Rodzaje hybrydyzacji w tabeli chemii. Hybrydyzacja orbitali elektronowych i geometria molekularna

Instrukcje

Rozważmy cząsteczkę najprostszego węglowodoru nasyconego, metanu. Wygląda to tak: CH4. Przestrzennym modelem cząsteczki jest czworościan. Atom węgla tworzy wiązania z czterema atomami wodoru, które mają dokładnie taką samą długość i energię. W nich, zgodnie z powyższym przykładem, uczestniczą 3 – elektrony P i 1 S – elektron, których orbital w wyniku tego, co się stało, zaczął dokładnie odpowiadać orbitalom pozostałych trzech elektronów. Ten typ hybrydyzacji nazywany jest hybrydyzacją sp^3. Jest to nieodłączne od wszystkich ostatecznych rozwiązań.

Ale najprostszym przedstawicielem związków nienasyconych jest etylen. Jego wzór jest następujący: C2H4. Jaki rodzaj hybrydyzacji jest nieodłączny dla węgla w cząsteczce tej substancji? W rezultacie powstają trzy orbitale w postaci asymetrycznych „ósemek” leżących w tej samej płaszczyźnie pod kątem 120^0 względem siebie. Tworzyły je elektrony 1 – S i ​​2 – P. Ostatni trzeci P - elektron nie zmodyfikował swojego orbitalu, to znaczy pozostał w formie regularnej „ósemki”. Ten typ hybrydyzacji nazywany jest hybrydyzacją sp^2.

Jak powstają wiązania w cząsteczce? Dwa zhybrydyzowane orbitale każdego atomu weszły w kontakt z dwoma atomami wodoru. Trzeci zhybrydyzowany orbital utworzył wiązanie z tym samym orbitalem innego. A pozostałe orbitale P? „Przyciągały” się do siebie po obu stronach płaszczyzny cząsteczki. Pomiędzy atomami węgla utworzyło się wiązanie. To atomy z „podwójnym” wiązaniem charakteryzują się sp^2.

Co dzieje się w cząsteczce acetylenu lub? Jego wzór jest następujący: C2H2. W każdym atomie węgla hybrydyzacji ulegają tylko dwa elektrony: 1 -S i 1 -P. Pozostałe dwa zachowują orbitale w postaci „regularnych ósemek”, zachodzących na siebie w płaszczyźnie cząsteczki i po jej obu stronach. Dlatego ten typ hybrydyzacji nazywany jest sp – hybrydyzacją. Jest nieodłącznym elementem atomów z potrójnym wiązaniem.

Wszystko słowa, istniejące w danym języku, można podzielić na kilka grup. Jest to ważne przy określaniu zarówno znaczenia, jak i funkcji gramatycznych słowa. Przypisywanie tego do pewnego typ, możesz go modyfikować zgodnie z zasadami, nawet jeśli nigdy wcześniej go nie widziałeś. Rodzaje elementów słowa Leksykologia zajmuje się kompozycją języka.

Będziesz potrzebować

• - tekst;
• - słownik.

Instrukcje

Wybierz słowo, którego typ chcesz określić. Jego przynależność do tej czy innej części mowy nie odgrywa jeszcze roli, podobnie jak jego forma i funkcja w zdaniu. Może to być absolutnie dowolne słowo. Jeśli nie jest to wskazane w zadaniu, zapisz pierwsze, na które się natkniesz. Określ, czy nazywa przedmiot, jakość, działanie, czy nie. Dla tego parametru wszystko słowa dzielą się na mianownik, zaimek, liczebnik, pomocniczy i wykrzyknik. Do pierwszego typ obejmują rzeczowniki, przymiotniki, czasowniki i . Są to nazwy przedmiotów, cech i działań. Drugi rodzaj słów, które pełnią funkcję nazewniczą, to zaimki. Możliwość nazywania jest nieobecna w typach , wykrzykników i usług. Są to stosunkowo małe grupy słów, ale występują w każdym.

Określ, czy dane słowo jest w stanie wyrazić pojęcie. Ta funkcja jest dostępna dla słowa jednostki typu mianownikowego, gdyż to one tworzą szereg pojęciowy dowolnego języka. Jednak dowolna liczba również należy do kategorii pojęć i dlatego pełni również tę funkcję. Słowa funkcjonalne również to mają, ale zaimki i wykrzykniki nie.

Zastanów się, jak wyglądałoby to słowo, gdyby znajdowało się w zdaniu. Czy to możliwe? Może to być dowolne znaczące słowo. Ale zarówno cyfra, jak i cyfra mają taką możliwość. Ale te oficjalne słowa pełnią rolę pomocniczą, nie mogą być podmiotem ani członami wtórnymi zdania, podobnie jak wykrzykniki.

Dla wygody możesz utworzyć tabelę składającą się z czterech kolumn i sześciu wierszy. W górnym rzędzie oznacz odpowiednie kolumny „Typy słów”, „Nazewnictwo”, „Pojęcie” i „Może być częścią zdania”. W pierwszej lewej kolumnie zapisz nazwy rodzajów słów, jest ich pięć. Określ, jakie funkcje ma dane słowo, a jakich nie. Umieść plusy i w odpowiednich kolumnach. Jeśli wszystkie trzy kolumny zawierają plusy, jest to typ znaczący. Plusy zaimkowe pojawią się w pierwszej i trzeciej kolumnie, w drugiej i trzeciej. Praca słowa mogą wyrazić tylko koncepcję, to znaczy mają jeden plus w drugiej kolumnie. Naprzeciw wykrzykników we wszystkich trzech kolumnach będą minusy.

Wideo na ten temat

Hybrydyzacja to proces uzyskiwania mieszańców – roślin lub zwierząt powstałych w wyniku krzyżowania różnych odmian i ras. Słowo hybryda (hibrida) jest tłumaczone z łaciny jako „mieszaniec”.

Hybrydyzacja: naturalna i sztuczna

Proces hybrydyzacji polega na łączeniu w jednej komórce materiału genetycznego pochodzącego z różnych komórek różnych osobników. Istnieje rozróżnienie międzygatunkowe i odległe, w którym następuje połączenie różnych genomów. W naturze naturalna hybrydyzacja występowała i nadal występuje bez interwencji człowieka. To krzyżowanie w obrębie gatunku spowodowało zmianę i poprawę roślin oraz pojawienie się nowych odmian i ras zwierząt. Z punktu widzenia zachodzi hybrydyzacja DNA, kwasów nukleinowych, zmiany na poziomie atomowym i wewnątrzatomowym.

W chemii akademickiej hybrydyzacja odnosi się do specyficznego oddziaływania orbitali atomowych w cząsteczkach materii. Ale to nie jest prawdziwy proces fizyczny, a jedynie hipotetyczny model, koncepcja.

Hybrydy w produkcji roślinnej

W 1694 r. niemiecki naukowiec R. Camerarius zaproponował sztuczną produkcję. A w 1717 r. Anglik T. Fairchild po raz pierwszy skrzyżował różne rodzaje goździków. Obecnie przeprowadza się wewnątrzgatunkową hybrydyzację roślin w celu uzyskania wysokowydajnych lub przystosowanych, na przykład odmian odpornych na mróz. Jedną z metod hodowli roślin jest hybrydyzacja form i odmian. W ten sposób powstała ogromna liczba nowoczesnych odmian roślin rolniczych.

Podczas hybrydyzacji na odległość, kiedy krzyżuje się przedstawicieli różnych gatunków i łączy różne genomy, powstałe hybrydy w większości przypadków nie dają potomstwa lub dają krzyżówki o niskiej jakości. Dlatego nie ma sensu zostawiać dojrzałych nasion ogórków hybrydowych w ogrodzie i za każdym razem kupować ich nasiona w specjalistycznym sklepie.

Hodowla bydła

Na świecie ma miejsce również hybrydyzacja naturalna, zarówno wewnątrzgatunkowa, jak i odległa. Muły były znane człowiekowi dwa tysiące lat przed naszą erą. A obecnie muł i osłomuł są wykorzystywane w gospodarstwach domowych jako stosunkowo tanie zwierzęta użytkowe. To prawda, że ​​​​taka hybrydyzacja jest międzygatunkowa, więc hybrydy męskie rodzą się koniecznie bezpłodne. Samice bardzo rzadko mogą urodzić potomstwo.

Muł jest hybrydą klaczy i osła. Hybryda uzyskana ze skrzyżowania ogiera i osła nazywana jest osłomułem. Muły są specjalnie hodowane. Są wyższe i silniejsze niż osłomuł.

Jednak krzyżowanie psa domowego z wilkiem było bardzo powszechną czynnością wśród myśliwych. Następnie powstałe potomstwo poddano dalszej selekcji, w wyniku której powstały nowe rasy psów. Obecnie selekcja zwierząt jest ważnym elementem sukcesu branży hodowlanej. Hybrydyzację przeprowadza się celowo, skupiając się na określonych parametrach.

Hybrydyzacja JSC- jest to wyrównanie wartościowości AO pod względem kształtu i energii podczas tworzenia wiązania chemicznego.

1. W hybrydyzacji mogą brać udział tylko te AO, których energie są wystarczająco bliskie (na przykład orbitale atomowe 2s i 2p).

2. W hybrydyzacji mogą brać udział wolne (wolne) AO, orbitale z niesparowanymi elektronami i samotnymi parami elektronów.

3. W wyniku hybrydyzacji powstają nowe orbitale hybrydowe, które są zorientowane w przestrzeni w taki sposób, że po nałożeniu się na orbitale innych atomów pary elektronów są jak najbardziej od siebie oddalone. Ten stan cząsteczki odpowiada minimalnej energii wynikającej z maksymalnego odpychania podobnie naładowanych elektronów.

4. O rodzaju hybrydyzacji (liczbie AO ulegających hybrydyzacji) decyduje liczba atomów „atakujących” dany atom oraz liczba wolnych par elektronów w danym atomie.

Przykład. BF 3. W momencie powstania wiązania następuje przegrupowanie AO atomu B, przechodzące w stan wzbudzony: B 1s 2 2s 2 2p 1 ® B* 1s 2 2s 1 2p 2 .

Hybrydowe spółki akcyjne położone są pod kątem 120°. Cząsteczka ma regularny kształt trójkąt(płaski, trójkątny):

3. sp 3 -hybrydyzacja. Ten typ hybrydyzacji jest typowy dla atomów czwartej grupy ( np. węgiel, krzem, german) w cząsteczkach typu EH 4, a także dla atomu C w diamentie, cząsteczkach alkanu, dla atomu N w cząsteczce NH 3, NH 4 +, atomu O w cząsteczce H 2 O itp.

Przykład 1. CH 4. W momencie powstania wiązania następuje restrukturyzacja AO atomu C, która przechodzi w stan wzbudzony: C 1s 2 2s 2 2p 2 ® C* 1s 2 2s 1 2p 3 .

Hybrydowe spółki akcyjne zlokalizowane są pod kątem 109 około 28”.

Przykład 2. NH3 i NH4+.

Struktura elektronowa atomu N: 1s 2 2s 2 2p 3. Hybrydyzacji ulegają 3 AO zawierające niesparowane elektrony i 1 AO zawierające wolną parę elektronów. Ze względu na silniejsze odpychanie wolnej pary elektronów od par elektronów wiązań s, kąt wiązania w cząsteczce amoniaku wynosi 107,3 ​​o (bardziej czworościenny niż bezpośredni).

Cząsteczka ma kształt piramidy trygonalnej:

Koncepcja hybrydyzacji sp 3 pozwala wyjaśnić możliwość powstawania jonu amonowego i równoważności wiązań w nim.

Przykład 3. H2O.

Struktura elektronowa atomu O 1s 2 2s 2 2p 4. 2 AO zawierające niesparowane elektrony i 2 AO zawierające wolne pary elektronów ulegają hybrydyzacji. Kąt wiązania w cząsteczce wody wynosi 104,5 o (również jest bliższy czworościennemu, a nie prostemu).

Cząsteczka ma kształt kątowy:

Koncepcja hybrydyzacji sp 3 pozwala wyjaśnić możliwość powstania jonu oksoniowego (hydronium) i powstania 4 wiązań wodorowych przez każdą cząsteczkę w strukturze lodu.

4. hybrydyzacja sp 3 d.Ten typ hybrydyzacji jest typowy dla atomów pierwiastków grupy 5 (zaczynających się od P) w cząsteczkach typu EC 5.

Przykład. PCl 5 . Budowa elektronowa atomu P w stanie podstawowym i wzbudzonym: P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 . Kształt cząsteczki - sześcian (dokładniej - bipiramida trygonalna):

5. sp 3 d 2 -hybrydyzacja.Ten typ hybrydyzacji jest typowy dla atomów pierwiastków grupy 6 (zaczynających się od S) w cząsteczkach typu EC 6.

Przykład. SF 6. Budowa elektronowa atomu S w stanie podstawowym i wzbudzonym: S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ® P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 .

Kształt cząsteczki - oktaedr :

6. Hybrydyzacja sp 3 d 3.Ten typ hybrydyzacji jest typowy dla atomów pierwiastków grupy 7 (począwszy od Cl) w cząsteczkach typu EC 7.

Przykład. JEŚLI 7. Budowa elektronowa atomu F w stanie podstawowym i wzbudzonym: I 5s 2 3p 5 ® I* 5s 1 3p 3 3d 3 . Kształt cząsteczki - dziesięciościan (dokładniej - pięciokątna bipiramida):

7. Hybrydyzacja sp 3 d 4.Ten typ hybrydyzacji jest typowy dla atomów pierwiastków grupy 8 (z wyjątkiem He i Ne) w cząsteczkach typu EC 8.

Przykład. XEF 8. Budowa elektronowa atomu Xe w stanie podstawowym i wzbudzonym: Xe 5s 2 3p 6 ® Xe* 5s 1 3p 3 3d 4.

Kształt cząsteczki - dwunastościan:

Mogą istnieć inne typy hybrydyzacji AO.

Aby wyjaśnić fakt, że atom tworzy większą liczbę wiązań niż liczba niesparowanych elektronów w jego stanie podstawowym (na przykład atom węgla), stosuje się postulat hybrydyzacji orbitali atomowych o bliskiej energii. Następuje hybrydyzacja AO podczas tworzenia wiązania kowalencyjnego, jeśli skutkuje to bardziej efektywnym nakładaniem się orbit. Hybrydyzacji atomu węgla towarzyszy jego wzbudzenie i przeniesienie elektronu z 2 S- do 2 R-AO:

Stany podstawowe i wzbudzone atomu węgla.

Hybrydyzacja JSC- jest to interakcja (mieszanie) orbitali atomowych danego atomu różnych typów, ale o podobnej energii, z utworzeniem orbitali hybrydowych o tym samym kształcie i energii.

Na przykład zmieszanie 2s-AO z 2 P-AO daje dwie hybrydy 2 sp-AO:

AO z dużą różnicą energii (na przykład 1 S i 2 R) nie poddawaj się hybrydyzacji. W zależności od liczby uczestników hybrydyzacji P-AO możliwe są następujące typy hybrydyzacji:

dla atomów węgla i azotu - sp 3 , sp 2 i sp;

dla atomu tlenu - sp 3 , sp 2 ;

dla halogenów - sp 3 .

Hybrydowy AO jest asymetryczny i silnie wydłużony po jednej stronie rdzenia (nieregularny kształt ósemki).

W przeciwieństwie do wersji niehybrydowych S- Lub R-AO, ma jeden duży płat, który dobrze tworzy wiązanie chemiczne, i mały płatek, który zwykle nie jest nawet przedstawiany. Hybrydyzowane AO ​​oddziałujące z orbitalami różnych typów ( S-, R- lub hybrydowe AO) innych atomów zwykle dają s-MO, tj. tworzą wiązania S. Wiązanie to jest silniejsze niż wiązanie utworzone przez elektrony niehybrydowych AO ze względu na bardziej efektywne nakładanie się.

3.3.1. sp 3 -Hybrydyzacja (czworościenna).

Jeden S- i trzy R cztery równe pod względem formy i energii sp Orbitale 3-hybrydowe.

Orbitalny model atomu w stanie zhybrydyzowanym sp 3.

Dla atomu węgla i innych pierwiastków drugiego okresu proces ten przebiega według następującego schematu:

2s + 2p x + 2p y + 2p z = 4 (2sp 3)

Schemat hybrydyzacji sp 3 orbitali atomowych.

Osie orbitali hybrydowych sp 3 są skierowane w stronę wierzchołków czworościanu foremnego. Kąt czworościenny między nimi wynosi 109°28”, co odpowiada najniższej energii odpychania elektronów.

Pomysł orientacji jednostek powinowactwa (wartościowości) atomu węgla w narożnikach czworościanu, niezależnie od siebie, został po raz pierwszy zaproponowany w 1874 roku przez Van't Hoffa i Le Bela.

Orbitale sp 3 mogą tworzyć wiązania cztery s z innymi atomami lub być wypełnione samotnymi parami elektronów.

Jak można wyraźnie przedstawić na obrazku strukturę przestrzenną atomu w stanie sp 3?

W tym przypadku orbitale hybrydowe sp 3 są przedstawiane nie przez chmury elektronów, ale przez linie proste lub kliny, w zależności od orientacji przestrzennej orbitalu. To schematyczne przedstawienie jest używane podczas zapisywania stereochemicznych (przestrzennych) wzorów cząsteczek.

Przejście od modelu orbitalnego (a) do wzoru przestrzennego (b).

Na przykładzie cząsteczki metanu pokazano modele trójwymiarowe oraz przestrzenny (stereochemiczny) wzór cząsteczki z atomem węgla sp 3.

Model cząsteczki metanu

sp 3 -Stan hybrydyzacji jest charakterystyczny dla atomu, jeśli suma liczby związanych z nim atomów i liczby jego wolnych par elektronów wynosi 4.

Węgiel w stanie hybrydowym sp 3 występuje w prostej substancji – diamencie. Stan ten jest typowy dla atomów C, N, O itd., połączonych z innymi atomami wiązaniami pojedynczymi (atomy sp 3 zaznaczono na czerwono):

Z H4, R C H3, N H3, R N H2, H2 O, R O H, R2 O;

a także aniony takie jak:

R 3 C: - , R O - .

Konsekwencją tetraedrycznej budowy atomu sp 3 jest możliwość istnienia dwóch stereoizomerów optycznych w związku zawierającym taki atom z czterema różnymi podstawnikami (Van't Hoff, Le Bel, 1874).

3.3.2. sp 2 -Hybrydyzacja (płasko-trójkątna).

Jeden S- i dwa P-orbitale mieszają się i tworzą trzy równowartość sp Orbitale 2-hybrydowe położone w tej samej płaszczyźnie pod kątem 120° (zaznaczone na niebiesko). Mogą tworzyć trzy wiązania S. Trzeci R Orbital - pozostaje niezhybrydyzowany i jest zorientowany prostopadle do płaszczyzny położenia orbitali hybrydowych. Ten R-AO uczestniczy w tworzeniu wiązań p.

Dla elementów drugiego okresu proces sp 2-hybrydyzacja zachodzi według następującego schematu:

2s + 2p x + 2p y = 3 (2sp 2) 2p z -AO nie bierze udziału w hybrydyzacji.

Do zobrazowania struktury przestrzennej atomów w stanie sp 2 stosuje się te same techniki, co w przypadku atomów sp 3:

Przejście od orbitalnego modelu atomu w stanie zhybrydyzowanym sp 2 (a) do wzoru przestrzennego (b). Strukturę cząsteczek zawierających atomy sp 2 odzwierciedlają ich modele:

Modele cząsteczki etylenu

sp 2 - Stan zhybrydyzowany jest charakterystyczny dla atomu, jeśli suma liczby atomów z nim związanych i liczby jego wolnych par elektronów jest równa3

Węgiel w stanie hybrydowym sp 2 tworzy substancję prostą grafit. Stan ten jest typowy dla atomów C, N, O, itp. z podwójnym wiązaniem (atomy sp 2 zaznaczono na czerwono):

H 2 C=C H2, H2 C=C HR, R2 C=N R, R- N=N-R, R2 C=O, R- N=O,

jak również dla kationów takich jak

R 3 C+ i wolne rodniki R 3 C · .

Momenty dipolowe cząsteczek

Metoda wiązania walencyjnego opiera się na koncepcji, że każda para atomów w cząsteczce chemicznej jest utrzymywana razem przez jedną lub więcej par elektronów. Te pary elektronów należą do dwóch połączonych atomów i są zlokalizowane w przestrzeni pomiędzy nimi. W wyniku przyciągania jąder związanych atomów do tych elektronów powstaje wiązanie chemiczne.

Nakładające się orbitale atomowe

Opisując budowę elektronową cząstki chemicznej, elektrony, w tym uspołecznione, przypisuje się poszczególnym atomom, a ich stany opisują orbitale atomowe. Rozwiązując równanie Schrödingera, wybiera się przybliżoną funkcję falową tak, aby dawała minimalną energię elektronową układu, czyli największą wartość energii wiązania. Warunek ten zostaje osiągnięty przy największym nakładaniu się orbitali należących do jednego wiązania. Zatem para elektronów łącząca dwa atomy znajduje się w obszarze nakładania się ich orbitali atomowych.

Nakładające się orbitale muszą mieć tę samą symetrię względem osi międzyjądrowej.

Nakładanie się orbitali atomowych wzdłuż linii łączącej jądra atomowe prowadzi do powstania wiązań σ. Możliwe jest tylko jedno wiązanie σ pomiędzy dwoma atomami w cząstce chemicznej. Wszystkie wiązania σ mają symetrię osiową względem osi międzyjądrowej. Fragmenty cząstek chemicznych mogą obracać się wokół osi międzyjądrowej, nie zakłócając stopnia nakładania się orbitali atomowych tworzących wiązania σ. Zbiór ukierunkowanych, ściśle zorientowanych w przestrzeni wiązań σ tworzy strukturę cząstki chemicznej.

Przy dodatkowym nakładaniu się orbitali atomowych prostopadłych do linii wiązania powstają wiązania π.

W rezultacie między atomami powstają wiązania wielokrotne:

Pojedynczy (σ)	Podwójne (σ + π)	Potrójny (σ + π + π)
F-F	O=O	N≡N

Wraz z pojawieniem się wiązania π, które nie ma symetrii osiowej, swobodny obrót fragmentów cząstki chemicznej wokół wiązania σ staje się niemożliwy, gdyż powinien prowadzić do zerwania wiązania π. Oprócz wiązań σ i π możliwe jest utworzenie innego rodzaju wiązania - wiązania δ:

Zwykle takie wiązanie powstaje po tym, jak atomy utworzą wiązania σ i π, jeśli atomy mają D- I F-orbitale poprzez zachodzenie na siebie swoich „płatków” w czterech miejscach jednocześnie. W rezultacie wielość komunikacji może wzrosnąć do 4-5.
Na przykład w jonie oktachlorodirenianu(III) 2- powstają cztery wiązania pomiędzy atomami renu.

Mechanizmy powstawania wiązań kowalencyjnych

Istnieje kilka mechanizmów tworzenia wiązań kowalencyjnych: giełda(równowartość), dawca-akceptor, celownik.

Stosując mechanizm wymiany, za tworzenie wiązań uważa się wynik parowania spinów wolnych elektronów atomów. W tym przypadku nakładają się na siebie dwa orbitale atomowe sąsiadujących atomów, z których każdy jest zajęty przez jeden elektron. Zatem każdy ze związanych atomów przydziela parę elektronów do współdzielenia, tak jakby je wymieniał. Na przykład, gdy cząsteczka trifluorku boru jest utworzona z atomów, trzy orbitale atomowe boru, każdy zawierający jeden elektron, nakładają się na trzy orbitale atomowe trzech atomów fluoru (każdy również zawiera jeden niesparowany elektron). W wyniku parowania elektronów w obszarach nakładania się odpowiednich orbitali atomowych powstają trzy pary elektronów, łączące atomy w cząsteczkę.

Zgodnie z mechanizmem donor-akceptor, orbital z parą elektronów jednego atomu i swobodny orbital innego atomu nakładają się. W tym przypadku para elektronów pojawia się również w obszarze nakładania się. Na przykład zgodnie z mechanizmem donor-akceptor następuje dodanie jonu fluorkowego do cząsteczki trifluorku boru. Pusty R-orbital boru (akceptor pary elektronów) w cząsteczce BF 3 pokrywa się z R-orbital jonu F-, pełniący rolę donora pary elektronów. W powstałym jonie wszystkie cztery kowalencyjne wiązania bor-fluor są równoważne pod względem długości i energii, pomimo różnicy w mechanizmie ich powstawania.

Atomy, których zewnętrzna powłoka elektronowa składa się wyłącznie z S- I R-orbitale mogą być donorami lub akceptorami pary elektronów. Atomy, których zewnętrzna powłoka elektronowa zawiera D-orbitale mogą działać zarówno jako donor, jak i akceptor par elektronów. W tym przypadku rozważa się celowy mechanizm tworzenia wiązania. Przykładem przejawu mechanizmu celownika podczas tworzenia wiązania jest oddziaływanie dwóch atomów chloru. Dwa atomy chloru w cząsteczce Cl 2 tworzą wiązanie kowalencyjne zgodnie z mechanizmem wymiany, łącząc ich niesparowane 3 R-elektrony. Ponadto istnieje nakładanie się 3 R-orbital atomu Cl-1, który ma parę elektronów i wolne 3 D-orbitale atomu Cl-2, a także nakładanie się 3 R-orbital atomu Cl-2, który ma parę elektronów i wolne 3 D-orbitale atomu Cl-1. Działanie mechanizmu celownika prowadzi do wzrostu siły wiązania. Dlatego cząsteczka Cl2 jest silniejsza niż cząsteczka F2, w której wiązania kowalencyjne powstają jedynie w wyniku mechanizmu wymiany:

Hybrydyzacja orbitali atomowych

Przy określaniu kształtu geometrycznego cząstki chemicznej należy wziąć pod uwagę, że pary zewnętrznych elektronów atomu centralnego, w tym te, które nie tworzą wiązania chemicznego, są umieszczone w przestrzeni jak najdalej od siebie.

Rozważając kowalencyjne wiązania chemiczne, często stosuje się koncepcję hybrydyzacji orbitali atomu centralnego - wyrównania ich energii i kształtu. Hybrydyzacja jest formalną techniką stosowaną do kwantowo-chemicznego opisu przegrupowania orbitali w cząstkach chemicznych w porównaniu z wolnymi atomami. Istotą hybrydyzacji orbitali atomowych jest to, że elektron w pobliżu jądra związanego atomu charakteryzuje się nie pojedynczym orbitalem atomowym, ale kombinacją orbitali atomowych o tej samej głównej liczbie kwantowej. Ta kombinacja nazywana jest orbitalem hybrydowym. Z reguły hybrydyzacja wpływa tylko na orbitale atomowe o wyższej i podobnej energii zajmowane przez elektrony.

W wyniku hybrydyzacji powstają nowe orbitale hybrydowe (ryc. 24), które są zorientowane w przestrzeni w taki sposób, aby znajdujące się na nich pary elektronów (lub elektrony niesparowane) były jak najbardziej od siebie oddalone, co odpowiada minimalnej energii odpychania międzyelektronowego. Dlatego rodzaj hybrydyzacji determinuje geometrię cząsteczki lub jonu.

RODZAJE HYBRYDYZACJI

Hybrydyzacja obejmuje nie tylko wiązanie elektronów, ale także pojedyncze pary elektronów. Na przykład cząsteczka wody zawiera dwa kowalencyjne wiązania chemiczne pomiędzy atomem tlenu i dwoma atomami wodoru.

Oprócz dwóch par elektronów wspólnych z atomami wodoru, atom tlenu ma dwie pary elektronów zewnętrznych, które nie biorą udziału w tworzeniu wiązań (samotne pary elektronów). Wszystkie cztery pary elektronów zajmują określone obszary w przestrzeni wokół atomu tlenu.
Ponieważ elektrony odpychają się nawzajem, chmury elektronów są położone jak najdalej od siebie. W tym przypadku w wyniku hybrydyzacji zmienia się kształt orbitali atomowych, są one wydłużane i skierowane w stronę wierzchołków czworościanu. Dlatego cząsteczka wody ma kształt kątowy, a kąt między wiązaniami tlen-wodór wynosi 104,5 o.

Aby przewidzieć rodzaj hybrydyzacji, wygodnie jest go używać mechanizm dawca-akceptor tworzenie wiązania: puste orbitale elementu mniej elektroujemnego nakładają się na orbitale elementu bardziej elektroujemnego, na którym znajdują się pary elektronów. Przy zestawieniu konfiguracji elektronicznych atomów są one brane pod uwagę stany utlenienia- liczba warunkowa charakteryzująca ładunek atomu w związku, obliczona na podstawie założenia o strukturze jonowej substancji.

Aby określić rodzaj hybrydyzacji i kształt cząstki chemicznej, należy postępować w następujący sposób:

Geometria cząstki chemicznej zależy od rodzaju hybrydyzacji.

Obecność wiązań π nie wpływa na rodzaj hybrydyzacji. Jednakże obecność dodatkowego wiązania może prowadzić do zmian kątów wiązania, ponieważ elektrony wiązań wielokrotnych odpychają się silniej. Z tego powodu na przykład kąt wiązania w cząsteczce NO 2 ( sp 2-hybrydyzacja) wzrasta ze 120 o do 134 o.

Krotność wiązania azot–tlen w tej cząsteczce wynosi 1,5, gdzie jeden odpowiada jednemu wiązaniu σ, a 0,5 jest równe stosunkowi liczby orbitali atomu azotu nie biorących udziału w hybrydyzacji (1) do liczby pozostałych aktywnych par elektronów na atomie tlenu tworzących wiązania π (2). Obserwuje się zatem delokalizację wiązań π (wiązania zdelokalizowane to wiązania kowalencyjne, których krotności nie można wyrazić liczbą całkowitą).

Na wszelki wypadek sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 D 2 hybrydyzacje wierzchołków w wielościanie opisujące geometrię cząstki chemicznej są równoważne, dlatego dowolne z nich mogą zajmować wiązania wielokrotne i wolne pary elektronów. Jednakże sp 3 D-odpowiedzi hybrydyzacyjne bipiramida trygonalna, w którym kąty wiązań dla atomów znajdujących się u podstawy piramidy (płaszczyzna równikowa) wynoszą 120 o, a kąty wiązań atomów znajdujących się na wierzchołkach bipiramidy wynoszą 90 o. Eksperyment pokazuje, że samotne pary elektronów zawsze znajdują się w płaszczyźnie równikowej bipiramidy trygonalnej. Na tej podstawie stwierdza się, że wymagają one więcej wolnej przestrzeni niż pary elektronowe biorące udział w tworzeniu wiązania. Przykładem cząstki z takim układem wolnej pary elektronów jest tetrafluorek siarki (ryc. 27). Jeśli atom centralny jednocześnie posiada wolne pary elektronów i tworzy wiązania wielokrotne (np. w cząsteczce XeOF 2), to w przypadku sp 3 D-hybrydyzacja, znajdują się w płaszczyźnie równikowej bipiramidy trygonalnej (ryc. 28).

Momenty dipolowe cząsteczek

Idealne wiązanie kowalencyjne istnieje tylko w cząstkach składających się z identycznych atomów (H2, N2 itp.). Jeśli między różnymi atomami powstaje wiązanie, wówczas gęstość elektronów przesuwa się do jednego z jąder atomowych, to znaczy następuje polaryzacja wiązania. Polarność wiązania charakteryzuje się momentem dipolowym.

Moment dipolowy cząsteczki jest równy sumie wektorów momentów dipolowych jej wiązań chemicznych (biorąc pod uwagę obecność wolnych par elektronów). Jeśli wiązania polarne są ułożone symetrycznie w cząsteczce, wówczas ładunki dodatnie i ujemne znoszą się wzajemnie, a cząsteczka jako całość jest niepolarna. Dzieje się tak na przykład z cząsteczką dwutlenku węgla. Cząsteczki wieloatomowe z asymetrycznym układem wiązań polarnych (a tym samym gęstością elektronów) są na ogół polarne. Dotyczy to w szczególności cząsteczki wody.

Na powstały moment dipolowy cząsteczki może wpływać samotna para elektronów. Zatem cząsteczki NH 3 i NF 3 mają geometrię czworościenną (biorąc pod uwagę samotną parę elektronów). Stopnie jonowości wiązań azot-wodór i azot-fluor wynoszą odpowiednio 15 i 19%, a ich długości wynoszą odpowiednio 101 i 137 µm. Na tej podstawie można stwierdzić, że NF 3 ma większy moment dipolowy. Jednak eksperyment pokazuje coś przeciwnego. Aby dokładniej przewidzieć moment dipolowy, należy wziąć pod uwagę kierunek momentu dipolowego wolnej pary (rys. 29).

Hybrydyzacja– wyrównanie (mieszanie) orbitali atomowych ( S I R) wraz z powstawaniem nowych orbitali atomowych tzw orbitale hybrydowe.

Orbital atomowy jest funkcją opisującą gęstość chmury elektronów w każdym punkcie przestrzeni wokół jądra atomowego. Chmura elektronów to obszar przestrzeni, w którym z dużym prawdopodobieństwem można wykryć elektron

Hybrydyzacja Sp

Występuje, gdy jedna orbita s i jedna p jest mieszanką. Tworzą się dwa równoważne orbitale sp-atomowe, rozmieszczone liniowo pod kątem 180 stopni i skierowane w różnych kierunkach od jądra atomu centralnego. Dwa pozostałe niehybrydowe orbitale p leżą we wzajemnie prostopadłych płaszczyznach i uczestniczą w tworzeniu wiązań π lub zajmują samotne pary elektronów.

Hybrydyzacja Sp2

Hybrydyzacja Sp2

Występuje, gdy mieszają się jeden orbital s i dwa p. Tworzą się trzy orbitale hybrydowe, których osie znajdują się w tej samej płaszczyźnie i są skierowane do wierzchołków trójkąta pod kątem 120 stopni. Niehybrydowy orbital p-atomowy jest prostopadły do ​​płaszczyzny i z reguły bierze udział w tworzeniu wiązań π

W tabeli przedstawiono przykłady zgodności najpowszechniejszych typów hybrydyzacji ze strukturą geometryczną cząsteczek przy założeniu, że w tworzeniu wiązań chemicznych biorą udział wszystkie orbitale hybrydowe (nie ma samotnych par elektronów)

4. Wiązania elektrowalentne, kowalencyjne, donor-akceptor, wiązania wodorowe. Struktura elektronowa wiązań σ i π. Główne cechy wiązania kowalencyjnego: energia wiązania, długość, kąt wiązania, polarność, polaryzowalność.

Jeżeli pomiędzy dwoma atomami lub dwiema grupami atomów zachodzi oddziaływanie elektrostatyczne, prowadzące do silnego przyciągania i powstania wiązania chemicznego, wówczas takie wiązanie nazywa się elektrowalentny lub heteropolarny.

Wiązanie kowalencyjne- wiązanie chemiczne utworzone przez nałożenie się pary chmur elektronów walencyjnych. Chmury elektronów zapewniające komunikację nazywane są wspólną parą elektronów.

Więź dawca-akceptor to wiązanie chemiczne pomiędzy dwoma atomami lub grupą atomów, realizowane przez samotną parę elektronów jednego atomu (donora) i wolny poziom innego atomu (akceptora). Wiązanie to różni się od wiązania kowalencyjnego początkiem wiązania elektronowego.

Wiązanie wodorowe - jest to rodzaj chemicznego oddziaływania atomów w cząsteczce, charakteryzujący się tym, że znaczący udział w nim ma atom wodoru, już połączony wiązaniem kowalencyjnym z innymi atomami

Wiązanie σ jest pierwszym i silniejszym wiązaniem, które powstaje, gdy chmury elektronów nakładają się na siebie w kierunku linii prostej łączącej środki atomów.

Wiązania σ to zwykłe wiązania kowalencyjne pomiędzy atomami węgla i atomami wodoru. Cząsteczki węgli nasyconych zawierają tylko wiązania σ.

Wiązanie π to słabsze wiązanie, które powstaje, gdy płaszczyzny elektronów atomów jądrowych nakładają się

Elektrony wiązania π i σ tracą przynależność do określonego atomu.

Cechy wiązań σ i π: 1) rotacja atomów węgla w cząsteczce jest możliwa, jeśli są one połączone wiązaniem σ; 2) pojawienie się wiązania π pozbawia atom węgla w cząsteczce swobodnej rotacji.

Długość łącza- jest odległością między środkami połączonych atomów.

Kąt wiązania- jest kątem między dwoma wiązaniami, które mają wspólny atom.

Energia komunikacji- energia uwalniana podczas tworzenia substancji chemicznej. scharakteryzowano połączenie i jego wytrzymałość

Biegunowość komunikacja wynika z nierównomiernego rozkładu gęstości elektronów z powodu różnic w elektroujemności atomów. Na tej podstawie wiązania kowalencyjne dzielimy na niepolarne i polarne. Polaryzowalność wiązanie wyraża się przemieszczeniem elektronów wiążących pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego, w tym innej reagującej cząstki. Polaryzowalność jest określona przez ruchliwość elektronów. Polarność i polaryzowalność wiązań kowalencyjnych określa reaktywność cząsteczek w stosunku do odczynników polarnych.

5. Wiązanie jonowe (elektrowalentne) - bardzo silne wiązanie chemiczne utworzone pomiędzy atomami o dużej różnicy elektroujemności, w którym wspólna para elektronów przechodzi preferencyjnie do atomu o wyższej elektroujemności.
Wiązanie kowalencyjne - powstaje w wyniku podziału pary elektronów poprzez mechanizm wymiany, gdy każdy z oddziałujących atomów dostarcza jeden elektron. Wiązanie donor-akceptor (wiązanie koordynacyjne) wiązanie chemiczne pomiędzy dwoma atomami lub grupą atomów, powstające dzięki wolnej parze elektronów jednego atomu (dawcy) i swobodnemu orbitalowi innego atomu (akceptora), np. NH4 Dla wodoru aby wystąpiły wiązania, ważne jest, aby w cząsteczkach substancji znajdowały się atomy wodoru związane z małymi, ale elektroujemnymi atomami, na przykład: O, N, F. Tworzy to zauważalny częściowy ładunek dodatni na atomach wodoru. Z drugiej strony ważne jest, aby atomy elektroujemne miały wolne pary elektronów. Kiedy pozbawiony elektronów atom wodoru jednej cząsteczki (akceptora) oddziałuje z wolną parą elektronów na atomie N, O lub F innej cząsteczki (donora), powstaje wiązanie podobne do polarnego wiązania kowalencyjnego. Różne struktury orbitali molekularnych σ i π określają charakterystyczne cechy wiązań σ i π. Wiązanie 1.σ jest silniejsze niż wiązanie π. Wynika to z bardziej wydajnego osiowego nakładania się AO podczas tworzenia σ-MO i obecności σ-elektronów pomiędzy jądrami. 2. Dzięki wiązaniem σ możliwa jest wewnątrzcząsteczkowa rotacja atomów, gdyż kształt σ-MO pozwala na taki obrót bez zerwania wiązania (patrz animacja. Zdjęcie poniżej)). Obrót wzdłuż wiązania podwójnego (σ + π) jest niemożliwy bez zerwania wiązania π! 3. Elektrony na π-MO, znajdujące się poza przestrzenią międzyjądrową, mają większą ruchliwość w porównaniu do σ-elektronów. Dlatego polaryzowalność wiązania π jest znacznie większa niż wiązania σ.

Charakterystyczne właściwości wiązania kowalencyjnego – kierunkowość, nasycenie, polarność, polaryzowalność – determinują właściwości chemiczne i fizyczne związków.

Kierunek połączenia zależy od struktury molekularnej substancji i kształtu geometrycznego jej cząsteczki. Kąty między dwoma wiązaniami nazywane są kątami wiązania.

Nasycanie to zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby wiązań kowalencyjnych. Liczba wiązań utworzonych przez atom jest ograniczona liczbą jego zewnętrznych orbitali atomowych.

Polaryzacja wiązania wynika z nierównomiernego rozkładu gęstości elektronów w wyniku różnic w elektroujemności atomów. Na tej podstawie wiązania kowalencyjne dzielą się na niepolarne i polarne (niepolarne - cząsteczka dwuatomowa składa się z identycznych atomów (H 2, Cl 2, N 2), a chmury elektronów każdego atomu są rozmieszczone symetrycznie względem tych atomów ; polarny - cząsteczka dwuatomowa składa się z atomów różnych pierwiastków chemicznych, a ogólna chmura elektronów przesuwa się w stronę jednego z atomów, tworząc w ten sposób asymetrię w rozkładzie ładunku elektrycznego w cząsteczce, generując moment dipolowy cząsteczki).

Polaryzowalność wiązania wyraża się przemieszczeniem elektronów wiązania pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego, w tym innej reagującej cząstki. Polaryzowalność jest określona przez ruchliwość elektronów. Polarność i polaryzowalność wiązań kowalencyjnych określa reaktywność cząsteczek w stosunku do odczynników polarnych.

6.Nomenklatura to system reguł pozwalający na nadanie jednoznacznej nazwy każdemu indywidualnemu połączeniu. W medycynie szczególnie ważna jest znajomość ogólnych zasad nazewnictwa, gdyż zgodnie z nimi konstruowane są nazwy wielu leków. Obecnie jest to powszechnie akceptowane Nomenklatura systematyczna IUPAC

Jednak nadal są zachowane i szeroko stosowane (szczególnie w medycynie) trywialny(zwykłe) i półtrywialne nazwy używane jeszcze przed poznaniem struktury substancji. Nazwy te mogą odzwierciedlać naturalne źródła i metody produkcji, w szczególności godne uwagi właściwości i zastosowania. Na przykład laktoza (cukier mleczny) jest izolowana z mleka (od łac. mleko- mleko), kwas palmitynowy - z oleju palmowego, kwas pirogronowy otrzymywany jest w wyniku pirolizy kwasu winogronowego, nazwa gliceryna oddaje jej słodki smak (z gr. glicys- słodki).

Związki naturalne szczególnie często mają banalne nazwy – aminokwasy, węglowodany, alkaloidy, sterydy. Stosowanie niektórych ustalonych trywialnych i półtrywialnych nazw jest dozwolone przez zasady IUPAC. Do takich nazw zalicza się np. „glicerol” oraz nazwy wielu znanych węglowodorów aromatycznych i ich pochodnych.

Racjonalne nazewnictwo węglowodorów nasyconych

W przeciwieństwie do banalnych nazw, opierają się one na strukturze cząsteczek. Nazwy struktur złożonych składają się z nazw bloków rodników związanych z główną, najważniejszą jednostką cząsteczki. Zgodnie z tą nomenklaturą alkany uważa się za pochodne metanu, w których atomy wodoru zastąpiono odpowiednimi. radykałowie. Wybór węgla metanu jest dowolny, zatem jeden związek może mieć kilka nazw. Zgodnie z tą nomenklaturą alkeny zaliczane są do pochodnych etylenu i alkinów-acetylenu.

7. Homologia związków organicznychlub prawo homologów- polega na tym, że substancje o tej samej funkcji chemicznej i tej samej budowie różnią się od siebie Przez ich skład atomowy tylko na nCH2, okazuje się, że są one skonsolidowane we wszystkich innych swoich składach chemicznych. charakteru, a różnica w ich właściwościach fizycznych wzrasta lub ogólnie zmienia się prawidłowo wraz ze wzrostem różnicy w składzie, określonej przez liczbę n grup CH2 takich substancji chemicznych. podobne związki tworzą tzw. szereg homologiczny, którego skład atomowy wszystkich członków można wyrazić ogólnym wzorem zależnym od składu pierwszego członu szeregu i liczby atomów węgla; substancje organiczne o tej samej nazwie, takie jak wyłącznie alkany.

Izomery to związki o tym samym składzie, ale różnej strukturze i właściwościach.

8.JądroIlinia i elektrofIreakcje osobistemint. Odczynniki biorące udział w reakcjach podstawienia dzielą się na nukleofilowe i elektrofilowe. Odczynniki nukleofilowe, czyli nukleofile, dostarczają swoją parę elektronów do utworzenia nowego wiązania i wypierają grupę opuszczającą (X) z cząsteczki RX parą elektronów, które utworzyły stare wiązanie, na przykład:

(gdzie R oznacza rodnik organiczny).

Nukleofile obejmują jony naładowane ujemnie (Hal -, OH -, CN -, NO 2 -, OR -, RS -, NH 2 -, RCOO - itp.), Neutralne cząsteczki z wolną parą elektronów (na przykład H 2 O, NH3, R3N, R2S, R3P, ROH, RCOOH) i metaloorganiczne. Związki R - Me o wystarczająco spolaryzowanym wiązaniu C - Me +, tj. Zdolne do bycia donorami karboanionów R. Reakcje z udziałem nukleofili (podstawienie nukleofilowe) są charakterystyczne głównie dla związków alifatycznych, np. hydroliza (OH -, H 2 O), alkoholiza (RO -, ROH), kwasoliza (RCOO -, RCOOH), aminowanie (NH - 2, NH 3 , RNH 2 itp.), cyjanizacja (CN -) itp.

Odczynniki elektrofilowe, czyli elektrofile, tworząc nowe wiązanie, służą jako akceptory pary elektronów i wypierają grupę opuszczającą w postaci dodatnio naładowanej cząstki. Elektrofile obejmują jony naładowane dodatnio (na przykład H +, NO 2 +), cząsteczki obojętne z niedoborem elektronów, na przykład SO 3 i cząsteczki silnie spolaryzowane (CH 3COO - Br + itp.), A szczególnie skutecznie osiąga się polaryzację przez kompleksowanie ze współczynnikami Lewisa (Hal + - Hal - A, R + - Cl - A, RCO + - Cl - A, gdzie A = A1C1 3, SbCl 5, BF 3 itd.). Reakcje z udziałem elektrofilów (podstawienie elektrofilowe) obejmują najważniejsze reakcje węglowodorów aromatycznych (np. nitrowanie, halogenowanie, sulfonowanie, reakcja Friedela-Craftsa):

(E + = Hal +, NO + 2, RCO +, R + itd.)

W niektórych układach reakcje z udziałem nukleofili przeprowadza się w szeregu aromatycznym, a reakcje z udziałem elektrofilów w szeregu alifatycznym (najczęściej w szeregu związków metaloorganicznych).

53. oddziaływanie związków okso ze związkami metaloorganicznymi (keton lub aldehyd plus metaloorganiczny)

Reakcje te są szeroko stosowane do wytwarzania alkoholi. Gdy do formaldehydu dodaje się odczynnik Grignarda (R-MgX), powstaje alkohol pierwszorzędowy, aldehydy drugorzędowe tworzą się z innymi aldehydami, a alkohole trzeciorzędowe powstają z ketonami.