Йод способ перекрывания орбиталей

Гибридизация атомных орбиталей

Типы связей в молекулах органических веществ. Гибридизация атомных орбиталей углерода. Радикал. Функциональная группа.

Типы связей в молекулах органических веществ

Одна из характеристик химических связей — тип перекрывания орбиталей атомов в молекуле.
По характеру перекрывания различают σ-(сигма) и π‑(пи) связи.

σ-Связь — это связь, в которой перекрывание орбиталей происходит вдоль оси, соединяющей ядра атомов.

σ-Связь может быть образована любыми типами орбиталей (s, p, d, гибридизованными).

σ-Связь — это основная связь в молекуле, которая преимущественно образуется между атомами.

Между двумя атомами возможна только одна σ-связь.

π-Связь — это связь, в которой перекрывание орбиталей происходит в плоскости, перпендикулярной оси, соединяющей ядра атомов, сверху и снизу от оси связи.

π-Связь образуется при перекрывании только р- (или d) орбиталей, перпендикулярных линии связи и параллельных друг другу.

π-Связь является дополнительной к σ-связи, она менее прочная и легче разрывается при химических реакциях.

Одинарная связь С–С, С–Н, С–О	Двойная связь С=С, С=О	Тройная связь С≡С, С≡N
σ-связь	σ-связь + π-связь	σ-связь + две π-связи

Гибридизация атомных орбиталей углерода

Электронная формула атома углерода в основном состоянии:

+6С 1s 2 2s 2 2p 2

+6С 1s 2s 2p

В возбужденном состоянии: один электрон переходит с 2s-подуровня на 2р-подуровень.

+6С * 1s 2 2s 1 2p 3

+6С * 1s 2 2s 1 2p 3

Таким образом, в возбужденном состоянии углерод содержит четыре неспаренных электрона, может образовать четыре химические связи и проявляет валентность IV в соединениях.

При образовании четырех химических связей атомом углерода происходит гибридизация атомных орбиталей.

Гибридизация атомных орбиталей — это выравнивание электронной плотности атомных орбиталей разного типа с образованием новых, молекулярных орбиталей, форма и энергия которых одинаковы.

В гибридизацию вступают атомные орбитали с небольшой разницей в энергии (как правило, орбитали одного энергетического уровня). В зависимости от числа и типа орбиталей, участвующих в гибридизации, для атома углерода возможны sp 3 , sp 2 и sp-гибридизация.

sp 3 -Гибридизация

В sp 3 -гибридизацию вступают одна s-орбиталь и три p-орбитали. При этом образуются четыре sp 3 -гибридные орбитали:

Изображение с портала orgchem.ru

Четыре sp 3 -гибридные орбитали атома углерода взаимно отталкиваются, и располагаются в пространстве так, чтобы угол между орбиталями был максимально возможным.

Поэтому четыре гибридные орбитали углерода в состоянии sp 3 -гибридизации направлены в пространстве под углом 109 о 28’ друг к другу, что соответствует тетраэдрическому строению.

Например, в молекуле метана CH4 атомы водорода располагаются в пространстве в вершинах тетраэдра, центром которого является атом углерода. Валентный угол Н–С–Н в метане равен 109 о 28’

Молекулам линейных алканов с большим числом атомов углерода соответствует зигзагообразное расположение атомов углерода.

Например, пространственное строение н-бутана

sp 2 -Гибридизация

В sp 2 -гибридизацию вступают одна s-орбиталь и две p-орбитали. Одна p-орбиталь не гибридизуется:

Три sp 2 -гибридные орбитали атома углерода взаимно отталкиваются, и располагаются в пространстве так, чтобы угол между орбиталями был максимально возможным.

Поэтому три sp 2 -гибридные орбитали атома углерода направлены в пространстве под углом 120 о друг к другу, что соответствует плоскому строению (треугольник).

При этом негибридная р-орбиталь располагается перпендикулярно плоскости, в которой расположены три гибридные sp 2 — орбитали.

Изображение с портала orgchem.ru

Например, молекула этилена C2H4 имеет плоское строение. Сигма-связь между атомами углерода образуется за счет перекрывания sp 2 -гибридных орбиталей. Пи-связь между атомами углерода образуется за счет перекрывания негибридных р-орбиталей.

Модель молекулы этилена:

sp-Гибридизация

В sp-гибридизацию вступают одна s-орбиталь и одна p-орбиталь. Две p-орбитали не вступают в гибридизацию:

Две sp-гибридные орбитали атома углерода направлены в пространстве под углом 180 о друг к другу, что соответствует линейному строению.

Изображение с портала orgchem.ru

При этом две р-орбитали располагаются перпендикулярно друг другу и перпендикулярно линии, на которой расположены гибридные орбитали.

Например, молекула ацетилена имеет линейное строение.

Добавить комментарий Отменить ответ

Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте, как обрабатываются ваши данные комментариев.

Источник

Способы перекрывания атомных орбиталей

Существует два способа перекрывания АО, приводящих к образованию ковалентной связи: осевое и боковое.

Осевое или аксиальное перекрывание АО осуществляется вдоль линии (оси), соединяющей ядра взаимодействующих атомов. Максимум перекрывания находится на этой прямой. В результате такого взаимодействия АО образуются s (сигма)-связи. Подобным образом могут перекрываться s- и p-орбитали.

Возможны три варианта образования s-связей.

1. Перекрываются s-орбитали двух атомов, образуется s,s-s-связь. Примером такой связи является ковалентная связь в молекуле водорода (рис. 15-а).

2. s-Орбиталь одного атома перекрывается с р-орбиталью другого. Образуется s,p-s-связь (рис. 15-б). В качестве примера можно привести ковалентную связь в молекуле фтороводорода.

3. Перекрываются две р-орбитали разных атомов. Образуется р,р-s-связь (рис. 15-в). Связывание происходит только при перекрывании «+» долей обеих р-орбиталей. Такой способ перекрывания лежит в основе образования s-связи между атомами азота в молекуле N2 или атомами кислорода в молекуле О2.

Осевое перекрывание является глубоким, поэтому при образовании s-связи выделяется достаточно большое количество энергии, что делает связь прочной.

s-Связь характеризуется цилиндрической или ротационной симметрией. Вокруг неё возможно свободное вращение, т.к. при этом не изменяется степень перекрывания АО, а следовательно, и энергия связи.

Боковое или латеральное перекрывание р-орбиталей приводит к образованию p-связей. Оно происходит лишь при наличии между атомами s-связи и возникает в том случае, когда оси взаимодействующих орбиталей располагаются параллельно друг другу и перпендикулярно линии s-связи (рис. 16). При латеральном взаимодействии р-орбиталей электронная плотность концентрируется выше и ниже плоскости s-связи, которая для p-связи является узловой поверхностью.

Боковое перекрывание р-орбиталей является менее глубоким, чем осевое, поэтому прочность p-связей ниже, чем s-связей.

Кратные связи, встречающиеся в молекулах многих соединений являются сочетаниями s- и p-связей. Вращение вокруг p-связи не возможно без её разрыва, поэтому для ненасыщенных соединений характерно существование цис- и транс-изомеров.

Источник

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. Гибридизация электронных орбиталей и геометрия молекул.
статья по химии по теме

Скачать:

Вложение	Размер
himicheskaya_svyaz_doklad.docx	23.23 КБ

Предварительный просмотр:

Гибридизация электронных орбиталей и геометрия молекул.

В обычных условиях только атомы инертных газов бесконечно долго могут находиться в состоянии одноатомного газа. Атомы всех остальных элементов путем химического взаимодействия образуют молекулы простых и сложных веществ. К настоящему времени их известно более 10 миллионов. При переходе от атомного к молекулярному состоянию происходит выделение энергии, и атом, входящий в состав молекулы, переходит в наиболее устойчивое состояние.

Понижение энергии при переходе от атомного состояния к молекулярному связано с заполнением электронами свободных орбиталей внешнего электронного уровня до определенного устойчивого состояния. Состояние электронной завершенности атомы могут достичь различными путями. В результате чего исторически сложились различные виды химической связи.

Считается, что впервые теорию ковалентной связи сформулировал американский химик Льюис 1916г, хотя сходные идеи ранее встречались в работах русского ученого Морозова в 1907г.

Льюис исходил из предположения, что атомы могут достичь своей завершенности путем образования общих с другими атомами электронных пар. Для образования ОЭП каждый атом должен предоставить по одному не спаренному электрону. Электроны ОЭП должны принадлежать обоим взаимодействующим атомам. Химическую связь, осуществляемую за счет образования ОЭП называют ковалентной.

Классификация ковалентной связи

1.Механизм образования общих электронных пар может быть обменный или донорно-акцепторный.

Обменный механизм действует, когда атом образует общие электронные пары за счет объединения не спаренных электронов.

H 2 — перекрывание электронов S-S орбиталей

HCL- перекрывание электронов S-P орбиталей

CL 2- перекрывание электронов р-р орбиталей

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи основан на предоставлении не поделенной электронной пары(донор) одного атома и свободной орбитали (акцептора) другого атома. Классический пример образование иона аммония.

2.По способу перекрывания электронных орбиталей = сигма и пи связи.

Сигма – перекрывание вдоль линии, соединяющей ядра атомов, прочная связь.

Пи – боковое перекрывание р -орбиталей в двух областях, менее прочная, чем сигма.

3. По числу общих электронных пар, связывающих атомы, т.е. по кратности:

4. По степени смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими атомов.

Разновидность ковалентной связи, образованной одинаковыми атомами, называют неполярной , а образованной разными атомами – полярной.

Для оценки степени полярности наряду с другими чаще используют характеристику, называемую электроотрицательностью (ЭО).

ЭО — способность атома притягивать к себе валентные электроны других атомов. ЭО не может быть выражена в единицах каких-либо физических величин, поэтому для ее количественного определения предложена шкала относительных ЭО, разработанная ученым Полингом. (ЭО величина безразмерная)

Значения ЭО элементов по Полингу

Водород и типичные неметаллы расположены в центре шкалы , их значения ЭО близки к 2. Большинство Ме имеют значения ЭО, приблизительно равные1,7, или меньше.

Шкала позволяет оценить полярность связи. Разность ЭО элементов позволяет определить % принадлежность к типу химической связи.

Если разность ЭО =1,7, то характер связи на 50% ковалентный, на 50% ионный

Связи с разностью ЭО больше 1,7 считаются ионными

Связи с разностью ЭО меньше 1,7 считаются ковалентными полярными.

ИОННАЯ связь — крайний случай ковалентной — полярной связи.

Возникает между атомами типичных Ме и типичных Неме.

Ионная связь – электростатическое притяжение между ионами, образованными путем полного смещения электронной пары к одному из атомов.

Ионы можно представить как заряженные шары, силовые поля которых равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве. Поэтому каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении.

Ионная связь в отличии от ков.полярной характеризуется ненаправленностью.

Взаимодействие друг с другом 2-х ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компетенции их силовых полей. В силу этого у них сохраняется способность притягивать ионы противоположного знака и по другим направлениям. Следовательно, ионная связь ненасыщенная.

1)Ионные соединения представляют собой твердые, прочные тугоплавкие вещества с высокой температурой плавления. (галогениды щелочных металлов, гидроксиды, соли кислородсодержащих солей, др.электролиты)

2)Вещества с ковалентной связью характеризуются кристаллической решеткой двух типов:

Атомной- алмаз, графит, кварц

Молекулярной – в обычных условиях газы, легколетучие жидкости , твердые возгоняющиеся вещества — (хлор, вода, йод, сухой лед, углекислый газ)

-связь в металлах и сплавах, которую выполняют относительно свободные электроны между ионами металлов в металлической кристаллической решетке. Такая связь ненаправленная, ненасыщенная, характеризуется небольшим числом валентных электронов и большим числом свободных орбиталей.

Наличием Ме связи обусловлены физические свойства Ме и сплавов: твердость, электропроводность, теплопроводность, ковкость, пластичность, металлический блеск.

Вещества с Металлической связью имеют металлическую кристаллическую решетку.

— Атом водорода, связанный ковалентной связью с атомами фтора, кислорода, азота (реже хлора и серы) способен к образованию дополнительной связи, называемой водородной.

Возможность образования ВС может быть объяснена тем, что атом Н обладает рядом характеристик:

— малым размером и большой проникающей способностью;

— имеет значительный положительный заряд, обеспечивающий электростатическое притяжение;

— имеет частично свободную электронную орбиталь, обеспечивающую частично донорно-акцепторное взаимодействие.

Считается, что ВС представляет совокупность электростатического притяжения атомов водорода с атомами, несущими отрицательный заряд.

ВС на порядок слабее обычной КС и зависит главным образом от ЭО атомов, с которыми связан атом водорода.

ВС оказывает заметное влияние на физические, химические и биологически активные свойства веществ. Аммиак, вода, фтороводород обладают более высокими температурами плавления и кипения, чем их аналоги с большей молекулярной массой.

Плавиковая кислота, электролит средней силы, одноосновная кислота, способная образовывать кислые соли

2HF +KOH= KHF 2 + H 2 O

ВС оказывает влияние на структуру и свойства природных биополимеров, углеводов, белков, нуклеиновых кислот. Наличием прочных ВС можно объяснить уникальную линейную механическую прочность целлюлозы, устойчивость вторичных, третичных белковых макромолекул.

Природа химической связи уникальна, характеризуется определенным единством.

Различные типы связей могут содержаться в одних и тех же веществах:

Источник