legătură simplă (legătură obișnuită, legătură simplă)- o legătură covalentă chimică realizată de o pereche de electroni care se deplasează în câmpul a două nuclee atomice. În compușii chimici în care numărul mediu de electroni care leagă fiecare pereche de nuclee atomice nu este egal cu doi, ... ...

Conexiune- : Vezi și: legătură chimică legătură metalică legătură ionică legătură covalentă... Dicţionar enciclopedicîn metalurgie

Atracția reciprocă a atomilor, ducând la formarea de molecule și cristale. Se obișnuiește să se spună că într-o moleculă sau într-un cristal între atomi învecinați există ch. Valența unui atom (care este discutată mai detaliat mai jos) indică numărul de legături ...

legatura metalica- legatura interatomica, caracteristica metalelor cu o densitate uniforma a gazului de electroni. Legătura metalică se datorează interacțiunii dintre un gaz electron încărcat negativ și nuclee ionice încărcate pozitiv, ...... Dicţionar Enciclopedic de Metalurgie

legătură covalentă- legătura interatomică datorită colectivizării electronilor exteriori ai atomilor care interacționează. Legăturile covalente sunt caracterizate prin saturație și direcționalitate. Saturația se manifestă prin faptul că o astfel de legătură covalentă intră în ... ... Dicţionar Enciclopedic de Metalurgie

legătură ionică- legătura electro, heterovalentă este unul dintre tipurile de legătură chimică, care se bazează pe interacțiunea electrostatică între ionii încărcați opus. Astfel de legături într-o formă relativ pură se formează în halogenuri ...... Dicţionar Enciclopedic de Metalurgie

legătură chimică- atracția reciprocă a atomilor, ducând la formarea de molecule și cristale. Valența unui atom arată numărul de legături formate de un atom dat cu cele învecinate. Termenul „structură chimică” a fost introdus de academicianul A. M. Butlerov în ... ... Dicţionar Enciclopedic de Metalurgie

Legătură obișnuită, legătură simplă, legătură covalentă chimică realizată de o pereche de electroni (cu orientare de spin antiparalelă) care se deplasează în câmpul a 2 nuclee atomice. De exemplu, în moleculele de H2, Cl2 și HCl există un covalent ... ... Marea Enciclopedie Sovietică

Legături simple (single) Tipuri de legături în compușii bioorganici.

Nume parametru	Sens
Subiect articol:	Legături simple (single) Tipuri de legături în compușii bioorganici.
Rubrica (categoria tematica)	Chimie

legătură covalentă. Conexiune multiplă. conexiune nepolară. conexiune polară.

electroni de valență. Orbital hibrid (hibridizat). Lungimea link-ului

Cuvinte cheie.

Caracterizarea legăturilor chimice în compușii bioorganici

AROMATICITATE

PRELEZA 1

SISTEME CONECTATE: ACICLICE ȘI CICLICE.

1. Caracteristicile legăturilor chimice din compușii bioorganici. Hibridarea orbitalilor atomului de carbon.

2. Clasificarea sistemelor conjugate: aciclice și ciclice.

3 Tipuri de conjugare: π, π și π, p

4. Criterii de stabilitate a sistemelor conjugate - ʼʼ energia de conjugareʼʼ

5. Sisteme conjugate aciclice (neciclice), tipuri de conjugare. Principalii reprezentanți (alcadiene, acizi carboxilici nesaturați, vitamina A, caroten, licopen).

6. Sisteme adiacente ciclice. Criterii aromatice. regula lui Hückel. Rolul conjugării π-π-, π-ρ-în formarea sistemelor aromatice.

7. Compuși aromatici carbociclici: (benzen, naftalenă, antracen, fenantren, fenol, anilină, acid benzoic) - structură, formarea unui sistem aromatic.

8. Compuși aromatici heterociclici (piridină, pirimidină, pirol, purină, imidazol, furan, tiofen) - structură, caracteristici ale formării unui sistem aromatic. Hibridizarea orbitalilor electronici ai atomului de azot în formarea de compuși heteroaromatici cu cinci și șase membri.

9. Semnificația medico-biologică a compușilor naturali care conțin sisteme de legături conjugate și aromatice.

Nivelul inițial de cunoștințe pentru stăpânirea temei (curs de chimie școlară):

Configurații electronice ale elementelor (carbon, oxigen, azot, hidrogen, sulf, halogeni), conceptul de ʼʼorbitalʼʼ, hibridizarea orbitalilor și orientarea spațială a orbitalilor elementelor din perioada 2., tipuri de legături chimice, caracteristici ale formării σ covalente - și legături π, modificări ale electronegativității elementelor într-o perioadă și grup, clasificarea și principiile nomenclaturii compușilor organici.

Moleculele organice se formează prin legături covalente. Legăturile covalente apar între două nuclee atomice datorită unei perechi comune (socializate) de electroni. Această metodă se referă la mecanismul de schimb. Se formează legături nepolare și polare.

Legăturile nepolare sunt caracterizate printr-o distribuție simetrică a densității electronilor între cei doi atomi pe care îi conectează această legătură.

Legăturile polare sunt caracterizate printr-o distribuție asimetrică (neuniformă) a densității electronilor, aceasta se deplasează către un atom mai electronegativ.

Seria de electronegativitate (compusă în jos)

A) elemente: F> O> N> C1> Br> I ~~ S> C> H

B) atom de carbon: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

Legăturile covalente sunt de două tipuri: sigma (σ) și pi (π).

LA molecule organice Legăturile sigma (σ) sunt formate din electroni localizați pe orbitali hibrizi (hibridați), densitatea electronilor este situată între atomi pe linia condiționată a legării lor.

Legăturile π (legăturile pi) apar atunci când doi orbitali p nehibridați se suprapun. Axele lor principale sunt paralele între ele și perpendiculare pe linia de legătură σ. Combinația de legături σ și π se numește legătură dublă (multiple), este formată din două perechi de electroni. O legătură triplă constă din trei perechi de electroni - una σ - și două legături π (este extrem de rar în compușii bioorganici).

σ - Legăturile sunt implicate în formarea scheletului moleculei, ele sunt principalele și π -legăturile pot fi considerate suplimentare, dar conferind proprietăți chimice speciale moleculelor.

1.2. Hibridizarea orbitalilor atomului de carbon 6 C

Configurația electronică a stării neexcitate a atomului de carbon

exprimată prin distribuția electronilor 1s 2 2s 2 2p 2.

În același timp, în compușii bioorganici, precum și în majoritatea substanțelor anorganice, atomul de carbon are o valență egală cu patru.

Există o tranziție a unuia dintre electronii 2s la un orbital 2p liber. Apar stări excitate ale atomului de carbon, creând posibilitatea formării a trei stări hibride, denumite С sp 3 , С sp 2 , С sp .

Un orbital hibrid are caracteristici diferite de orbitalii s, p, d „puri” și este un „amestec” de două sau mai multe tipuri de orbitali nehibridați.

Orbitii hibrizi sunt caracteristici atomilor numai în molecule.

Conceptul de hibridizare a fost introdus în 1931 de L. Pauling, laureat al Premiului Nobel.

Luați în considerare aranjamentul orbitalilor hibrizi în spațiu.

C sp 3 --- -- -- ---

În starea excitată, se formează 4 orbitali hibrizi echivalenți. Locația legăturilor corespunde direcției unghiurilor centrale ale unui tetraedru regulat, unghiul dintre oricare două legături este egal cu 109 0 28 , .

În alcani și derivații lor (alcooli, haloalcani, amine), toți atomii de carbon, oxigen și azot sunt în aceeași stare hibridă sp 3. Un atom de carbon formează patru, un atom de azot trei, un atom de oxigen doi covalenti σ -conexiuni. În jurul acestor legături, este posibilă rotația liberă a unor părți ale moleculei unele față de altele.

În starea excitată sp 2, apar trei orbitali hibrizi echivalenti, electronii aflați pe ei formează trei σ -legaturi care sunt situate in acelasi plan, unghiul dintre legaturi este de 120 0 . 2p nehibridați - se formează orbitali a doi atomi vecini π -conexiune. Este situat perpendicular pe planul în care se află σ -conexiuni. Interacțiunea electronilor p în acest caz se numește ʼʼ suprapunere lateralăʼʼ. O legătură dublă nu permite rotația liberă a părților moleculei în jurul ei. Poziția fixă ​​a părților moleculei este însoțită de formarea a două forme geometrice izomerice plane, care se numesc: izomeri cis (cis) - și trans (trans). (cis- lat- pe o parte, trans- lat- prin).

π -conexiune

Atomii legați printr-o legătură dublă sunt în stare de hibridizare sp 2 și

prezente în alchene, compuși aromatici, formează o grupare carbonil

>C=O, grupare azometină (grupare imino) -CH= N-

Cu sp 2 - --- -- ---

Formula structurală a unui compus organic este descrisă folosind structuri Lewis (fiecare pereche de electroni dintre atomi este înlocuită cu o liniuță)

C2H6CH3-CH3HH

1.3. Polarizarea legăturilor covalente

O legătură polară covalentă este caracterizată printr-o distribuție neuniformă a densității electronilor. Două imagini condiționate sunt utilizate pentru a indica direcția deplasării densității electronilor.

Polar σ - legătura. Deplasarea densității electronilor este indicată de o săgeată de-a lungul liniei de comunicație. Capătul săgeții îndreaptă spre atomul mai electronegativ. Apariția sarcinilor parțiale pozitive și negative este indicată folosind litera ʼʼ bʼʼ ʼʼ deltaʼʼ cu semnul de sarcină dorit.

b + b- b+ b + b- b + b-

CH 3 -\u003e O<- Н СН 3 - >C1 CH 3 -\u003e NH 2

metanol clormetan aminometan (metilamină)

Legătura π polară. Deplasarea densității electronilor este indicată de o săgeată semicirculară (curbată) deasupra legăturii pi, de asemenea îndreptată spre atomul mai electronegativ. ()

b + b- b + b-

H 2 C \u003d O CH 3 - C \u003d== O

metanal |

CH3propanonă -2

1. Determinați tipul de hibridizare a atomilor de carbon, oxigen, azot din compușii A, B, C. Numiți compușii folosind regulile nomenclaturii IUPAC.

A. CH 3 -CH 2 - CH 2 -OH B. CH 2 \u003d CH - CH 2 - CH \u003d O

B. CH3-NH-C2H5

2. Faceți denumiri care caracterizează direcția de polarizare a tuturor legăturilor indicate în compuși (A - D)

A. CH 3 - Br B. C 2 H 5 - O- H C. CH 3 - NH- C 2 H 5

G. C 2 H 5 - CH \u003d O

Legături simple (single) Tipuri de legături în compușii bioorganici. - concept și tipuri. Clasificarea și caracteristicile categoriei „Legătură simplă (singlă) Tipuri de legături în compușii bioorganici”. 2017, 2018.

Forțele care leagă atomii între ei sunt de aceeași natură electrică. Dar datorită diferenței în mecanismul de formare și manifestare a acestor forțe, legăturile chimice pot fi de diferite tipuri.

Distinge Trei major tipvalenţă legătură chimică: covalent, ionic și metalic.

Pe lângă acestea, de mare importanță și distribuție sunt: hidrogen conexiune care poate fi valenţă și nevalent, și nevalent legătură chimică - m intermolecular ( sau van der Waalsow), formând asociații relativ mici de molecule și ansambluri moleculare uriașe - nanostructuri super- și supramoleculare.

legătură chimică covalentă (atomic, homeopolar) -

Acest legătură chimică efectuată uzual pentru atomi care interacționează unu-Treiperechi de electroni .

Această conexiune este cu doi electroniși două centre(leagă 2 nuclee atomice).

În acest caz, legătura covalentă este cel mai comun și cel mai comun tip legătura chimică de valență în compuși binari - intre a) atomi de nemetale și b) atomi de metale amfotere și nemetale.

Exemple: H-H (în molecula de hidrogen H2); patru legături S-O (în ion SO 4 2-); trei legături Al-H (în molecula AlH3); Fe-S (în molecula FeS), etc.

Particularități legătură covalentă - orientareși saturabilitate.

Orientare - cea mai importantă proprietate a unei legături covalente, din

care depinde de structura (configurația, geometria) moleculelor și compușilor chimici. Orientarea spațială a legăturii covalente determină structura chimică și cristalo-chimică a substanței. legătură covalentă întotdeauna îndreptată în direcția suprapunerii maxime a orbitalilor atomici ai electronilor de valență atomi care interacționează, cu formarea unui nor de electroni comun și a celei mai puternice legături chimice. Orientare exprimată sub formă de unghiuri între direcţiile de legătură ale atomilor în molecule de diferite substanţe şi cristale de solide.

Saturabilitatea este o proprietate, care distinge legătura covalentă de toate celelalte tipuri de interacțiuni ale particulelor, manifestate în capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături covalente, deoarece fiecare pereche de electroni de legare este formată numai valenţă electroni cu spini orientați opus, al căror număr într-un atom este limitat valență, 1 - 8.În acest caz, este interzisă utilizarea aceluiași orbital atomic de două ori pentru a forma o legătură covalentă (principiul Pauli).

Valenţă - aceasta este capacitatea unui atom de a atașa sau înlocui un anumit număr de alți atomi cu formarea de legături chimice de valență.

Du-te la culcare noua teorie legătură covalentă valenţă determinat numărul de electroni nepereche dintr-un atom în stare fundamentală sau excitată .

Astfel, pentru diferite elemente capacitatea de a forma un anumit număr de legături covalente limitat la primire numărul maxim de electroni nepereche în starea excitată a atomilor lor.

Starea excitată a unui atom - aceasta este starea unui atom cu energie suplimentară primită de acesta din exterior, provocând aburire electroni antiparaleli care ocupă un orbital atomic, adică tranziția unuia dintre acești electroni dintr-o stare pereche la un orbital liber (vacant). aceeași sau închide nivel de energie.

De exemplu, sistem umplere s-, r-AOși valenţă (LA) la atomul de calciu Sa în primul rând și stare de excitat următoarele:

Trebuie remarcat faptul că atomii cu legături de valență saturate se poate forma legături covalente suplimentare printr-un donor-acceptor sau alt mecanism (ca, de exemplu, în compuși complecși).

legătură covalentă poatepolar șinepolar .

legătură covalentă nepolar , e dacă electroni de valență socializați uniform distribuită între nucleele atomilor care interacționează, regiunea orbitalilor atomici care se suprapun (norii de electroni) este atrasă de ambele nuclee cu aceeași forță și deci cu maximul densitatea totală de electroni nu este influențată de niciunul dintre ei.

Acest tip de legătură covalentă apare atunci când doi identic atomi de element. Legătura covalentă între atomi identici numit si atomic sau homeopolar .

Polar conexiune apare în timpul interacțiunii a doi atomi de elemente chimice diferite, dacă unul dintre atomi datorită unei valori mai mari electronegativitatea atrage electronii de valență mai puternic și apoi densitatea totală de electroni este mai mult sau mai puțin deplasată către acest atom.

Cu o legătură polară, probabilitatea de a găsi un electron la nucleul unuia dintre atomi este mai mare decât cea a celuilalt.

Caracteristica calitativă a polarului comunicatii -

diferența de electronegativitate relativă (|‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE |)‌‌‌ legate de atomi : cu cât este mai mare, cu atât legătura covalentă este mai polară.

Caracteristicile cantitative ale polarului comunicatii, acestea. o măsură a polarității unei legături și a unei molecule complexe - moment electric dipol μ Sf. , egal cu muncăsarcina efectivă δ pe lungimea dipolului l d : μ Sf. = δ ∙ l d . unitate de măsură μ Sf.- La revedere. 1 La revedere = 3,3.10 -30 C/m.

dipol electric - acesta este un sistem neutru din punct de vedere electric de două sarcini electrice egale și opuse în semnul + δ și - δ .

Moment dipol (momentul electric al dipolului μ Sf. ) – cantitatea vectorială . Este general acceptat că direcția vectorială de la (+) la (-) chibrituri cu direcția de deplasare a regiunii de densitate totală a electronilor(nor total de electroni) atomi polarizați.

Momentul dipol general al unei molecule poliatomice complexe depinde de număr și de orientarea spațială legături polare in ea. Astfel, determinarea momentelor dipolului face posibilă aprecierea nu numai a naturii legăturilor din molecule, ci și a locației acestora în spațiu, adică. despre configurația spațială a moleculei.

Cu o creștere a diferenței de electronegativitate | ‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE|‌‌‌ atomii formând o legătură, momentul electric al dipolului crește.

De remarcat faptul că determinarea momentului dipol al legăturii este o problemă complexă și nu întotdeauna rezolvabilă (interacțiunea legăturii, direcția necunoscută μ Sf. etc.).

Metode mecanice cuantice pentru descrierea unei legături covalente – explica mecanismul de formare a unei legături covalente.

Dirijată de W. Geytler și F. London, germană. oamenii de știință (1927), calculul bilanţului energetic al formării unei legături covalente în molecula de hidrogen H 2 a făcut posibilă realizarea concluzie: natura legăturii covalente, ca orice alt tip de legătură chimică, se află îninteracțiune electrică care are loc în condițiile unui microsistem mecanic cuantic.

Pentru a descrie mecanismul de formare a unei legături chimice covalente, folosiți două metode aproximative de mecanică cuantică :

legături de valență și orbitali moleculari – nu exclusiv, ci complementar reciproc.

2.1. Metoda legăturii de valență (MVS sauperechile de electroni localizate ), propus de W. Geytler și F. London în 1927, se bazează pe următoarele prevederi :

1) o legătură chimică între doi atomi apare ca urmare a suprapunerii parțiale a orbitalilor atomici cu formarea unei densități electronice comune a unei perechi comune de electroni cu spini opuși, mai mare decât în ​​alte regiuni ale spațiului din jurul fiecărui nucleu;

2) covalent o legătură se formează numai atunci când interacționează electronii cu spin antiparalel, adică cu numere cuantice de spin opus m S = + 1/2 ;

3) se determină caracteristicile unei legături covalente (energie, lungime, polaritate etc.). vedere conexiuni (σ –, π –, δ –), gradul de suprapunere AO(cu cât este mai mare, cu atât legătura chimică este mai puternică, adică cu atât energia legăturii este mai mare și lungimea este mai mică), electronegativitatea atomi care interacționează;

4) se poate forma o legătură covalentă prin MVS două căi (două mecanisme) , fundamental diferite, dar având același rezultat – socializarea unei perechi de electroni de valență de către ambii atomi care interacționează: a) schimb, datorită suprapunerii orbitalilor atomici cu un electron cu spini opuși ai electronilor, când fiecare atom contribuie la suprapunere cu un electron per legătură - legătura poate fi polară sau nepolară, b) donor-acceptor, datorită AO cu doi electroni a unui atom și orbitalului liber (vacant) al celuilalt, pe la care un atom (donator) asigură legarea unei perechi de electroni în orbital într-o stare pereche, iar celălalt atom (acceptor) asigură un orbital liber. Aceasta dă naștere la legătura polară.

2.2. Complex compuși (de coordonare)., mulți ioni moleculari care sunt complexi,(amoniu, tetrahidrură de bor etc.) se formează în prezența unei legături donor-acceptor - cu alte cuvinte, o legătură de coordonare.

De exemplu, în reacția de formare a unui ion de amoniu NH 3 + H + = NH 4 + molecula de amoniac NH 3 este un donor de pereche de electroni, iar protonul H + este un acceptor.

În reacția ВН 3 + Н - = ВН 4 - ionul hidrură Н - joacă rolul unui donor de pereche de electroni, iar molecula de hidrură de bor ВН 3, în care există un AO vacant, joacă rolul unui acceptor.

Multiplicitatea legăturii chimice. Conexiuni σ -, π – , δ –.

Suprapunere maximă AO tip diferit(cu stabilirea celor mai puternice legături chimice) se realizează cu orientarea lor specifică în spațiu, datorită formei diferite a suprafeței lor energetice.

Tipul de AO și direcția de suprapunere a acestora determină σ -, π – , δ - conexiuni:

σ (sigma) – conexiune – E mereu despredinar (simplu) bond care rezultă din suprapunerea parțială o pereche s -, p X -, d - SAde-a lungul axei , conectarea miezului atomi care interacționează.

Obligațiuni simple mereu sunteți σ - conexiuni.

Legături multiple – π (pi) - (de asemenea δ (delta )–conexiuni),dubla sau triplu legături covalente efectuate respectivDouă sautrei cupluri electroni când orbitalii lor atomici se suprapun.

π (pi) - conexiune realizat prin suprapunere R y -, p z - și d - SA pe ambele părți ale axei care leagă nucleele atomi, în planuri reciproc perpendiculare ;

δ (delta )- conexiune apare la suprapunere doi orbitali d situat în planuri paralele .

Cel mai durabil dintre σ -, π – , δ – conexiuni este o σ– legătura , dar π - conexiuni bazate pe σ – legătură, formă și mai puternică legături multiple: duble și triple.

Orice legătură dublă este format din unu σ – și unu π – conexiuni, triplu - de la unuσ – și Douăπ – conexiuni.

În exemplele considerate de formare a unei legături chimice, a luat parte o pereche de electroni. Se numește o astfel de conexiune singur. Uneori se numește obișnuit, adică. comun. Acest tip de conexiune este de obicei notat printr-o singură linie care conectează simbolurile atomilor care interacționează.

Nori de electroni suprapusi într-o linie dreaptă care leagă două nuclee duce la legături sigma(o-bond). O singură legătură este în cele mai multe cazuri o legătură a.

Legătura formată prin suprapunerea regiunilor laterale ale norilor de electroni p se numește pi-bond(i-bond). Dublași triplu legăturile se formează cu participarea a două și, respectiv, trei perechi de electroni. O legătură dublă este o legătură a și o legătură i, o legătură triplă este o legătură a și două legături i.

Să discutăm despre formarea legăturilor în moleculele de etan C 2 H 6 , etilenă C 2 H 4 , acetilenă C 2 H 2 şi benzen C 6 H b.

Unghiurile dintre legăturile unei molecule etan CU. ; H (. aproape exact egale între ele (Fig. 1.18, A)și nu diferă de unghiurile dintre legăturile C-H din molecula de metan. Prin urmare, se poate presupune că învelișurile de electroni exterioare ale atomilor de carbon sunt într-o stare de hibridizare $p 3. Molecula C 2 H 6 este diamagnetică și nu are un moment de dipol electric. Energia legăturii C-C este de -335 kJ/mol. Toate legăturile din molecula C9H6 sunt legături a.

Într-o moleculă etilenă Unghiurile de legătură C 2 H 4 sunt de aproximativ 120° fiecare. Din aceasta putem concluziona că hibridizarea $ p 2 a orbitalilor electronilor exteriori ai atomului de carbon (Fig. 1.18, b). Legăturile C-H se află în același plan la unghiuri de aproximativ 120°. Fiecare atom de carbon are un orbital p non-hibrid care conține

Orez. 1.18. Modele de molecule de etan ( A ), etilenă (b) și acetilenă (c)

ținând un electron. Acești orbitali sunt situați perpendicular pe planul figurii.

Energia de legătură între atomii de carbon dintr-o moleculă de etilenă C 2 H 4 este de -592 kJ/mol. Dacă atomii de carbon ar fi legați prin aceeași legătură ca în molecula de etan, atunci energiile de legare din aceste molecule ar fi apropiate.

Cu toate acestea, energia de legare între atomii de carbon din etan este de 335 kJ/mol, care este de aproape două ori mai mică decât în ​​etilenă. O astfel de diferență semnificativă în energiile de legare dintre atomii de carbon din moleculele de etilenă și etan este explicată prin posibila interacțiune a orbitalilor p nehibrizi, care în Fig. 1.18 , b înfățișat cu linii ondulate. Conexiunea formată în acest fel se numește conexiune I.

În molecula de etilenă C 2 H 4 sunt patru Conexiuni S-N, ca și în molecula de metan CH4, sunt legături a, iar legătura dintre atomii de carbon este o legătură a și o legătură p, adică. dublă legătură, iar formula etilenei este scrisă ca H2C=CH2.

Molecula de acetilenă C 2 H 2 este liniară (Fig. 1.18, în ), care vorbește în favoarea hibridizării sp. Energia de legătură dintre atomii de carbon este de -811 kJ/mol, ceea ce sugerează existența unei legături a și a două legături n, adică. este o triplă legătură. Formula acetilenei se scrie ca HC=CH.

Unul dintre întrebări dificile chimia este de a stabili natura legăturilor dintre atomii de carbon din așa-numita compuși aromatici , în special, în molecula de benzen C 6 H (.. Molecula de benzen este plată, unghiurile dintre legăturile atomilor de carbon sunt egale în

Orez. 1.19.

A - modelul formulei: 6 - ^-orbitalii atomilor de carbon și legăturile a dintre atomii de carbon și atomii de carbon și hidrogen; în- p-locuitori și l-conexiuni între

atomi de carbon

120°, ceea ce ne permite să presupunem ^-hibridarea orbitalilor exteriori ai atomilor de carbon. De obicei, molecula de benzen este descrisă așa cum se arată în orez. 1.19, A.

S-ar părea că în benzen legătura dintre atomii de carbon ar trebui să fie mai lungă decât legătura dublă C=C, deoarece este mai puternică. Cu toate acestea, studiul structurii moleculei de benzen arată că toate distanțele dintre atomii de carbon din inelul de benzen sunt aceleași.

Această caracteristică a moleculei este cel mai bine explicată prin faptul că orbitalii p nehibrizi ai tuturor atomilor de carbon sunt suprapuse de părți „laterale” (Fig. 1.19, b) prin urmare, toate distanțele internucleare dintre atomii de carbon sunt egale. Pe fig. 1.19 în prezintă legături a între atomii de carbon formate prin suprapunere sp2- orbitali hibrizi.

Energia de legătură între atomi carbonîn molecula de benzen C 6 H 6 este -505 kJ / mol, iar acest lucru sugerează că aceste legături sunt intermediare între legături simple și duble. Rețineți că electronii orbitalilor p din molecula de benzen se mișcă de-a lungul unei linii închise hexagon, si ei delocalizat(nu se referă la niciun loc anume).

legătură chimică- acestea sunt interacțiunile electronilor și nucleului atomic al unei particule (atom, ion, moleculă etc.) cu electronii și nucleul atomic al altei particule, menținând aceste particule într-un compus chimic stabil sau metastabil. Descrierea modernă a legăturii chimice se realizează pe baza mecanicii cuantice. Principalele caracteristici ale unei legături chimice sunt rezistența, lungimea, polaritatea.

Tipuri de comunicare

1. Legătură chimică cu un singur electron
2. conexiune metalica
3. legătură covalentă
4. Legătură ionică
5. Legătura Van der Waals
6. legătură de hidrogen
7. Legătură chimică cu doi electroni și trei centre

Cea mai simplă legătură chimică covalentă cu un electron

Cea mai simplă legătură chimică cu un electron este creată de un singur electron de valență. Se dovedește că un electron este capabil să rețină doi ioni încărcați pozitiv într-un singur întreg. Într-o legătură cu un electron, forțele de respingere Coulomb ale particulelor încărcate pozitiv sunt compensate de forțele Coulomb de atracție ale acestor particule către un electron încărcat negativ. Electronul de valență devine comun celor două nuclee ale moleculei.

Exemple astfel de compuși chimici sunt ioni moleculari: H 2+, Li 2+, Na 2+, K 2+, Rb 2+, Cs 2+

Legătură covalentă simplă

O singură legătură chimică covalentă este creată de o pereche de electroni de legătură. În toate teoriile existente (teoria legăturilor de valență, teoria orbitalilor moleculari, teoria respingerii perechilor de electroni de valență, modelul Bohr al legăturii chimice), perechea de electroni de legare este situată în spațiul dintre atomii moleculei. Distingeți legăturile covalente polare și nepolare.

O legătură covalentă nepolară are loc în moleculele diatomice homonucleare în care electronul de legăturăPerechea I este echidistantă de ambii nuclei ai sistemului molecular.

Distanța d între nuclee atomice poate fi considerată ca suma razelor covalente ale atomilor corespunzători.

Distanța dintre nucleele atomice dintr-o singură legătură covalentă cu doi electroni este mai mică decât aceeași distanță în cea mai simplă legătură chimică cu un electron.

Legături covalente multiple

Legăturile covalente multiple sunt reprezentate de nesaturate compusi organici conţinând legături chimice duble şi triple. Pentru a descrie natura compușilor nesaturați, L. Pauling introduce conceptele de legături sigma și π, hibridizarea orbitalilor atomici.

Hibridizarea lui Pauling pentru doi electroni S și doi p a făcut posibilă explicarea direcționalității legăturilor chimice, în special, configurația tetraedrică a metanului. Pentru a explica structura etilenei, este necesar să izolați un electron p din patru electroni echivalenți Sp3 ai atomului de carbon pentru a forma o legătură suplimentară, numită legătură π. În acest caz, cei trei orbitali hibrid Sp2 rămași sunt localizați în plan la un unghi de 120° și formează legăturile principale, de exemplu, o moleculă de etilenă plană.

În cazul moleculei de acetilenă, doar un orbital S și unul p participă la hibridizare (conform lui Pauling) și se formează doi orbitali Sp, situati la un unghi de 180 ° și direcționați către părți opuse. Doi orbitali p „curați” ai atomilor de carbon se suprapun în perechi în planuri reciproc perpendiculare, formând două legături π ale unei molecule liniare de acetilenă.

Părerile lui L. Pauling au fost reflectate în cartea sa „The Nature of the Chemical Bond”, care a devenit timp de mulți ani cartea de referință a chimistului. În 1954, L. Pauling a fost distins cu Premiul Nobel pentru Chimie cu formularea „Pentru studiul naturii legăturii chimice și aplicarea acesteia pentru a determina structura compușilor complecși”.

in orice caz sens fizic hibridizarea selectivă a orbitalilor atomici a rămas neclară, hibridizarea a reprezentat transformări algebrice cărora realitatea fizică nu putea fi atribuită.

Linus Pauling a încercat să îmbunătățească descrierea legăturii chimice prin eliminarea selectivității hibridizării orbitalilor în moleculele compușilor nesaturați și creând teoria unei legături chimice îndoite. În raportul său la un simpozion de teoretică Chimie organica, dedicat memoriei lui Kekule (Londra, septembrie 1958), L. Pauling a propus o nouă modalitate de a descrie o legătură dublă ca o combinație a două legături chimice curbe identice și o legătură triplă - trei legături chimice curbe. Pe aceasta

Simpozionul L. Pauling a declarat categoric:

Pot exista chimiști care cred că o inovație extrem de importantă... a fost descrierea σ, π- pentru legăturile duble sau triple și sistemele conjugate în loc de descrierea cu legături îndoite. Susțin că descrierea σ,π este mai puțin satisfăcătoare decât descrierea legăturii curbe, că această inovație este doar tranzitorie și se va stinge în curând.

În noua teorie a lui Pauling, toți electronii de legare au devenit egali și echidistanți de linia care leagă nucleele moleculei. Teoria lui Pauling a unei legături chimice îndoite a luat în considerare interpretarea statistică a funcției de undă de către M. Born, corelația electronilor Coulombian a electronilor. A apărut o semnificație fizică - natura legăturii chimice este complet determinată de interacțiunea electrică a nucleelor ​​și a electronilor. Cu cât sunt mai mulți electroni de legare, cu atât distanța internucleară este mai mică și legătura chimică dintre atomii de carbon este mai puternică.

Legătură chimică în trei centre

Dezvoltarea ulterioară a ideilor despre legătura chimică a fost dată de chimistul fizician american W. Lipscomb, care a dezvoltat teoria legăturilor cu doi electroni și trei centre și o teorie topologică care face posibilă prezicerea structurii mai multor hidruri de bor (borohidruri). ).

O pereche de electroni într-o legătură chimică cu trei centre devine comună pentru trei nuclee atomice. În cel mai simplu reprezentant al unei legături chimice cu trei centre - ionul molecular de hidrogen H3 +, o pereche de electroni deține trei protoni într-un singur întreg.

Există patru legături covalente simple în molecula de diboran. Conexiuni B-Hși două legături cu doi electroni cu trei centre. Distanța internucleară într-o singură legătură B-H covalentă este de 1,19 Å, în timp ce distanța similară într-o legătură B-H-B cu trei centre este de 1,31 Å. Unghiul legăturii cu trei centre B-H-B (φ) este de 830. Combinația a două legături cu trei centre în molecula de diboran face posibilă menținerea nucleelor ​​atomilor de bor la distanță dB-B = 2 1,31 sin φ/2 = 1,736 Å. Nucleele atomilor de hidrogen de legare sunt situate la o distanta h = 1,31 · cos φ/2 = 0,981 Å de planul in care sunt situate patru legaturi simple covalente B-H.

Legăturile cu trei centre pot fi realizate nu numai într-un triunghi de doi atomi de bor și un atom de hidrogen, ci și între trei atomi de bor, de exemplu, în borohidruri cadru (pentaboran - B 5 H 9, decaboran - B 10 H 4 etc. .). Aceste structuri conțin atomi de hidrogen obișnuiți (terminali) și tricentri (punte) și triunghiuri de atomi de bor.

Existența boranelor cu legăturile lor cu doi electroni și trei centre cu atomi de hidrogen „punte” a încălcat doctrina canonică a valenței. Atomul de hidrogen, considerat anterior un element univalent standard, s-a dovedit a fi legat prin legături identice cu doi atomi de bor și a devenit formal un element divalent. Lucrările lui W. Lipscomb privind descifrarea structurii boranelor au extins înțelegerea legăturii chimice. Comitetul Nobel a acordat Premiul William Nunn Lipscomb pentru Chimie în 1976 cu formularea „Pentru studiile sale asupra structurii boranilor (borohidrite) care elucidează problemele legăturilor chimice”.

Legatura chimica multicentrica

În 1951, T. Keely și P. Pawson au obținut în mod neașteptat un compus organo-fier complet nou în timpul sintezei diciclopentadienilului. Prepararea unui compus de fier cristalin galben-portocaliu extrem de stabil necunoscut anterior a atras imediat atenția.

E. Fisher și D. Wilkinson au stabilit în mod independent structura noului compus - două inele ciclopentadienil sunt dispuse în paralel, în straturi sau sub formă de „sandwich” cu un atom de fier situat între ele în centru (Fig. 8). ). Denumirea „ferocen” a fost propusă de R. Woodward (sau mai bine zis, un angajat al grupului său, D. Whiting). Reflectă prezența în compus a unui atom de fier și a zece atomi de carbon (zehn - zece).

Toate cele zece legături (C-Fe) din molecula de ferocen sunt echivalente, distanța internucleară Fe-c este de 2,04 Å. Toți atomii de carbon dintr-o moleculă de ferocen sunt echivalenti din punct de vedere structural și chimic, lungimea fiecăruia Conexiuni C-C 1,40 - 1,41 Å (pentru comparație, în benzen lungimea legăturii C-C este de 1,39 Å). În jurul atomului de fier apare un înveliș de 36 de electroni.

În 1973, Ernst Otto Fischer și Jeffrey Wilkinson au primit Premiul Nobel pentru Chimie pentru munca lor de pionierat realizată independent în domeniul organometalici, așa-numiții compuși sandwich. Indvar Lindqvist, membru al Academiei Regale de Științe Suedeză, în discursul său la prezentarea laureaților, a declarat că „descoperirea și demonstrarea unor noi principii de legături și structuri găsite în compușii tip sandwich este o realizare semnificativă, semnificația practică a care în prezent nu poate fi încă prevăzut”.

În prezent, s-au obținut derivați de diciclopentadienil ai multor metale. Derivații metalelor de tranziție au aceeași structură și aceeași natură de legătură ca ferocenul. Lantanidele nu formează o structură tip sandwich, ci o structură asemănătoare unei stele cu trei fascicule [Atomii lui La, Ce, Pr, Nd, prin urmare, creează o legătură chimică de cincisprezece centre.

La scurt timp după ferocen, s-a obținut dibenzencrom. Dibenzen-molibden și dibenzen-vanadiu au fost preparate conform aceleiași scheme. În toți compușii acestei clase, atomii de metal țin împreună două inele cu șase atomi. Toate cele 12 legături metal-carbon din acești compuși sunt identice.

De asemenea, a fost sintetizat uranocen [bis(ciclooctatetraen)uraniu], în care atomul de uraniu conține două inele cu opt membri. Toate cele 16 legături uraniu-carbon din uranocen sunt identice. Uranocenul se obține prin reacția UCl 4 cu un amestec de ciclooctatetraen și potasiu în tetrahidrofuran la minus 300 C.