Ce este o legătură n în chimie. Conexiune Pi


Există două tipuri de legături covalente: legături sigma și pi. O legătură sigma este o singură legătură covalentă formată atunci când un AO se suprapune de-a lungul unei linii drepte (axă) care conectează nucleele a doi atomi legați cu o suprapunere maximă pe această linie dreaptă. O legătură sigma poate apărea atunci când orice AO (s-, p-hibrid) se suprapun. În organogeni (carbon, azot, oxigen, sulf), orbitalii hibrizi pot lua parte la formarea legăturilor sigma, oferind o suprapunere mai eficientă. Pe lângă suprapunerea axială, este posibil un alt tip de suprapunere - suprapunerea laterală a p-AO, ceea ce duce la formarea unei legături pi. O legătură pi este o legătură formată prin suprapunerea laterală a p-AO nehibridați cu o suprapunere maximă pe ambele părți ale liniei drepte care leagă nucleele atomilor. Legăturile multiple găsite adesea în compușii organici sunt o combinație de legături sigma și pi; dublu - un sigma și unul pi, triplu - o sigma și două legături pi.

Energia de legătură este energia eliberată atunci când se formează o legătură sau este necesară pentru a separa doi atomi legați. Servește ca măsură a puterii legăturii: cu cât energia este mai mare, cu atât legătura este mai puternică.

Lungimea legăturii este distanța dintre centrele atomilor legați. O legătură dublă este mai scurtă decât o legătură simplă, iar o legătură triplă este mai scurtă decât o legătură dublă. Legăturile dintre atomii de carbon în diferite stări de hibridizare se caracterizează prin model general: Pe măsură ce fracția de orbital s din orbital hibrid crește, lungimea legăturii scade. De exemplu, în seria de compuși propan CH3-CH2-CH3, propenă CH3-CH=CH2, propină CH3-C-=CH, lungimea legăturii CH3-C este de 0,154, 0,150 și respectiv 0,146 nm.

În chimie, conceptul de orbitali hibrizi ai atomului de carbon și a altor elemente este utilizat pe scară largă. Conceptul de hibridizare ca modalitate de a descrie rearanjarea orbitalilor este necesar în cazurile în care numărul de electroni nepereche în starea fundamentală a unui atom este mai mic decât numărul de legături formate. Se postulează că diferiți orbitali atomici având niveluri de energie similare interacționează între ei, formând orbitali hibrizi cu aceeași formă și energie. Orbitalii hibridizați, datorită suprapunerii mai mari, formează legături mai puternice în comparație cu orbitalii nehibridați.

Tipul de hibridizare determină orientarea AO-urilor hibride în spațiu și, în consecință, geometria moleculelor. În funcție de numărul de orbitali care au intrat în hibridizare, un atom de carbon poate fi într-una din cele trei stări de hibridizare. sp3-Hibridare. Ca urmare a hibridizării sp3, un atom de carbon din starea fundamentală 1s2-2s2-2p2 datorită mișcării unui electron de la orbitalul 2s la 2p intră în starea excitată 1s2-2s1-2p3. Atunci când patru AO externi ai unui atom de carbon excitat (unul 2s și trei 2p orbitali) sunt amestecate, apar patru orbitali hibrizi sp echivalenți. Au forma unui opt tridimensional, una dintre lamele căreia este mult mai mare decât cealaltă. Datorită respingerii reciproce, AO-urile hibride sp3 sunt îndreptate în spațiu spre vârfurile tetraedrului și unghiurile dintre ele sunt egale cu 109,5° (locația cea mai favorabilă). Fiecare orbital hibrid dintr-un atom este umplut cu un electron. Atomul de carbon în starea de hibridizare sp3 are configurația electronică 1s2(2sp3)4.

Această stare de hibridizare este caracteristică atomilor de carbon din hidrocarburile saturate (alcani) și, în consecință, în radicalii alchil ai derivaților lor. sp2-Hibridare. Ca urmare a hibridizării sp2, datorită amestecării a unui atom de carbon 2s și a două AO 2p ale unui atom de carbon excitat, se formează trei orbitali hibrid sp2 echivalenți, situați în același plan la un unghi de 120’. 2p-AO nehibridizat este într-un plan perpendicular. Atomul de carbon în starea de hibridizare sp2 are configurația electronică 1s2-(2sp2)3-2p1. Acest atom de carbon este caracteristic hidrocarburilor nesaturate (alchene), precum și unor grupe funcționale, de exemplu carbonil, carboxil, etc. sp-Hibridarea. Ca urmare a hibridizării sp, datorită amestecării unui orbital 2s și unul 2p ai unui atom de carbon excitat, se formează două AO hibride sp echivalente, situate liniar la un unghi de 180°. Cele două 2p-AO nehibridate rămase sunt situate în planuri reciproc perpendiculare. Atomul de carbon în starea de hibridizare sp are configurația electronică 1s2-(2sp)2-2p2. Un astfel de atom se găsește în compușii care au o legătură triplă, de exemplu în alchine și nitrili. Atomii altor elemente pot fi, de asemenea, în stare hibridizată. De exemplu, atomul de azot din ionul de amoniu NH4+ și, în consecință, ionul de alchilamoniu RНН3+ se află într-o stare de hibridizare sp3; în pirol și piridină - hibridizare sp2; în nitrili - sp-hibridare.



Idei despre mecanismul educației legătură chimică folosind exemplul moleculelor de hidrogen, ele se extind la alte molecule. Teoria legăturii chimice, creată pe această bază, se numește metoda legăturii de valență. (MVS).

Puncte cheie:

1) se formează o legătură covalentă ca urmare a suprapunerii a doi nori de electroni cu spini direcționați opus, iar norul de electroni comun rezultat aparține la doi atomi;

2) cu cât legătura covalentă este mai puternică, cu atât norii de electroni care interacționează se suprapun. Gradul în care norii de electroni se suprapun depinde de mărimea și densitatea lor;

3) formarea unei molecule este însoțită de compresia norilor de electroni și scăderea dimensiunii moleculei față de dimensiunea atomilor;

4) la formarea legăturii iau parte electronii s- și p ai nivelului de energie extern și electronii d ai nivelului de energie pre-extern.

Într-o moleculă de clor, fiecare dintre atomii săi are un nivel exterior complet de opt electroni s 2 p 6, iar doi dintre ei (pereche de electroni) în în aceeași măsură aparține ambilor atomi. Suprapunerea norilor de electroni în timpul formării unei molecule este prezentată în figură.

Schema formării unei legături chimice în moleculele de clor Cl 2 (a) și clorură de hidrogen HCl (b)

O legătură chimică pentru care se conectează linia nuclee atomice, este axa de simetrie a norului de electroni de legătură, numită legătură sigma (σ).. Apare atunci când orbitalii atomici se suprapun frontal. Se leagă atunci când orbitalii s-s se suprapun în molecula H2; Orbitii p-p din molecula de Cl 2 și orbitalii s-p din molecula de HCl sunt legături sigma. Este posibilă suprapunerea „laterală” a orbitalilor atomici. Când se suprapun nori de electroni p orientați perpendicular pe axa legăturii, i.e. de-a lungul axei y și z, se formează două regiuni de suprapunere, situate de fiecare parte a acestei axe.

Această legătură covalentă se numește pi (p)-legatură. Există mai puțină suprapunere a norilor de electroni în timpul formării legăturilor π. În plus, regiunile de suprapunere se află mai departe de nuclei decât în ​​timpul formării unei legături σ. Din aceste motive, legătura π are o rezistență mai mică în comparație cu legătura σ. Prin urmare, energia unei legături duble este mai mică de două ori energia unei legături simple, care este întotdeauna o legătură σ. În plus, legătura σ are simetrie axială, cilindrică și este un corp de revoluție în jurul liniei care leagă nucleele atomice. Legătura π, dimpotrivă, nu are simetrie cilindrică.

O legătură simplă este întotdeauna o legătură σ pură sau hibridă. O legătură dublă constă dintr-o legătură σ și una π, situate perpendicular una pe cealaltă. Legătura σ este mai puternică decât legătura π. În compușii cu legături multiple, există întotdeauna o legătură σ și una sau două legături π.

Obiecte de bază ale bio.chimiei.

Obiecte de studiu bio chimie organică sunt proteine ​​și peptide, acizi nucleici, carbohidrați, lipide, biopolimeri, alcaloizi, terpenoizi, vitamine, antibiotice, hormoni, toxine, precum și regulatori sintetici procese biologice: medicamente, pesticide etc.

Izomerie compuși organici, tipurile sale. Caracteristicile tipurilor de izomerie, exemple.

Există două tipuri de izomerie: structurală și spațială (adică stereoizomerie). Izomerii structurali diferă între ei prin ordinea legăturilor atomilor din moleculă, stereoizomerii - prin aranjarea atomilor în spațiu cu aceeași ordine a legăturilor între ei.

Se disting următoarele tipuri de izomerie structurală: izomerie de schelet de carbon, izomerie de poziție, izomerie diverse clase compuși organici (izomerie interclasă).

Izomeria scheletului de carbon se datorează ordinii diferite a legăturilor dintre atomii de carbon care formează scheletul moleculei. De exemplu: formula moleculară C4H10 corespunde la două hidrocarburi: n-butan și izobutan. Pentru hidrocarbura C5H12, sunt posibili trei izomeri: pentan, izo-pentan și neopentan. C4H10 corespunde la două hidrocarburi: n-butan și izobutan. Pentru hidrocarbura C5H12, sunt posibili trei izomeri: pentan, izo-pentan și neopentan.

Izomerismul pozițional se datorează pozițiilor diferite ale legăturii multiple, substituentului și grupării funcționale cu același schelet de carbon al moleculei

Interclasă izomerie-izomerie substanțe aparținând diferitelor clase de compuși organici.

Clasificarea și nomenclatura modernă a compușilor organici.

În prezent, nomenclatura sistematică este utilizată pe scară largă - IUPAC - unificat internațional nomenclatura chimică. Regulile IUPAC se bazează pe mai multe sisteme:

1) radical-funcțional (numele se bazează pe numele grupului funcțional),

2) conectarea (numele sunt formate din mai multe părți egale),

3) substitutiv (baza denumirii este fragmentul de hidrocarbură).

Legături covalente. Legături pi și sigma.

Legătura covalentă este principalul tip de legătură în compușii organici.

Este o legătură formată prin suprapunerea unei perechi de nori de electroni de valență.

O legătură pi este o legătură covalentă formată prin suprapunerea orbitalilor p atomici.

O legătură sigma este o legătură covalentă formată atunci când orbitalii atomici s se suprapun.

Dacă între atomi dintr-o moleculă se formează ambele legături s și p, atunci se formează o legătură multiplă (dublă sau triplă).

6. Idei moderne despre structura compușilor organici. Conceptul " structura chimica”, „configurare”, „conformare”, definiția lor. Rolul structurii în manifestarea activității biologice.

În 1861 A.M. Butlerov a propus o teorie a structurii chimice a compușilor organici, care stă la baza ideilor moderne despre structura org. conexiuni, care constă din următoarele prevederi de bază:

1. În moleculele substanțelor există o secvență strictă de legături chimice a atomilor, care se numește structură chimică.

2. Proprietățile chimice ale unei substanțe sunt determinate de natura componentelor sale elementare, cantitatea și structura chimică a acestora.

3.Dacă substanţe cu aceeaşi compoziţie şi greutate moleculară structură diferită, atunci apare fenomenul de izomerie.

4. Deoarece în reacțiile specifice se modifică doar unele părți ale moleculei, studierea structurii produsului ajută la determinarea structurii moleculei originale.

5. Natura chimică (reactivitatea) atomilor individuali dintr-o moleculă se modifică în funcție de mediu, adică. în funcţie de ce atomi ai altor elemente sunt conectate.

Conceptul de „structură chimică” include ideea unei anumite ordini de conectare a atomilor într-o moleculă și a interacțiunii lor chimice, care modifică proprietățile atomilor.

Legăturile Pi apar atunci când orbitalii p-atomici de pe ambele părți ale liniei de legătură atomică se suprapun. Se crede că legătura pi se realizează în legături multiple - o legătură dublă constă dintr-o legătură sigma și o legătură pi, o legătură triplă - dintr-o legătură sigma și două legături pi ortogonale.

Conceptul de legături sigma și pi a fost dezvoltat de Linus Pauling în anii 30 ai secolului trecut. Un electroni s- și trei p-valență ai atomului de carbon suferă hibridizare și devin patru electroni hibridizați sp 3 echivalent, prin care se formează patru legături chimice echivalente în molecula de metan. Toate legăturile dintr-o moleculă de metan sunt echidistante unele de altele, formând o configurație tetraedrică.

În cazul formării dublei legături, legăturile sigma sunt formate din orbitali sp 2 hibridizați. Numărul total de astfel de legături într-un atom de carbon este de trei și sunt situate în același plan. Unghiul dintre legături este de 120°. Legătura pi este situată perpendicular pe planul indicat (Fig. 1).

În cazul formării legăturilor triple, legăturile sigma sunt formate din orbitali sp-hibridați. Numărul total de astfel de legături pe un atom de carbon este de două și sunt la un unghi de 180° una față de cealaltă. Cele două legături pi ale unei legături triple sunt reciproc perpendiculare (Fig. 2).

În cazul formării unui sistem aromatic, de exemplu, benzenul C 6 H 6, fiecare dintre cei șase atomi de carbon este într-o stare de hibridizare sp 2 și formează trei legături sigma cu unghiuri de legătură de 120 °. Al patrulea electron p al fiecărui atom de carbon este orientat perpendicular pe planul inelului benzenic (Fig. 3.). În general, apare o singură legătură care se extinde la toți atomii de carbon din ciclul benzenic. Două regiuni de legături pi cu densitate mare de electroni sunt formate de fiecare parte a planului legăturii sigma. Cu o astfel de legătură, toți atomii de carbon din molecula de benzen devin echivalenti și, prin urmare, un astfel de sistem este mai stabil decât un sistem cu trei legături duble localizate. Legătura pi nelocalizată din molecula de benzen determină o creștere a ordinii legăturilor dintre atomii de carbon și o scădere a distanței internucleare, adică lungimea legăturii chimice d cc în molecula de benzen este de 1,39 Å, în timp ce d C-C = 1,543 Å și d C=C = 1,353 Å.

Conceptul lui L. Pauling despre legăturile sigma și pi a devenit o parte integrantă a teoriei legăturilor de valență. Imaginile animate ale hibridizării orbitale atomice au fost acum dezvoltate.

Cu toate acestea, L. Pauling însuși nu a fost mulțumit de descrierea legăturilor sigma și pi. La un simpozion de chimie organică teoretică dedicat memoriei lui F.A. Kekule (Londra, septembrie 1958), el a abandonat descrierea σ, π și a propus și fundamentat teoria unei legături chimice îndoite. Noua teorie a luat în considerare în mod clar semnificația fizică a unei legături chimice covalente, și anume corelația electronilor Coulomb.

Note

Vezi de asemenea

Legatura chimica
Legătura covalentă legătură σ · legătura π legătură δ
Legatura dubla · Legatura tripla · Legatura sfert · Legatura cvintupla · Legatura sase
3c-2e · 3c-4e · 4c-2e
Legătură agostică Legătură îndoită Legătură donor-acceptor Feedback reciproc
Conjugare Hiperconjugare Aromaticitate Hapticitate Antilegare
Legătura ionică Interacțiunea π-cationi Punte de sare
Conexiune metalica Aromaticitate metalica
Intermolecular
interacţiune

Fundația Wikimedia.

2010.

Cărți

  • Conexiunea dintre planete, timpuri și generații, Mikhailova Lyubov Vasilievna, Conexiunea dintre planete, timpuri și generații îngrijorează în mod constant omenirea. Simt o legătură inextricabilă cu cosmosul și încerc să dezleg măcar câteva dintre misterele Universului. Iubire pământească și nepământească... Categorie: Poezie rusă contemporană Editor:

14. Caracteristicile de bază ale legăturilor covalente. Lungimea legăturii și energia. Saturație și direcție. Multiplicitatea comunicării. Conexiuni Sigma și pi.

- O legătură chimică realizată de perechi de electroni împărtășiți se numește atomic sau covalent. Fiecare legătură chimică covalentă are anumite caracteristici calitative sau cantitative. Acestea includ:

Lungimea link-ului

Energia de comunicare

Saturabilitatea

Direcția de comunicare

Polaritatea comunicării

Multiplicitatea comunicării

- Lungimea link-ului– distanța dintre nucleele atomilor legați. Depinde de mărimea atomilor și de gradul de suprapunere a învelișurilor lor de electroni. Lungimea unei legături este determinată de ordinea legăturii: cu cât este mai mare ordinea legăturii, cu atât lungimea acesteia este mai scurtă.

Energia de comunicare este energia care este eliberată atunci când o moleculă este formată din atomi unici. Acesta este de obicei exprimat în J/mol (sau cal/mol). Energia legăturilor este determinată de ordinea legăturilor: cu cât este mai mare ordinea legăturilor, cu atât energia acesteia este mai mare. Energia legăturii este o măsură a puterii sale. Valoarea sa este determinată de munca necesară pentru a rupe o legătură sau de câștigul de energie atunci când o substanță se formează din atomi individuali. Sistemul care conține mai puțină energie este mai stabil. Pentru moleculele diatomice, energia de legătură este egală cu energia de disociere luată cu semnul opus. Dacă mai mult de 2 atomi diferiți se combină într-o moleculă, atunci energia medie de legare nu coincide cu energia de disociere a moleculei. Energiile de legătură în moleculele formate din atomi identici scad în grupuri de sus în jos. Energiile de legătură cresc pe parcursul perioadei.

- Saturabilitatea– arată câte legături poate forma un atom dat cu alții datorită perechilor de electroni partajate. Este egal cu numărul de perechi de electroni comuni cu care un atom dat este conectat la alții. Saturația unei legături covalente este capacitatea unui atom de a participa la formarea unui număr limitat de legături covalente. legături de valență.

Concentrează-te– acesta este un anumit aranjament relativ al norilor de electroni conectați. Ea conduce la o anumită aranjare în spațiu a nucleelor ​​atomilor legați chimic. Orientarea spațială a unei legături covalente este caracterizată de unghiurile dintre legăturile formate, care se numesc unghiuri de legătură.

- Multiplicitatea comunicării. Determinat de numărul de perechi de electroni implicați în legătura dintre atomi. Dacă o legătură este formată din mai mult de o pereche de electroni, atunci se numește multiplu. Pe măsură ce multiplicitatea legăturilor crește, energia crește și lungimea legăturii scade. În moleculele cu o legătură multiplă nu există rotație în jurul unei axe.

- Legături sigma și pi. Legătura chimică este cauzată de suprapunerea norilor de electroni. Dacă această suprapunere are loc de-a lungul unei linii care leagă nucleele atomice, atunci legătura se numește legătură sigma. Poate fi format din electroni s-s, electroni p-p, electroni s-p. O legătură chimică realizată de o pereche de electroni se numește legătură simplă. Legăturile simple sunt întotdeauna legături sigma. Orbitii de tip S formează numai legături sigma. Dar se cunosc un număr mare de compuși care au legături duble și chiar triple. Una dintre ele este legătura sigma, iar celelalte se numesc legături pi. Când se formează astfel de legături, nori de electroni suprapusi apar în două regiuni ale spațiului simetrice față de axa internucleară.

15. Hibridarea orbitalilor atomici folosind exemplul de molecule: metan, clorura de aluminiu, clorura de beriliu. Unghiul de legătură și geometria moleculară. Metoda orbitală moleculară (MO LCAO). Diagrame energetice ale moleculelor homo- și hetero-nucleare (N2, Cl2, N.H.3, Fi2).

- Hibridizare. Noul set de orbitali mixți se numește orbitali hibrizi, iar tehnica de amestecare în sine se numește hibridizarea orbitalilor atomici.

Amestecarea unui orbital s și a unui orbital p, ca în BeCl2, se numește hibridizare sp. În principiu, hibridizarea unui orbital s este posibilă nu numai cu unul, ci și cu doi, trei sau un număr neîntreg de orbitali p, precum și hibridizarea care implică orbitali d.

Să luăm în considerare molecula liniară de BeCl2. Un atom de beriliu în stare de valență este capabil să formeze două legături datorită unui electron s și unui electron p. Evident, acest lucru ar trebui să aibă ca rezultat două legături cu atomi de clor de lungimi diferite, deoarece distribuția radială a acestor electroni este diferită. Molecula reală de BeCl2 este simetrică și liniară; cele două legături ale sale Be-Cl sunt exact aceleași. Aceasta înseamnă că sunt prevăzute cu electroni din aceeași stare, adică. aici atomul de beriliu în stare de valență nu mai are un electron s- și un electron p, ci doi electroni localizați în orbitali formați prin „amestecarea” orbitalilor s- și p-atomici. O moleculă de metan va avea hibridizare sp3, iar o moleculă de clorură de aluminiu va avea hibridizare sp2.

Condiții pentru stabilitatea hibridizării:

1) În comparație cu atomii orbitali originali, orbitalii hibridi ar trebui să se suprapună mai strâns.

2) Orbitii atomici care sunt aproape la nivel de energie iau parte la hibridizare, prin urmare, orbitalii hibrizi stabili ar trebui să fie formați în partea stângă a tabelului periodic.

Hibridizare

Forma moleculei

Unghiul de legătură

Liniar

Triunghi

Tetraedru
- Unghiul de legătură și geometria moleculară.În fiecare caz, orbitalii hibrizi au o anumită orientare, ceea ce contribuie la formarea de molecule cu anumite unghiuri între legături, unghiuri de legătură. Fiecare tip de hibridizare corespunde unui anumit unghi de legătură și unei anumite forme moleculare:

- MO LCAO. Orbitii moleculari pot fi gândiți ca o combinație liniară de orbitali atomici. Orbitii moleculari trebuie să aibă o anumită simetrie. Când umpleți orbitalii atomici cu electroni, este necesar să țineți cont de următoarele reguli:

1. Dacă un orbital atomic este o anumită funcție care este o soluție a ecuației Schrödinger și descrie starea unui electron dintr-un atom, metoda MO este, de asemenea, o soluție a ecuației Schrödinger, dar pentru un electron dintr-o moleculă.

2. Un orbital molecular se găsește prin adăugarea sau scăderea orbitalilor atomici.

3. Orbitalii moleculari și numărul lor sunt egali cu suma orbitalilor atomici ai atomilor care reacţionează.

Dacă soluția pentru orbitalii moleculari se obține prin adăugarea funcțiilor orbitalilor atomici, atunci energia orbitalilor moleculari va fi mai mică decât energia orbitalilor atomici originali. Și un astfel de orbital se numește orbital de legătură.

În cazul scăderii funcţiilor orbital molecular are mare energie și se numește slăbirea.

Există orbitali sigma și pi. Ele sunt completate conform regulii lui Hund.

Numărul de legături (ordinea legăturilor) este egal cu diferența dintre numărul total de electroni din orbitalul de legătură și numărul de electroni din orbitalul de antilegare, împărțit la 2.

Metoda MO utilizează diagrame energetice:

16. Polarizarea comunicării. Momentul dipol al conexiunii. Caracteristicile atomilor care interacționează: potențial de ionizare, afinitate electronică, electronegativitate. Gradul de ionicitate al legăturii.

- Moment dipol- o mărime fizică care caracterizează proprietățile electrice ale unui sistem de particule încărcate. În cazul unui dipol (două particule cu sarcini opuse), momentul dipolului electric este egal cu produsul dintre sarcina pozitivă a dipolului și distanța dintre sarcini și este direcționat de la sarcina negativă la cea pozitivă. Momentul dipol al unei legături chimice este cauzat de deplasarea norului de electroni către unul dintre atomi. O legătură se numește polară dacă momentul dipolar corespunzător diferă semnificativ de zero. Există cazuri când legăturile individuale dintr-o moleculă sunt polare, iar momentul dipol total al moleculei este zero; astfel de molecule sunt numite nepolare (de exemplu, molecule de CO2 și CCl4). Dacă momentul dipol al unei molecule este diferit de zero, molecula se numește polară. De exemplu, molecula de H 2 O Ordinul de mărime al momentului dipolar al moleculei este determinat de produsul sarcinii electronului (1,6,10 -19 C) și lungimea legăturii chimice (aproximativ 10 -10 m). ).

Natura chimică a unui element este determinată de capacitatea atomului său de a pierde și de a câștiga electroni. Această capacitate poate fi cuantificată prin energia de ionizare a unui atom și afinitatea lui electronică.

- Energia de ionizare a unui atom este cantitatea de energie necesară pentru a îndepărta un electron dintr-un atom neexcitat. Se exprimă în kilojuli pe mol. Pentru atomii multi-electroni, energiile de ionizare E1, E2, E3, ..., En corespund separării primului, celui de-al doilea etc. electroni. În acest caz, întotdeauna E1

- Afinitatea electronilor atomilor– efectul energetic al adăugării unui electron la un atom neutru, transformându-l într-un ion negativ. Afinitatea electronică a unui atom este exprimată în kJ/mol. Afinitatea electronică este egală numeric, dar semn opus energiei de ionizare a unui ion încărcat negativ și depinde de configurația electronică a atomului. Elementele p din grupa 7 au cea mai mare afinitate electronică. Atomii cu configurația s2 (Be, Mg, Ca) și s2p6 (Ne, Ar, Kr) sau umpluți pe jumătate cu un substrat p (N, P, As) nu prezintă afinitate electronică.

- Electronegativitatea- o caracteristică medie a capacității unui atom dintr-un compus de a atrage un electron. În acest caz, diferența dintre stările atomilor din diferiți compuși este neglijată. Spre deosebire de potențialul de ionizare și afinitatea electronică, EO nu este o mărime fizică strict definită, ci o caracteristică condiționată utilă. Cel mai electronegativ element este fluorul. EO depinde de energia de ionizare și afinitatea electronilor. Conform unei definiții, EO al unui atom poate fi exprimat ca jumătate din suma energiei sale de ionizare și a afinității electronice. Un element nu i se poate atribui o constantă EO. Depinde de mulți factori, în special de starea de valență a elementului, tipul de compus în care este inclus etc.

17. Capacitate de polarizare și efect de polarizare. Explicarea unor proprietăți fizice ale substanțelor din punctul de vedere al acestei teorii.

- Teoria polarizării consideră că toate substanțele sunt pur ionice. În absența unui câmp extern, toți ionii au formă sferică. Când ionii se apropie unul de celălalt, câmpul cationului afectează câmpul anionului și sunt deformați. Polarizarea ionilor este deplasarea norului de electroni exterior de ioni în raport cu nucleul lor.

Polarizare constă din două procese:

    polarizabilitatea ionilor

    efect de polarizare asupra altui ion

Polarizabilitatea unui ion este o măsură a capacității norului de electroni al ionului de a se deforma sub influența unui câmp electric extern.

Regularități ale polarizabilității ionilor:

    Anionii sunt mai polarizați decât cationii. Densitatea excesivă a electronilor duce la difuzie ridicată și laxarea norului de electroni.

    Polarizabilitatea ionilor izoelectronici crește odată cu scăderea sarcinilor pozitive și în creștere a sarcinilor negative. Ionii izoelectronici au aceeași configurație.

    În cationii cu încărcare multiplă, sarcina nucleară este mult mai mare decât numărul de electroni. Acest lucru compactează învelișul de electroni și o stabilizează, astfel încât astfel de ioni sunt mai puțin susceptibili la deformare. Polarizabilitatea cationilor scade la trecerea de la ionii cu un înveliș exterior de electroni umplut cu 18 electroni la unul neumplut și apoi la ioni de gaz nobil. Acest lucru se datorează faptului că pentru electronii din aceeași perioadă, învelișul de electroni d este mai difuz în comparație cu învelișurile de electroni s și p, deoarece d electronii petrec mai mult timp în apropierea nucleului. Prin urmare, electronii d interacționează mai puternic cu anionii din jur.

    Polarizabilitatea ionilor analogi crește odată cu creșterea numărului de straturi electronice. Polarizabilitatea este cea mai dificilă pentru cationi de dimensiuni mici și cu încărcare multiplă, cu o înveliș de electroni de gaze nobile. Astfel de cationi se numesc duri.

- Anionii multiîncărcați în vrac și cationii în vrac cu sarcină scăzută sunt cel mai ușor polarizați. Aceștia sunt ioni moi. Efect de polarizare

. Depinde de taxele, dimensiunea și structura stratului electronic exterior.

1. Efectul de polarizare al unui cation crește odată cu creșterea încărcăturii sale și scăderea razei. Efectul maxim de polarizare este caracteristic Katon-urilor cu raze mici și sarcini mari, prin urmare formează compuși de tip covalent. Cu cât sarcina este mai mare, cu atât este mai mare legătura de polarizare.

- 2. Efectul de polarizare al cationilor crește odată cu trecerea de la ionii cu nor de electroni s la unul incomplet și la unul cu 18 electroni. Cu cât efectul de polarizare al cationului este mai mare, cu atât contribuția legăturii covalente este mai mare.:

Aplicarea teoriei polarizării pentru a explica proprietățile fizice

Cu cât polarizabilitatea unui anion este mai mare (efectul de polarizare al unui cation), cu atât este mai probabil să formeze o legătură covalentă. Prin urmare, punctele de fierbere și de topire ale compușilor cu legături covalente vor fi mai mici decât cele cu legături ionice. Cu cât ionitatea legăturii este mai mare, cu atât punctele de topire și de fierbere sunt mai mari.

Deformarea învelișului de electroni afectează capacitatea de a reflecta sau de a absorbi undele luminoase. De aici, din perspectiva teoriei polarizării, culoarea compușilor poate fi explicată: albul reflectă totul; negru – absoarbe; transparent – ​​lasă să treacă. Acest lucru este legat: dacă învelișul este deformat, atunci nivelurile cuantice ale electronilor se apropie, reducând bariera energetică, deci este necesară energie scăzută pentru excitare. Deoarece absorbția este asociată cu excitarea electronilor, adică. odată cu trecerea lor la niveluri înalte, apoi în prezența polarizării ridicate, lumina deja vizibilă poate excita electronii externi și substanța va fi colorată. Cu cât sarcina anionului este mai mare, cu atât intensitatea culorii este mai mică. Efectul de polarizare afectează reactivitatea compușilor, prin urmare, pentru mulți compuși, sărurile acizilor care conțin oxigen sunt mai stabile decât sărurile în sine. Cel mai mare efect de polarizare se găsește în elementele d. Cu cât sarcina este mai mare, cu atât efectul de polarizare este mai mare.

Natura legăturii ionice poate fi explicată prin interacțiunea electrostatică a ionilor. Capacitatea elementelor de a forma ioni simpli este determinată de structura atomilor lor. Cationii formează cel mai ușor elemente cu energie de ionizare scăzută, metale alcaline și alcalino-pământoase. Anionii se formează cel mai ușor din elementele p din grupa 7, datorită afinității lor mari pentru electroni.

Sarcinile electrice ale ionilor provoacă atracția și repulsia acestora. Ionii pot fi considerați ca niște bile încărcate ale căror câmpuri de forță sunt distribuite uniform în toate direcțiile din spațiu. Prin urmare, fiecare ion poate atrage ionii de semn opus față de sine în orice direcție. O legătură ionică, spre deosebire de o legătură covalentă, este caracterizată de nedirecționalitate.

Interacțiunea ionilor cu semne opuse între ei nu poate duce la compensarea reciprocă completă a câmpurilor lor de forță. Din acest motiv, ei păstrează capacitatea de a atrage ioni în alte direcții. Prin urmare, spre deosebire de o legătură covalentă, o legătură ionică este caracterizată de nesaturare.

19.Conexiune metalica. Asemănări și diferențe cu legăturile ionice și covalente

O legătură metalică este o legătură în care electronii fiecărui atom individual aparțin tuturor atomilor aflați în contact. Diferența de energie dintre orbitalii „moleculari” într-o astfel de legătură este mică, astfel încât electronii se pot muta cu ușurință de la un orbital „molecular” la altul și, prin urmare, se pot mișca în volumul metalului.

Metalele diferă de alte substanțe prin conductivitatea lor electrică și termică ridicată. În condiții normale, acestea sunt substanțe cristaline (cu excepția mercurului) cu un număr mare de atomi de coordonare. Într-un metal, numărul de electroni este mult mai mic decât numărul de orbitali, astfel încât electronii se pot muta de la un orbital la altul. Atomii de metal sunt caracterizați prin energie de ionizare ridicată - electronii de valență sunt slab reținuți în atom, adică. se mișcă ușor în cristal. Capacitatea electronilor de a se mișca în jurul unui cristal determină conductivitatea electrică a metalelor.

Astfel, spre deosebire de compușii covalenti și ionici, în metale un număr mare de electroni leagă simultan un număr mare de nuclee atomice, iar electronii înșiși se pot mișca în metal. Cu alte cuvinte, în metale există o legătură chimică foarte delocalizată. Legătura metalică are o anumită asemănare cu legătura covalentă, deoarece se bazează pe împărțirea electronilor de valență. Cu toate acestea, la formarea unei legături covalente, electronii de valență a doar doi atomi care interacționează participă, în timp ce la formarea unei legături metalice, toți atomii participă la împărțirea electronilor. De aceea, legătura metalică nu are direcționalitate și saturație spațială, ceea ce determină în mare măsură proprietățile specifice ale metalelor. Energia unei legături metalice este de 3-4 ori mai mică decât energia unei legături covalente.

20. Legătura de hidrogen. Intermolecular și intramolecular. Mecanismul educației. Caracteristici ale proprietăților fizice ale substanțelor cu legături de hidrogen. Exemple.

- O legătură de hidrogen este un tip special de legătură chimică. Este caracteristic compușilor cu hidrogen cu elementele cele mai electronegative (fluor, oxigen, azot și, într-o măsură mai mică, clor și sulf).

Legăturile de hidrogen sunt foarte frecvente și joacă un rol important în asocierea moleculelor, în procesele de cristalizare, dizolvare, formare a hidraților de cristal etc. De exemplu, în stare solidă, lichidă și chiar gazoasă, moleculele de fluorură de hidrogen sunt conectate în un lanț în zig-zag, care se datorează tocmai legăturii de hidrogen.

Particularitatea sa este că un atom de hidrogen, care face parte dintr-o moleculă, formează o a doua legătură, mai slabă, cu un atom dintr-o altă moleculă, în urma căreia ambele molecule sunt combinate într-un complex. O trăsătură caracteristică a unui astfel de complex este așa-numitul punte de hidrogen – A – H...B–. Distanța dintre atomi dintr-o punte este mai mare decât între atomi dintr-o moleculă. Inițial, legătura de hidrogen a fost interpretată ca o interacțiune electrostatică. S-a ajuns acum la concluzia că interacțiunea donor-acceptor joacă un rol major în legăturile de hidrogen. Legăturile de hidrogen se formează nu numai între molecule de substanțe diferite, ci și în moleculele aceleiași substanțe H2O, HF, NH3 etc. Acest lucru explică și diferența dintre proprietățile acestor substanțe în comparație cu compușii înrudiți. Legăturile de hidrogen în interiorul moleculelor sunt cunoscute, în special în compușii organici. Formarea sa este facilitată de prezența în moleculă a unei grupări acceptoare A-H și a unei grupe donor B-R. În molecula A-H, A este elementul cel mai electronegativ. Formarea legăturilor de hidrogen în polimeri, cum ar fi peptidele, are ca rezultat o structură elicoidală. ADN-ul, acidul dezoxiribonucleic, păstrătorul codului eredității, are structuri similare. Legăturile de hidrogen nu sunt puternice. Se formează și se sparg cu ușurință la temperaturi obișnuite, ceea ce este foarte important în procesele biologice. Se știe că compușii de hidrogen cu nemetale foarte electronegative au puncte de fierbere anormal de ridicate.

Interacțiunea intermoleculară. Forțele de atracție dintre atomii și moleculele saturate sunt extrem de slabe în comparație cu legăturile ionice și covalente. Substanțele în care moleculele sunt ținute împreună de forțe extrem de slabe sunt adesea gaze la 20 de grade, iar în multe cazuri punctele lor de fierbere sunt foarte scăzute. Existența unor astfel de forțe slabe a fost descoperită de Van der Waals. Existența unor astfel de forțe în sistem poate fi explicată:

1. Prezența unui dipol permanent în moleculă. În acest caz, ca urmare a atracției electrostatice simple a dipolilor, apar forțe de interacțiune slabe - dipol-dipol (H2O, HCl, CO)

2. Momentul dipol este foarte mic, dar la interacțiunea cu apa se poate forma un dipol indus, care apare ca urmare a polimerizării moleculelor de către dipolii moleculelor din jur. Acest efect poate fi suprapus pe interacțiunea dipol-dipol și crește atracția.

3. Forțe de dispersie. Aceste forțe acționează între orice atomi și molecule, indiferent de structura lor. Londra a introdus acest concept. Pentru atomii simetrici, singurele forțe care acționează sunt forțele de la Londra.

21. Stări agregate ale materiei: solid, lichid, gazos. Stari cristaline si amorfe. Grile de cristal.

- În condiții obișnuite, atomii, ionii și moleculele nu există individual. Constă întotdeauna doar din părți ale unei organizații superioare a unei substanțe care practic participă la transformările chimice - așa-numita stare de agregare. În funcție de condițiile externe, toate substanțele pot fi în diferite stări de agregare - gaz, lichid, solid. Trecerea de la o stare de agregare la alta nu este însoțită de o modificare a compoziției stoichiometrice a substanței, ci este în mod necesar asociată cu o modificare mai mare sau mai mică a structurii acesteia.

Stare solidă- Aceasta este o stare în care o substanță are propriul volum și propria sa formă. În solide, forțele de interacțiune dintre particule sunt foarte puternice. Aproape toate substanțele există sub formă de mai multe solide. Reactivitatea și alte proprietăți ale acestor corpuri sunt de obicei diferite. Starea solidă ideală corespunde unui cristal ideal ipotetic.

Stare lichidă- aceasta este o stare în care o substanță are propriul volum, dar nu are propria sa formă. Lichidul are o anumită structură. În structură, starea lichidă este intermediară între o stare solidă cu o structură periodică strict definită și un gaz în care nu există structură. Prin urmare, un lichid se caracterizează, pe de o parte, prin prezența unui anumit volum și, pe de altă parte, prin absența unei anumite forme. Mișcarea continuă a particulelor într-un lichid determină autodifuzia puternic pronunțată și fluiditatea acestuia. Structura și proprietățile fizice ale unui lichid depind de identitatea chimică a particulelor care îl formează.

Stare gazoasă. O trăsătură caracteristică a stării de gaz este că moleculele (atomii) gazului nu sunt ținute împreună, ci se mișcă liber în volum. Forțele de interacțiune intermoleculară apar atunci când moleculele se apropie unele de altele. Interacțiunea intermoleculară slabă determină densitatea scăzută a gazelor și principalele lor proprietăți caracteristice - dorința de expansiune infinită și capacitatea de a exercita presiune asupra pereților vaselor care împiedică această dorință. Datorită interacțiunii intermoleculare slabe la presiune scăzută și temperaturi ridicate, toate gazele tipice se comportă aproximativ la fel, dar deja la temperaturi și presiune obișnuite începe să apară individualitatea gazelor. Starea unui gaz se caracterizează prin temperatură, presiune și volum. Gazul este considerat a fi la nr. dacă temperatura acestuia este de 0 grade și presiunea este de 1* 10 Pa.

- Stare cristalină. Dintre solide, principala este starea cristalină, caracterizată printr-o anumită orientare a particulelor (atomi, ioni, molecule) unele față de altele. Aceasta determină și forma externă a substanței sub formă de cristale. Monocristale - cristalele simple există în natură, dar pot fi obținute artificial. Dar cel mai adesea corpurile cristaline sunt formațiuni policristaline - acestea sunt intercreșteri ale unui număr mare de cristale mici. O trăsătură caracteristică a corpurilor cristaline, rezultată din structura lor, este anizotropia. Se manifestă prin faptul că proprietățile mecanice, electrice și alte proprietăți ale cristalelor depind de direcția influenței externe a forțelor asupra cristalului. Particulele din cristale suferă vibrații termice în jurul poziției de echilibru sau în jurul nodurilor rețelei cristaline.

Stare amorfă. Starea amorfă este similară cu starea lichidă. Se caracterizează prin ordonarea incompletă a aranjamentului relativ al particulelor. Legăturile dintre unitățile structurale nu sunt echivalente, prin urmare corpurile amorfe nu au un punct de topire specific - în timpul procesului de încălzire se înmoaie și se topesc treptat. De exemplu, intervalul de temperatură al proceselor de topire pentru sticla de silicat este de 200 de grade. În corpurile amorfe, natura aranjamentului atomilor practic nu se schimbă atunci când sunt încălzite. Se schimbă doar mobilitatea atomilor - vibrațiile acestora cresc.

- Grile de cristal:

Rețelele cristaline pot fi ionice, atomice (covalente sau metalice) și moleculare.

Rețeaua ionică este formată din ioni cu semne opuse alternând la locuri.

În rețelele atomice, atomii sunt legați prin legături covalente sau metalice. Exemplu: diamant (retea atomo-covalenta), metale si aliajele acestora (retea atomo-metal). Nodurile unei rețele de cristal moleculare sunt formate din molecule. În cristale, moleculele sunt conectate prin interacțiuni intermoleculare.

Diferențele în tipul de legătură chimică din cristale determină diferențe semnificative în tipul de proprietăți fizice și chimice ale unei substanțe cu toate tipurile de rețea cristalină. De exemplu, substanțele cu o rețea atomo-covalentă se caracterizează printr-o duritate ridicată, iar cele cu o rețea atomo-metală se caracterizează prin plasticitate ridicată. Substanțele cu rețea ionică au un punct de topire ridicat și nu sunt volatile. Substanțele cu o rețea moleculară (forțele intermoleculare sunt slabe) sunt fuzibile, volatile, iar duritatea lor nu este mare.

22. Compuși complecși. Definiţie. Compus.

Compușii complecși sunt compuși moleculari, a căror combinație de componente duce la formarea de ioni complecși capabili să existe liber, atât în ​​cristal, cât și în soluție. Ionii complecși sunt rezultatul interacțiunilor dintre atomul central (agent de complexare) și liganzii din jur. Liganzii sunt atât ioni, cât și molecule neutre. Cel mai adesea, agentul de complexare este un metal care, împreună cu liganzii, formează sfera interioară. Există o sferă exterioară. Sferele interioare și exterioare sunt interconectate printr-o legătură ionică.

Articole înrudite
Discutand:
Contacte Despre proiect și editori Publicitate pe site Harta site-ului

2024 liveps.ru. Teme și probleme gata făcute în chimie și biologie.