Сколько сигма и пи связей в соединении. Ковалентные связи. Пи- и сигма- связи. Сигма — и пи-связь

25.03.2024

РАЗДЕЛ И. ОБЩАЯ ХИМИЯ

3. Химическая связь

3.5. Сигма - и пи-связь

Пространственно различают два типа связи - сигма - и пи-связь.

1. Сигма-связь (σ-связь) - простой (одинарный) ковалентная связь, образующаяся перекрыванием электронных облаков по линии, соединяющей атомы. Связь характеризуется осевой симметрией:

В образовании σ-связи могут принимать участие как обычные, так и гібридизовані орбитали.

2. Пи-связь (π-связь). Если у атома после образования σ-связи остались неспаренные электроны, он может использовать их на образование второго типа связи, который называют π-связью. Рассмотрим его механизм на примере образования молекулы кислорода O 2 .

Электронная формула атома Кислорода - 8 O 1 s 2 2 s 2 2 p 2 , или

Два неспаренные р-электроны в атоме Кислорода могут образовать две совместные ковалентные пары с электронами второго атома Кислорода:

Одна пара идет на образование σ-связи:

Другая, перпендикулярная к ней, - на образование π-связи:

Еще одна p -орбиталь (р в), как и s -орбиталь, на которой находятся по две спаренные электроны, участия в связи не берут и не обобществляются.

Аналогичным образом при образовании органических соединений (алкенов и алкадієнів) после sp 2 -гибридизации у каждого из двух атомов Углерода (между которыми образуется связь) остается по одной негібридизованій р-орбитали.

которые размещаются в плоскости, которая является перпендикулярной к оси соединения атомов Карбона:

В сумме σ - и π-связи дают двойную связь.

Тройная связь образуется аналогично и состоит из одной σ-связи (р х) и двух я-связей, которые образованы двумя взаимноперпендикулярными парами p -орбиталей (р у, p z ):

Пример: образование молекулы азота N 2 .

Электронная формула атома Азота- 7 N 1s 2 2s 2 2 p 3 или Три p -электроны в атоме Азота является неспареними и могут образовать три совместные ковалентные пары с электронами второго атома Азота:

В результате образования трех общих электронных пар N≡N каждый атом Азота приобретает устойчивую электронную конфигурацию инертного элемента 2 s 2 2 p 6 (октет электронов).

Тройная связь возникает и при образовании алкінів (в органической химии). В результате s г-гибридизации внешней электронной оболочки атома Углерода образуется две s р-орбитали, расположенные по оси 0Х. Одна из них идет на формирование в-связи с другим атомом Углерода (вторая - на формирование σ-связи с атомом Водорода). А две не гібридизовані р-орбитали (р у, p z ) размещаются перпендикулярно друг к другу и к оси соединения атомов (0Х).

С помощью π-связи формируется молекула бензену и других аренов. Длина связи (ароматического, «полуторного», сказывается ) 1 является промежуточной между длиной простого (0,154 нм) и двойной (0,134 нм) связи и составляет 0,140 нм. Все шесть атомов Углерода имеют общую π-электронное облако, плотность которой локализована над и под плоскостью ароматического ядра и равномерно распределена (делокалізована) между всеми атомами Углерода. По современным представлениям она имеет форму тороида:

1 Под длиной связи понимают расстояние между центрами ядер атомов Углерода, участвующих в связи.

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.

Гибридизация	Форма молекулы	Валентный угол
	Линейная
	Треугольник
	Тетраэдр

- Валентный угол и геометрия молекулы. В каждом случае гибридные орбитали имеют определенную направленность, что способствует образованию молекул с определенными углами между связями, валентными углами. Каждому типу гибридизации соответствует определенный валентный угол и определенная форма молекулы:

- 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.

Основные объекты био.химии.

Объектами изучения биоорганической химии являются белки и пептиды, нуклеиновые кислоты, углеводы, липиды, биополимеры, алкалоиды, терпеноиды, витамины, антибиотики, гормоны, токсины, а также синтетические регуляторы биологических процессов: лекарственные препараты, пестициды и др.

Изомерия органических соединений, ее виды. Характеристика видов изомерии, примеры.

Различают два вида изомерии: структурную и пространственную (т.е. стереоизомерию). Структурные изомеры отличаются друг от друга порядком связи атомов в молекуле, стереоизомеры - расположением атомов в пространстве при одинаковом порядке связей между ними.

Выделяют следующие разновидности структурной изомерии: изомерию углеродного скелета, изомерию положения, изомерию различных классов органических соединений (межклассовую изомерию).

Изомерия углеродного скелета обусловлена различным порядком связи между атомами углерода, образующими скелет молекулы. Например: молекулярной формуле С4Н10 соответствуют два углеводорода: н-бутан и изобутан. Для углеводорода С5Н12 возможны три изомера: пентан, изо-пентан и неопентан. С4Н10 соответствуют два углеводорода: н-бутан и изобутан. Для углеводорода С5Н12 возможны три изомера: пентан, изо-пентан и неопентан.

Изомерия положения обусловлена различным положением кратной связи, заместителя, функциональной группы при одинаковом углеродном скелете молекулы

Межклассовая изомерия- изомерия веществ, принадлежащих к разным классам органических соединений.

Современная классификация и номенклатура органических соединений.

В настоящее время широко используется систематическая номенклатура- IUPAC- международная единая химическая номенклатура. Правила ИЮПАК основываются на несколько систем:

1) радикально-функциональная (в основе названия лежит название функц-й группы),

2) соединительная (названия составляют из нескольких равноправных частей),

3) заместительная (основой названия служит углеводородный фрагмент).

Ковалентные связи. Пи- и сигма- связи.

Ковалентная связь являетсся основным типом связи в органических соединениях.

Это связь, образованная перекрытием пары валентных электронных облаков.

Пи-связь- это ковалентная связь, образующаяся путем перекрывания р-атомных орбиталей.

Сигма-связь- это ковалентная связь, образующаяся при перекрывании s-атомных орбиталей.

Если между атомами в молекуле образуются как s-, так и р-связи, то образуется кратная (двойная или тройная) связь.

6. Современные представления о структуре органических соединений. Понятие «химическое строение», «конфигурация», «конформация», их определение. Роль структуры в проявлении биологической активности.

В 1861 году А.М. Бутлеровым была предложена теория химического строения органических соединений, лежащая в основе современных представлений о структуре орг. соединений,которая состоит из следующих основных положений:

1.В молекулах веществ существует строгая последовательность химического связывания атомов, которая называется химическим строением.

2.Химические свойства вещества определяются природой элементарных составных частей, их количеством и химическим строением.

3.Если у веществ с одинаковым составом и молекулярной массой различное строение, то возникает явление изомерии.

4.Так как в конкретных реакциях изменяются только некоторые части молекулы, то исследование строения продукта помогает определить строение исходной молекулы.

5.Химическая природа (реакционная способность) отдельных атомов в молекуле меняется в зависимости от окружения, т.е. от того, с какими атомами других элементов они соединены.

Понятие "химическое строение" включает представление об определенном порядке соединения атомов в молекуле и об их химическом взаимодействии, изменяющем свойства атомов.

Основные объекты био.химии.

Объектами изучения

Ковалентные связи. Пи- и сигма- связи.

Ковалентная связь

Конфигурация

Конформация

Поиск на сайте:

Ковалентные связи. Пи- и сигма- связи.

Основные объекты био.химии.

Изомерия органических соединений, ее виды. Характеристика видов изомерии, примеры.

Различают два вида изомерии: структурную и пространственную (т.е.

стереоизомерию). Структурные изомеры отличаются друг от друга порядком связи атомов в молекуле, стереоизомеры - расположением атомов в пространстве при одинаковом порядке связей между ними.

Межклассовая изомерия- изомерия веществ, принадлежащих к разным классам органических соединений.

Современная классификация и номенклатура органических соединений.

В настоящее время широко используется систематическая номенклатура- IUPAC- международная единая химическая номенклатура.

Правила ИЮПАК основываются на несколько систем:

1) радикально-функциональная (в основе названия лежит название функц-й группы),

2) соединительная (названия составляют из нескольких равноправных частей),

3) заместительная (основой названия служит углеводородный фрагмент).

Ковалентные связи.

Пи- и сигма- связи.

Ковалентная связь являетсся основным типом связи в органических соединениях.

Это связь, образованная перекрытием пары валентных электронных облаков.

Пи-связь- это ковалентная связь, образующаяся путем перекрывания р-атомных орбиталей.

Сигма-связь- это ковалентная связь, образующаяся при перекрывании s-атомных орбиталей.

Современные представления о структуре органических соединений. Понятие «химическое строение», «конфигурация», «конформация», их определение. Роль структуры в проявлении биологической активности.

5.Химическая природа (реакционная способность) отдельных атомов в молекуле меняется в зависимости от окружения, т.е.

от того, с какими атомами других элементов они соединены.

Конфигурация - относительное пространственное расположение атомов или групп атомов в молекуле химического соединения.

Конформация - пространственное расположение атомов в молекуле определенной конфигурации, обусловленное поворотом вокруг одной или нескольких одинарных сигма-связей

Поиск на сайте:

Сигма связь -ковалентная связь образованная при перекрывании атомных s-электронных облаков, происходит вблизи прямой, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (т.е. вблизи оси связи)
В образовании сигма-связи могут принимать участие p-электронные облака, ориентированные вдоль оси связи. в молекуле HF ковалентная сигма-связь возникает вследствие перекрывание 1s-электронного облака атома водорода и 2p-электронного облака атома фтора.

Химическая связь в молекуле F2 тоже сигма связь, она образована 2p-элект. облаками двух атомов фтора.

Сигма -связи -прочные, одинарные и простые связи

Пи-связь — ковалентная связь, при взаимодействии p-электронных облаков, ориентированных перпендикулярно оси связи, образуются не одна, а две области перекрывания, расположенные по обе стороны от этой связи.

Примеры:

в молекуле N2 атомы азота связаны в молекуле тремя ковалентными связями, но связи неравноценны одна из них сигма, две другие пи-связи.

вывод о неравноценности связей в молекуле подтверждается тем, что энергия их разрыва различна; пи-связь является непрочной

| Защита персональных данных |

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Напишите хоть что-то, пожалуйста!! 1) Пи-связь имеется в молекуле: а) метанола б)

Напишите хоть что-то, пожалуйста!!

1) Пи-связь имеется в молекуле:

а) метанола

б) этандиола-1,2

в) формальдегида

г) фенола

2) Пи-связь имеется в молекуле:

а) олеиновой кислоты

б) диэтилового эфира

в) глицерина

г) циклогексана

3) Изомерами являются:

а) этанол и этандиол

б) пентановая кислота и 3-метилбутановая кислота

в) метанол и пропанол-1

г) пентановая кислота и 3-метилпентановая кислота

4) Изомерами являются:

а) этанол и этаналь

б) пропаналь и пропанон

в) пентанол и этиленгликоль

в) пропаналь и пропанон

г) уксусная кислота и этилацетат

5) Атома кислорода не содержит:

а) гидроксильная группа

б) карбоксильная группа

в) карбонильная группа

г) аминогруппа

6) Межмолекулярные водородные связи характерны:

а) для метанола

б) для ацетальдегида

в) для метана

г) для диметилового эфира

7) Восстановительные свойства этанол проявляет в реакции:

а) с натрием

б) с пропановой кислотой

в) с бромоводородом

г) с оксидом меди (II)

8) Взаимодействуют между собой:

а) формальдегид и бензол

б) уксусная кислота и хлорид натрия

в) глицерин и гидроксид меди (II)

г) этанол и фенол

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 -типу.

σ-Связь – ковалентная связь, образованная при перекрывании s -, p — и гибридных АО вдоль оси , соединяющей ядра связываемых атомов (т.е.
при осевом перекрывании АО).
π-Связь – ковалентная связь, возникающая при боковом перекрывании негибридных р -АО. Такое перекрывание происходит вне прямой, соединяющей ядра атомов.

π-Связи возникают между атомами, уже соединенными σ-связью (при этом образуются двойные и тройные ковалентные связи).

π-Связь слабее σ-связи из-за менее полного перекрывания р -АО.

характерные особенности σ- и π-связей

σ-Связь прочнее π-связи. Это обусловлено более эффективным осевым перекрыванием АО при образовании σ-МО и нахождением σ-электронов между ядрами.
По σ-связям возможно внутримолекулярное вращение атомов, т.к.
форма σ-МО допускает такое вращение без разрыва связи (аним., ~33 Kб). Вращение по двойной (σ + π) связи невозможно без разрыва π-связи!
Электроны на π-МО, находясь вне межъядерного пространства, обладают большей подвижностью по сравнению с σ-электронами.
Поэтому поляризуемость π-связи значительно выше, чем σ-связи.

просмотров

Сохранить ВКонтакте