Гібридизація атомних орбіталей вуглецю. Гібридизація електронних орбіталей та геометрія молекул Атом вуглецю в стані sp3 гібридизації

Sp2-гібридизація

В результаті гібридизації однієї s-орбіталі і двох p-орбіталей утворюються три гібридні sp 2 -орбіталі, розташовані в одній площині під кутом 120 один до одного. Така, наприклад, конфігурація молекули BF3:

Рис.4 sp 2 -гібридизація

sp 3 -гібридизація характерна для сполук вуглецю. В результаті гібридизації однієї s-орбіталі та трьох

р-орбіталей утворюються чотири гібридні sp 3 -орбіталі, спрямовані до вершин тетраедра з кутом між орбіталями 109,5 про. Гібридизація проявляється у повній рівноцінності зв'язків атома вуглецю з іншими атомами в сполуках, наприклад, CH 4 , CCl 4 , C(CH 3) 4 та ін.

Рис.5 sp 3 -гібридизація

Якщо всі гібридні орбіталі пов'язані з однаковими атомами, зв'язки нічим не відрізняються один від одного. В інших випадках трапляються невеликі відхилення від стандартних валентних кутів. Наприклад, у молекулі води H 2 O кисень - sp 3 -гібридний, знаходиться в центрі неправильного тетраедра, у вершини якого "дивляться" два атоми водню та дві неподілені пари електронів (рис. 2). Форма молекули кутова, якщо дивитися по центрах атомів. Валентний кут HОН становить 105 про, що досить близько до теоретичного значення 109 про.

Рис.6 sp 3 -гібридизація атомів кисню та азоту в молекулах а) H 2 O і б) NCl 3 .

Якби не відбувалося гібридизації (“вирівнювання” зв'язків O-H), валентний кут HOH дорівнював 90°, тому що атоми водню були б приєднані до двох взаємно перпендикулярних р-орбіталів. В цьому випадку наш світ виглядав би, мабуть, зовсім інакше.

Теорія гібридизації пояснює геометрію молекули аміаку. В результаті гібридизації 2s і трьох 2p орбіталей азоту утворюються чотири гібридні орбіталі sp 3 . Зміна молекули є перекручений тетраедр, у якому три гібридних орбіталі беруть участь у освіті хімічного зв'язку, а четверта з парою електронів – немає. Кути між зв'язками N-H не рівні 90 про як у піраміді, а й не рівні 109,5 про відповідні тетраедру.

Рис.7 sp 3 - гібридизація в молекулі аміаку

При взаємодії аміаку з іоном водню внаслідок донорно-акцепторного взаємодії утворюється іон амонію, конфігурація якого є тетраэдр.

Гібридизація пояснює також відмінність кута між зв'язками О-Н у кутовій молекулі води. В результаті гібридизації 2s і трьох 2p орбіталей кисню утворюються чотири гібридних орбіталі sp 3 , з яких тільки дві беруть участь в утворенні хімічного зв'язку, що призводить до спотворення кута, що відповідає тетраедру.

мал.8 sp 3 -гібридизація в молекулі води

У гібридизацію можуть включатися не тільки s-і р-, а й d-і f-орбіталі.

При sp 3 d 2 -гібридизації утворюється 6 рівноцінних хмар. Вона спостерігається в таких сполуках як 4-, 4-. При цьому молекула має конфігурацію октаедра:

Рис. 9 d 2 sp 3 -гібридизація в іоні 4-

Уявлення про гібридизацію дають змогу зрозуміти такі особливості будови молекул, які не можуть бути пояснені іншим способом.

Гібридизація атомних орбіталей (АТ) призводить до усунення електронної хмари у напрямку утворення зв'язку з іншими атомами. Через війну області перекриття гібридних орбіталей виявляються більше, ніж чистих орбіталей і міцність зв'язку збільшується.

Гібридизація орбіталей- вирівнювання енергії та форми орбіталей.

Суть процесу гібридизації атомних орбіталей у тому, що електрон поблизу ядра зв'язаного атома характеризується не окремої атомної орбіталлю, а комбінацією атомних орбіталей з однаковим квантовим числом. Така комбінація називається гібридною орбіталлю. Гібридизація зачіпає лише вищі та близькі за енергією атомні орбіталі, зайняті електронами.

Гібридні орбіталі мають асиметричну форму, витягнуту у бік атома, що приєднується.

Вид гібридної атомної орбіталі, утвореної змішуванням s-і p-орбіталей.

Електронні хмари взаємно відштовхуються та розташовуються у просторі максимально віддаленій відстані один від одного, що відповідає мінімуму енергії міжелектронного відштовхування. При цьому осі чотирьох sр 3 -гібридних орбіталей виявляються спрямованими до вершин тетраедра (правильної трикутної піраміди), а кути між цими орбіталями - тетраедричні, рівні 109 28".

Тип гібридизації визначає геометрію молекули чи іона.

Типи гібридизації

Тип гібридизації	складники	Геометрична форма	Кут між зв'язками	Приклади
	1 s-орбіталь та 1 p-орбіталь	лінійна
	1 s-орбіталь та 2 p-орбіталі	трикутна
	1 s-орбіталь та 3 p-орбіталі	тетраедрична
sp 3 d	1 s-орбіталь, 3 p-орбіталі та 1 d-орбіталь	тригонально-біпірамідальна
sp 3 d 2	1 s-орбіталь, 3 p-орбіталі і 2 d-орбіталі	октаедрична

Вершини електронних орбіталей можуть перекриватися одна з одною. Перекриття електронних хмар по лінії, що проходить через центри атомів, називають сигма (ϭ )-зв'язком .

Ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом бокового перекривання р-орбіталей сусідніх вуглецевих атомів, називається пі (π )-зв'язком .

Т.к. площа області перекриття орбіталей при π - зв'язку менше, те й сам зв'язок менш міцна, ніж зв'язок.

sp3-гібридизація

sp 3 -Гібридизація - гібридизація, в якій беруть участь атомні орбіталі одного s- і трьох p-Електронів (рис. 1).

Рис. 1. Освіта sp 3-гібридних орбіталей

Чотири sp 3-гібридні орбіталі симетрично орієнтовані у просторі під кутом 109°28" (рис. 2).

Модель атома з sp 3-гібридними орбіталями

Просторова конфігурація молекули, центральний атом якої утворений sp 3-гібридними орбіталями - тетраедр

Тетраедрична просторова конфігурація молекули, центральний атом якої утворений sp 3-гібридними орбіталями

гібридизація атом орбіталь вуглець

Приклади з'єднань, для яких характерна sp 3-гібридизація: NH 3 , POCl 3 , SO 2 F 2 , SOBr 2 , NH 4+ , ​​H 3 O + . Також, sp 3 -гібридизація спостерігається у всіх граничних вуглеводнях (алкани, циклоалкани) та інших органічних сполуках: CH 4 , C 5 H 12 , C 6 H 14 , C 8 H 18 та ін. Загальна формула алканів: C n H 2n+2 . Загальна формула циклоалканів: CnH2n. У граничних вуглеводнях всі хімічні зв'язки одинарні, тому між гібридними орбіталями цих сполук можливо тільки у-перекривання.

Утворювати хімічний зв'язок, тобто. створювати загальну електронну пару з «чужим» електроном від іншого атома можуть лише неспарені електрони. Неспарені електрони під час запису електронних формул перебувають у клітині-орбіталі.

Атомна орбіталь- це функція, яка описує щільність електронної хмари у кожній точці простору навколо ядра атома. Електронна хмара - це область простору, в якій з високою ймовірністю можна знайти електрон.

Для узгодження електронної будови атома вуглецю та валентності цього елемента користуються уявленнями про порушення атома вуглецю. У нормальному (незбудженому) стані атом вуглецю має два неспарені 2 р 2-електрона. У збудженому стані (при поглинанні енергії) один із 2 s 2 -електрон може переходити на вільну р-орбіталь. Тоді в атомі вуглецю з'являється чотири неспарені електрони:

Нагадаємо, що в електронній формулі атома (наприклад, для вуглецю 6 С - 1 s 2 2s 2 2p 2) великі цифри перед літерами – 1, 2 – позначають номер енергетичного рівня. Літери sі рвказують форму електронної хмари (орбіталі), а цифри праворуч над літерами говорять про кількість електронів на цій орбіталі. Усе s-орбіталі сферичні

На другому енергетичному рівні, крім 2 s-орбіталі є три 2 р-орбіталі. Ці 2 р-орбіталі мають еліпсоїдну форму, схожу на гантелі, і орієнтовані в просторі під кутом 90 ° один до одного. 2 р-Орбіталі позначають 2 р х , 2р yі 2 р zвідповідно до осей, уздовж яких ці орбіталі розташовані.

Форма та орієнтація р-електронних орбіталей

При утворенні хімічних зв'язків електронні орбіталі набувають однакової форми. Так, у граничних вуглеводнях змішуються одна s-орбіталь і три р-орбіталі атома вуглецю з утворенням чотирьох однакових (гібридних) sр 3 -орбіталей:

Це - sр 3-гібридизація.

Гібридизація- вирівнювання (змішування) атомних орбіталей ( sі р) з утворенням нових атомних орбіталей, званих гібридними орбіталями.

Чотири sp 3 -гібридні орбіталі атома вуглецю

Гібридні орбіталі мають асиметричну форму, витягнуту у бік атома, що приєднується. Електронні хмари взаємно відштовхуються та розташовуються у просторі максимально далеко один від одного. При цьому осі чотирьох sр 3-гібридних орбіталейвиявляються спрямованими до вершин тетраедра (правильної трикутної піраміди).

Відповідно, кути між цими орбіталями - тетраедричні, рівні 109°28".

Вершини електронних орбіталей можуть перекриватися із орбіталями інших атомів. Якщо електронні хмари перекриваються по лінії, що з'єднує центри атомів, то такий ковалентний зв'язок називають сигма () - зв'язком. Наприклад, у молекулі етану З 2 Н 6 хімічний зв'язок утворюється між двома атомами вуглецю перекриттям двох гібридних орбіталей. Це зв'язок. Крім того, кожен з атомів вуглецю своїми трьома. sр 3 -орбіталями перекривається з s-орбіталями трьох атомів водню, утворюючи три зв'язку.

Схема перекриття електронних хмар у молекулі етану

Усього для атома вуглецю можливі три валентні стани з різним типом гібридизації. Крім sр 3 -гібридизації існує sр 2 - і sр-Гібридизація.

sр 2 -Гібридизація- змішування однієї s- і двох р-орбіталей. В результаті утворюються три гібридні sр 2 -орбіталі. Ці sр 2 -орбіталі розташовані в одній площині (з осями х, у) і спрямовані до вершин трикутника з кутом між орбіталями 120 °. Негібридизована р-орбіталь перпендикулярна до площини трьох гібридних sр 2 -орбіталей (орієнтована вздовж осі z). Верхня половина р-орбіталі знаходиться над площиною, нижня половина – під площиною.

Тип sр 2 -гібридизації вуглецю буває у сполук з подвійним зв'язком: З=З, З=О, З=N. Причому лише один із зв'язків між двома атомами (наприклад, С=С) може бути -зв'язком. (Інші зв'язуючі орбіталі атома направлені в протилежні сторони.) Другий зв'язок утворюється в результаті перекриття негібридних р-орбіталей по обидва боки лінії, що з'єднує ядра атомів.

Орбіталі (три sp 2 і одна р) атома вуглецю в sp 2 -гібридизації

Ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом бокового перекривання р-орбіталей сусідніх вуглецевих атомів, називається пі()-зв'язком.

Освіта-зв'язку

Через менше перекриття орбіталей -зв'язок менш міцна, ніж -зв'язок.

sр-Гібридизація- це змішування (вирівнювання за формою та енергії) однією s-та однієї р-орбіталей з утворенням двох гібридних sр-орбіталей. sр-Орбіталі розташовані на одній лінії (під кутом 180 °) і спрямовані у протилежні сторони від ядра атома вуглецю. Дві р-орбіталі залишаються негібридизованими. Вони розміщені взаємно перпендикулярно до напрямків-зв'язків. На малюнку sр-орбіталі показані вздовж осі y, а негібридизовані дві р-орбіталі- вздовж осей хі z.

Атомні орбіталі (дві sp і дві р) вуглецю в стані sp-гібридизації

Потрійний вуглець-вуглецевий зв'язок СС складається з зв'язку, що виникає при перекриванні sp-гібридних орбіталей, та двох -зв'язків.

Електронна будова атома вуглецю

Вуглець, що входить до складу органічних сполук, проявляє постійну валентність. На останньому енергетичному рівні атома вуглецю міститься 4 електрони, два з яких займають 2s-орбіталь, що має сферичну форму, а два електрони займають 2р-орбіталі, що мають гантелеподібну форму. При збудженні один електрон з 2s-орбіталі може переходити на одну з вакантних 2р-орбіталей. Цей перехід потребує деяких енергетичних витрат (403 кДж/моль). В результаті збуджений атом вуглецю має 4 неспарені електрони і його електронна конфігурація виражається формулою 2s1 2p3 .

Атом вуглецю в збудженому стані здатний утворювати 4 ковалентні зв'язки за рахунок 4 власних неспарених електронів і 4 електронів інших атомів. Так, у разі вуглеводню метану (СН4) атом вуглецю утворює 4 зв'язки з s-електронами атомів водню. При цьому повинні були б утворюватися 1 зв'язок типу s-s (між s-електроном атома вуглецю та s-електроном атома водню) та 3 p-s-зв'язку (між 3 р-електронами атома вуглецю та 3 s-електронами 3-х атомів водню). Звідси випливає висновок про нерівноцінність чотирьох ковалентних зв'язків, що утворюються атомом вуглецю. Однак, практичний досвід хімії свідчить про те, що всі 4 зв'язки в молекулі метану абсолютно рівноцінні, а молекула метану має тетраедричну будову з валентними кутами 109 °, чого не могло бути при нерівноцінності зв'язків. Адже тільки орбіталі р-електронів орієнтовані у просторі по взаємноперпендикулярних осях x, y, z, а орбіталь s-електрона має сферичну форму, тому напрям освіти зв'язку з цим електроном було б довільним. Пояснити це протиріччя змогла теорія гібридизації. Л.Поллинг висловив припущення, що у будь-яких молекулах немає ізольованих друг від друга зв'язків. При утворенні зв'язків орбіталі всіх валентних електронів перекриваються. Відомо кілька типів гібридизації електронних орбіталей. Передбачається, що в молекулі метану та інших алканів до гібридизації вступає 4 електрони.

Гібридизація орбіталей атома вуглецю

Гібридизація орбіталей - це зміна форми та енергії деяких електронів при утворенні ковалентного зв'язку, що призводить до більш ефективного перекривання орбіталей та підвищення міцності зв'язків. Гібридизація орбіталей відбувається завжди, як у освіті зв'язків беруть участь електрони, що належать до різних типів орбіталей. 1. sp 3 -гібридизація (перший валентний стан вуглецю). При sp3 -гібридизації 3 р-орбіталі і одна s-орбіталь збудженого атома вуглецю взаємодіють таким чином, що виходять орбіталі абсолютно однакові за енергією і симетрично розташовані в просторі. Це перетворення можна записати так:

s+px+py+pz=4sp3

При гібридизації загальна кількість орбіталей не змінюється, а змінюється лише їх енергія та форма. Показано, що sр3-гібридизація орбіталі нагадують об'ємну вісімку, одна з лопатей якої значно більша за іншу. Чотири гібридні орбіталі витягнуті від центру до вершин правильного тетраедра під кутами 109,50. Зв'язки утворені гібридними електронами (наприклад, зв'язок s-sp 3) більш міцні, ніж зв'язки, що здійснюються негібридизованими р-електронами (наприклад, зв'язок-s-p). оскільки гібридна sp3 -орбіталь забезпечує більшу площу перекривання електронних орбіталей, ніж негібридизована р-орбіталь. Молекули, у яких здійснюється sp3 – гібридизація мають тетраедричну будову. До них, крім метану, належать гомологи метану, неорганічні молекули типу аміаку. На малюнках показана гібридизована орбіталь та тетраедрична молекула метану. Хімічні зв'язки, що виникають у метані між атомами вуглецю та водню відносяться до типу 2 у-зв'язків (sp3-s-зв'язок). Взагалі, будь-яка сигма-зв'язок характеризується тим, що електронна щільність двох пов'язаних між собою атомів, перекривається по лінії, що з'єднує центри (ядра) атомів. У зв'язку відповідають максимально можливого ступеня перекривання атомних орбіталей, тому вони досить міцні. 2. sp2 -гібридизація (другий валентний стан вуглецю). Виникає в результаті перекриття однієї 2s і двох 2р орбіталей. Sp2-гібридні орбіталі, що утворилися, розташовуються в одній площині під кутом 1200 один до одного, а негібридизована р-орбіталь перпендикулярно до неї. Загальна кількість орбіталей не змінюється – їх чотири.

s + px + py + pz = 3sp2 + pz

Стан sp2 -гібридизації зустрічається в молекулах алкенів, в карбонільної та карбоксильної групах, тобто. у з'єднань, що мають у своєму складі подвійний зв'язок. Так, у молекулі етилену гібридизовані електрони атома вуглецю утворюють 3 у-зв'язку (два зв'язки типу sp 2 -s між атомом вуглецю та атомами водню і один зв'язок типу sp 2 -sp 2 між атомами вуглецю). Р-електрон одного атома вуглецю, що залишився негібридизованим, утворює р-зв'язок з негібридизованим р-електроном другого атома вуглецю. Характерною особливістю р-зв'язку є те, що перекриття орбіталей електронів йде поза лінією, що з'єднує два атоми. Перекривання орбіталей йде вище і нижче у зв'язку, що з'єднує обидва атоми вуглецю. Таким чином подвійний зв'язок є комбінацією у- та р-зв'язків. На перших двох малюнках показано, що в молекулі етилену валентні кути між атомами, що утворюють молекулу етилену, становлять 1200 (відповідно до орієнтації з простором трьох sp2 - гібридних орбіталей). На третьому та четвертому малюнках показано утворення р-зв'язку. етилен (освіта у-зв'язків) етилен (освіта пі-зв'язку) Оскільки площа перекриття негібридизованих р-орбіталей в р-зв'язках менше, ніж площа перекриття орбіталей в у-зв'язках, то р-зв'язок менш міцна, ніж у-зв'язок і легше розривається у хімічних реакціях. 3. sp-гібридизація (третій валентний стан вуглецю). У стані sр-гібридизації атом вуглецю має дві sр-гібридні орбіталі, розташовані лінійно під кутом 1800 один до одного і дві негібридизовані р-орбіталі розташовані у двох взаємно перпендикулярних площинах. sр-Гібридизація й у алкінів і нітрилів, тобто. для з'єднань, що мають у своєму складі потрійний зв'язок.

s + px + py + pz = 2sp + py + pz

Так, у молекулі ацетилену валентні кути між атомами становлять 1800 . Гібридизовані електрони атома вуглецю утворюють 2 у-зв'язку (один зв'язок sp-s між атомом вуглецю і атомом водню та інший зв'язок типу sp-sp між атомами вуглецю. Два негібридизовані р-електрони одного атома вуглецю утворюють два р-зв'язки з негібридизованими р-електронами другого атома вуглецю.Перекриття орбіталей р-електронів йде не тільки вище і нижче у-зв'язку, але і спереду і ззаду, а сумарна хмара р-електронів має циліндричну форму.Таким чином потрійний зв'язок є комбінацією одного у-зв'язку Наявність у молекулі ацетилену менш міцних двох р-зв'язків, забезпечує здатність цієї речовини вступати в реакції приєднання з розривом потрійного зв'язку.

Висновок: sp3-гібридизація характерна для сполук вуглецю. В результаті гібридизації однієї s-орбіталі і трьох р-орбіталей утворюються чотири гібридні sp3-орбіталі, спрямовані до вершин тетраедра з кутом між орбіталями 109°.

Гібридизація- Вирівнювання (змішування) атомних орбіталей ( sі р) з утворенням нових атомних орбіталей, званих гібридними орбіталями.

Атомна орбіталь– це функція, яка описує щільність електронної хмари у кожному точці простору навколо ядра атома. Електронна хмара – це область простору, в якій з високою ймовірністю може бути знайдений електрон

Sp-гібридизація

Відбувається при змішуванні однієї s- та однієї p-орбіталей. Утворюються дві рівноцінні sp-атомні орбіталі, розташовані лінійно під кутом 180 градусів та направлені у різні боки від ядра центрального атома. Дві негібридні p-орбіталі, що залишилися, розташовуються у взаємно перпендикулярних площинах і беруть участь в утворенні π-зв'язків, або займаються неподіленими парами електронів.

Sp2-гібридизація

Sp2-гібридизація

Відбувається при змішуванні однієї s- та двох p-орбіталей. Утворюються три гібридні орбіталі з осями, розташованими в одній площині та спрямованими до вершин трикутника під кутом 120 градусів. Негібридна p-атомна орбіталь перпендикулярна до площини і, як правило, бере участь в утворенні π-зв'язків

У таблиці наведено приклади відповідності найбільш поширених типів гібридизації та геометричної структури молекул у припущенні, що всі гібридні орбіталі беруть участь в утворенні хімічних зв'язків (відсутні неподілені електронні пари)

Тип гібридизації	Число гібридних орбіталей	Геометрія	Структура	Приклади
		Лінійна		BeF 2 , CO 2 , NO 2 +
sp 2		Трикутна		BF 3 , NO 3 - , CO 3 2-
sp 3		Тетраедрична		CH 4 , ClO 4 - , SO 4 2- , NH 4 +
dsp 2		Плоскоквадратна		Ni(CO) 4 , 2-
sp 3 d		Гексаедрична
sp 3 d 2 , d 2 sp 3		Октаедрична		SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

4. Електровалентний, ковалентний, донорно-акцепторний, водневий зв'язок. Електронна будова σ та π зв'язку. Основні характеристики ковалентного зв'язку: енергія зв'язку, довжина, валентний кут, полярність, поляризованість.

Якщо між двома атомами або двома групами атомів має місце електростатична взаємодія, що призводить до сильного тяжіння та утворення хімічного зв'язку, то такий зв'язок називається електровалентної чи гетерополярної.

Ковалентний зв'язок- хімічний зв'язок, утворений перекриттям пари валентних електронних хмар. Електронні хмари, що забезпечують зв'язок, називається загальною електронною парою.

Донорно-акцепторний зв'язок -це хімічний зв'язок між двома атомами або групою атомів, що здійснюється за рахунок неподіленої пари електронів одного атома (донора) та вільного рівня іншого атома (акцептора). Цей зв'язок відрізняється від ковалентного зв'язку походженням електронного зв'язку.

Водневий зв'язок -це вид хімічного взаємодії атомів в молекулі відрізняється тим, що істотну участь у ньому бере атом водню, вже пов'язаний ковалентним зв'язком з іншими атомами

σ зв'язок-це перший і більш міцний зв'язок, який утворюється при перекриванні електронних хмар у напрямку прямої, що з'єднує центри атомів.

σ зв'язок це звичайні ковалентні зв'язки атомів вуглецю з атомами водню. Молекули граничних вуглеців містять лише зв'язку.

π зв'язок це менш міцний зв'язок, який утворюється при перекриванні електронних площин атомів ядер

Електрони π та σ зв'язку втрачають свою приналежність до певного атома.

Особливості σ і π зв'язку: 1)обертання атомів вуглецю в молекулі можлива у випадку, якщо вони з'єднані σ зв'язком 2)поява π зв'язку позбавляє атома вуглецю в молекулі у вільного обертання.

Довжина зв'язку- це відстань між центрами зв'язаних атомів.

Валентний кут- це кут між двома зв'язками, що має загальний атом.

Енергія зв'язку- енергія, що виділяється при освіті хім. зв'язку та її міцність, що характеризується

Полярність зв'язку зумовлена ​​нерівномірним розподілом електронної густини внаслідок відмінностей в електронегативності атомів. За цією ознакою ковалентні зв'язки поділяються на неполярні та полярні. Поляризованість зв'язку виявляється у зміщенні електронів зв'язку під впливом зовнішнього електричного поля, у тому числі й іншої частинки, що реагує. Поляризуемість визначається рухливістю електронів. Полярність і поляризованість ковалентних зв'язків визначає реакційну здатність молекул по відношенню до полярних реагентів.

5. Іонний зв'язок (електровалентний)-дуже міцна хімічна зв'язок, що утворюється між атомами з великою різницею електронегативності, при якій загальна електронна пара переходить переважно до атома з більшою електронегативністю. Ковалентний зв'язок – виникає за рахунок усуспільнення електронної пари за допомогою обмінного механізму, коли кожен із атомів, що взаємодіють, поставляє по одному електрону. Донорно акцепторний зв'язок (координаційний зв'язок) хімічний зв'язок між двома атомами або групою атомів, що здійснюється за рахунок неподіленої пари електронів одного атома (донора) і вільної орбіталі іншого атома (акцептора). водню, пов'язані з невеликими, але електронегативними атомами, наприклад: O, N, F. Це створює помітний частковий заряд позитивний на атомах водню. З іншого боку, важливо, щоб електронегативні атоми мали неподілені електронні пари. Коли збіднений електронами атом водню однієї молекули (акцептор) взаємодіє з неподіленою електронною парою на атомі N, O або F іншої молекули (донор), виникає зв'язок, схожа на полярну ковалентну. При утворенні ковалентного зв'язку в молекулах органічних сполук загальна електронна пара заселяє молекулярні зв'язувальні орбіталі, що мають нижчу енергію. Залежно від форми МО – σ-МО або π-МО – зв'язки, що утворюються, відносять до σ- або p-типу. σ-Зв'язок – ковалентний зв'язок, утворений при перекриванні s-, p- та гібридних АТ уздовж осі, що з'єднує ядра зв'язуваних атомів (тобто при осьовому перекриванні АТ). π-зв'язок – ковалентний зв'язок, що виникає при бічному перекриванні негібридних р-АТ. Таке перекриття відбувається поза прямою, що з'єднує ядра атомів.
π-Зв'язки виникають між атомами, вже з'єднаними σ-зв'язком (при цьому утворюються подвійні та потрійні ковалентні зв'язки). π-Зв'язок слабший за σ-зв'язок через менш повне перекривання р-АТ. Різна будова σ- та π-молекулярних орбіталей визначає характерні особливості σ- та π-зв'язків. 1.σ-Зв'язок міцніший за π-зв'язок. Це зумовлено більш ефективним осьовим перекриттям АТ при утворенні σ-МО та знаходженням σ-електронів між ядрами. 2. По σ-зв'язках можливе внутрішньомолекулярне обертання атомів, тому що форма σ-МО допускає таке обертання без розриву зв'язку (c анім. Картинку внизу)) . Обертання по подвійному (σ + π) зв'язку неможливе без розриву π-зв'язку! 3. Електрони на π-МО, перебуваючи поза меж'ядерним простором, мають більшу рухливість у порівнянні з σ-електронами. Тому поляризуемість π-зв'язку значно вища, ніж σ-зв'язку.

Характерні властивості ковалентного зв'язку - спрямованість, насичуваність, полярність, поляризованість - визначають хімічні та фізичні властивості сполук.

Спрямованість зв'язку зумовлена ​​молекулярною будовою речовини та геометричної форми їх молекули. Кути між двома зв'язками називають валентними.

Насичуваність - здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв'язків. Кількість зв'язків, утворених атомом, обмежена кількістю його зовнішніх атомних орбіталей.

Полярність зв'язку зумовлена ​​нерівномірним розподілом електронної густини внаслідок відмінностей в електронегативності атомів. За цією ознакою ковалентні зв'язки поділяються на неполярні та полярні (неполярні - двоатомна молекула складається з однакових атомів (H 2 , Cl 2 , N 2) та електронні хмари кожного атома розподіляються симетрично щодо цих атомів; полярні - двоатомна молекула складається з атомів різних хімічних елементів , і загальна електронна хмара зміщується у бік одного з атомів, утворюючи тим самим асиметрію розподілу електричного заряду в молекулі, породжуючи дипольний момент молекули).

Поляризуемість зв'язку виявляється у зміщенні електронів зв'язку під впливом зовнішнього електричного поля, у тому числі й іншої частинки, що реагує. Поляризуемість визначається рухливістю електронів. Полярність і поляризованість ковалентних зв'язків визначає реакційну здатність молекул по відношенню до полярних реагентів.

6.Номенклатурає системою правил, що дозволяють дати однозначну назву кожному індивідуальному з'єднанню. Для медицини знання загальних правил номенклатури має особливо велике значення, оскільки відповідно до них будуються назви численних лікарських засобів. В даний час загальноприйнята систематична номенклатура ІЮПАК(IUPAC - Міжнародний союз теоретичної та прикладної хімії)*.

Однак досі зберігаються та широко застосовуються (особливо в медицині) тривіальні(Звичайні) і полутривиальные назви, використовували ще до того, як ставало відомим будова речовини. У цих назвах можуть відображатися природні джерела та способи отримання, особливо помітні властивості та сфери застосування. Наприклад, лактоза (молочний цукор) виділена із молока (від лат. lactum- молоко), пальмітинова кислота - з пальмової олії, піровиноградна кислота отримана при піролізі виноградної кислоти, у назві гліцерину відбито його солодкий смак (від грец. glykys- Солодкий).

Тривіальні назви особливо часто мають природні сполуки – амінокислоти, вуглеводи, алкалоїди, стероїди. Вживання деяких тривіальних і напівтривіальних назв, що укорінилися, дозволяється правилами ІЮПАК. До таких назв відносяться, наприклад, «гліцерин» та назви багатьох широко відомих ароматичних вуглеводнів та їх похідних.

Раціональна номенклатура граничних вуглеводнів

На відміну від очевидної назви ґрунтуються на будові молекул. Назви складних структур складають з назви блоків ті радикалів пов'язаних з основним найважливішим вузлом молекули за цією номенклатурою алкани розглядаються як похідні метану у якого атоми водню заміщені відповідними радикалами. Вибір метанового вуглецю довільний тому 1 з'єднання може мати дек назв.по цій номенклатурі алкени розглядають як похідні етилену а алкіни-ацетилену.

7. Гомологія органічних сполукабо закон гомологів- полягає в тому, що речовини однієї хімічної функції та однакової будови, що відрізняються одна від одної посвоєму атомному складу лише на nСН 2, виявляються зведеними і в усьому своєму іншому хім. характері, а відмінність їх фізичних властивостей зростає чи взагалі змінюється правильно у міру збільшення різниці у складі, що визначається числом n груп СН 2. Такі хімічні. подібні сполуки утворюють так зв. гомологічний ряд, атомний склад всіх членів якого можна виразити загальною формулою в залежності від складу першого члена ряду та числа атомів вуглецю; органічні речовини однієї назви нібито алкани тільки.

Ізомери- з'єднання мають однаковий склад та різну будову та властивості.

8.Нуклеофільні та електрофільні реагенти. Реагенти, що беруть участь у заміщення, поділяються на нуклеофільні та електрофільні. Нуклеофільні реагенти, або нуклеофіли, надають свою паруелектронів на утворення нового зв'язку і витісняють з молекули RX групу (X), що йде, з парою електронів, що утворювала старий зв'язок, наприклад:

(де R – органічний радикал).

До нуклеофілів відносяться негативно заряджені іони (Hal - , ОН - , CN - , NO 2 - , OR - , RS - , NH 2 - , RCOO - та ін), нейтральні молекули, що мають вільну пару електронів (наприклад, Н 2 О , NH3, R 3 N, R 2 S, R 3 P, ROH, RCOOH), і металоорганічні. з'єднання R-Me з досить поляризованим зв'язком С-Me+, тобто здатні бути донорами карбаніонів R-. Реакції за участю нуклеофілів (нуклеофільне заміщення) характерні головним чином Для аліфатичних сполук, наприклад гідроліз (ОН - , Н 2 О), алкоголіз (RO - , ROH), ацидоліз (RCOO - , RСООН), амінування (NH - 2 , NH 3 , RNH 2 та ін), ціанування (CN -) і т.д.

Електрофільні реагенти, або електрофіли, при утворенні нового зв'язку служать акцепторами пари електронів і витісняють групу у вигляді позитивно зарядженої частинки. До електрофілів відносяться позитивно заряджені іони (наприклад, Н + , NO 2 +), нейтральні молекули з електронним дефіцитом, наприклад SO 3 і сильно поляризовані молекули (СН 3 СОО - Br + та ін), причому поляризація особливо ефективно досягається комплексом з коефіцієнтами Льюїса (Hal + - Hal - А, R + - Cl - A, RCO + - Cl - А, де A = A1C1 3 , SbCl 5 , BF 3 та ін). До реакцій за участю електрофілів (електрофільне заміщення) відносяться найважливіші реакції ароматичних вуглеводнів (наприклад, нітрування, галогенування, сульфування, реакція Фріделя - Крафтса):

(E + = Hal +, NO + 2, RCO +, R + та ін)

У певних системах реакції за участю нуклеофілів здійснюються в ароматичному ряду, а реакції за участю електрофілів - в аліфатичному (найчастіше у ряді металоорганічних сполук).

53. взаємодія оксосоединений з металлорганическими (кетон чи альдегід плюс металорганіка)

Реакції широко використовуються для одержання спиртів.

1) sp – або q 2 –гібридизація характерна, коли у освіті зв'язку бере участь 1 sі 1 p-електрон.

Рис. 16. Схема sp –гібридизації

Молекула має лінійну будову типу AB 2 .

2) sp 2 – або q 3 –гібридизація. Гібридні хмари розташовуються під кутом 1200 в одній площині (рис. 17).

При утворенні гібридної хмари бере участь один sі

2 pелектрону.

Рис. 17. Схема sp 2 -гібридизації

Наприклад, молекула BCl 3

Молекула має форму плоского трикутника.

3) sp 3 – q 4 –гібридизація здійснюється за рахунок одного sта трьох p –електронних хмар. Хмари при цьому типі гібридизації розташовуються підлогу кутом 109 0 28 ¢ (рис. 18). 4 гібридні хмари направлені з центру правильного тетраедра до його вершин. Прикладом такої молекули може бути CH 4, CCl 4.

Рис. 18. Схема sp 3- Гібридизації

Крім розглянутих можливі й інші типи гібридизації валентних орбіталей і типи просторової конфігурації молекул, що відповідають їм. Комбінація однієї s –трьох p – та однієї d –орбіталей призводить до sp 3 d –гібридизації. Це відповідає орієнтації п'яти sp 3 d –гібридних орбіталей до вершин тригональної біпіраміди В разі sp 3 d 2- гібридизації шість sp 3 d 2гібридних орбіталей орієнтуються до вершин октаедра. Орієнтація семи орбіталей до вершин пентагональної біпіраміди відповідає sp 3 d 3(або sp 3 d 2 f) – гібридизації валентних орбіталей центрального атома молекули.

Отже, спрямованість хімічних зв'язків визначає просторову конфігурацію молекул.

Розглянемо ще можливі типи виникаючих молекул.

Молекули типу AA чи AB.До цього типу відносяться молекули, утворені двома однаковими або різними атомами, між якими виникає одна одинарна ( s -сигма) зв'язок, остання може бути утворена за рахунок взаємодії двох s –електронів, по одному від кожного атома ( s¢ - s¢), двох p –електронів ( p¢ - p¢) або двох електронів змішаного типу ( s¢ - p¢) (рис. 19). Такі зв'язки виникають між атомами елементів, що мають один s –або p –електрон: водень, елементи групи IA(лужні метали) та групи VIIA(Галогени). Молекули цього типу мають лінійну форму, наприклад,
H 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 , Zi 2 , Na 2 , K 2 , HClта ін.

Рис. 19. Перекриття s-і p-орбіталей

з освітою s -зв'язку

Молекули типу AB2, AB3.Вони утворюються за рахунок взаємодії двох p –електронів атома Ві s –електронів двох атомів A. Два непарні p-електрона характерні для атомів елементів VI Агрупи, тобто. для кисню та його аналогів (халькогенів).

Електронні хмари p-електронів розташовуються відносно один одному під кутом 900 по координатних осях xі y.

Рис. 20. Перекривання орбіталей у молекулі води

Наприклад, у молекулі H 2 O(рис. 20) перекриття хмар s –електронів з хмарами p –електронів відбувається в місці, позначеному штрихуванням, а тому хімічні зв'язки мають бути спрямовані під кутом 90º. Такі молекули називаються кутовими.Однак згідно з експериментальними даними значно частіше зустрічаються молекули з іншим значенням валентного кута. Наприклад, молекула води має валентний кут 104,5º. однією з причин цього явища, згідно з теорією валентних зв'язків, є наявність у центрального атома незв'язувальних електронних пар. Спотворення валентних кутів у цьому випадку викликається взаємним відштовхуванням зв'язувальних та незв'язувальних електронних пар центрального атома. При цьому слід врахувати, що хмара зв'язувальної електронної пари (локалізованої між двома атомами) займає менше місця, ніж хмара незв'язувальної електронної пари, тому найбільше відштовхування проявляється між парами, що не зв'язують, трохи менше ефект відштовхування між парою, що не зв'язує і зв'язує, і, нарешті, менша відштовхування між сполучними електронними парами. Це видно на прикладі будови молекул метану, аміаку та води. Центральні атоми цих молекул утворюють хімічні зв'язки за рахунок електронів s p 3 -гібридні орбіталі припадає чотири електрони

Це визначає утворення чотирьох зв'язків C – Hта розташування атомів водню молекули метану CH 4у вершинах тетраедра (рис. 21)

Рис. 21. Перекривання орбіталей у молекулі метану

У атома азоту на чотири sp 3 -гібридних орбіталі припадає п'ять електронів:

Отже, одна пара електронів виявляється незв'язує і займає одну з sp 3 –орбіталей, спрямованих до вершин тетраедра. Внаслідок відштовхувальної дії незв'язувальної електронної пари валентний кут у молекулі аміаку H 3 Nвиявляється менше тетраедричного і становить < HNH = 107,3º .

Тепер ясно, що з розгляді молекули води кут валентний може бути ще менше, тобто. у атома кисню на 4 sp 3– гібридні орбіталі припадає шість електронів, тобто. дві sp 3 –гібридні орбіталі займають незв'язувальні електронні пари. Відштовхувальні дії двох

незв'язуючих пар виявляється переважно. Тому валентний кут спотворюється проти тетраедричного ще сильніше і в молекулі води H 2 Oскладає < HOH = 104º,5¢ . Зі збільшенням числа незв'язувальних електронів центрального атома змінюється просторова конфігурація молекул (табл. 7). Так, якщо молекула має форму правильного тетраедра з атомом вуглецю в центрі, то у разі молекули H 3 Nможна вважати, що одна з вершин тетраедра зайнята електронною парою, що не зв'язує, і молекула має форму тригональної піраміди. У молекулі H 2 Oдві вершини тетраедра зайняті електронними парами, а сама молекула має кутову. V-образну форму.

тетраедр тригональна кутова

тип АВ 4піраміда тип АВ 2 (А 2)

СН 4тип АВ 3 NH 3 H 2 O

Полярність зв'язку.Зв'язок між атомами різних електронів завжди більш менш полярна. Це визначається різницею розмірів і електронегативностей атомів. Наприклад, у молекулі хлориду водню HClзв'язувальна електронна хмара зміщена у бік більш негативного атома хлору. Внаслідок цього заряд ядра водню не компенсується, але в атомі хлору електронна щільність стає надлишкової проти зарядом ядра.

Таблиця 7

Просторова конфігурація молекул ABn

Тип гібридизації	Число електронних пар атома A	Тип моле-кули	Просторова конфігурація	Приклади
Зв'язуючих	Незв'язуючих
sp			AB 2	лінійна	BeCl 2 (г) CO 2
sp 2			AB 3 AB 2	трикутна кутова	BCl 3 CO 3
sp 3			AB 4	тетраедрична	CCl 4 , BH ,NH
			AB 3 AB 2	тригональнопермідальна кутова	H 3 N, H 3 P H 2 O
sp 3 d 1			AB 5	тригонально-біпірамідальна	PF 5 , SbCl 5

Іншими словами, атом водню в HClпозитивно поляризований, а атом хлору негативно; на атомі водню виникає позитивний заряд, але в атомі хлору – негативний. Цей заряд d -називають ефективним, його можна встановити експериментально. Згідно з наявними даними, еф-

ефективний заряд на атомі водню молекули HClскладає d H = +0,2, а на атомі хлору d Cl = -0,2абсолютного заряду електрона.

Таким чином, за ступенем зсуву (поляризації) сполучної електронної хмари зв'язок може бути неполярної, полярноїабо іонної.Неполярний і іонний зв'язки є крайні випадки полярного зв'язку.

Неполярні та полярні молекули.У неполярних молекулах центри тяжкості позитивних та негативних зарядів збігаються. Полярні молекули є диполями, тобто. системами, що складаються з двох рівних за величиною та протилежних за знаком зарядів ( +qі -q), що знаходяться на деякій відстані lодин від одного, який називається довгою диполя. Полярність молекули, а також полярність зв'язку оцінюють величиною її дипольного моменту. m

m = l · q,

де l- Довжина диполя, q- Величина електричного заряду.

lмає значення порядку діаметра атома, тобто. 10 -8 см, а заряд електрона 4,8∙10 -10 ел. ст. од., тому mвиражається величиною порядку 10 -18 ел. ст. од.∙див. Цю величину називають одиницею Дебая та утворюють буквою D. У системі одиниць СІ mвимірюється в кулон - метрах (К?м); 1 D = 0,33∙10 -29К∙м.

Значення дипольного моменту ковалентних молекул лежать у межах 0-4 D, іонних 4-11 D.

Дипольний момент молекули є векторною сумою дипольних моментів всіх зв'язків і незв'язаних електронних пар у молекулі. Результат складання залежить від структури молекули. Наприклад, молекула CO 2, за рахунок spгібридизації орбіталей атома вуглецю, має симетричну лінійну будову.

(m = 1,84 Dабо 0,61∙10 -29 К∙М)

Відсутність дипольного моменту свідчить про високосиметричну структуру молекули, наявність дипольного моменту та його величина визначають несиметричність молекули.

Поляризованість зв'язку.Для характеристики реакційної здатності молекул важливо знати як вихідний розподіл електронної щільності, а й легкість, з якою воно зміниться. Мірою останньої служить поляризованість зв'язку- її здатність ставати полярною (або більш полярною) внаслідок впливу на неї електричного поля.

В результаті поляризації може статися повний розрив зв'язку з переходом електронної пари, що зв'язує, до одного з атомів з утворенням негативного і позитивного іонів. Асиметричний розрив зв'язку з утворенням різноїменних іонів називається гетеролітичним.

гомолітичний гетеролітичний

розрив розрив

(дисоціація) (іонізація)

Гетеролітичний розрив відрізняється від руйнування зв'язку при розпаді молекули на атоми та радикали. В останньому випадку руйнується зв'язувальна електронна пара і процес називається гомолітичним.Відповідно до сказаного слід розрізняти процес дисоціації та процес іонізації; в разі HClперший спостерігається за його термічному розпаді на атоми, другий – при розпаді на іони у розчині.

Під впливом зовнішнього електричного поля молекула поляризується, тобто. у ній відбувається перерозподіл зарядів і молекула набуває нового значення дипольного моменту. При цьому неполярні молекули можуть перетворитися на полярні, а полярні стають ще більш полярними. Інакше висловлюючись, під впливом зовнішнього електричного поля молекулах індукується диполь, званий наведеним чи індукованим, які є лише за вплив зовнішнього електричного поля.