Пи связь имеется в молекуле. Одиночные и кратные связи

93. Освобождение от уголовной ответственности в связи с примирением с потерпевшим и в связи с изменением обстановки Освобождение от уголовной ответственности в связи с примирением с потерпевшим по законодательству, действовавшему до введения в действие УК 1996 г.,

7.5. Разбор конкретной ситуации «Проведение совещания в компании „Сигма“

7.5. Разбор конкретной ситуации «Проведение совещания в компании „Сигма“ Цель.Отработка навыков анализа организационной культуры на конкретном примере. Задание.Ознакомьтесь с приведенной ниже ситуацией и ответьте на следующие вопросы.1. Как вы оцениваете уровень

14. Основные характеристики ковалентной связи. Длина и энергия связи. Насыщаемость и направленность. Кратность связи. Сигма - и пи- связи.

- Химическая связь, осуществляемая общими электронными, парами называется атомной или ковалентной. Каждая ковалентная химическая связь имеет определенные качественные или количественные характеристики. К ним относятся:

Длина связи

Энергия связи

Насыщаемость

Направленность связи

Полярность связи

Кратность связи

- Длина связи – расстояние между ядрами связанных атомов. Она зависит от размеров атомов и от степени перекрывания их электронных оболочек. Длина связи определяется порядком связи: чем выше порядок связи, тем меньше ее длина.

Энергия связи – это энергия, которая выделяется при образовании молекулы из одиночных атомов. Она выражается обычно в Дж/моль (или кал/моль). Энергия связи определяется порядком связи: чем больше порядок связи, тем больше ее энергия. Энергия связи является мерой её прочности. Её величина определяется работой, необходимой для разрушения связи, или выигрышем в энергии при образовании вещества из отдельных атомов. Более устойчива та система, которая содержит меньше энергии. Для двухатомных молекул энергия связей равна энергии диссоциации, взятой с обратным знаком. Если в молекуле соединяются более 2-х различных атомов, то средняя энергия связи не совпадает с величиной энергии диссоциации молекулы. Энергии связей в молекулах, состоящих из одинаковых атомов, уменьшаются по группам сверху вниз. По периоду энергии связей растут.

- Насыщаемость – показывает, сколько связей может образовывать данный атом с другими за счет общих электронных пар. Она равна числу общих электронных пар, которыми данный атом соединен с другими. Насыщаемость ковалентной связи – это способность атома участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей.

Направленность – это определенное взаимное расположение связывающих электронных облаков. Она приводит к определенному расположению в пространстве ядер химически связанных атомов. Пространственная направленность ковалентной связи характеризуется углами между образуемыми связями, которые носят название валентных углов.

- Кратность связи. Определяется количеством электронных пар, участвующих в связи между атомами. Если связь образуется более чем одной парой электронов, то она называется кратной. С увеличением кратности связи увеличивается энергия и уменьшается длина связи. В молекулах с кратной связью отсутствует вращение вокруг оси.

- Сигма - и пи-связи . Химическая связь обусловлена перекрыванием электронных облаков. Если это перекрывание происходит вдоль линии, соединяющей ядра атомов, то такая связь называется сигма-связью. Она может быть образована за счет s-s электронов, p-p электронов, s-p электронов. Химическая связь, осуществляемая одной электронной парой, называется одинарной. Одинарные связи – это всегда сигма-связи. Орбитали типа s образуют только сигма-связи. Но известно большое количество соединений, в которых есть двойные и даже тройные связи. Одна из них – сигма-связь, а другие называются пи-связями. При образовании таких связей перекрывание электронных облаков возникает в двух областях пространства, симметричных межъядерной оси.

15. Гибридизация атомных орбиталей на примере молекул: метана, хлорида алюминия, хлорида бериллия. Валентный угол и геометрия молекулы. Метод молекулярных орбиталей (МО ЛКАО). Энергетические диаграммы гомо- и гетеро-ядерных молекул (N 2, Cl 2, NH 3, Be 2).

- Гибридизация. Новый набор смешанных орбиталей носит название гибридных орбиталей, а сам прием смешивания называется гибридизацией атомных орбиталей.

Смешение одной s- и одной p-орбитали, как в BeCl2, называется sp-гибридизацией. В принципе, возможна гибридизация s-орбитали не только с одной, но и с двумя, тремя или нецелым числом p-орбиталей, так же, как и гибридизация с участием d-орбиталей.

Рассмотрим линейную молекулу BeCl2. Атом бериллия в валентном состоянии способен к образованию двух связей за счет одного s- и одного p-электрона. Очевидно, что при этом должны получиться две разные по длине связи с атомами хлора, так как радиальное распределение этих электронов различно. Реальная же молекула BeCl2 симметрична и линейна, в ней две связи Ве-Сl совершенно одинаковы. Это значит, что они обеспечиваются одинаковыми по своему состоянию электронами, т.е. здесь атом бериллия в валентном состоянии имеет уже не один s- и один p-электрон, а два электрона, находящихся на орбиталях, образованных «смешением» s- и p-атомных орбиталей. Молекула метана будет иметь sp3-гибридизацию, а молекула хлорида алюминия – sp2-гибридизацию.

Условия устойчивости гибридизации:

1) По сравнению с исходными орбитальными атомами, гибридные орбитали должны более плотно перекрываться.

2) В гибридизации принимают участие атомные орбитали, близкие по уровню энергии, следовательно, устойчивые гибридные орбитали должны образовываться в левой части периодической системы.

- МО ЛКАО . Молекулярные орбитали можно рассматривать как линейную комбинацию атомных орбиталей. Молекулярные орбитали должны иметь определенную симметрию. При заполнении электронами атомных орбиталей необходимо учитывать правила:

1. Если атомная орбиталь – некоторая функция, являющаяся решением Уравнения Шредингера и описывающая состояние электрона в атоме, метод МО так же является решением уравнения Шредингера, но для электрона в молекуле.

2. Молекулярная орбиталь находится в результате сложения или вычитания атомных орбиталей.

3. Молекулярные орбитали и их число равны сумме атомных орбиталей реагирующих атомов.

Если решение для молекулярных орбиталей получено в результате сложения функций атомных орбиталей, то энергия молекулярных орбиталей будет ниже, чем энергия исходных атомных орбиталей. И такая орбиталь называется связывающей орбиталью.

В случае вычитания функций молекулярная орбиталь имеет большую энергию, и она называется разрыхляющей .

Имеются сигма- и пи-орбитали. Они заполняются согласно правилу Хунда.

Число связей (порядок связи) равно разности между общим числом электронов, находящихся на связывающей орбитали, и числом электронов, находящихся на разрыхляющей орбитали, деленной на 2.

В методе МО применяются энергетические диаграммы:

16. Поляризация связи. Дипольный момент связи. Характеристики взаимодействующих атомов: потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Степень ионности связи.

- Дипольный момент - физическая величина, характеризующая электрические свойства системы заряженных частиц. В случае диполя (две частицы с разноимёнными зарядами) электрический дипольный момент равен произведению положительного заряда диполя на расстояние между зарядами и направлен от отрицательного заряда к положительному. Дипольный момент химической связи обусловлен смещением электронного облака в сторону одного из атомов. Связь называется полярной, если соответствующий дипольный момент существенно отличается от нуля. Возможны случаи, когда отдельные связи в молекуле полярны, а суммарный дипольный момент молекулы равен нулю; такие молекулы называются неполярными (напр., молекулы СО 2 и CCl 4). Если же дипольный момент молекулы отличен от нуля, молекула называется полярной. Например, молекула Н 2 О. Порядок величины дипольного момента молекулы определяется произведением заряда электрона (1,6.10 -19 Кл) на длину химической связи (порядка 10 -10 м).

Химическая природа элемента обуславливается способностью его атома терять и приобретать электроны. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону.

- Энергией ионизации атома называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома. Она выражается в килоджоулях на моль. Для многоэлектронных атомов энергии ионизации Е1, Е2, Е3, …, Еn соответствуют отрыву первого, второго и т.д. электронов. При этом всегда E1

- Сродство атома к электрону – энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому с превращением его в отрицательный ион. Сродство атома к электрону выражают в кДж/моль. Сродство к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации отрицательно заряженного иона и зависит от электронной конфигурации атома. Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы 7 группы. Сродства к электрону не проявляют атомы с конфигурацией s2 (Be, Mg, Ca) и s2p6(Ne, Ar, Kr) или наполовину заполненные p-подслоем (N, P, As).

- Электроотрицательность - усредненная характеристика способности атома, находящегося в соединении, притягивать электрон. При этом пренебрегают разницей в состояниях атомов в различных соединениях. В отличие от потенциала ионизации и сродства к электрону, ЭО – не строго определенная физическая величина, а полезная условная характеристика. Наиболее электроотрицательный элемент – фтор. ЭО зависит от энергии ионизации и сродства к электрону. Согласно одному из определений ЭО атома может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону. Элементу нельзя приписать постоянную ЭО. Она зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния элемента, типа соединения, в которое он входит, и пр.

17. Поляризационная способность и поляризующее действие. Объяснение некоторых физических свойств веществ с точки зрения этой теории.

- Теория поляризации рассматривает все вещества чисто ионные. В отсутствие внешнего поля все ионы имеют сферическую форму. При сближении ионов поле катиона влияет на поле аниона, и они деформируются. Поляризация ионов – смещение внешнего электронного облака ионов относительно их ядра.

Поляризация состоит из двух процессов:

поляризуемость иона

поляризующее действие на другой ион

Поляризуемость иона – мера способности электронного облака иона к деформации под влиянием внешнего электрического поля.

Закономерности поляризуемости ионов:

Анионы поляризуются сильнее, чем катионы. Избыточная электронная плотность приводит к большой диффузности, рыхлости электронного облака.

Поляризуемость изоэлектронных ионов увеличивается с уменьшением положительных увеличением отрицательных зарядов. Изоэлектронные ионы имеют одинаковую конфигурацию.

У многозарядных катионов заряд ядра намного превышает число электронов. Это уплотняет электронную оболочку, она стабилизируется, поэтому такие ионы подвержены деформации в меньшей степени. Поляризуемость катионов уменьшается при переходе от ионов с внешней электронной оболочкой, заполненной 18 электронами, к незаполненной, и далее к ионам благородного газа. Это связано с тем, что для электронов одного периода d-электронная оболочка более диффузна по сравнению с s- и p-электронными оболочками, т.к. d-электроны проводят больше времени у ядра. Поэтому d-электроны сильнее взаимодействуют с окружающими анионами.

Поляризуемость ионов – аналогов возрастает с увеличением числа электронных слоев. Труднее всего поляризуемость происходит у малых по размеру и многозарядных катионов, с электронной оболочкой благородных газов. Такие катионы называют жесткими. Легче всего поляризуются объемные многозарядные анионы и малозарядные объемные катионы. Это мягкие ионы.

- Поляризующее действие . Зависит от зарядов, размеров и строения внешнего электронного слоя.

1. Поляризующее действие катиона увеличивается с увеличением его заряда и уменьшением радиуса. Максимальное поляризующее действие характерно ля Катонов с малыми радиусами и большими зарядами, поэтому они образуют соединения ковалентного типа. Чем больше заряд, тем больше поляризующая связь.

2. Поляризующее действие катионов увеличивается при переходе о ионов с s-электронным облаком к неполному и к 18-электронному. Чем больше поляризующее действие катиона, тем больший вклад ковалентной связи.

- Применение теории поляризации для объяснения физических свойств :

Чем больше поляризуемость аниона (поляризующее действие катиона), тем более вероятно, что он образует ковалентную связь. Поэтому температура кипения и плавления у соединений с ковалентной связью будет меньше, чем у соединений ионной связью. Чем больше ионность связи, тем выше температура плавления и кипения.

Деформация электронной оболочки оказывает влияние на возможность отражать или поглощать световые волны. Отсюда с позиции теории поляризации можно объяснить окраску соединений: белое – все отражает; черное – поглощает; прозрачное – пропускает. Это связано: если оболочка деформирована, то квантовые уровни электронов сближаются, уменьшая энергетический барьер, поэтому для возбуждения требуется малая энергия. Т.к. поглощение связано с возбуждением электронов, т.е. с переходом их на высоколежащие уровни, то при наличии высокой поляризации уже видимый свет может возбуждать внешние электроны и вещество окажется окрашенным. Чем выше заряд аниона, тем меньше интенсивность окраски. Поляризующее действие оказывает влияние на реакционную способность соединений, поэтому для многих соединений соли кослород-содержащих кислот более устойчивы, чем сами соли. Самое большое поляризующее действие у d-элементов. Чем больше заряд, тем больше поляризующее действие.

18. Ионная связь как предельный случай ковалентной полярной связи. Свойства веществ с различным типом связи.

Природу ионной связи можно объяснить электростатическим взаимодействием ионов. Способность элементов образовывать простые ионы обусловлено структурой их атомов. Катионы легче всего образуют элементы с малой энергией ионизации, щелочные и щелочноземельные металлы. Анионы легче всего образуются p-элементами 7 группы, вследствие их высокого сродства к электрону.

Электрические заряды ионов обуславливают их притяжение и отталкивание. 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 отличие от ковалентной, характеризуется ненаправленностью.

Взаимодействие друг с другом ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. В силу этого, они сохраняют способность притягивать ионы и по другим направлениям. Следовательно, в отличие от ковалентной, ионная связь характеризуется ненасыщаемостью.

19.Металлическая связь. Сходство и различие с ионной и ковалентной связями

Металлическая связь – такая связь, в которой электроны каждого отдельного атома принадлежат всем атомам, находящемся в контакте. Разность энергии «молекулярных» орбиталей в такой связи мала, поэтому электроны легко могут переходить с одной «молекулярной» орбитали на другую и, следовательно, двигаться в объёме металла.

Металлы отличаются от других веществ высокой электрической проводимостью и теплопроводностью. В обычных условиях являются кристаллическими веществами (за исключением ртути) с высокими координационными числами атомов. В металле число электронов значительно меньше числа орбиталей, поэтому электроны могут переходить из одной орбитали в другую. Атомы металлов характеризуются высокой энергией ионизации – валентные электроны слабо удерживаются в атоме, т.е. легко перемещаются в кристалле. Возможность перемещения электронов по кристаллу определяет электрическую проводимость металлов.

Таким образом, в отличие от ковалентных и ионных соединений, в металлах большое число электронов одновременно связывают большое число атомных ядер, а сами электроны могут перемещаться в металле. Иначе говоря, в металлах имеет место сильно делокализованная химическая связь. Металлическая связь имеет определенное сходство с ковалентной, поскольку основана на обобществлении валентных электронов. Однако в образовании ковалентной связи участвуют валентные электроны только двух взаимодействующих атомов, в то время как при образовании металлической связи в обобществлении электронов принимают участие все атомы. Именно поэтому металлическая связь не обладает пространственной направленностью и насыщаемостью, что во многом определяет специфические свойства металлов. Энергия металлической связи в 3-4 раза меньше значений энергии ковалентной связи.

20. Водородная связь. Межмолекулярная и внутримолекулярная. Механизм образования. Особенности физических свойств веществ с водородной связью. Примеры.

- Водородная связь является особым видом химической связи. Она характерна для соединений водорода с наиболее электроотрицательными элементами(фтор, кислород, азот и в меньшей степени хлор и сера).

Водородная связь очень распространена и играет важную роль при ассоциации молекул, в процессах кристаллизации, растворения, образования кристаллогидратов и др. Например, в твердом, жидком и даже в газообразном состоянии молекулы фторида водорода соединены в зигзагообразной цепочке, что обусловлено именно водородной связью.

Особенность его в том, что атом водорода, входящий в состав одной молекулы, образует вторую, более слабую связь с атомом в другой молекуле, в результате чего обе молекулы объединяются в комплекс. Характерной чертой такого комплекса является так называемый водородный мостик – А – Н...В– . Расстояние между атомами в мостике больше, чем между атомами в молекуле. Первоначально водородная связь трактовалась как электростатическое взаимодействие. В настоящее время пришли к выводу, что большую роль в водородной связи играет донорно-акцепторное взаимодействие. Водородная связь образуется не только между молекулами различных веществ, но и в молекулах одного и того же вещества H2O, HF, NH3 и др. Это объясняет и отличие свойств этих веществ по сравнению с родственными соединениями. Известна водородная связь внутри молекул, особенно в органических соединениях. Образованию ее способствует наличие в молекуле акцепторной группы А-Н и донорной группы В-R. В молекуле А-Н в качестве А выступает наиболее электроотрицательный элемент. Образование водородной связи в полимерах, например, в пептидах, приводит к спиральной структуре. Подобные структуры имеет и ДНК – дезоксирибонуклеиновая кислота – хранитель кода наследственности. Водородные связи не прочные. Они легко возникают и разрываются при обычной температуре, что весьма важно в биологических процессах. Известно, что соединения водорода с сильно электроотрицательными неметаллами имеют аномально высокие температуры кипения.

Межмолекулярное взаимодействие. Силы притяжения между насыщенными атомами и молекулами крайне слабы по сравнению с ионными и ковалентными связями. Вещества, в которых молекулы удерживаются крайне слабыми силами, чаще являются газами при температуре 20 градусов, и во многих случаях их точки кипения очень низки. Существование таких слабых сил было обнаружено Ван-дер-Ваальсом. Существование таких сил в системе можно объяснить:

1. Наличие у молекулы постоянного диполя. В этом случае в результате простого электростатического притяжения диполей возникают слабые силы взаимодействия – диполь-дипольные(H2O, HCl, CO)

2. Дипольный момент очень мал, но при взаимодействии с водой может образовываться индуцированный диполь, который возникает в результате полимеризации молекул диполями окружающих молекул. Это эффект может накладываться на диполь-дипольное взаимодействие и увеличивать притяжение.

3. Дисперсионные силы. Эти силы действуют между любыми атомами и молекулами независимо от их строения. Это понятие ввел Лондон. Для симметричных атомов единственно действующие силы – это Лондонские силы.

21. Агрегатные состояния вещества: твердое, жидкое, газообразное. Кристаллическое и аморфное состояния. Кристаллические решетки.

- В обычных условиях атомы, ионы и молекулы не существуют индивидуально. Он всегда составляют только части более высокой организации вещества, практически участвующего в химических превращениях – так называемого агрегатного состояния. В зависимости от внешних условий все вещества могут находиться в разных агрегатных состояниях – в газовом, жидком, твердом. Переход из одного агрегатного состояния в другое не сопровождается изменением стехиометрического состава вещества, но обязательно связан с большим или меньшим изменением его структуры.

Твердое состояние – это такое состояние, в котором вещество имеет собственный объем и собственную форму. В твердых телах силы взаимодействия между частицами очень велики. Практически все вещества существуют в виде нескольких твердых тел. Реакционная способность и другие свойства этих тел, как правило, различны. Идеальному твердому состоянию соответствует гипотетический идеальный кристалл.

Жидкое состояние – это такое состояние, в котором вещество имеет собственный объем, но не имеет собственной формы. Жидкость обладает определенной структурой. По структуре жидкое состояние является промежуточным между твердым состоянием со строго определенной периодической структурой и газом, в котором отсутствует какая-либо структура. Отсюда, для жидкости характерно, с одной стороны, наличие определенного объема, а с другой – отсутствие определенной формы. Непрерывное перемещение частиц в жидкости определяет сильно выраженную самодиффузию и ее текучесть. Структура и физические свойства жидкости зависят от химической индивидуальности образующих ее частиц.

Газообразное состояние . Характерная особенность газового состояния заключается в том, что молекулы (атомы) газа не удерживаются вместе, а свободно движутся в объеме. Силы межмолекулярного взаимодействия проявляются, когда молекулы подходят друг к другу на близкое расстояние. Слабое межмолекулярное взаимодействие обуславливает малую плотность газов и их основные характерные свойства – стремление к бесконечному расширению и способность оказывать давление на стенки сосудов, препятствующих этому стремлению. Вследствие слабого межмолекуярного взаимодействия при малом давлении и высоких температурах все типичные газы ведут себя приблизительно одинаково, но уже при обычных температурах и давлении начинают проявлятся индивидуальности газов. Состояние газа характеризуется его температурой, давлением и объемом. Газ считается находящимся при н.у. если его температура 0 градусов и давление 1* 10 Па.

- Кристаллическое состояние . Среди твердых тел основным является кристаллическое состояние, характеризующееся определенной ориентацией частиц(атомов, ионов, молекул) относительно друг друга. Это определяет и внешнюю форму вещества в виде кристаллов. Одиночные кристаллы – монокристаллы существуют в природе, но их можно получить искусственно. Но чаще всего кристаллические тела представляют собой поликристаллические образования – это сростки большого числа мелких кристаллов. Характерной особенностью кристаллических тел, вытекающей из их строения, является анизотропия. Она проявляется в том, что механические, электрические и другие свойства кристаллов зависят от направления внешнего воздействия сил на кристалл. Частицы в кристаллах совершают тепловые колебания около положения равновесия или около узлов кристаллической решетки.

Аморфное состояние . Аморфное состояние подобно жидкому. Характеризуется не полной упорядоченностью взаимного расположения частиц. Связи между структурными единицами не равноценны, поэтому у аморфных тел нет определенной температуры плавления – в процессе нагревания они постепенно размягчаются и плавятся. Например, температурный интервал процессов плавления для силикатных стекол 200 градусов. В аморфных телах характер расположения атомов при нагревании практически не меняется. Изменяется лишь подвижность атомов – увеличиваются их колебания.

- Кристаллические решетки:

Кристаллические решетки могут быть ионными, атомными (ковалентными или металлическими) и молекулярными.

Ионная решетка состоит из ионов противоположного знака, чередующихся в узлах.

В атомных решетках атомы связаны ковалентной или металлической связью. Пример: алмаз (атомно-ковалентная решетка), металлы и их сплавы (атомно-металлическая решетка). Узлы молекулярной кристаллической решетки образованы молекулами. В кристаллах молекулы связаны за счет межмолекулярного взаимодействия.

Различия в типе химической связи в кристаллах определяют существенные различия в типе физических и химических свойств вещества со всеми типами кристаллической решетки. Например, вещества с атомно-ковалентной решеткой характеризуются высокой твердостью, а с атомно-металлической – высокой пластичностью. Вещества с ионной решеткой обладают высокой температурой плавления, не летучи. Вещества с молекулярной решеткой (межмолекулярные силы слабы) – легкоплавки, летучи, твердость их не высока.

22. Комплексные соединения. Определение. Состав.

Комплексные соединения – это молекулярные соединения, сочетание компонентов которых приводит к образованию сложных ионов способных к свободному существованию, как в кристалле, так и в растворе. Комплексные ионы – это результат взаимодействия между центральным атомом (комплексообразователем) и окружающими его лигандами. Лиганды – это как ионы, так и нейтральные молекулы. Чаще всего комплексообразователем является металл, который вместе с лигандами образует внутреннюю сферу. Имеется внешняя сфера. Внутренняя и внешняя сферы связаны между собой ионной связью.

В молекуле этилена каждый атом углерода образует по три σ-связи с двумя атомами водорода и другим атомом углерода. В молекуле этилена C2H4 одна p-орбиталь остается негибридизованной для образования p-связи.

Считалось, что сигма-связь образуется за счёт перекрывания вытянутых гибридных орбиталей (рис.1), а Пи-связь образуется за счёт перекрывания p-орбиталей (рис.2). Основная характеристика сигма-связи (длина и прочность) зависит от электронной конфигурации атомов, образующих сигма-связь.

При образовании ковалентной связи в молекулах органических соединений общая электронная пара заселяет связывающие молекулярные орбитали, имеющие более низкую энергию. В зависимости от формы МО – σ-МО или π-МО – образующиеся связи относят к σ- или p-типу.

Сигма- и пи-связи (s- и p-связи), ковалентные химические связи, характеризующиеся определенней, но различной пространственной симметрией распределения электронной плотности. Как известно, ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов взаимодействующих атомов. Результирующее электронное облако s-связи симметрично относительно линии связи, т. е. линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.

Гибридные орбитали образуют σ-связи. Вторая и третья электронные пары не могут находиться в той же области пространства. Такой тип перекрывания называют p-связью. Образование p-связи у атомов элементов второго периода происходит только при перекрывании двух p-электронных облаков. В органической химии принято использовать для описания связей модель гибридизации.

В этом случае атомы углерода имеют sp-гибридизацию. Две гибридизованные орбитали располагаются, максимально не мешая друг другу, на одной прямой. Атомы в молекуле ацетилена расположены на одной прямой. Рис. 6. Атомы углерода находятся в состоянии sp-гибридизации. На уроке вы получили представление о теме «Геометрия молекул с кратными связями».

Были систематизированы знания о зависимости пространственной конфигурации молекул от типа гибридизации атомных орбиталей. Связь, образованную электронами, орбитали которых дают наибольшее перекрывание по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов, называют пи-связью.

Поскольку электронные облака (кроме х-облака) направлены в пространстве, химические связи, образованные с их участием, также пространственно направлены. Так называемые насыщенные, или предельные, углеводороды содержат ординарные или сигма-связи между углеродными атомами. Они составляют гомологический ряд общей формулы С На +2. где п - число углеродных атомов, входящих в состав данной молекулы.

Очевидно, в молекуле метана имеется четыре сг-связи (см. рис. 20). Соединяющиеся атомы не могут образовать между собой больше одной а-связи. Под насыщаемостью связи понимают способность образовывать строго определённое количество ковалентных связей. Однако экспериментально доказано, что в молекуле метана все связи С – Н равноценны и направлены к вершинам правильного тетраэдра под углом 109˚28`.

2 – гибридизация: происходит смешение одной sи двух pорбиталей. Образуются три одинаковые гибридные орбитали, они расположены относительно друг друга под углом 120˚, лежат в одной плоскости и стремятся к вершинам треугольника.

Раздел 3. ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

На форму молекулы в пространстве влияет направленность только σ – связей. Решение. Нахождение степеней окисления в органических соединениях имеет свою специфику. В частности, необходимо отдельно находить степени окисления для каждого атома углерода. По связи С-Н происходит смещение электронной плотности в сторону атома углерода (т. к. электроотрицательность углерода превосходит ЭО водорода).

Все ресурсы Коллекции предназначены только для некоммерческого использования в системе образования Российской Федерации. Валентные электроны атома углерода располагаются на одной 2s-орбитали и двух 2р-орбиталях. Для понимания природы трех вариантов расположения связей атома углерода понадобились представления о трех типах гибридизации. Концепция гибридизации объясняет, каким образом атом углерода видоизменяет свои орбитали при образовании соединений.

Учебно-методическое пособие по органической химии

При этом надо иметь в виду, что расчленение процесса гибридизации на стадии или этапы есть, на самом деле, не более чем мысленный прием, позволяющий более логично и доступно изложить концепцию. На рисунке слева показана электронная конфигурация атома углерода. В результате первого шага, который называют возбуждением или промотированием, один из двух 2s-электронов перемещается на свободную 2р-орбиталь.

Здесь надстрочный индекс 3 обозначает не число электронов, занимающих орбитали, а число р-орбиталей, принявших участие в гибридизации. Гибридные орбитали направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится атом углерода. На каждой sp3-гибридной орбитали находится по одному электрону. Эти электроны и участвуют на третьем этапе в образовании связей с четырьмя атомами водорода, образуя валентные углы 109,5°.

Образование плоских молекул с валентными углами 120° показано на рисунке ниже. Здесь, как и в случае sp3-гибридизации, первый шаг - возбуждение. Одна p-рорбиталь остается негибридизованной и располагается перпендикулярно плоскости sр2–гибридных орбиталей.

Если атомы в молекуле связаны только простыми (одинарными) связями, то это – σ-связи. В образовании связей могут участвовать вакантные (не содержащие электронов) орбитали.

Состоит из одной сигма- и одной пи-связи, тройная - из одной сигма- и двух ортогональных пи-связей.

Концепцию сигма- и пи-связей разработал Лайнус Полинг в 30-х годах прошлого века .

Концепция Л.Полинга сигма- и пи-связей вошла составной частью в теорию валентных связей . В настоящее время разработаны анимированные изображения гибридизации атомных орбиталей.

Однако сам Л.Полинг не был удовлетворён описанием сигма- и пи-связей. На симпозиуме по теоретической органической химии, посвящённой памяти Ф. А. Кекуле (Лондон, сентябрь 1958 г.) он отказался от σ, π-описания, предложил и обосновал теорию изогнутой химической связи . Новая теория чётко учитывала физический смысл ковалентной химической связи.

Энциклопедичный YouTube

1 / 3

Пи-связи и гибридизованные орбитали sp2

Строение атома углерода. Сигма - и пи-связи. Гибридизация. Часть 1

Химия. Ковалентная химическая связь в органических соединениях. Центр онлайн-обучения «Фоксфорд»

Субтитры

В прошлом ролике речь шла о сигма-связи. Давайте я нарисую 2 ядра и орбитали. Вот sp3-гибридная орбиталь этого атома, её большая часть здесь. И здесь тоже sp3-гибридная орбиталь. Вот её малая часть, вот большая часть. В месте перекрытия орбиталей образуется сигма-связь. Как здесь можно образовать другой тип связи? Для этого придётся кое-что объяснить. Вот это - сигма-связь. Она образуется при перекрытии 2 орбиталей на оси, соединяющей ядра атомов. Связь другого типа может образовываться двумя p-орбиталями. Я нарисую ядра 2 атомов и по одной p-орбитали. Вот ядра. Сейчас я нарисую орбитали. P-орбиталь похожа на гантель. Нарисую их чуть ближе друг к другу. Вот p-орбиталь в форме гантели. Это одна из p-орбиталей атома. Я нарисую ее побольше. Вот одна из p-орбиталей. Вот так. И у этого атома тоже есть p-орбиталь, параллельная предыдущей. Допустим, вот такая. Вот так. Надо бы ее подправить. И эти орбитали перекрываются. Вот так вот. 2 p-орбитали параллельны друг другу. Вот гибридные sp3-орбитали друг на друга направлены. А эти параллельны. Итак, p-орбитали параллельны друг другу. Они перекрываются вот здесь, наверху и внизу. Это P-связь. Подпишу. Это 1 P-связь. Записывается одной греческой малой буквой «P». Ну или так: «P-связь». И эта - P связь образуется за счёт перекрывания p-орбиталей. Сигма-связи - это обычные одинарные связи, а P-связи добавляются к ним, образуя двойные и тройные связи. Для лучшего понимания рассмотрим молекулу этилена. Его молекула устроена вот так. 2 атома углерода, связанные двойной связью, плюс по 2 атома водорода у каждого из них. Для лучшего понимания образования связей нам нужно изобразить орбитали вокруг атомов углерода. Значит так... Сначала я нарисую sp2-гибридные орбитали. Я поясню, что происходит. В случае метана 1 атом углерода связан с 4 атомами водорода, при этом образуя трёхмерную тетраэдрическую структуру, вот так. Этот атом направлен на нас. Этот атом лежит в плоскости страницы. Этот атом лежит за плоскостью страницы, А этот торчит вверх. Это метан. Атом углерода образует sp3-гибридные орбитали, каждая из которых формирует одинарную сигма-связь с одним атомом водорода. Теперь давайте распишем электронную конфигурацию атома углерода в молекуле метана. Начнём с 1s2. Дальше должны идти 2s2 и 2p2, но но на самом деле всё интереснее. Смотрите. На 1s-орбитали 2 электрона, а вместо 2s- и 2p-орбиталей с 4 электронами в сумме на них будут sp3-гибридные орбитали: вот одна, вот вторая, вот третья sp3-гибридная орбиталь и четвёртая. У изолированного атома углерода 2s-орбиталь и 3 2p-орбитали вдоль оси х, вдоль оси у и вдоль оси z. В прошлом ролике мы видели, что они смешиваются для образования связей в молекуле метана и электроны распределяются вот так. В молекуле этилена 2 атома углерода, а по окончанию понятно, что это алкен с двойной связью. В этой ситуации электронная конфигурация углерода выглядит иначе. Вот 1s-орбиталь, и она по-прежнему заполнена. На ней 2 электрона. А для электронов второй оболочки я возьму другой цвет. Итак, что на второй оболочке? Здесь нет s- и p-орбиталей, потому что эти 4 электрона для образования связей нужно сделать неспаренными. Каждый атом углерода образует 4 связи за счёт 4 электронов. 1,2,3,4. Но теперь s-орбиталь гибридизуется не с 3 p-орбиталями, а с 2 из них. Вот 2sp2-орбиталь. S-орбиталь смешивается с 2 p-орбиталями. 1 s и 2 p. И одна p-орбиталь остаётся прежней. И эта оставшаяся p-орбиталь отвечает за образование P-связи. Наличие P-связи приводит к новому явлению. Явлению отсутствия вращения вокруг оси связи. Сейчас вы поймёте. Я нарисую оба атома углерода в объёме. Сейчас вы всё поймёте. Возьму для этого другой цвет. Вот атом углерода. Вот его ядро. Отмечу его буквой C, это углерод. Первой идёт 1s-орбиталь, эта маленькая сфера. Затем идут гибридные 2sp2-орбитали. Они лежат в одной плоскости, образуя треугольник, ну или «пацифик». Покажу его в объёме. Эта орбиталь направлена сюда. Эта направлена туда. У них есть вторая, маленькая часть, но я не буду её рисовать, потому что так проще. Они похожи на p-орбитали, но одна из частей гораздо больше второй. И последняя направлена сюда. Немного похоже на знак компании Mercedes, если нарисовать здесь окружность. Это левый атом углерода. С ним 2 атома водорода. Вот 1 атом. Вот он, прямо здесь. С одним электроном на 1s-орбитали. Вот второй атом водорода. Этот атом будет здесь. А теперь правый атом углерода. Теперь рисуем его. Я нарисую атомы углерода близко друг к другу. Вот этот атом углерода. Вот его 1s-орбиталь. У него та же электронная конфигурация. 1s-орбиталь вокруг и те же гибридные орбитали. Из всех орбиталей второй оболочки я нарисовал эти 3. P-орбиталь я ещё не рисовал. Но я это сделаю. Сначала нарисую связи. Первой будет вот эта связь, образованная sp2-гибридной орбиталью. Нарисую тем же цветом. Вот эта связь образована sp2-гибридной орбиталью. И это сигма-связь. Орбитали перекрываются на оси связи. Тут всё просто. И есть 2 атома водорода: одна связь здесь, вторая связь тут. Эта орбиталь чуть больше, потому что ближе. И этот атом водорода находится здесь. И это тоже сигма-связи, если вы заметили. S-орбиталь перекрывается с sp2, перекрытие лежит на оси, соединяющей ядра обоих атомов. Одна сигма-связь, вторая. Вот ещё один атом водорода, также связанный сигма-связью. Все связи на рисунке - сигма-связи. Зря я их подписываю. Я отмечу их малыми греческими буковками «сигма». И здесь вот тоже. Так что вот эта связь, эта связь, эта связь, эта связь, эта связь - это сигма-связи. А что с оставшейся p-орбиталью этих атомов? Они не лежат в плоскости знака Mercedes, торчат вверх и вниз. Возьму для этих орбиталей новый цвет. Например, фиолетовый. Вот эта p-орбиталь. Надо нарисовать её побольше, очень большой. Вообще p-орбиталь не настолько большая, но я рисую её так. И эта p-орбиталь расположена, например, вдоль оси z, а остальные орбитали лежат в плоскости ху. А ось z направлена вверх и вниз. Нижние части тоже должны перекрываться. Изображу их побольше. Вот так и вот так. Это p-орбитали, и они перекрываются. Так образуется эта связь. Это второй компонент двойной связи. И здесь надо кое-что пояснить. Это P-связь, и это тоже. Это всё одна и та же P-связь. j Вторая часть двойной связи. Что дальше? Сама по себе она слабая, но в сочетании с сигма-связью сближает атомы сильнее, чем обычная сигма-связь. Поэтому двойная связь короче, чем одинарная сигма-связь. Теперь начинается самое интересное. Будь здесь одна сигма-связь, обе группы атомов могли бы вращаться вокруг оси связи. Для вращения вокруг оси связи подходит одинарная связь. Но эти орбитали параллельны друг другу и перекрываются, и эта P-связь не даёт вращаться. Если одна из этих групп атомов вращается, другая вращается с ней. P-связь входит в состав двойной связи, а двойные связи жёсткие. И эти 2 атома водорода не могут вращаться отдельно от 2 других. Их расположение друг относительно друга постоянно. Вот что происходит. Надеюсь, теперь вы понимаете разницу между сигма- и P-связями. Для лучшего понимания давайте рассмотрим пример ацетилена. Он похож на этилен, но в нём есть тройная связь. С каждой стороны по атому водорода. Очевидно, что эти связи являются сигма-связями, образованными sp-орбиталями. 2s-орбиталь гибридизируется с одной из p-орбиталей, получившиеся sp-гибридные орбитали образуют сигма-связи, вот они. Оставшиеся 2 связи - это P-связи. Представьте ещё одну p-орбиталь, направленную на нас, а здесь ещё одну, их вторые половины направлены от нас, и они перекрываются, а здесь по одному атому водорода. Возможно, мне стоит сделать ролик об этом. Надеюсь, я не слишком запутал вас.