nagiging sanhi ng kanilang pagkahumaling at pagtanggi. Ang mga ion ay maaaring ituring bilang mga naka-charge na sphere na ang mga field ng puwersa ay pantay na ipinamamahagi sa lahat ng direksyon sa kalawakan. Samakatuwid, ang bawat ion ay maaaring makaakit ng mga ion ng kabaligtaran na tanda sa sarili nito sa anumang direksyon. Ang isang ionic na bono, hindi katulad ng isang covalent bond, ay hindi nakadirekta.

Ang pakikipag-ugnayan ng mga ion ng kabaligtaran na pag-sign sa bawat isa ay hindi maaaring humantong sa kumpletong kabayaran sa isa't isa ng kanilang mga patlang ng puwersa. Dahil dito, napapanatili nila ang kakayahang makaakit ng mga ion sa iba pang mga direksyon. Samakatuwid, hindi tulad ng isang covalent bond, ang isang ionic bond ay nailalarawan sa pamamagitan ng unsaturation.

19.Koneksyon ng metal. Mga pagkakatulad at pagkakaiba sa mga ionic at covalent bond

Ang isang metal na bono ay isa kung saan ang mga electron ng bawat indibidwal na atom ay nabibilang sa lahat ng mga atom na nakikipag-ugnay. Ang pagkakaiba ng enerhiya sa pagitan ng mga "molecular" na orbital sa naturang bond ay maliit, kaya ang mga electron ay madaling lumipat mula sa isang "molecular" orbital patungo sa isa pa at, samakatuwid, lumipat sa karamihan ng metal.

Ang mga metal ay naiiba sa iba pang mga sangkap sa mataas na electrical conductivity at thermal conductivity. Sa ilalim ng normal na mga kondisyon, ang mga ito ay mga mala-kristal na sangkap (maliban sa mercury) na may mataas na bilang ng koordinasyon ng mga atomo. Sa isang metal, ang bilang ng mga electron ay mas mababa kaysa sa bilang ng mga orbital, kaya ang mga electron ay maaaring lumipat mula sa isang orbital patungo sa isa pa. Ang mga metal na atom ay nailalarawan sa pamamagitan ng mataas na enerhiya ng ionization - ang mga electron ng valence ay mahina na nananatili sa atom, i.e. madaling gumalaw sa kristal. Ang kakayahang ilipat ang mga electron sa pamamagitan ng kristal ay tumutukoy sa electrical conductivity ng mga metal.

Kaya, hindi tulad ng mga covalent at ionic compound, sa mga metal ang isang malaking bilang ng mga electron ay sabay-sabay na nagbubuklod sa isang malaking bilang ng atomic nuclei, at ang mga electron mismo ay maaaring lumipat sa metal. Sa madaling salita, ang isang malakas na delocalized na bono ng kemikal ay nagaganap sa mga metal. Ang metal na bono ay may isang tiyak na pagkakapareho sa covalent bond, dahil ito ay batay sa pagsasapanlipunan ng mga valence electron. Gayunpaman, ang mga valence electron ng dalawang nakikipag-ugnayan lamang na mga atomo ay nakikilahok sa pagbuo ng isang covalent bond, habang sa pagbuo ng isang metal na bono, ang lahat ng mga atomo ay nakikilahok sa pagsasapanlipunan ng mga electron. Iyon ang dahilan kung bakit ang metal na bono ay walang spatial na oryentasyon at saturation, na higit na tumutukoy sa mga partikular na katangian ng mga metal. Ang enerhiya ng isang metal na bono ay 3-4 beses na mas mababa kaysa sa enerhiya ng isang covalent bond.

20. Hydrogen bond. Intermolecular at intramolecular. Ang mekanismo ng edukasyon. Mga tampok ng pisikal na katangian ng mga sangkap na may hydrogen bond. Mga halimbawa.

- Ang hydrogen bond ay isang espesyal na uri ng kemikal na bono. Ito ay katangian ng mga hydrogen compound na may pinakamaraming electronegative na elemento (fluorine, oxygen, nitrogen, at sa mas mababang lawak ng chlorine at sulfur).

Ang hydrogen bond ay napaka-pangkaraniwan at gumaganap ng isang mahalagang papel sa samahan ng mga molekula, sa mga proseso ng pagkikristal, paglusaw, pagbuo ng mga crystalline hydrates, atbp. Halimbawa, sa solid, likido at kahit na gas na estado, ang mga molekula ng hydrogen fluoride ay konektado sa isang zigzag chain, na tiyak na dahil sa hydrogen bonding.

Ang kakaiba nito ay ang hydrogen atom, na bahagi ng isang molekula, ay bumubuo ng pangalawang, mas mahina na bono sa isang atom sa isa pang molekula, bilang isang resulta kung saan ang parehong mga molekula ay pinagsama sa isang kumplikado. Ang isang tampok na katangian ng naturang kumplikado ay ang tinatawag na tulay ng hydrogen – A – H...B–. Ang distansya sa pagitan ng mga atomo sa isang tulay ay mas malaki kaysa sa pagitan ng mga atomo sa isang molekula. Sa una, ang hydrogen bond ay itinuturing bilang isang electrostatic na pakikipag-ugnayan. Sa kasalukuyan, napagpasyahan na ang pakikipag-ugnayan ng donor-acceptor ay may mahalagang papel sa pagbubuklod ng hydrogen. Ang isang hydrogen bond ay nabuo hindi lamang sa pagitan ng mga molekula ng iba't ibang mga sangkap, kundi pati na rin sa mga molekula ng parehong sangkap na H2O, HF, NH3, atbp. Ipinapaliwanag din nito ang pagkakaiba sa mga katangian ng mga sangkap na ito kumpara sa mga kaugnay na compound. Ang hydrogen bonding ay kilala sa loob ng mga molecule, lalo na sa mga organic compound. Ang pagbuo nito ay pinadali ng pagkakaroon ng isang acceptor group A-H at isang donor group B-R sa molekula. Sa isang molekula ng A-H, ang A ay ang pinaka-electronegative na elemento. Ang hydrogen bonding sa mga polimer, tulad ng mga peptide, ay nagreresulta sa isang helical na istraktura. Ang DNA ay may mga katulad na istruktura - deoxyribonucleic acid - ang tagabantay ng code ng pagmamana. Ang mga bono ng hydrogen ay hindi malakas. Madali silang mabuo at masira sa ordinaryong temperatura, na napakahalaga sa mga biological na proseso. Ito ay kilala na ang mga hydrogen compound na may mataas na electronegative nonmetals ay may abnormally mataas na boiling point.

Intermolecular na pakikipag-ugnayan. Ang mga puwersa ng atraksyon sa pagitan ng mga puspos na atomo at mga molekula ay lubhang mahina kumpara sa mga ionic at covalent bond. Ang mga sangkap kung saan ang mga molekula ay pinagsasama-sama ng napakahinang pwersa ay mas madalas na mga gas sa 20 degrees, at sa maraming mga kaso ang kanilang mga boiling point ay napakababa. Ang pagkakaroon ng gayong mahinang pwersa ay natuklasan ni van der Waals. Ang pagkakaroon ng gayong mga puwersa sa sistema ay maaaring ipaliwanag sa pamamagitan ng:

1. Ang pagkakaroon ng permanenteng dipole sa isang molekula. Sa kasong ito, bilang isang resulta ng isang simpleng electrostatic na atraksyon ng mga dipoles, ang mahinang puwersa ng pakikipag-ugnayan ay lumitaw - dipole-dipole (H2O, HCl, CO)

2. Ang dipole moment ay napakaliit, ngunit kapag nakikipag-ugnayan sa tubig, ang isang sapilitan na dipole ay maaaring mabuo, na nangyayari bilang isang resulta ng polymerization ng mga molekula ng mga dipoles ng mga nakapaligid na molekula. Ang epektong ito ay maaaring i-superimpose sa dipole-dipole na pakikipag-ugnayan at dagdagan ang pagkahumaling.

3. Mga puwersa ng pagpapakalat. Ang mga puwersang ito ay kumikilos sa pagitan ng anumang mga atomo at molekula, anuman ang kanilang istraktura. Ang konseptong ito ay ipinakilala ng London. Para sa mga simetriko na atomo, ang tanging kumikilos na puwersa ay ang mga puwersa ng London.

21. Pinagsama-samang estado ng bagay: solid, likido, gas. Crystalline at amorphous na estado. Mga kristal na sala-sala.

- Sa ilalim ng normal na mga kondisyon, ang mga atomo, ion at molekula ay hindi umiiral nang isa-isa. Ito ay palaging bumubuo lamang ng mga bahagi ng isang mas mataas na organisasyon ng isang sangkap na halos nakikilahok sa mga pagbabagong kemikal - ang tinatawag na estado ng pagsasama-sama. Depende sa mga panlabas na kondisyon, ang lahat ng mga sangkap ay maaaring nasa iba't ibang mga estado ng pagsasama-sama - sa gas, likido, solid. Ang paglipat mula sa isang estado ng pagsasama-sama patungo sa isa pa ay hindi sinamahan ng isang pagbabago sa stoichiometric na komposisyon ng sangkap, ngunit kinakailangang nauugnay sa isang mas malaki o mas maliit na pagbabago sa istraktura nito.

Solid na estado ay isang estado kung saan ang bagay ay may sariling dami at sariling hugis. Sa mga solido, ang mga puwersa ng pakikipag-ugnayan sa pagitan ng mga particle ay napakalaki. Halos lahat ng mga sangkap ay umiiral sa anyo ng ilang mga solidong katawan. Ang reaktibiti at iba pang mga katangian ng mga katawan na ito, bilang panuntunan, ay naiiba. Ang perpektong solid state ay tumutugma sa isang hypothetical ideal na kristal.

estado ng likido Isang estado kung saan ang bagay ay may sariling dami ngunit walang sariling hugis. Ang likido ay may isang tiyak na istraktura. Sa mga tuntunin ng istraktura, ang estado ng likido ay intermediate sa pagitan ng solid state na may mahigpit na tinukoy na periodic na istraktura at ng gas, kung saan walang istraktura. Samakatuwid, ang isang likido ay nailalarawan, sa isang banda, sa pamamagitan ng pagkakaroon ng isang tiyak na dami, at sa kabilang banda, sa pamamagitan ng kawalan ng isang tiyak na anyo. Ang patuloy na paggalaw ng mga particle sa isang likido ay tumutukoy sa isang malakas na binibigkas na pagsasabog sa sarili at ang pagkalikido nito. Ang istraktura at pisikal na katangian ng isang likido ay nakasalalay sa pagkakakilanlan ng kemikal ng mga bumubuong particle nito.

estado ng gas. Ang isang katangian ng estado ng gas ay ang mga molekula (atom) ng gas ay hindi magkakasama, ngunit malayang gumagalaw sa dami. Lumilitaw ang mga puwersa ng intermolecular interaction kapag ang mga molekula ay lumalapit sa isa't isa. Ang mahinang intermolecular na pakikipag-ugnayan ay nagiging sanhi ng mababang density ng mga gas at ang kanilang mga pangunahing katangian ng katangian - ang pagnanais para sa walang katapusang pagpapalawak at ang kakayahang magpilit ng presyon sa mga dingding ng mga sisidlan na pumipigil sa pagnanais na ito. Dahil sa mahinang intermolecular na pakikipag-ugnayan sa mababang presyon at mataas na temperatura, ang lahat ng tipikal na gas ay kumikilos nang humigit-kumulang pareho, ngunit kahit na sa ordinaryong temperatura at presyon, ang sariling katangian ng mga gas ay nagsisimulang lumitaw. Ang estado ng isang gas ay nailalarawan sa pamamagitan ng temperatura, presyon at dami nito. Ang gas ay itinuturing na nasa N.O. kung ang temperatura nito ay 0 degrees at ang presyon ay 1 * 10 Pa.

- Kristal na estado. Kabilang sa mga solido, ang pangunahing isa ay ang mala-kristal na estado, na nailalarawan sa pamamagitan ng isang tiyak na oryentasyon ng mga particle (atom, ion, molekula) na may kaugnayan sa bawat isa. Tinutukoy din nito ang panlabas na anyo ng sangkap sa anyo ng mga kristal. Mga solong kristal - ang mga solong kristal ay umiiral sa kalikasan, ngunit maaari silang makuha sa artipisyal na paraan. Ngunit kadalasan, ang mga mala-kristal na katawan ay mga polycrystalline formations - ito ay mga intergrowth ng isang malaking bilang ng mga maliliit na kristal. Ang isang katangian ng mga mala-kristal na katawan, na sumusunod mula sa kanilang istraktura, ay anisotropy. Ito ay nagpapakita ng sarili sa katotohanan na ang mekanikal, elektrikal at iba pang mga katangian ng mga kristal ay nakasalalay sa direksyon ng panlabas na pagkilos ng mga puwersa sa kristal. Ang mga particle sa mga kristal ay nagsasagawa ng mga thermal vibrations malapit sa posisyon ng equilibrium o malapit sa mga node ng crystal lattice.

amorphous na estado. Ang amorphous na estado ay katulad ng likidong estado. Ito ay nailalarawan sa pamamagitan ng hindi kumpletong pag-order ng magkaparehong pag-aayos ng mga particle. Ang mga bono sa pagitan ng mga yunit ng istruktura ay hindi katumbas, samakatuwid, ang mga amorphous na katawan ay walang tiyak na punto ng pagkatunaw - sa proseso ng pag-init, unti-unti silang lumalambot at natutunaw. Halimbawa, ang hanay ng temperatura ng mga proseso ng pagtunaw para sa silicate na baso ay 200 degrees. Sa mga amorphous na katawan, ang likas na katangian ng pag-aayos ng mga atom ay halos hindi nagbabago kapag pinainit. Tanging ang mobility ng mga atomo ang nagbabago - tumataas ang kanilang mga vibrations.

- Mga kristal na sala-sala:

Ang mga kristal na sala-sala ay maaaring ionic, atomic (covalent o metallic) at molekular.

Ang ionic na sala-sala ay binubuo ng mga ion ng magkasalungat na tanda, na nagpapalit-palit sa mga node.

Sa mga atomic lattice, ang mga atom ay pinag-uugnay ng covalent o metallic bond. Halimbawa: brilyante (atomic-covalent lattice), mga metal at mga haluang metal nito (atomic-metal lattice). Ang mga node ng molecular crystal lattice ay nabuo ng mga molekula. Sa mga kristal, ang mga molekula ay nakagapos sa pamamagitan ng intermolecular na pakikipag-ugnayan.

Ang mga pagkakaiba sa uri ng kemikal na bono sa mga kristal ay tumutukoy sa mga makabuluhang pagkakaiba sa uri ng pisikal at kemikal na mga katangian ng isang sangkap sa lahat ng uri ng kristal na sala-sala. Halimbawa, ang mga sangkap na may atomic-covalent lattice ay nailalarawan sa pamamagitan ng mataas na tigas, at ang mga may atomic-metal na sala-sala ay nailalarawan sa pamamagitan ng mataas na plasticity. Ang mga sangkap na may ionic na sala-sala ay may mataas na punto ng pagkatunaw at hindi pabagu-bago. Ang mga sangkap na may molecular lattice (mahina ang intermolecular forces) ay fusible, pabagu-bago ng isip, ang kanilang katigasan ay hindi mataas.

22. Mga kumplikadong compound. Kahulugan. Tambalan.

Ang mga kumplikadong compound ay mga molekular na compound, ang kumbinasyon ng mga bahagi na humahantong sa pagbuo ng mga kumplikadong ion na may kakayahang malayang pag-iral, kapwa sa isang kristal at sa solusyon. Ang mga kumplikadong ion ay resulta ng pakikipag-ugnayan sa pagitan ng gitnang atom (kompleksyong ahente) at ng mga nakapaligid na ligand. Ang mga ligand ay parehong mga ion at neutral na molekula. Kadalasan, ang kumplikadong ahente ay isang metal, na, kasama ng mga ligand, ay bumubuo ng isang panloob na globo. Mayroong isang panlabas na globo. Ang panloob at panlabas na mga globo ay magkakaugnay sa pamamagitan ng ionic bonding.

Mayroong dalawang uri ng covalent bond: sigma at pi bond. Ang sigma bond ay isang solong covalent bond na nabuo kapag ang AO ay nag-overlap sa isang tuwid na linya (axis) na nagkokonekta sa nuclei ng dalawang nakagapos na atom na may maximum na overlap sa tuwid na linyang ito. maaaring lumitaw ang isang sigma bond kapag nag-overlap ang alinmang (s-, p-hybrid) AO. Sa mga organogens (carbon, nitrogen, oxygen, sulfur), ang mga hybrid na orbital ay maaaring makilahok sa pagbuo ng mga sigma bond, na nagbibigay ng mas mahusay na overlap. Bilang karagdagan sa axial overlap, ang isa pang uri ng overlap ay posible - ang lateral overlap ng p-AO, na humahantong sa pagbuo ng isang pi bond. Ang pi-bond ay isang bono na nabuo sa pamamagitan ng lateral overlap ng unhybridized p-AO na may maximum na overlap sa magkabilang panig ng tuwid na linya na nagkokonekta sa nuclei ng mga atomo. Madalas na nangyayari sa mga organikong compound, ang maramihang mga bono ay isang kumbinasyon ng mga sigma at pi na mga bono; double - isang sigma at isang pi, triple - isang sigma at dalawang pi bond.

Ang enerhiya ng bono ay ang enerhiya na inilabas kapag ang isang bono ay nabuo o kinakailangan upang paghiwalayin ang dalawang nakagapos na mga atomo. Ito ay nagsisilbing sukatan ng lakas ng bono: mas malaki ang enerhiya, mas malakas ang bono.

Ang haba ng bono ay ang distansya sa pagitan ng mga sentro ng mga nakagapos na atomo. Ang double bond ay mas maikli kaysa sa isang solong bono, at ang triple bond ay mas maikli kaysa sa double bond. Ang mga bono sa pagitan ng mga carbon atom sa iba't ibang estado ng hybridization ay nailalarawan sa pamamagitan ng isang pangkalahatang pattern: na may pagtaas sa proporsyon ng s-orbital sa hybrid na orbital, ang haba ng bono ay bumababa. Halimbawa, sa serye ng mga compound na propane CH3-CH2-CH3, propene CH3-CH=CH2, propyne CH3-C-=CH, ang haba ng bono ng CH3-C ay 0.154, 0.150, at 0.146 nm, ayon sa pagkakabanggit.

Sa kimika, malawakang ginagamit ang konsepto ng hybrid orbitals ng carbon atom at iba pang elemento. Ang konsepto ng hybridization bilang isang paraan ng paglalarawan ng muling pagsasaayos ng mga orbital ay kinakailangan sa mga kaso kung saan ang bilang ng mga hindi magkapares na electron sa ground state ng isang atom ay mas mababa sa bilang ng mga bono na nabuo. Ipinapalagay na ang iba't ibang mga atomic na orbital na may magkatulad na antas ng enerhiya ay nakikipag-ugnayan sa isa't isa, na bumubuo ng mga hybrid na orbital na may parehong hugis at enerhiya. Ang mga hybrid na orbital, dahil sa mas malaking overlap, ay bumubuo ng mas malakas na mga bono kaysa sa mga hindi na-hybridized na orbital.

Tinutukoy ng uri ng hybridization ang oryentasyon ng mga hybrid na AO sa espasyo at, dahil dito, ang geometry ng mga molekula. Depende sa bilang ng mga orbital na pumasok sa hybridization, ang carbon atom ay maaaring nasa isa sa tatlong estado ng hybridization. sp3 hybridization. Bilang resulta ng sp3 hybridization, ang carbon atom mula sa ground state na 1s2-2s2-2p2, dahil sa paglipat ng isang electron mula sa 2s- hanggang sa 2p-orbital, ay pumasa sa excited na estado na 1s2-2s1-2p3. Ang paghahalo ng apat na panlabas na AO ng isang excited na carbon atom (isang 2s at tatlong 2p orbital) ay nagbibigay ng apat na katumbas na sp hybrid na orbital. Mayroon silang hugis ng isang volume na walo, ang isa sa mga blades ay mas malaki kaysa sa isa. Dahil sa mutual repulsion, ang sp3-hybrid AOs ay nakadirekta sa espasyo sa mga vertices ng tetrahedron at ang mga anggulo sa pagitan ng mga ito ay katumbas ng 109.5° (ang pinakakanais-nais na kaayusan). Ang bawat hybrid na orbital sa isang atom ay puno ng isang elektron. Ang carbon atom sa estado ng sp3 hybridization ay may electronic configuration na 1s2(2sp3)4.

Ang ganitong estado ng hybridization ay katangian ng mga carbon atom sa saturated hydrocarbons (alkanes) at, nang naaayon, sa mga alkyl radical ng kanilang mga derivatives. sp2 hybridization. Bilang resulta ng sp2 hybridization, dahil sa paghahalo ng isang 2s- at dalawang 2p-AO ng excited carbon atom, tatlong katumbas na sp2-hybrid orbitals ang nabuo, na matatagpuan sa parehong eroplano sa isang anggulo na 120'. Ang unhybridized 2p-AO ay nasa perpendicular plane. Ang carbon atom sa estado ng sp2 hybridization ay may electronic configuration na 1s2-(2sp2)3-2p1. Ang nasabing carbon atom ay katangian ng unsaturated hydrocarbons (alkenes), pati na rin ang ilang functional group, tulad ng carbonyl, carboxyl, at iba pa. Bilang resulta ng sp hybridization dahil sa paghahalo ng isang 2s at isang 2p orbital ng excited na carbon atom, dalawang katumbas na sp hybrid na AO ang nabuo, na matatagpuan nang linear sa isang anggulo na 180°. Ang dalawang 2p-AO na natitirang unhybridized ay matatagpuan sa magkabilang patayo na mga eroplano. Ang carbon atom sa estado ng sp hybridization ay may elektronikong pagsasaayos na 1s2-(2sp)2-2p2. Ang nasabing atom ay matatagpuan sa mga compound na mayroong triple bond, halimbawa, sa mga alkynes, nitriles. Ang mga atomo ng iba pang mga elemento ay maaari ding nasa isang hybridized na estado. Halimbawa, ang nitrogen atom sa ammonium ion NH4+ at, nang naaayon, ang alkylammonium RNН3+ ay nasa estado ng sp3 hybridization; sa pyrrole at pyridine - sp2 hybridization; sa nitriles - sp-hybridization.



Binubuo ng isang sigma at isang pi-bond, triple - ng isang sigma- at dalawang orthogonal pi-bond.

Ang konsepto ng sigma at pi bond ay binuo ni Linus Pauling noong 30s ng huling siglo.

Ang konsepto ni L. Pauling ng sigma at pi bond ay naging mahalagang bahagi ng teorya ng valence bonds. Sa kasalukuyan, nabuo ang mga animated images hybridization ng mga atomic orbital.

Gayunpaman, si L. Pauling mismo ay hindi nasiyahan sa paglalarawan ng sigma at pi bond. Sa isang symposium sa theoretical organic chemistry na nakatuon sa memorya ng F. A. Kekule (London, Setyembre 1958), tinalikuran niya ang σ, π paglalarawan, iminungkahi at pinatunayan ang teorya ng isang curved chemical bond. Ang bagong teorya ay malinaw na isinasaalang-alang ang pisikal na kahulugan ng covalent chemical bond.

Encyclopedic YouTube

1 / 3

Pi-bond at hybridized sp2 orbitals

Ang istraktura ng carbon atom. Sigma - at pi-bond. Hybridization. Bahagi 1

Chemistry. Covalent chemical bond sa mga organic compound. Foxford Online Learning Center

Mga subtitle

Sa huling video, pinag-usapan natin ang sigma bond. Hayaan akong gumuhit ng 2 nuclei at orbital. Narito ang sp3 hybrid orbital ng atom na ito, karamihan dito. At dito, din, sp3-hybrid orbital. Narito ang isang maliit na bahagi, narito ang isang malaking bahagi. Ang isang sigma bond ay nabuo kung saan ang mga orbital ay magkakapatong. Paano mabubuo ang isa pang uri ng koneksyon dito? Mangangailangan ito ng ilang paliwanag. Ito ang sigma bond. Nabubuo ito kapag nag-overlap ang 2 orbital sa axis na nagkokonekta sa nuclei ng mga atomo. Ang isa pang uri ng bono ay maaaring mabuo ng dalawang p-orbital. Iguguhit ko ang nuclei ng 2 atoms at isang p-orbital bawat isa. Narito ang mga core. Ngayon ay iguguhit ko ang mga orbital. Ang P orbital ay parang dumbbell. Ilalapit ko sila ng kaunti sa isa't isa. Narito ang isang p-orbital sa hugis ng isang dumbbell. Ito ay isa sa mga p-orbital ng atom. Iguguhit ko pa siya. Narito ang isa sa mga p-orbital. Ganito. At ang atom na ito ay mayroon ding p-orbital na parallel sa nauna. Sabihin na nating ganito. Ganito. Dapat ay itinama ito. At ang mga orbital na ito ay nagsasapawan. Ayan yun. 2 p-orbitals ay parallel sa isa't isa. Dito nakadirekta ang hybrid sp3-orbitals sa isa't isa. At ang mga ito ay parallel. Kaya ang mga p-orbital ay parallel sa isa't isa. Nagsasapawan sila dito, pataas at pababa. Ito ay isang P-bond. Pipirmahan ko. Ito ay isang 1 P bond. Ito ay nakasulat na may isang maliit na letrang Griyego na "P". Well, o kaya: "P-koneksyon." At ito - P bond ay nabuo dahil sa overlap ng p-orbitals. Ang mga bono ng Sigma ay mga regular na solong bono, at ang mga bono ng P ay idinaragdag sa kanila upang bumuo ng doble at triple na mga bono. Para sa isang mas mahusay na pag-unawa, isaalang-alang ang ethylene molecule. Ang molekula nito ay nakaayos nang ganito. 2 carbon na naka-link sa pamamagitan ng isang double bond, kasama ang 2 hydrogen bawat isa. Upang mas maunawaan ang pagbuo ng bono, kailangan nating gumuhit ng mga orbital sa paligid ng mga atomo ng carbon. Kaya ayun... Gumuhit muna ako ng sp2 hybrid orbitals. Ipapaliwanag ko kung ano ang nangyayari. Sa kaso ng methane, ang 1 carbon atom ay nakagapos sa 4 na hydrogen atoms, kaya bumubuo ng three-dimensional na tetrahedral na istraktura, tulad nito. Ang atom na ito ay nakatutok sa amin. Ang atom na ito ay namamalagi sa eroplano ng pahina. Ang atom na ito ay nasa likod ng eroplano ng pahina, At ang isang ito ay dumikit. Ito ay mitein. Ang carbon atom ay bumubuo ng sp3 hybrid orbitals, na ang bawat isa ay bumubuo ng isang solong sigma bond na may isang hydrogen atom. Ngayon isulat natin ang elektronikong pagsasaayos ng carbon atom sa methane molecule. Magsimula tayo sa 1s2. Ang susunod ay dapat na 2s2 at 2p2, ngunit sa katunayan ang lahat ay mas kawili-wili. Tingnan mo. Mayroong 2 electron sa 1s orbital, at sa halip na 2s at 2p orbital na may 4 na electron sa kabuuan, magkakaroon sila ng sp3 hybrid orbital: narito ang isa, narito ang pangalawa, narito ang ikatlong sp3 hybrid orbital at ang ikaapat. Ang isang nakahiwalay na carbon atom ay may 2s orbital at 3 2p orbital kasama ang x-axis, kasama ang y-axis, at kasama ang z-axis. Sa huling video, nakita namin na sila ay naghahalo upang bumuo ng mga bono sa methane molecule at ang mga electron ay ipinamamahagi tulad nito. Mayroong 2 carbon atoms sa ethylene molecule, at sa dulo ay malinaw na ito ay isang alkene na may double bond. Sa sitwasyong ito, iba ang hitsura ng electronic configuration ng carbon. Narito ang 1s orbital, at puno pa rin ito. Mayroon itong 2 electron. At para sa mga electron ng pangalawang shell, kukuha ako ng ibang kulay. Kaya ano ang nasa pangalawang shell? Walang mga s- at p-orbital dito, dahil ang 4 na mga electron na ito ay dapat gawin na hindi magkapares upang makabuo ng mga bono. Ang bawat carbon atom ay bumubuo ng 4 na bono na may 4 na electron. 1,2,3,4. Ngunit ngayon ang s-orbital ay nag-hybrid hindi sa 3 p-orbital, ngunit sa 2 sa kanila. Narito ang 2sp2 orbital. Ang S-orbital ay humahalo sa 2 p-orbital. 1s at 2p. At ang isang p-orbital ay nananatiling pareho. At ang natitirang p-orbital na ito ay responsable para sa pagbuo ng P-bond. Ang pagkakaroon ng isang P-bond ay humahantong sa isang bagong kababalaghan. Ang kababalaghan ng kakulangan ng pag-ikot sa paligid ng axis ng komunikasyon. Ngayon ay mauunawaan mo na. Iguguhit ko ang parehong carbon atoms sa isang volume. Ngayon ay mauunawaan mo na ang lahat. Kukuha ako ng ibang kulay para dito. Narito ang isang carbon atom. Narito ang core nito. Lalagyan ko ng letter C, carbon. Una ay ang 1s orbital, ang maliit na globo na ito. Pagkatapos ay mayroong mga hybrid na 2sp2 orbital. Nakahiga sila sa parehong eroplano, na bumubuo ng isang tatsulok, well, o "pacific". Ipapakita ko ito sa sukat. Ang orbital na ito ay tumuturo dito. Dito nakadirekta ang isang ito. Mayroon silang pangalawang, maliit na bahagi, ngunit hindi ko ito iguguhit, dahil ito ay mas madali. Ang mga ito ay katulad ng mga p-orbital, ngunit ang isa sa mga bahagi ay mas malaki kaysa sa pangalawa. At narito na ang huli. Medyo mukhang isang Mercedes badge kung gumuhit ka ng isang bilog dito. Ito ang kaliwang carbon atom. Mayroon itong 2 hydrogen atoms. Narito ang 1 atom. Nandito na siya. Na may isang electron bawat 1s orbital. Narito ang pangalawang hydrogen atom. Ang atom na ito ay darating dito. At ngayon ang tamang carbon atom. Ngayon ay iginuhit namin ito. Ididikit ko ang mga carbon atoms. Ito ang carbon atom. Narito ang 1s orbital nito. Mayroon itong parehong electronic configuration. 1s orbital sa paligid at ang parehong hybrid orbitals. Sa lahat ng mga orbital ng pangalawang shell, iginuhit ko ang 3 na ito. Hindi ko pa iginuhit ang P-orbital. Pero gagawin ko. Gumuhit muna ako ng mga koneksyon. Ang una ay ang bond na ito na nabuo ng sp2-hybrid orbital. Magpipintura ako ng parehong kulay. Ang bono na ito ay nabuo ng sp2-hybrid orbital. At ito ay isang sigma bond. Ang mga orbital ay nagsasapawan sa axis ng bono. Simple lang ang lahat dito. At mayroong 2 hydrogen atoms: isang bono dito, ang pangalawang bono dito. Ang orbital na ito ay bahagyang mas malaki dahil ito ay mas malapit. At ang hydrogen atom na ito ay narito. At iyon din ay sigma bonds, kung mapapansin mo. Ang S orbital ay nagsasapawan sa sp2, ang overlap ay nasa axis na nagkokonekta sa nuclei ng parehong mga atomo. Isang sigma bond, ang isa. Narito ang isa pang hydrogen atom, na naka-link din ng isang sigma bond. Ang lahat ng mga bono sa figure ay mga sigma bond. In vain sign ko sila. Markahan ko sila ng maliliit na letrang Griyego na "sigma". At dito rin. Kaya ang link na ito, ang link na ito, ang link na ito, ang link na ito, ang link na ito ay isang sigma link. At ano ang tungkol sa natitirang p-orbital ng mga atomo na ito? Hindi sila nakahiga sa eroplano ng tanda ng Mercedes, dumikit sila pataas at pababa. Kukuha ako ng bagong kulay para sa mga orbital na ito. Halimbawa, lila. Narito ang p-orbital. Ito ay kinakailangan upang iguhit ito nang higit pa, napakalaki. Sa pangkalahatan, ang p-orbital ay hindi ganoon kalaki, ngunit iginuhit ko ito nang ganito. At ang p-orbital na ito ay matatagpuan, halimbawa, kasama ang z-axis, at ang natitirang mga orbital ay nasa xy plane. Ang z-axis ay pataas at pababa. Ang mga mas mababang bahagi ay dapat ding magkakapatong. Iguguhit ko pa sila. Ganito at ganito. Ito ay mga p orbital at sila ay nagsasapawan. Ito ay kung paano nabuo ang koneksyon na ito. Ito ang pangalawang bahagi ng double bond. At dito ito ay kinakailangan upang ipaliwanag ang isang bagay. Ito ay isang P-bond, at iyon din. Pareho lang itong P-bond. j Ang ikalawang bahagi ng dobleng bono. Anong susunod? Sa pamamagitan ng kanyang sarili, ito ay mahina, ngunit sa kumbinasyon ng isang sigma bond, pinagsasama nito ang mga atomo na mas malapit nang magkasama kaysa sa isang ordinaryong sigma bond. Samakatuwid, ang isang double bond ay mas maikli kaysa sa isang solong sigma bond. Ngayon ay nagsisimula ang saya. Kung mayroong isang sigma bond, ang parehong grupo ng mga atom ay maaaring paikutin sa paligid ng axis ng bono. Para sa pag-ikot sa paligid ng axis ng bono, ang isang solong bono ay angkop. Ngunit ang mga orbital na ito ay parallel sa isa't isa at magkakapatong, at ang P-bond na ito ay hindi nagpapahintulot ng pag-ikot. Kung ang isa sa mga grupong ito ng mga atomo ay umiikot, ang iba ay umiikot kasama nito. Ang P-bond ay bahagi ng double bond, at double bonds ay matibay. At ang 2 hydrogen atoms na ito ay hindi maaaring paikutin nang hiwalay sa isa pang 2. Ang kanilang lokasyon na may kaugnayan sa bawat isa ay pare-pareho. Ganun ang nangyayari. Umaasa ako na naiintindihan mo na ngayon ang pagkakaiba sa pagitan ng sigma at p bond. Para sa isang mas mahusay na pag-unawa, kunin natin ang halimbawa ng acetylene. Ito ay katulad ng ethylene, ngunit mayroon itong triple bond. Isang hydrogen atom sa bawat panig. Malinaw, ang mga bono na ito ay mga sigma bond na nabuo ng sp orbitals. Ang 2s orbital ay nag-hybrid sa isa sa mga p orbital, ang nagreresultang sp hybrid na mga orbital ay bumubuo ng mga sigma bond, narito ang mga ito. Ang natitirang 2 bono ay P-bond. Isipin ang isa pang p-orbital na tumuturo sa amin, at narito ang isa pa, ang kanilang pangalawang kalahati ay nakadirekta palayo sa amin, at sila ay nagsasapawan, at narito ang isang hydrogen atom. Siguro kailangan kong gumawa ng isang video tungkol dito. Sana hindi kita masyadong ginulo.

Ang mga ideya tungkol sa mekanismo ng pagbuo ng isang kemikal na bono, gamit ang halimbawa ng isang molekula ng hydrogen, ay nalalapat din sa iba pang mga molekula. Ang teorya ng chemical bonding, na nilikha sa batayan na ito, ay tinatawag na paraan ng valence bonds. (MVS).

Mga pangunahing probisyon:

1) ang isang covalent bond ay nabuo bilang isang resulta ng overlap ng dalawang electron cloud na may magkasalungat na direksyon ng mga spin, at ang nabuo na karaniwang electron cloud ay kabilang sa dalawang atom;

2) ang covalent bond ay mas malakas, mas nagsasapawan ang nakikipag-ugnayan na mga ulap ng elektron. Ang antas ng overlap ng mga ulap ng elektron ay depende sa kanilang laki at density;

3) ang pagbuo ng isang molekula ay sinamahan ng compression ng mga ulap ng elektron at isang pagbawas sa laki ng molekula kumpara sa laki ng mga atomo;

4) s- at p-electron ng panlabas na antas ng enerhiya at d-electron ng pre-external na antas ng enerhiya ay nakikibahagi sa pagbuo ng bono.

Sa chlorine molecule, ang bawat atom nito ay may kumpletong panlabas na antas ng walong electron s 2 p 6, at dalawa sa kanila (isang pares ng elektron) ay pantay na nabibilang sa parehong mga atom. Ang overlap ng mga ulap ng elektron sa panahon ng pagbuo ng isang molekula ay ipinapakita sa figure.

Scheme ng pagbuo ng isang kemikal na bono sa mga molekula ng chlorine Cl 2 (a) at hydrogen chloride HCl (b)

Ang isang kemikal na bono kung saan ang linya na nagkokonekta sa atomic nuclei ay ang symmetry axis ng bonding electron cloud ay tinatawag sigma (σ)-bond. Ito ay nangyayari kapag ang "frontal" ay nagsasapawan ng atomic orbitals. Mga bono na may magkakapatong na s-s-orbital sa molekulang H 2; Ang mga orbital ng p-p sa molekula ng Cl 2 at mga orbital ng s-p sa molekula ng HCl ay mga sigma bond. Posibleng "lateral" na overlapping ng mga atomic orbital. Kapag nagsasapawan ng mga p-electron na ulap na naka-orient patayo sa axis ng bono, i.e. kasama ang y- at z-axes, dalawang lugar ng overlap ang nabuo, na matatagpuan sa magkabilang panig ng axis na ito.

Ang covalent bond na ito ay tinatawag pi(p)-bond. Ang overlap ng mga ulap ng elektron sa panahon ng pagbuo ng isang π bond ay mas kaunti. Bilang karagdagan, ang mga lugar ng overlap ay mas malayo sa nuclei kaysa sa pagbuo ng isang σ-bond. Dahil sa mga kadahilanang ito, ang π-bond ay hindi gaanong malakas kaysa sa σ-bond. Samakatuwid, ang enerhiya ng isang dobleng bono ay mas mababa sa dalawang beses ang enerhiya ng isang solong bono, na palaging isang bono ng σ. Bilang karagdagan, ang σ-bond ay may axial, cylindrical symmetry at isang katawan ng rebolusyon sa paligid ng linya na nagkokonekta sa atomic nuclei. Ang π-bond, sa kabaligtaran, ay walang cylindrical symmetry.

Ang isang solong bono ay palaging isang dalisay o hybrid na bono ng σ. Ang double bond ay binubuo ng isang σ- at isang π-bond na matatagpuan patayo sa isa't isa. Ang σ-bond ay mas malakas kaysa sa π-bond. Sa mga compound na may maramihang mga bono, palaging mayroong isang σ-bond at isa o dalawang π-bond.