Ang ethylene para sa organikong kimika ay, marahil, hindi isang ladrilyo, ngunit isang buong bloke. Ang ethylene molecule ay binubuo ng dalawang carbon atoms at apat na hydrogen atoms.
Paano nabuo ang ethylene? Pagkatapos ng lahat, sa lahat ng mga organic compound, ang carbon ay dapat na tetravalent, at sa isang ethylene molecule, ang bawat carbon atom ay nauugnay sa isa pang carbon at dalawang hydrogens, ibig sabihin, ito ay, tulad ng dati, trivalent.
Hindi, walang paglabag sa prinsipyo ng tetravalence ng carbon sa ethylene molecule: dalawang carbon atoms ay hindi konektado sa isa't isa sa pamamagitan ng isang simple, tulad ng sa ethane, ngunit sa pamamagitan ng isang double bond. Ang bawat valence ay ipinahiwatig ng isang gitling, at kung ikinonekta natin ang dalawang carbon atom na may dalawang gitling, pananatilihin natin ang carbon tetravalent:
Ngunit ano ang nakatago sa likod ng gayong mga pagtatalaga, paano naiiba ang koneksyon na kinakatawan ng isang linya sa koneksyon na kinakatawan ng dalawang linya?
Alalahanin kung paano nabuo ang molekula ng ethane. Sa paligid ng bawat carbon atom, bilang isang resulta ng hybridization, ibig sabihin, paghahalo, na may average na isang 5- at tatlong p-orbital, apat na ganap na magkaparehong hybridized na 5p3-orbital na nakadirekta sa iba't ibang direksyon ay nabuo.

Sa kaso ng ethylene, ang mga bono sa pagitan ng mga atomo ng carbon ay binuo nang iba. Dito, dalawang orbital lamang na may isang 5 orbital na halo. Bilang resulta, nabuo ang tatlong hybridized na 5p2 orbital na nasa parehong eroplano: dalawa sa kanila ang nagsasapawan sa 5 orbital ng dalawang hydrogen atoms at nagbubuklod sa mga hydrogen na ito sa carbon, at ang pangatlo. Ang $p2 orbital ay magkakapatong sa eksaktong kaparehong orbital ng pangalawang carbon atom. Ang bono na ito ay tumutukoy sa isa sa mga gitling sa pagitan ng dalawang carbon atoms. Ano ang sinisimbolo ng pangalawang linya?
Alalahanin na mayroon tayong isa pang p-electron na natitira. Ito ay bumubuo ng isang ulap sa anyo ng isang volume na walo, na nakadirekta patayo sa eroplano ng tatlong mga orbital. Ang mga electron cloud na ito (isang figure na walo mula sa bawat carbon) ay maaari ding mag-overlap sa isa't isa, ngunit hindi head-on, bilang dalawang $ Nagsasapawan ang mga p2-orbital, at "patagilid". Ang overlap na ito ay ipinahiwatig ng pangalawang gitling. Ang koneksyon ng unang uri ("noo") ay tinutukoy ng letrang Griyego na a (sigma), at ang koneksyon kung saan ang mga ulap ng elektron ay nagsasapawan ng "patagilid" ay tinatawag na n-bond (at ang gayong mga electron mismo ay tinatawag na n-electrons). Magkasama, ito ay isang double bond. Ang double bond ay mas maikli kaysa sa single bond, ang haba nito ay 0.133 mm.
Kaya, binuwag namin ang aparato ng isa pang bahagi kung saan maaari kang magtayo ng "mga gusali" ng mga organikong compound. Ano ang mga gusaling ito?
Kunin muna natin ang mga ganitong kumbinasyon: isang molekula ng ethylene at ilang molekula ng methane. Kung ang isang hydrogen atom sa isang ethylene molecule ay pinalitan ng isang methyl group (i.e., ng isang methane residue), pagkatapos ay makakakuha tayo ng propylene (kung hindi man ay tinatawag na propene) CH2=CH-CH3.
Ngayon ay buuin natin ang susunod na miyembro ng homologous na serye (ibig sabihin, ang miyembro na may isang CH2 na grupo pa). Upang gawin ito, pinapalitan namin ang isa sa mga atomo ng hydrogen sa propylene ng isang methyl group. Mayroong ilang mga posibilidad para sa naturang pagpapalit, bilang isang resulta makakakuha tayo ng tatlong magkakaibang butylenes (butene).
Ang pagpapalit ng hydrogen ng methyl group, dumating tayo sa normal na butene-1: CH2=CH—CH2—CH3. Ang pagpapalit ng hydrogen sa kabilang dulo ay magbibigay ng butene-2: CH3-€H=CH-CH3. Sa wakas, pinapalitan ang tanging hydrogen sa dobleng bono, makakakuha tayo ng mso-butylene: CH2=C(CH3)2. Ito ay tatlong magkakaibang mga sangkap na may iba't ibang mga punto ng pagkulo at pagkatunaw. Ang komposisyon ng lahat ng mga hydrocarbon na ito ay makikita ng pangkalahatang formula na CnH2n. Katulad nito, ang isa ay maaaring makakuha ng mga pormula para sa lahat ng posibleng pentenes, hexenes, atbp.
Kaya, natutunan namin kung paano makakuha ng unsaturated hydrocarbons sa papel. Paano talaga sila nakuha?
Ang pangunahing pinagmumulan ng pinakasimpleng alkenes (i.e., unsaturated hydrocarbons) ay mga produktong petrolyo, kung saan ang ethylene ay nakahiwalay pagkatapos ng pagpainit at paglilinis.
propylene, butylenes... Kung ang isang alkane (saturated hydrocarbon) ay pinainit sa 500-600°C sa ilalim ng mataas na presyon sa pagkakaroon ng isang katalista, dalawang atomo ng hydrogen ay nahahati at isang alkene ay nabuo. Mula sa n-butane, halimbawa, ang isang pinaghalong butene-1 at butene-2 ​​​​ay nakuha.
Sa laboratoryo, ang mga unsaturated hydrocarbon (halimbawa, ethylene) ay nakukuha sa pamamagitan ng pag-alis ng tubig mula sa mga alkohol; upang gawin ito, pinainit sila ng isang catalytic na halaga ng acid:
IDO 200 °С CH3—CH2—OH ----- CH2=CH2
Posible rin na hatiin ang isang molekula ng hydrogen halide na may alkali mula sa mga halogen derivatives ng saturated hydrocarbons:
NaON
CH3—CH3—CH2C1 SH CH3—CH=CH2—HC!
Ang spectrum ng mga reaksyon kung saan pumapasok ang mga compound na may double bond ay mas magkakaibang, mas malawak kaysa sa hanay ng mga pagbabagong-anyo ng mga alkanes. Isaalang-alang ang isa sa mga reaksyong ito ng mga unsaturated compound.
Ang mga unsaturated substance ay nagdaragdag ng halogen-hydrogens sa double bond, at ang halogen-substituted saturated hydrocarbons ay nabuo (i.e., ang reaksyon ay kabaligtaran ng kakasulat lamang). Ngunit kung nagdagdag ka ng hydrogen halide sa isang unsymmetrical alkene. (sa isa kung saan, ngunit sa magkabilang panig ng dobleng bono, mayroong iba't ibang mga grupo), dalawang magkaibang derivatives ang maaaring makuha, halimbawa, sa kaso ng propene, alinman sa CH3CH2CH2C1 o CH3CHSNCHUN3.
Ang reaksyong ito ay pinag-aralan noong huling siglo ng Russian chemist na si V. V. Markovnikov. Itinatag niya ang panuntunan na ngayon ay nagtataglay ng kanyang pangalan: ang halogen ay nakakabit sa hindi bababa sa hydrogenated na carbon atom (i.e., ang isa na nauugnay sa pinakamakaunting bilang ng mga atomo ng hydrogen). Nangangahulugan ito na ang pangunahing iso-propyl chloride CH3CH1CH3 ay nabuo mula sa propylene. Ngunit bakit ganito ang naging reaksyon nito? Ang modernong teorya ay nagbibigay ng paliwanag para sa panuntunan ng Markovikov. Ipinakita namin ang teoryang ito sa isang medyo pinasimpleng anyo.
Ang katotohanan ay ang mga mekanismo ng kahit na tila simpleng mga reaksiyong kemikal ay medyo kumplikado, kasama nila ang ilang mga yugto. Kaya ito ay sa reaksyon ng pagdaragdag ng isang hydrogen halide. Ang molekula ng hydrogen chloride ay nakakabit sa molekula ng alkene hindi kaagad, ngunit sa mga bahagi. Ang hydrogen ay unang idinagdag sa anyo ng isang P1+ proton. Ang isang proton na may positibong sisingilin ay lumalapit sa molekula ng propylene. Alin sa mga double bonded carbon ang aatakehin nito? Ito ay lumalabas - sukdulan, dahil mayroon itong maliit na negatibong singil, na tinutukoy ng b- (delta minus). Ngunit paano nangyari ang singil na ito, isang maliit na labis sa density ng elektron?
Ang methyl group ay "guilty" nito. Tila tinataboy nito ang mga electron mula sa sarili nito, na samakatuwid ay nag-iipon sa kabaligtaran ng carbon atom, malayo sa methyl group. Muli lang naming binibigyang-diin na ang paglilipat ng density ng elektron na ito ay napakaliit. Ito ay mas mababa kaysa sa kung ang isang buong elektron ay lumipat mula sa gitnang carbon atom patungo sa panlabas. Pagkatapos ay kailangan nating maglagay ng plus sa gitnang atom, at isang minus sa sukdulan (inilalagay natin ang sign q-, na nangangahulugang isang maliit na bahagi ng kabuuang negatibong singil ng elektron).
Kaya, ngayon ay malinaw na ang isang positibong sisingilin na proton ay mas malamang na lumapit sa panlabas na carbon atom, na nagdadala ng ilang labis na densidad ng elektron.
Ang isang positibong sisingilin na proton ay sumasali sa isang hindi nakakargahang molekula at inililipat ang singil nito dito. Saan matatagpuan ang singil na ito? Kung ang isang proton ay sumali sa gitnang carbon atom, ang singil ay babangon sa pinakalabas na carbon. Sa katunayan, ang proton ay lumalapit sa pinakalabas na carbon atom, at ang singil ay lumitaw sa gitnang carbon. Mahalaga ba kung saan ang singil ay puro? Oo, at may malaking pagkakaiba. Ang parehong mga carbokation (i.e., mga organikong particle na may positibong singil sa carbon atom) ay hindi matatag at hindi nabubuhay nang napakatagal. Ngunit gayon pa man, ang pangalawang cation ay mas matatag: ang katotohanan ay na ito ay napapalibutan sa magkabilang panig ng mga methyl group; at alam na natin na ang mga methyl group ay nakakapag-donate ng mga electron, tinataboy ang mga ito mula sa kanilang sarili. Lumalabas na ang mga methyl group ay bahagyang nagbabayad para sa nagresultang positibong singil. At mas maliit ang singil na ito, mas matatag ang carbocation. Sa unang kaso, ang positibong singil ay pinapatay ng isang ethyl group lamang, ang carbocation na ito ay hindi gaanong matatag kaysa sa pangalawa.
Bilang isang tuntunin, mas matatag ang isang butil, mas madali itong mabuo. At nangangahulugan ito na ang pangalawang carbocation ay makukuha nang mas madalas kaysa sa una. Ang ikalawang yugto ng reaksyon ay ang pagdaragdag ng isang negatibong sisingilin na chlorine ion sa carbocation. Dahil ang pangalawang uri ng carbocation ay nangingibabaw sa mga produkto ng unang yugto, bilang isang resulta ng buong reaksyon, para sa isang molekula ng 1-chloropropane, mayroong libu-libong mga molekula ng isomer kung saan ang kloro ay nakakabit sa average na carbon. Samakatuwid, sinasabi namin na ang karagdagan ay nagpapatuloy pangunahin ayon sa panuntunan ng Markovnikov. Dalawang kadahilanan - ang lugar ng pag-atake ng proton sa unang yugto at ang katatagan ng carbocation na nabuo pagkatapos nito - matukoy ang katuparan ng panuntunang ito.
Ang mga unsaturated compound ay madaling nakakabit hindi lamang ng hydrogen chloride, kundi pati na rin. maraming iba pang mga molekula. Ang mga karaniwang halimbawa ng mga pagbabagong kemikal ng ethylene ay ipinapakita sa diagram.
Maaaring may tanong ang mambabasa: mayroon bang mga organikong molekula na binuo lamang mula sa mga bloke ng ethylene? Oo meron. At ang pinakasimpleng kinatawan ay butadiene CH2=CH-CH=CH2. Ang tambalang ito ay malawakang ginagamit sa paggawa ng sintetikong goma. Ang hydrocarbon lycopene, mga pulang kristal, ay natagpuan sa mga kamatis at prutas. Mayroong 13 double bond sa carbon chain ng substance na ito.

kemikal na dumidikit

Ang lahat ng pakikipag-ugnayan na humahantong sa pag-uugnay ng mga particle ng kemikal (mga atomo, molekula, ion, atbp.) sa mga sangkap ay nahahati sa mga bono ng kemikal at mga bono ng intermolecular (intermolecular na pakikipag-ugnayan).

mga bono ng kemikal- mga bono nang direkta sa pagitan ng mga atomo. May mga ionic, covalent at metallic bond.

Intermolecular bond- mga bono sa pagitan ng mga molekula. Ito ay isang hydrogen bond, isang ion-dipole bond (dahil sa pagbuo ng bond na ito, halimbawa, ang pagbuo ng isang hydration shell ng mga ions ay nangyayari), isang dipole-dipole bond (dahil sa pagbuo ng bond na ito, mga molekula ng ang mga polar substance ay pinagsama, halimbawa, sa likidong acetone), atbp.

Ionic na bono- isang kemikal na bono na nabuo dahil sa electrostatic attraction ng magkasalungat na sisingilin na mga ion. Sa mga binary compound (mga compound ng dalawang elemento), ito ay nabubuo kapag ang mga sukat ng mga atomo na pinagsasama ay naiiba nang malaki sa isa't isa: ang ilang mga atomo ay malaki, ang iba ay maliit - iyon ay, ang ilang mga atomo ay madaling nagbibigay ng mga electron, habang ang iba ay may posibilidad na tanggapin ang mga ito (kadalasan ito ay mga atomo ng mga elemento na bumubuo ng mga tipikal na metal at mga atomo ng mga elemento na bumubuo ng mga tipikal na di-metal); ibang-iba rin ang electronegativity ng naturang mga atomo.
Ang ionic bond ay non-directional at non-saturable.

covalent bond- isang kemikal na bono na nangyayari dahil sa pagbuo ng isang karaniwang pares ng mga electron. Ang isang covalent bond ay nabuo sa pagitan ng maliliit na atomo na may pareho o malapit na radii. Ang isang kinakailangang kundisyon ay ang pagkakaroon ng hindi magkapares na mga electron sa parehong nakagapos na mga atomo (mekanismo ng palitan) o isang hindi nakabahaging pares sa isang atom at isang libreng orbital sa isa pa (mekanismo ng donor-acceptor):

Ayon sa bilang ng mga karaniwang pares ng elektron, ang mga covalent bond ay nahahati sa
• simple (single)- isang pares ng mga electron
• doble- dalawang pares ng mga electron
• triple- tatlong pares ng mga electron.

Ang double at triple bond ay tinatawag na multiple bonds.

Ayon sa pamamahagi ng density ng elektron sa pagitan ng mga nakagapos na atomo, ang covalent bond ay nahahati sa hindi polar at polar. Ang isang non-polar bond ay nabuo sa pagitan ng magkatulad na mga atomo, isang polar bond ay nabuo sa pagitan ng iba't ibang mga atom.

Electronegativity- isang sukatan ng kakayahan ng isang atom sa isang sangkap na makaakit ng mga karaniwang pares ng elektron.
Ang mga pares ng elektron ng mga polar bond ay may kinikilingan sa mas maraming electronegative na elemento. Ang mismong displacement ng mga pares ng elektron ay tinatawag na bond polarization. Ang mga bahagyang (sobrang) singil na nabuo sa panahon ng polariseysyon ay tinutukoy ng + at -, halimbawa: .

Ayon sa likas na katangian ng overlapping ng mga ulap ng elektron ("orbitals"), ang covalent bond ay nahahati sa -bond at -bond.
- Nabubuo ang bono dahil sa direktang pagsasanib ng mga ulap ng elektron (sa tuwid na linya na nagkokonekta sa nuclei ng mga atomo), - bono - dahil sa lateral overlap (sa magkabilang panig ng eroplano kung saan nakahiga ang nuclei ng mga atomo).

Ang isang covalent bond ay direksyon at saturable, pati na rin polarisable.
Upang ipaliwanag at mahulaan ang magkaparehong direksyon ng mga covalent bond, isang modelo ng hybridization ang ginagamit.

Hybridization ng atomic orbitals at electron clouds- ang dapat na pagkakahanay ng mga atomic orbital sa enerhiya, at mga ulap ng elektron sa hugis sa panahon ng pagbuo ng mga covalent bond ng isang atom.
Ang tatlong pinakakaraniwang uri ng hybridization ay: sp-, sp 2 at sp 3 - hybridization. Halimbawa:
sp-hybridization - sa C 2 H 2, BeH 2, CO 2 molecules (linear structure);
sp 2-hybridization - sa C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 molecules (flat triangular na hugis);
sp 3-hybridization - sa CCl 4, SiH 4, CH 4 molecules (tetrahedral form); NH 3 (pyramidal na hugis); H 2 O (sulok na hugis).

koneksyon ng metal- isang kemikal na bono na nabuo dahil sa pagsasapanlipunan ng mga valence electron ng lahat ng nakagapos na mga atomo ng isang metal na kristal. Bilang isang resulta, ang isang solong electron cloud ng kristal ay nabuo, na kung saan ay madaling displaced sa ilalim ng pagkilos ng mga de-koryenteng boltahe - samakatuwid ang mataas na electrical conductivity ng mga metal.
Ang isang metal na bono ay nabuo kapag ang mga nakagapos na mga atomo ay malaki at samakatuwid ay may posibilidad na mag-abuloy ng mga electron. Mga simpleng sangkap na may metal na bono - mga metal (Na, Ba, Al, Cu, Au, atbp.), Mga kumplikadong sangkap - mga intermetallic compound (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8, atbp.).
Ang metallic bond ay walang saturation directionality. Ito rin ay napanatili sa mga metal na natutunaw.

hydrogen bond- isang intermolecular bond na nabuo dahil sa bahagyang pagtanggap ng isang pares ng mga electron ng isang mataas na electronegative na atom ng isang hydrogen atom na may malaking positibong partial charge. Ito ay nabuo kapag sa isang molekula mayroong isang atom na may nag-iisang pares ng mga electron at mataas na electronegativity (F, O, N), at sa isa pa ay mayroong isang hydrogen atom na nakagapos ng isang malakas na polar bond sa isa sa mga atom na ito. Mga halimbawa ng intermolecular hydrogen bonds:

H—O—H ··· OH 2 , H—O—H ··· NH 3 , H—O—H ··· F—H, H—F ··· H—F.

Ang mga intramolecular hydrogen bond ay umiiral sa mga molekula ng polypeptides, nucleic acid, protina, atbp.

Ang isang sukatan ng lakas ng anumang bono ay ang enerhiya ng bono.
Enerhiya ng bono ay ang enerhiya na kinakailangan upang masira ang isang ibinigay na bono ng kemikal sa 1 mole ng isang sangkap. Ang yunit ng pagsukat ay 1 kJ/mol.

Ang mga energies ng ionic at covalent bond ay may parehong pagkakasunud-sunod, ang enerhiya ng hydrogen bond ay isang order ng magnitude na mas mababa.

Ang enerhiya ng isang covalent bond ay depende sa laki ng bonded atoms (bond length) at sa multiplicity ng bond. Kung mas maliit ang mga atomo at mas malaki ang multiplicity ng bono, mas malaki ang enerhiya nito.

Ang enerhiya ng ionic bond ay nakasalalay sa laki ng mga ion at sa kanilang mga singil. Ang mas maliit ang mga ions at mas malaki ang kanilang singil, mas malaki ang nagbubuklod na enerhiya.

Ang istraktura ng bagay

Ayon sa uri ng istraktura, ang lahat ng mga sangkap ay nahahati sa molekular at di-molekular. Ang mga molekular na sangkap ay nangingibabaw sa mga organikong sangkap, habang ang mga di-molekular na sangkap ay namamayani sa mga hindi organikong sangkap.

Ayon sa uri ng chemical bond, ang mga substance ay nahahati sa mga substance na may covalent bonds, substances na may ionic bonds (ionic substances) at substances na may metallic bonds (metal).

Ang mga sangkap na may covalent bond ay maaaring molecular o non-molecular. Ito ay makabuluhang nakakaapekto sa kanilang mga pisikal na katangian.

Ang mga molekular na sangkap ay binubuo ng mga molekula na magkakaugnay ng mahinang intermolecular na mga bono, kabilang dito ang: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 at iba pang mga simpleng sangkap; CO 2 , SO 2 , N 2 O 5 , H 2 O, HCl, HF, NH 3 , CH 4 , C 2 H 5 OH, mga organikong polimer at marami pang ibang substance. Ang mga sangkap na ito ay walang mataas na lakas, may mababang mga punto ng pagkatunaw at kumukulo, hindi nagsasagawa ng kuryente, ang ilan sa mga ito ay natutunaw sa tubig o iba pang mga solvent.

Ang mga non-molecular substance na may covalent bonds o atomic substance (diamond, graphite, Si, SiO 2, SiC at iba pa) ay bumubuo ng napakalakas na kristal (layered graphite ay isang exception), sila ay hindi matutunaw sa tubig at iba pang mga solvents, may mataas na pagkatunaw at pagkulo. mga puntos, karamihan sa mga ito ay hindi nagsasagawa ng electric current (maliban sa graphite, na may electrical conductivity, at semiconductors - silicon, germanium, atbp.)

Ang lahat ng mga ionic na sangkap ay natural na hindi molekular. Ito ay mga solidong refractory substance na ang mga solusyon at natutunaw ay nagsasagawa ng electric current. Marami sa kanila ay natutunaw sa tubig. Dapat pansinin na sa mga ionic na sangkap, ang mga kristal na binubuo ng mga kumplikadong ions, mayroon ding mga covalent bond, halimbawa: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-), atbp. Ang mga atomo na bumubuo ng mga kumplikadong ion ay nakagapos ng mga covalent bond.

Mga metal (mga sangkap na may metal na bono) lubhang magkakaibang sa kanilang mga pisikal na katangian. Kabilang sa mga ito ang likido (Hg), napakalambot (Na, K) at napakatigas na mga metal (W, Nb).

Ang mga katangiang pisikal na katangian ng mga metal ay ang kanilang mataas na electrical conductivity (hindi tulad ng semiconductors, bumababa ito sa pagtaas ng temperatura), mataas na kapasidad ng init at ductility (para sa mga purong metal).

Sa solid state, halos lahat ng substance ay binubuo ng mga kristal. Ayon sa uri ng istraktura at uri ng kemikal na bono, ang mga kristal ("crystal lattices") ay nahahati sa atomic(mga kristal ng non-molecular substance na may covalent bond), ionic(mga kristal ng mga ionic na sangkap), molekular(mga kristal ng molecular substance na may covalent bond) at metal(mga kristal ng mga sangkap na may metal na bono).

Mga gawain at pagsusulit sa paksang "Topic 10. "Chemical bond. Ang istraktura ng bagay."

• Mga uri ng chemical bond - Ang istraktura ng bagay 8–9 klase

  Mga Aralin: 2 Takdang-Aralin: 9 Pagsusulit: 1

• Mga Gawain: 9 Pagsusulit: 1

Pagkatapos magtrabaho sa paksang ito, dapat mong matutunan ang mga sumusunod na konsepto: chemical bond, intermolecular bond, ionic bond, covalent bond, metallic bond, hydrogen bond, single bond, double bond, triple bond, multiple bonds, non-polar bond, polar bond , electronegativity, bond polarization , - at -bond, hybridization ng atomic orbitals, bond energy.

Dapat mong malaman ang pag-uuri ng mga sangkap ayon sa uri ng istraktura, ayon sa uri ng bono ng kemikal, ang pagtitiwala ng mga katangian ng simple at kumplikadong mga sangkap sa uri ng bono ng kemikal at ang uri ng "crystal lattice".

Dapat mong: matukoy ang uri ng chemical bond sa isang substance, ang uri ng hybridization, gumuhit ng bonding patterns, gamitin ang konsepto ng electronegativity, isang bilang ng electronegativity; upang malaman kung paano nagbabago ang electronegativity sa mga elemento ng kemikal ng isang panahon, at isang grupo upang matukoy ang polarity ng isang covalent bond.

Matapos matiyak na ang lahat ng kailangan mo ay natutunan, magpatuloy sa mga gawain. Hangad namin ang tagumpay mo.

• O. S. Gabrielyan, G. G. Lysova. Chemistry 11 mga cell. M., Bustard, 2002.
• G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chemistry 11 mga cell. M., Edukasyon, 2001.

Kemikal na dumidikit.

pagpapasiya ng isang kemikal na bono;

mga uri ng mga bono ng kemikal;

paraan ng mga valence bond;

ang mga pangunahing katangian ng covalent bond;

mga mekanismo para sa pagbuo ng isang covalent bond;

kumplikadong mga compound;

molecular orbital method;

intermolecular na pakikipag-ugnayan.

CHEMICAL BOND DETERMINATION

kemikal na dumidikit tinatawag na interaksyon sa pagitan ng mga atomo, na humahantong sa pagbuo ng mga molekula o ion at ang malakas na paghawak ng mga atomo malapit sa isa't isa.

Ang kemikal na bono ay may elektronikong kalikasan, iyon ay, ito ay isinasagawa dahil sa pakikipag-ugnayan ng mga valence electron. Depende sa distribusyon ng mga valence electron sa isang molekula, ang mga sumusunod na uri ng mga bono ay nakikilala: ionic, covalent, metallic, atbp. Ang isang ionic na bono ay maaaring ituring bilang ang paglilimita sa kaso ng isang covalent bond sa pagitan ng mga atomo na may matinding pagkakaiba sa kalikasan.

MGA URI NG CHEMICAL BOND

Ionic na bono.

Ang mga pangunahing probisyon ng modernong teorya ng ionic bonding.

Ang isang ionic bond ay nabuo sa panahon ng pakikipag-ugnayan ng mga elemento na naiiba nang husto sa bawat isa sa mga katangian, iyon ay, sa pagitan ng mga metal at di-metal.

Ang pagbuo ng isang kemikal na bono ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng pagsisikap ng mga atomo na makamit ang isang matatag na walong elektron na panlabas na shell (s 2 p 6).

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

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

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

Cl–: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

Ang nabuo na magkasalungat na sisingilin na mga ion ay nakadikit sa isa't isa dahil sa electrostatic attraction.

Ang ionic bond ay hindi direksyon.

Walang purong ionic bond. Dahil ang enerhiya ng ionization ay mas malaki kaysa sa enerhiya ng electron affinity, ang kumpletong paglipat ng mga electron ay hindi nangyayari kahit na sa kaso ng isang pares ng mga atom na may malaking pagkakaiba sa electronegativity. Samakatuwid, maaari nating pag-usapan ang bahagi ng ionicity ng bono. Ang pinakamataas na bond ionicity ay nangyayari sa fluoride at chlorides ng s-element. Kaya, sa RbCl, KCl, NaCl, at NaF crystals, ito ay 99, 98, 90, at 97%, ayon sa pagkakabanggit.

covalent bond.

Ang mga pangunahing probisyon ng modernong teorya ng covalent bond.

Ang isang covalent bond ay nabuo sa pagitan ng mga elemento na magkatulad sa mga katangian, iyon ay, mga di-metal.

Ang bawat elemento ay nagbibigay ng 1 elektron para sa pagbuo ng mga bono, at ang mga spin ng mga electron ay dapat na antiparallel.

Kung ang isang covalent bond ay nabuo ng mga atomo ng parehong elemento, kung gayon ang bono na ito ay hindi polar, iyon ay, ang karaniwang pares ng elektron ay hindi inililipat sa alinman sa mga atomo. Kung ang covalent bond ay nabuo sa pamamagitan ng dalawang magkaibang mga atomo, kung gayon ang karaniwang pares ng elektron ay inililipat sa pinaka electronegative na atom, ito polar covalent bond.

Kapag nabuo ang isang covalent bond, ang mga ulap ng elektron ng mga nakikipag-ugnayan na mga atomo ay magkakapatong, bilang isang resulta, isang zone ng mas mataas na density ng elektron ay lilitaw sa espasyo sa pagitan ng mga atomo, na umaakit sa mga positibong sisingilin na nuclei ng mga nakikipag-ugnayan na mga atomo at pinapanatili ang mga ito malapit sa isa't isa. . Bilang resulta, bumababa ang enerhiya ng system (Larawan 14). Gayunpaman, sa isang napakalakas na diskarte ng mga atomo, ang pagtanggi ng nuclei ay tumataas. Samakatuwid, mayroong pinakamainam na distansya sa pagitan ng nuclei ( haba ng bond,l kung saan ang sistema ay may pinakamababang enerhiya. Sa ganitong estado, ang enerhiya ay pinakawalan, na tinatawag na nagbubuklod na enerhiya - E St.

kanin. Fig. 14. Ang pag-asa ng enerhiya ng mga sistema ng dalawang hydrogen atoms na may parallel (1) at antiparallel (2) ay umiikot sa distansya sa pagitan ng nuclei (E ang enerhiya ng system, Eb ang nagbubuklod na enerhiya, r ang distansya sa pagitan ng nuclei, l ay ang haba ng bono).

Dalawang pamamaraan ang ginagamit upang ilarawan ang isang covalent bond: ang valence bond method (BC) at ang molecular orbital method (MMO).

PARAAN NG VALENCE BOND.

Ang pamamaraan ng VS ay batay sa mga sumusunod na probisyon:

1. Ang isang covalent chemical bond ay nabuo ng dalawang electron na may magkasalungat na direksyon ng mga spin, at ang pares ng elektron na ito ay kabilang sa dalawang atomo. Ang mga kumbinasyon ng naturang dalawang-electron na dalawang-gitnang mga bono, na sumasalamin sa elektronikong istraktura ng molekula, ay tinatawag mga valent scheme.

2. Kung mas malakas ang covalent bond, mas nagsasapawan ang mga nag-uugnay na ulap ng elektron.

Para sa isang visual na representasyon ng mga valence scheme, ang sumusunod na pamamaraan ay karaniwang ginagamit: ang mga electron na matatagpuan sa panlabas na electronic layer ay tinutukoy ng mga tuldok na matatagpuan sa paligid ng kemikal na simbolo ng atom. Ang mga electron na karaniwan sa dalawang atomo ay ipinapakita sa pamamagitan ng mga tuldok na inilagay sa pagitan ng kanilang mga kemikal na simbolo; ang doble o triple bond ay tinutukoy ayon sa pagkakabanggit ng dalawa o tatlong pares ng mga karaniwang tuldok:

N:1s2 2s 2 p 3 ;

C:1s2 2s 2 p 4

Makikita mula sa mga diagram sa itaas na ang bawat pares ng mga electron na nagbubuklod sa dalawang atom ay tumutugma sa isang gitling na naglalarawan ng isang covalent bond sa mga istrukturang formula:

Ang bilang ng mga karaniwang pares ng elektron na nagbubuklod sa isang atom ng isang partikular na elemento sa iba pang mga atomo, o, sa madaling salita, ang bilang ng mga covalent bond na nabuo ng isang atom, ay tinatawag na covalence ayon sa pamamaraan ng VS. Kaya, ang covalence ng hydrogen ay 1, nitrogen - 3.

Ayon sa paraan ng pagsasanib ng mga elektronikong ulap, mayroong dalawang uri ng koneksyon:  - koneksyon at  - koneksyon.

 - ang koneksyon ay nangyayari kapag ang dalawang elektron na ulap ay nagsasapawan sa kahabaan ng axis na nagkokonekta sa nuclei ng mga atomo.

kanin. 15. Scheme ng edukasyon  - koneksyon.

 - nabubuo ang bono kapag ang mga ulap ng elektron ay nagsasapawan sa magkabilang panig ng linya na nagdudugtong sa nuclei ng mga atomong nakikipag-ugnayan.

kanin. 16. Scheme ng edukasyon  - koneksyon.

PANGUNAHING KATANGIAN NG COVALENT BOND.

1. Haba ng bono, ℓ. Ito ang pinakamababang distansya sa pagitan ng nuclei ng mga atomong nakikipag-ugnayan, na tumutugma sa pinaka-matatag na estado ng system.

2. Enerhiya ng bono, E min - ito ang halaga ng enerhiya na dapat gastusin upang masira ang bono ng kemikal at upang alisin ang mga atomo mula sa pakikipag-ugnayan.

3. Dipole moment ng bond, ,=qℓ. Ang dipole moment ay nagsisilbing quantitative measure ng polarity ng isang molekula. Para sa mga nonpolar molecule, ang dipole moment ay 0, para sa nonpolar molecules ito ay hindi 0. Ang dipole moment ng isang polyatomic molecule ay katumbas ng vector sum ng dipoles ng mga indibidwal na bono:

4. Ang covalent bond ay nailalarawan sa pamamagitan ng oryentasyon. Ang oryentasyon ng isang covalent bond ay natutukoy sa pamamagitan ng pangangailangan para sa pinakamataas na overlap sa espasyo ng mga electron cloud ng mga atomong nakikipag-ugnayan, na humahantong sa pagbuo ng pinakamatibay na mga bono.

Dahil ang mga -bond na ito ay mahigpit na nakatuon sa espasyo, depende sa komposisyon ng molekula, maaari silang nasa isang tiyak na anggulo sa isa't isa - ang ganitong anggulo ay tinatawag na anggulo ng valence.

Ang mga diatomic na molekula ay may linear na istraktura. Ang mga polyatomic molecule ay may mas kumplikadong pagsasaayos. Isaalang-alang natin ang geometry ng iba't ibang mga molekula gamit ang halimbawa ng pagbuo ng mga hydride.

1. Pangkat VI, pangunahing subgroup (maliban sa oxygen), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

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

Para sa hydrogen, ang isang electron na may s-AO ay nakikilahok sa pagbuo ng isang bono, para sa sulfur, 3p y at 3p z. Ang molekula ng H 2 S ay may planar na istraktura na may anggulo sa pagitan ng mga bono na 90 0 . .

Fig 17. Ang istraktura ng H 2 E molecule

2. Hydride ng mga elemento ng V group, ang pangunahing subgroup: PH 3, AsH 3, SbH 3.

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

Sa pagbuo ng mga bono makilahok: sa hydrogen s-AO, sa posporus - p y, p x at p z AO.

Ang molekula ng PH 3 ay may hugis ng trigonal na pyramid (sa base ay isang tatsulok).

Figure 18. Ang istraktura ng EN 3 molecule

5. Saturability Ang covalent bond ay ang bilang ng mga covalent bond na maaaring mabuo ng isang atom. Ito ay limitado, dahil Ang isang elemento ay may limitadong bilang ng mga valence electron. Ang pinakamataas na bilang ng mga covalent bond na maaaring mabuo ng isang partikular na atom sa lupa o excited na estado ay tinatawag na nito covalence.

Halimbawa: ang hydrogen ay monovalent, ang oxygen ay bivalent, ang nitrogen ay trivalent, atbp.

Ang ilang mga atomo ay maaaring tumaas ang kanilang covalence sa isang nasasabik na estado dahil sa paghihiwalay ng mga ipinares na mga electron.

Halimbawa. Maging 0 1s 2 2s 2

Ang isang beryllium atom sa isang excited na estado ay may isang valence electron sa 2p-AO at isang electron sa 2s-AO, iyon ay, ang covalence Be 0 = 0 at ang covalence Be * = 2. Sa panahon ng interaksyon, hybridization ng mga orbital nangyayari.

Hybridization- ito ang pagkakahanay ng enerhiya ng iba't ibang AO bilang resulta ng paghahalo bago ang pakikipag-ugnayan ng kemikal. Ang hybridization ay isang conditional technique na ginagawang posible na mahulaan ang istraktura ng isang molekula gamit ang kumbinasyon ng mga AO. Ang mga AO na ang mga enerhiya ay malapit ay maaaring makilahok sa hybridization.

Ang bawat uri ng hybridization ay tumutugma sa isang tiyak na geometric na hugis ng mga molekula.

Sa kaso ng mga hydride ng mga elemento ng pangkat II ng pangunahing subgroup, dalawang magkaparehong sp-hybrid orbital ang lumahok sa pagbuo ng bono. Ang ganitong uri ng bono ay tinatawag na sp hybridization.

Fig. 19. VeH 2 .sp-hybridization molecule.

Ang sp-hybrid orbitals ay may asymmetric na hugis, ang mga pahabang bahagi ng AO na may anggulo ng bond na 180 o ay nakadirekta patungo sa hydrogen. Samakatuwid, ang molekula ng BeH 2 ay may isang linear na istraktura (Fig.).

Isaalang-alang natin ang istraktura ng mga molekula ng hydride ng mga elemento ng pangkat III ng pangunahing subgroup gamit ang halimbawa ng pagbuo ng isang molekula ng BH 3.

B 0 1s 2 2s 2 p 1

Covalence B 0 = 1, covalency B * = 3.

Tatlong sp-hybrid orbitals ang nakikibahagi sa pagbuo ng mga bono, na nabuo bilang resulta ng muling pamamahagi ng mga densidad ng elektron na s-AO at dalawang p-AO. Ang ganitong uri ng koneksyon ay tinatawag na sp 2 - hybridization. Ang anggulo ng bono sa sp 2 - hybridization ay katumbas ng 120 0, samakatuwid, ang molekula ng BH 3 ay may flat triangular na istraktura.

Fig.20. Molekyul ng BH 3. sp 2 -Hybridization.

Gamit ang halimbawa ng pagbuo ng isang molekula ng CH 4, isaalang-alang natin ang istraktura ng mga molekula ng hydride ng mga elemento ng pangkat IV ng pangunahing subgroup.

C 0 1s 2 2s 2 p 2

Covalence C 0 = 2, covalence C * = 4.

Sa carbon, apat na sp-hybrid orbitals ang kasangkot sa pagbuo ng isang kemikal na bono, na nabuo bilang resulta ng muling pamamahagi ng mga densidad ng elektron sa pagitan ng s-AO at tatlong p-AO. Ang hugis ng molekula ng CH 4 ay isang tetrahedron, ang anggulo ng bono ay 109 o 28`.

kanin. 21. Molecule CH 4 .sp 3 -Hybridization.

Ang mga pagbubukod sa pangkalahatang tuntunin ay ang mga molekula ng H 2 O at NH 3.

Sa isang molekula ng tubig, ang mga anggulo sa pagitan ng mga bono ay 104.5 o. Hindi tulad ng hydride ng iba pang mga elemento ng pangkat na ito, ang tubig ay may mga espesyal na katangian, ito ay polar, diamagnetic. Ang lahat ng ito ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng katotohanan na sa molekula ng tubig ang uri ng bono ay sp 3 . Iyon ay, apat na sp - hybrid na orbital ang kasangkot sa pagbuo ng isang kemikal na bono. Ang dalawang orbital ay naglalaman ng isang elektron bawat isa, ang mga orbital na ito ay nakikipag-ugnayan sa hydrogen, ang iba pang dalawang orbital ay naglalaman ng isang pares ng mga electron. Ang pagkakaroon ng dalawang orbital na ito ay nagpapaliwanag sa mga natatanging katangian ng tubig.

Sa molekula ng ammonia, ang mga anggulo sa pagitan ng mga bono ay humigit-kumulang 107.3 o, iyon ay, ang hugis ng molekula ng ammonia ay isang tetrahedron, ang uri ng bono ay sp 3 . Apat na hybrid sp 3 orbitals ang nakikibahagi sa pagbuo ng isang bono sa isang nitrogen molecule. Ang tatlong orbital ay naglalaman ng isang electron bawat isa, ang mga orbital na ito ay nauugnay sa hydrogen, ang ikaapat na AO ay naglalaman ng isang hindi nakabahaging pares ng mga electron, na tumutukoy sa pagiging natatangi ng molekula ng ammonia.

MGA MEKANISMO NG COVALENT BOND FORMATION.

Ginagawang posible ng MVS na makilala ang tatlong mekanismo para sa pagbuo ng isang covalent bond: exchange, donor-acceptor, at dative.

mekanismo ng palitan. Kabilang dito ang mga kaso ng pagbuo ng isang kemikal na bono, kapag ang bawat isa sa dalawang nakagapos na mga atomo ay naglalaan ng isang elektron para sa pagsasapanlipunan, na parang ipinagpapalit ang mga ito. Upang itali ang nuclei ng dalawang atomo, ang mga electron ay dapat nasa espasyo sa pagitan ng nuclei. Ang lugar na ito sa molekula ay tinatawag na lugar na nagbubuklod (ang lugar kung saan ang pares ng elektron ay malamang na manatili sa molekula). Upang maganap ang pagpapalitan ng mga hindi magkapares na electron sa mga atomo, kailangan ang overlap ng mga atomic na orbital (Larawan 10.11). Ito ang pagkilos ng mekanismo ng palitan para sa pagbuo ng isang covalent chemical bond. Ang mga atomic na orbital ay maaaring mag-overlap lamang kung mayroon silang parehong mga katangian ng simetrya tungkol sa internuclear axis (Larawan 10, 11, 22).

kanin. 22. AO overlap na hindi humahantong sa pagbuo ng isang kemikal na bono.

Mga mekanismo ng donor-acceptor at dative.

Ang mekanismo ng donor-acceptor ay nauugnay sa paglipat ng nag-iisang pares ng mga electron mula sa isang atom patungo sa isang bakanteng atomic orbital ng isa pang atom. Halimbawa, ang pagbuo ng isang ion -:

Ang bakanteng p-AO sa boron atom sa molekula ng BF 3 ay tumatanggap ng isang pares ng mga electron mula sa fluoride ion (donor). Sa nagresultang anion, apat na B-F covalent bond ang katumbas ng haba at enerhiya. Sa orihinal na molekula, ang lahat ng tatlong B-F na mga bono ay nabuo sa pamamagitan ng mekanismo ng palitan.

Ang mga atomo na ang panlabas na shell ay binubuo lamang ng s- o p-electron ay maaaring maging donor o acceptor ng isang solong pares ng mga electron. Ang mga atomo na may mga valence electron din sa d-AO ay maaaring sabay na kumilos bilang parehong mga donor at acceptor. Upang makilala ang pagkakaiba sa pagitan ng dalawang mekanismong ito, ipinakilala ang mga konsepto ng mekanismo ng dative ng pagbuo ng bono.

Ang pinakasimpleng halimbawa ng mekanismo ng dative ay ang pakikipag-ugnayan ng dalawang chlorine atoms.

Dalawang chlorine atoms sa isang chlorine molecule ay bumubuo ng exchange covalent bond sa pamamagitan ng pagsasama-sama ng kanilang mga hindi magkapares na 3p electron. Bilang karagdagan, inililipat ng Cl-1 atom ang nag-iisang pares ng mga electron 3p 5 - AO sa Cl-2 atom sa bakanteng 3d-AO, at inililipat ng Cl-2 atom ang parehong pares ng mga electron sa bakanteng 3d-AO ng ang Cl-1 atom. Ang bawat atom ay sabay-sabay na gumaganap ng mga function ng isang acceptor at isang donor. Ito ang mekanismo ng dative. Ang pagkilos ng mekanismo ng dative ay nagpapataas ng lakas ng bono, kaya ang molekula ng klorin ay mas malakas kaysa sa molekula ng fluorine.

KOMPLEXONG KONEKSIYON.

Ayon sa prinsipyo ng mekanismo ng donor-acceptor, isang malaking klase ng mga kumplikadong compound ng kemikal ang nabuo - mga kumplikadong compound.

Ang mga kumplikadong compound ay mga compound na may mga kumplikadong ion sa kanilang komposisyon na may kakayahang umiral pareho sa kristal na anyo at sa solusyon, kabilang ang isang sentral na ion o atom na nauugnay sa mga negatibong sisingilin na mga ion o mga neutral na molekula sa pamamagitan ng mga covalent bond na nabuo ng mekanismo ng donor-acceptor.

Ang istraktura ng mga kumplikadong compound ayon kay Werner.

Ang mga kumplikadong compound ay binubuo ng isang panloob na globo (complex ion) at isang panlabas na globo. Ang koneksyon sa pagitan ng mga ion ng panloob na globo ay isinasagawa ayon sa mekanismo ng donor-acceptor. Ang mga acceptor ay tinatawag na mga complexing agent, kadalasan sila ay mga positibong metal ions (maliban sa mga metal ng IA group) na may mga bakanteng orbital. Ang kakayahan sa kumplikadong pagbuo ay nagdaragdag sa pagtaas ng singil ng ion at pagbaba sa laki nito.

Ang mga donor ng isang pares ng elektron ay tinatawag na ligand o addends. Ang mga ligand ay mga neutral na molekula o mga ion na may negatibong singil. Ang bilang ng mga ligand ay tinutukoy ng numero ng koordinasyon ng complexing agent, na kadalasang katumbas ng dalawang beses ang valency ng complexing ion. Ang mga ligand ay maaaring monodentate o polydentate. Ang dentancy ng isang ligand ay tinutukoy ng bilang ng mga site ng koordinasyon na sinasakop ng ligand sa coordination sphere ng complexing agent. Halimbawa, F - - monodentate ligand, S 2 O 3 2- - bidentate ligand. Ang singil ng inner sphere ay katumbas ng algebraic na kabuuan ng mga singil ng mga constituent ions nito. Kung ang panloob na globo ay may negatibong singil, ito ay isang anionic complex; kung ito ay positibo, ito ay isang cationic complex. Ang mga cationic complex ay tinatawag sa pangalan ng complexing ion sa Russian, sa anionic complexes ang complexing agent ay tinatawag sa Latin na may pagdaragdag ng suffix - sa. Ang koneksyon sa pagitan ng panlabas at panloob na mga globo sa isang kumplikadong tambalan ay ionic.

Halimbawa: K 2 - potassium tetrahydroxozincate, isang anionic complex.

2- - panloob na globo

2K+ - panlabas na globo

Zn 2+ - complexing agent

OH - - ligand

numero ng koordinasyon - 4

ang koneksyon sa pagitan ng panlabas at panloob na mga globo ay ionic:

K 2 \u003d 2K ++ 2-.

ang bono sa pagitan ng Zn 2+ ion at hydroxyl group ay covalent, na nabuo ng mekanismo ng donor-acceptor: OH - - donor, Zn 2+ - acceptor.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Mga uri ng kumplikadong compound:

1. Ammonia - mga ligand ng molekula ng ammonia.

Cl 2 - tetraamminecopper (II) chloride. Ang ammonia ay nakuha sa pamamagitan ng pagkilos ng ammonia sa mga compound na naglalaman ng isang complexing agent.

2. Hydroxo compounds - OH - ligands.

Ang Na ay sodium tetrahydroxoaluminate. Ang mga hydroxo complex ay nakuha sa pamamagitan ng pagkilos ng labis na alkali sa mga metal hydroxides, na may mga katangian ng amphoteric.

3. Aquacomplexes - mga ligand ng molekula ng tubig.

Ang Cl 3 ay hexaaquachromium (III) chloride. Ang mga aquacomplex ay nakuha sa pamamagitan ng pakikipag-ugnayan ng mga anhydrous salts sa tubig.

4. Acido complexes - ligands anions ng acids - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - at iba pa.

K 4 - potassium hexacyanoferrate (II). Nakuha sa pamamagitan ng pakikipag-ugnayan ng labis na asin na naglalaman ng ligand sa asin na naglalaman ng isang complexing agent.

PARAAN NG MOLECULAR ORBITAL.

Ang MVS ay lubos na nagpapaliwanag sa pagbuo at istraktura ng maraming mga molekula, ngunit ang pamamaraang ito ay hindi pangkalahatan. Halimbawa, ang paraan ng mga valence bond ay hindi nagbibigay ng kasiya-siyang paliwanag para sa pagkakaroon ng ion
, bagaman sa pagtatapos ng ika-19 na siglo ang pagkakaroon ng medyo malakas na molekular na hydrogen ion ay naitatag
: bond breaking energy dito ay 2.65 eV. Gayunpaman, walang pares ng elektron ang maaaring mabuo sa kasong ito, dahil ang komposisyon ng ion
isang electron lamang ang kasama.

Ginagawang posible ng molecular orbital method (MMO) na ipaliwanag ang isang bilang ng mga kontradiksyon na hindi maipaliwanag gamit ang valence bond method.

Mga pangunahing probisyon ng IMO.

Kapag nag-interact ang dalawang atomic orbitals, nabuo ang dalawang molecular orbitals. Alinsunod dito, kapag nakikipag-ugnayan ang n-atomic orbitals, nabuo ang n-molecular orbitals.

Ang mga electron sa isang molekula ay pantay na nabibilang sa lahat ng nuclei ng molekula.

Sa dalawang molekular na orbital na nabuo, ang isa ay may mas mababang enerhiya kaysa sa orihinal, ay ang bonding molecular orbital, ang isa ay may mas mataas na enerhiya kaysa sa orihinal, ito ay antibonding molecular orbital.

Gumagamit ang mga MMO ng mga diagram ng enerhiya nang walang sukat.

Kapag pinupunan ang mga sublevel ng enerhiya ng mga electron, ang parehong mga patakaran ay ginagamit tulad ng para sa mga atomic orbital:

ang prinsipyo ng pinakamababang enerhiya, i.e. ang mga sublevel na may mas mababang enerhiya ay pinupunan muna;

ang prinsipyo ng Pauli: sa bawat sublevel ng enerhiya ay hindi maaaring higit sa dalawang electron na may antiparallel spins;

Panuntunan ni Hund: ang mga sublevel ng enerhiya ay pinupunan sa paraang pinakamataas ang kabuuang pag-ikot.

Multiplicity ng komunikasyon. Multiplicity ng komunikasyon sa IMO ay tinutukoy ng formula:

kapag K p = 0, walang nabuong bono.

Mga halimbawa.

1. Maaari bang umiral ang molekula ng H 2?

kanin. 23. Scheme ng pagbuo ng hydrogen molecule H 2 .

Konklusyon: ang molekula ng H 2 ay iiral, dahil ang multiplicity ng bond Kp\u003e 0.

2. Maaari bang umiral ang isang molekula ng He 2?

kanin. 24. Scheme ng pagbuo ng helium molecule He 2 .

Konklusyon: ang molekula ng He 2 ay hindi iiral, dahil ang multiplicity ng bono Kp = 0.

3. Maaari bang umiral ang isang particle H 2 +?

kanin. 25. Scheme ng pagbuo ng H 2 + particle.

Ang H 2 + particle ay maaaring umiral, dahil ang multiplicity ng bond Kp > 0.

4. Maaari bang umiral ang isang molekula ng O 2?

kanin. 26. Scheme ng pagbuo ng O 2 molecule.

Ang O 2 molecule ay umiiral. Ito ay sumusunod mula sa Fig. 26 na ang molekula ng oxygen ay may dalawang hindi magkapares na mga electron. Dahil sa dalawang electron na ito, ang molekula ng oxygen ay paramagnetic.

Kaya ang paraan ng molecular orbitals ay nagpapaliwanag ng magnetic properties ng molecules.

INTERMOLECULAR INTERACTION.

Ang lahat ng intermolecular na pakikipag-ugnayan ay maaaring nahahati sa dalawang grupo: unibersal at tiyak. Ang mga unibersal ay lumilitaw sa lahat ng mga molekula nang walang pagbubukod. Ang mga pakikipag-ugnayang ito ay madalas na tinatawag koneksyon o puwersa ng van der Waals. Bagaman mahina ang mga puwersang ito (ang enerhiya ay hindi lalampas sa walong kJ/mol), sila ang sanhi ng paglipat ng karamihan sa mga sangkap mula sa estadong puno ng gas patungo sa estadong likido, ang adsorption ng mga gas sa pamamagitan ng mga ibabaw ng mga solido, at iba pang mga phenomena. Ang likas na katangian ng mga puwersang ito ay electrostatic.

Ang mga pangunahing puwersa ng pakikipag-ugnayan:

1). Dipole - dipole (orientation) na pakikipag-ugnayan umiiral sa pagitan ng mga polar molecule.

Ang orientational na pakikipag-ugnayan ay mas malaki, mas malaki ang dipole moments, mas maliit ang distansya sa pagitan ng mga molekula, at mas mababa ang temperatura. Samakatuwid, kung mas malaki ang enerhiya ng pakikipag-ugnayan na ito, mas mataas ang temperatura kung saan dapat painitin ang sangkap upang ito ay kumulo.

2). Pakikipag-ugnayan sa induktibo nangyayari kapag may contact sa pagitan ng polar at non-polar molecule sa isang substance. Ang isang dipole ay na-induce sa isang nonpolar molecule bilang resulta ng pakikipag-ugnayan sa isang polar molecule.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Ang enerhiya ng pakikipag-ugnayan na ito ay tumataas sa isang pagtaas sa polarizability ng mga molekula, iyon ay, ang kakayahan ng mga molekula na bumuo ng isang dipole sa ilalim ng impluwensya ng isang electric field. Ang enerhiya ng inductive na pakikipag-ugnayan ay mas mababa kaysa sa enerhiya ng dipole-dipole na pakikipag-ugnayan.

3). Pakikipag-ugnayan sa pagpapakalat- ito ang interaksyon ng mga non-polar molecule dahil sa mga instant na dipoles na lumitaw dahil sa pagbabagu-bago sa density ng elektron sa mga atomo.

Sa isang serye ng mga sangkap ng parehong uri, ang pakikipag-ugnayan sa pagpapakalat ay tumataas sa pagtaas ng laki ng mga atomo na bumubuo sa mga molekula ng mga sangkap na ito.

4) salungat na pwersa ay dahil sa pakikipag-ugnayan ng mga ulap ng elektron ng mga molekula at lumilitaw kapag mas nilapitan ang mga ito.

Kasama sa mga partikular na intermolecular na pakikipag-ugnayan ang lahat ng uri ng pakikipag-ugnayan ng donor-acceptor, iyon ay, ang mga nauugnay sa paglipat ng mga electron mula sa isang molekula patungo sa isa pa. Ang nagreresultang intermolecular bond ay mayroong lahat ng katangiang katangian ng isang covalent bond: saturation at directionality.

Ang isang kemikal na bono na nabuo ng isang positibong polarized na hydrogen na bahagi ng isang polar na grupo o molekula at isang electronegative na atom ng isa pa o parehong molekula ay tinatawag na isang hydrogen bond. Halimbawa, ang mga molekula ng tubig ay maaaring ilarawan bilang mga sumusunod:

Ang mga solidong linya ay mga polar covalent bond sa loob ng mga molekula ng tubig sa pagitan ng mga atomo ng hydrogen at oxygen; ang mga tuldok ay nagpapahiwatig ng mga bono ng hydrogen. Ang dahilan ng pagbuo ng mga bono ng hydrogen ay ang mga atomo ng hydrogen ay halos walang mga shell ng elektron: ang kanilang mga electron lamang ay inilipat sa mga atomo ng oxygen ng kanilang mga molekula. Ito ay nagpapahintulot sa mga proton, hindi tulad ng ibang mga kasyon, na lumapit sa nuclei ng mga atomo ng oxygen ng mga kalapit na molekula nang hindi nakararanas ng pagtanggi mula sa mga shell ng elektron ng mga atomo ng oxygen.

Ang hydrogen bond ay nailalarawan sa pamamagitan ng isang nagbubuklod na enerhiya na 10 hanggang 40 kJ/mol. Gayunpaman, ang enerhiya na ito ay sapat na upang maging sanhi samahan ng mga molekula mga. ang kanilang kaugnayan sa mga dimer o polimer, na sa ilang mga kaso ay umiiral hindi lamang sa likidong estado ng isang sangkap, ngunit napanatili din kapag ito ay pumasa sa singaw.

Halimbawa, ang hydrogen fluoride sa gas phase ay umiiral bilang isang dimer.

Sa kumplikadong mga organikong molekula, mayroong parehong intermolecular hydrogen bond at intramolecular hydrogen bond.

Ang mga molekula na may intramolecular hydrogen bond ay hindi maaaring pumasok sa intermolecular hydrogen bond. Samakatuwid, ang mga sangkap na may ganoong mga bono ay hindi bumubuo ng mga iniuugnay, ay mas pabagu-bago, may mas mababang mga lagkit, natutunaw at mga punto ng kumukulo kaysa sa kanilang mga isomer na may kakayahang bumuo ng mga intermolecular hydrogen bond.

dobleng bono, isang four-electron covalent bond sa pagitan ng dalawang magkatabing atomo sa isang molekula. D. s. karaniwang tinutukoy ng dalawang valent stroke: > C \u003d C<, >C=N -, >C=O, >C=S, - N=N -, - H=O, atbp. Ito ay nagpapahiwatig na ang isang pares ng mga electron ay may sp 2 o sp- bumubuo ng s-bond na may mga hybridized na orbital (tingnan. kanin. isa ), ang density ng elektron na kung saan ay puro kasama ang interatomic axis; Ang s-link ay katulad ng isang simpleng link. Isa pang pares ng mga electron R-ang mga orbital ay bumubuo ng isang p-bond, ang densidad ng elektron na kung saan ay puro sa labas ng interatomic axis. Kung sa edukasyon ni D. s. kung ang mga atomo ng pangkat IV o V ng periodic system ay nakikibahagi, ang mga atomo na ito at ang mga atomo na direktang konektado sa kanila ay matatagpuan sa parehong eroplano; ang mga anggulo ng bono ay 120°. Sa kaso ng mga sistemang walang simetriko, posible ang mga pagbaluktot ng istraktura ng molekular. D. s. mas maikli kaysa sa isang simpleng bono at nailalarawan sa pamamagitan ng isang mataas na enerhiya na hadlang ng panloob na pag-ikot; samakatuwid, ang mga posisyon ng mga substituent sa mga atom na nauugnay sa D. s. ay hindi katumbas, at ito ay nagiging sanhi ng hindi pangkaraniwang bagay ng geometric isomerismo. Ang mga compound na naglalaman ng D. s. ay may kakayahang magdagdag ng mga reaksyon. Kung si D. s. ay elektronikong simetriko, kung gayon ang mga reaksyon ay isinasagawa kapwa sa pamamagitan ng radikal (sa pamamagitan ng homolysis ng p-bond) at ng mga ionic na mekanismo (dahil sa polarizing effect ng medium). Kung ang mga electronegativities ng mga atom na nakagapos ng D. s. ay iba, o kung ang iba't ibang mga substituent ay nakatali sa kanila, kung gayon ang p-bond ay lubos na polarized. Ang mga compound na naglalaman ng polar D. s. ay madaling madagdagan ng ionic mechanism: sa electron-withdraw D. s. Ang mga nucleophilic reagents ay madaling nakakabit, at s. - electrophilic. Direksyon ng pag-aalis ng mga electron sa panahon ng polariseysyon D. s. kaugalian na ipahiwatig gamit ang mga arrow sa mga formula, at ang nagresultang labis na mga singil - na may mga simbolo d- at d+ . Pinapadali nito ang pag-unawa sa mga radikal at ionic na mekanismo ng mga reaksyon ng karagdagan:

Sa mga compound na may dalawang D. na may., na pinaghihiwalay ng isang simpleng bono, mayroong isang conjugation ng mga p-bond at ang pagbuo ng isang solong p-electron cloud, ang lability na kung saan ay nagpapakita ng sarili sa buong chain ( kanin. 2 , kaliwa). Ang kinahinatnan ng conjugation na ito ay ang kakayahang 1,4-dagdag na reaksyon:

Kung tatlo D. may. ay conjugated sa isang anim na miyembro na cycle, pagkatapos ang sextet ng mga p-electron ay nagiging karaniwan para sa buong cycle at isang medyo matatag na aromatic system ay nabuo (tingnan ang Fig. kanin. 2, sa kanan). Ang pagdaragdag ng parehong electrophilic at nucleophilic reagents sa naturang mga compound ay masiglang mahirap. (Tingnan din kemikal na dumidikit. )

dobleng bono

isang four-electron covalent bond sa pagitan ng dalawang magkatabing atomo sa isang molekula. D. s. karaniwang tinutukoy ng dalawang valent stroke: > C \u003d C<, >C=N ≈, >C=O, >C=S, ≈ N=N ≈, ≈ H=O, atbp. Ito ay nagpapahiwatig na ang isang pares ng mga electron na may sp2 o sp hybridized orbitals ay bumubuo ng isang s-bond (tingnan ang Fig. kanin. isa), ang density ng elektron na kung saan ay puro kasama ang interatomic axis; Ang isang s-bond ay katulad ng isang simpleng bono. Ang isa pang pares ng mga electron na may mga p-orbital ay bumubuo ng isang p-bond, ang density ng elektron na kung saan ay puro sa labas ng interatomic axis. Kung sa edukasyon ni D. s. kung ang mga atomo ng pangkat IV o V ng periodic system ay nakikibahagi, ang mga atomo na ito at ang mga atomo na direktang konektado sa kanila ay matatagpuan sa parehong eroplano; Ang mga anggulo ng bono ay 120╟. Sa kaso ng mga sistemang walang simetriko, posible ang mga pagbaluktot ng istraktura ng molekular. D. s. mas maikli kaysa sa isang simpleng bono at nailalarawan sa pamamagitan ng isang mataas na enerhiya na hadlang ng panloob na pag-ikot; samakatuwid, ang mga posisyon ng mga substituent sa mga atom na nakagapos ng D. s. ay hindi katumbas, at ito ay nagiging sanhi ng hindi pangkaraniwang bagay ng geometric isomerism. Ang mga compound na naglalaman ng D. s. ay may kakayahang magdagdag ng mga reaksyon. Kung si D. s. ay simetriko sa elektroniko, pagkatapos ang mga reaksyon ay isinasagawa kapwa sa pamamagitan ng radikal (sa pamamagitan ng homolysis ng p-bond) at ng mga ionic na mekanismo (dahil sa polarizing effect ng medium). Kung ang mga electronegativities ng mga atom na nakagapos ng D. s. ay iba, o kung ang iba't ibang mga substituent ay nauugnay sa kanila, kung gayon ang p-bond ay lubos na polarized. Ang mga compound na naglalaman ng polar D. s. ay madaling madagdagan ng ionic mechanism: sa electron-withdraw D. s. Ang mga nucleophilic reagents ay madaling nakakabit, at s. ≈ electrophilic. Direksyon ng pag-aalis ng mga electron sa panahon ng polariseysyon D. s. kaugalian na ipahiwatig sa pamamagitan ng mga arrow sa mga formula, at ang mga nagresultang labis na singil ≈ mga simbolo d- at d+. Pinapadali nito ang pag-unawa sa mga radikal at ionic na mekanismo ng mga reaksyon ng karagdagan:

Sa mga compound na may dalawang D. s., na pinaghihiwalay ng isang simpleng bono, mayroong isang conjugation ng mga p-bond at ang pagbuo ng isang solong p-electron cloud, ang lability na kung saan ay nagpapakita ng sarili sa buong chain ( kanin. 2, kaliwa). Ang kinahinatnan ng conjugation na ito ay ang kakayahang 1,4-dagdag na reaksyon:

Kung tatlo D. may. ay conjugated sa isang anim na miyembro na cycle, pagkatapos ay ang p-electron sextet ay nagiging karaniwan para sa buong cycle at isang medyo matatag na aromatic system ay nabuo (tingnan ang Fig. kanin. 2, sa kanan). Ang pagdaragdag ng parehong electrophilic at nucleophilic reagents sa naturang mga compound ay masiglang mahirap. (Tingnan din ang Chemical bond.)

G. A. Sokolsky.

Wikipedia

Double bond (disambiguation)

dobleng bono:

• Double bond - isang kemikal na bono sa pagitan ng dalawang atomo, na nabuo ng dalawang pares ng mga electron; espesyal na kaso maramihang bono.
• Double bind (double bind) - kapareho ng double bind, isang sikolohikal na konsepto sa teorya ni Gregory Bateson ng schizophrenia.

dobleng bono

dobleng bono- isang covalent bond ng dalawang atom sa isang molekula sa pamamagitan ng dalawang karaniwang pares ng elektron. Ang istraktura ng double bond ay makikita sa teorya ng valence bonds. Sa teoryang ito, pinaniniwalaan na ang double bond ay nabuo sa pamamagitan ng kumbinasyon ng sigma (Fig. 1) at pi (Fig. 2) bonds.

Sa Symposium on Theoretical Organic Chemistry (London, Setyembre 1958), isang ulat ang iniharap ni L. Pauling, dalawang beses na nagwagi ng Nobel Prize. Ang ulat ni Pauling ay nakatuon sa likas na katangian ng double bond. Ang isang bagong paraan ay iminungkahi upang ilarawan ang isang dobleng bono bilang isang kumbinasyon ng dalawang magkaparehong mga kurbadong bono.

Ang paglalarawan ng double at triple bond sa mga tuntunin ng curved bonds ay nagpapaliwanag ng ilan sa kanilang mga katangian sa isang kapansin-pansing paraan. Kaya, kung ang maramihang mga bono ay may anyo ng mga arko na may haba na 1.54 Å (ang haba ng iisang carbon-carbon bond) at ang kanilang paunang direksyon ay tumutugma sa tetrahedral, kung gayon ang kanilang kinakalkula na haba ay magiging 1.32 Å para sa isang dobleng bono at 1.18 Å para sa triple one, na sumasang-ayon sa mga pang-eksperimentong halaga na 1.33 at 1.20 Å."

Ang karagdagang pag-unlad ng mga ideya tungkol sa electrostatic repulsion ng mga electron ay isinagawa sa teorya ng repulsion ng mga pares ng elektron ni R. Gillespie.