Fig.1. Orbitalni radijusi elemenata (r a) i dužina jednog elektrona hemijska veza(d)

Najjednostavniju jednoelektronsku hemijsku vezu stvara jedan valentni elektron. Ispostavilo se da je jedan elektron sposoban držati dva pozitivno nabijena jona zajedno. U jednoelektronskoj vezi, Kulonove odbojne sile pozitivno nabijenih čestica kompenziraju se Kulonovskim silama privlačenja ovih čestica negativno nabijenom elektronu. Valentni elektron postaje zajednički za dva jezgra molekula.

Primjeri takvih hemijska jedinjenja su molekularni ioni: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

Polarne kovalentne veze se javljaju u heteronuklearnim dvoatomskim molekulima (slika 3). Vezni elektronski par u polarnoj hemijskoj vezi bliži je atomu sa više visoko prvo jonizacioni potencijal.

Karakteriziranje prostorna struktura razmak između polarnih molekula d atomska jezgra može se približno posmatrati kao zbir kovalentnih radijusa odgovarajućih atoma.

Karakteristike nekih polarnih supstanci

Pomak veznog elektronskog para na jedno od jezgara polarni molekul dovodi do pojave električnog dipola (elektrodinamika) (slika 4).

Udaljenost između centara gravitacije pozitivnih i negativnih naboja naziva se dužina dipola. Polaritet molekule, kao i polaritet veze, procjenjuje se vrijednošću dipolnog momenta μ, koji je proizvod dužine dipola l i vrijednosti elektronskog naboja:

Višestruke kovalentne veze

Višestruke kovalentne veze su predstavljene nezasićenim organska jedinjenja koji sadrže dvostruke i trostruke hemijske veze. Da bi opisao prirodu nezasićenih spojeva, L. Pauling uvodi koncepte sigma i π veza, hibridizacije atomskih orbitala.

Paulingova hibridizacija za dva S i dva p elektrona omogućila je da se objasni usmjerenost kemijskih veza, posebno tetraedarska konfiguracija metana. Da bi se objasnila struktura etilena, od četiri ekvivalentna Sp 3 elektrona atoma ugljika, jedan p-elektron mora biti izolovan da bi se formirala dodatna veza, nazvana π veza. U ovom slučaju, tri preostale Sp 2 hibridne orbitale nalaze se u ravnini pod uglom od 120° i formiraju osnovne veze, na primer, planarni molekul etilena (slika 5).

IN nova teorija Pauling, svi vezani elektroni postali su jednaki i jednako udaljeni od linije koja povezuje jezgra molekula. Paulingova teorija savijene hemijske veze uzela je u obzir statističku interpretaciju M. Born talasne funkcije i Kulonovu elektronsku korelaciju elektrona. Pojavilo se fizičko značenje - priroda kemijske veze je potpuno određena električna interakcija jezgra i elektroni. Što je više elektrona vezanih, to je manja međunuklearna udaljenost i jača je kemijska veza između atoma ugljika.

Hemijska veza sa tri centra

Daljnji razvoj ideja o hemijskim vezama dao je američki fizikalni hemičar W. Lipscomb, koji je razvio teoriju dvoelektronskih trocentričnih veza i topološku teoriju koja omogućava predviđanje strukture još nekih bor-hidrida (hidrida vodika ).

Elektronski par u hemijskoj vezi sa tri centra postaje zajednički za tri atomska jezgra. U najjednostavnijem predstavniku hemijske veze sa tri centra - molekularnom vodonikovom jonu H 3 +, elektronski par drži tri protona zajedno (slika 6).

7. Diboran

Postojanje borana sa njihovim dvoelektronskim trocentralnim vezama sa "premošćujućim" atomima vodika narušilo je kanonsku doktrinu valencije. Pokazalo se da je atom vodika, koji se ranije smatrao standardnim monovalentnim elementom, identičnim vezama povezan s dva atoma bora i formalno je postao dvovalentni element. Rad W. Lipscomba na dešifrovanju strukture borana proširio je razumijevanje hemijskih veza. Nobelov komitet dodijelio je Williamu Nunn Lipscomb-u nagradu za hemiju za 1976. sa tekstom "Za njegova proučavanja strukture borana (borohidrita), pojašnjavajući probleme hemijskih veza."

Višestruka hemijska veza

Slika 8. Molekul ferocena

Slika 9. Dibenzen hrom

10. Uranocen

Svih deset veza (C-Fe) u molekulu ferocena su ekvivalentne, vrijednost međunuklearne udaljenosti Fe-c je 2,04 Å. Svi atomi ugljika u molekuli ferocena su strukturno i hemijski ekvivalentni, dužina svakog C-C konekcije 1,40 - 1,41 Å (za poređenje, u benzenu dužina C-C veze je 1,39 Å). Oko atoma željeza pojavljuje se ljuska od 36 elektrona.

Dinamika hemijskog vezivanja

Hemijska veza je prilično dinamična. Dakle, metalna veza se transformiše u kovalentnu vezu tokom faznog prelaza tokom isparavanja metala. Prijelaz metala iz čvrstog u parno stanje zahtijeva utrošak velike količine energije.

U parovima, ovi metali se sastoje praktično od homonuklearnih dvoatomskih molekula i slobodnih atoma. Kada se metalna para kondenzuje, kovalentna veza se pretvara u metalnu.

Isparavanje soli sa tipičnim ionskim vezama, kao što su fluoridi alkalni metali, dovodi do razaranja ionskih veza i stvaranja heteronuklearnih dvoatomskih molekula sa polarnim kovalentna veza. U tom slučaju dolazi do formiranja dimernih molekula sa premoštenim vezama.

Karakteristike hemijskih veza u molekulima fluorida alkalnih metala i njihovih dimera.

Tokom kondenzacije para fluorida alkalnih metala, polarna kovalentna veza se transformiše u ionsku uz formiranje odgovarajuće kristalne rešetke soli.

Mehanizam prijelaza kovalentne u metalnu vezu

Slika 11. Odnos između orbitalnog radijusa elektronskog para r e i dužine kovalentne hemijske veze d

12. Orijentacija dipola dvoatomskih molekula i formiranje iskrivljenog oktaedarskog fragmenta klastera tokom kondenzacije para alkalnih metala

13. Kubični raspored jezgara u kristalima alkalnih metala i veza

Disperzivno privlačenje (londonske sile) određuje međuatomsku interakciju i formiranje homonuklearnih dvoatomskih molekula iz atoma alkalnih metala.

Formiranje kovalentne veze metal-metal povezano je s deformacijom elektronske školjke atomi u interakciji - valentni elektroni stvaraju vezni elektronski par, čija je elektronska gustoća koncentrirana u prostoru između atomskih jezgri rezultirajuće molekule. Karakteristična karakteristika homonuklearnih dvoatomskih molekula alkalnih metala je duga dužina kovalentne veze (3,6-5,8 puta veća od dužine veze u molekulu vodonika) i niska energija njenog pucanja.

Navedeni odnos između r e i d određuje neravnomjernu raspodjelu električnih naboja u molekuli - negativni električni naboj veznog elektronskog para koncentriran je u srednjem dijelu molekule, a pozitivni su koncentrirani na krajevima molekule. električnih naboja dva atomska skeleta.

Neravnomjerna distribucija električnih naboja stvara uslove za interakciju molekula zbog orijentacijskih sila (van der Waalsove sile). Molekuli alkalnih metala teže da se orijentišu na takav način da se u njihovoj blizini pojavljuju suprotni električni naboji. Kao rezultat, između molekula djeluju privlačne sile. Zahvaljujući prisustvu potonjeg, molekuli alkalnih metala se približavaju i više ili manje čvrsto spajaju. Istovremeno, dolazi do neke deformacije svakog od njih pod uticajem bližih polova susednih molekula (slika 12).

U stvari, vezani elektroni originalne dvoatomske molekule, koji padaju u električno polje četiri pozitivno nabijena atomska jezgra molekula alkalnih metala, otrgnu se od orbitalnog radijusa atoma i postaju slobodni.

U ovom slučaju, vezni elektronski par postaje uobičajen za sistem sa šest katjona. Izgradnja metalne kristalne rešetke počinje u fazi klastera. IN kristalna rešetka alkalnih metala, struktura vezne karike je jasno izražena, koja ima oblik iskrivljenog spljoštenog oktaedra - kvadratne bipiramide, čija su visina i rubovi osnove jednaki vrijednosti konstante translacijske rešetke a w (Sl. 13).

Vrijednost konstante translacijske rešetke a w kristala alkalnog metala značajno premašuje dužinu kovalentne veze molekule alkalnog metala, stoga je općenito prihvaćeno da su elektroni u metalu u slobodnom stanju:

Matematička konstrukcija povezana sa svojstvima slobodnih elektrona u metalu obično se poistovjećuje sa „Fermijevom površinom“, koju treba smatrati geometrijskom lokacijom na kojoj se nalaze elektroni, što daje glavno svojstvo metala - da provodi električnu struju.

Kada se uporedi proces kondenzacije para alkalnih metala sa procesom kondenzacije gasova, na primer vodonika, karakteristična karakteristika u svojstvima metala. Dakle, ako se tokom kondenzacije vodika pojave slabe međumolekularne interakcije, tada se tokom kondenzacije metalne pare javljaju procesi koji su karakteristični za hemijske reakcije. Sama kondenzacija metalne pare odvija se u nekoliko faza i može se opisati sljedećim procesom: slobodni atom → dvoatomski molekul sa kovalentnom vezom → metalni klaster → kompaktni metal sa metalnom vezom.

Interakcija molekula halogenida alkalnih metala je praćena njihovom dimerizacijom. Molekul dimera se može smatrati električnim kvadrupolom (slika 15). Trenutno su poznate glavne karakteristike dimera halogenida alkalnih metala (dužine hemijskih veza i uglovi veze između veza).

Hemijska dužina veze i uglovi veze u dimerima halogenida alkalnih metala (E 2 X 2) (gasna faza).

E 2 X 2 X=F X=Cl X=Br X=I
dEF, Å d ECl, Å d EBr , Å d EI, Å
Li 2 X 2 1,75 105 2,23 108 2,35 110 2,54 116
Na 2 X 2 2,08 95 2,54 105 2,69 108 2,91 111
K 2 X 2 2,35 88 2,86 98 3,02 101 3,26 104
Cs 2 X 2 2,56 79 3,11 91 3,29 94 3,54 94

Tokom procesa kondenzacije povećava se učinak orijentacijskih sila, međumolekularna interakcija je praćena stvaranjem klastera, a zatim i čvrste tvari. Halogenidi alkalnih metala formiraju kristale s jednostavnim kubičnim i kubičnim rešetkama usredsređenim na tijelo.

Tip kristalne rešetke i translaciona konstanta rešetke za halogenide alkalnih metala.

Tokom procesa kristalizacije dolazi do daljeg povećanja međuatomske udaljenosti, što dovodi do uklanjanja elektrona iz orbitalnog radijusa atoma alkalnog metala i prijenosa elektrona na atom halogena uz formiranje odgovarajućih iona. Polja sila jona su ravnomjerno raspoređena u svim smjerovima u prostoru. U tom smislu, u kristalima alkalnih metala, polje sile svakog jona koordinira više od jednog jona suprotnog predznaka, kao što je uobičajeno da se kvalitativno predstavlja ionska veza (Na + Cl -).

U kristalima ionskih jedinjenja, koncept jednostavnih dvojonskih molekula kao što su Na + Cl - i Cs + Cl - gubi svoje značenje, jer je ion alkalnog metala povezan sa šest jona hlora (u kristalu natrijum hlorida) i sa osam joni hlora (u kristalu cezijum hlorida. Međutim, sve međujonske udaljenosti u kristalima su jednako udaljene.

Bilješke

  1. Priručnik za neorgansku hemiju. Konstante neorganskih supstanci. - M.: "Hemija", 1987. - P. 124. - 320 str.
  2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Priručnik za neorgansku hemiju. Konstante neorganskih supstanci. - M.: "Hemija", 1987. - P. 132-136. - 320 s.
  3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Kako nastaje hemijska veza i dolazi do hemijskih reakcija. - M.: Izdavačka grupa "Granitsa", 2007. - 320 str. - ISBN 978-5-94691296-9
  4. Nekrasov B.V. Kurs opšte hemije. - M.: Goskhimizdat, 1962. - P. 88. - 976 str.
  5. Pauling L. Priroda hemijskog vezivanja / priredio Y.K. Syrkin. - per. sa engleskog M.E. Dyatkina. - M.-L.: Goskhimizdat, 1947. - 440 str.
  6. Teorijska organska hemija / ur. R.H. Freidlina. - per. sa engleskog Yu.G.Bundela. - M.: Izdavačka kuća. strana književnost, 1963. - 365 str.
  7. Lemenovsky D.A., Levitsky M.M. Ruski hemijski časopis (časopis Ruskog hemijskog društva imena D.I. Mendeljejeva). - 2000. - T. XLIV, br. 6. - str. 63-86.
  8. Hemijski enciklopedijski rječnik / pogl. ed. I.L. Knunyants. - M.: Sov. enciklopedija, 1983. - P. 607. - 792 str.
  9. Nekrasov B.V. Kurs opšte hemije. - M.: Goskhimizdat, 1962. - P. 679. - 976 str.
  10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Priručnik za neorgansku hemiju. Konstante neorganskih supstanci. - M.: "Hemija", 1987. - P. 155-161. - 320 s.
  11. Gillespie R. Geometrija molekula / trans. sa engleskog E.Z. Zasorina i V.S. Mastryukova, ur. Yu.A Pentina. - M.: “Mir”, 1975. – Str. 49. – 278 str.
  12. Chemist's Handbook. - 2. izd., revidirano. i dodatne - L.-M.: Državni naučno-tehnički institut za hemijsku literaturu, 1962. - T. 1. - P. 402-513. - 1072 str.
  13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Priručnik za neorgansku hemiju. Konstante neorganskih supstanci.. - M.: "Hemija", 1987. - P. 132-136. - 320 s.
  14. Ziman J. Elektroni u metalima (uvod u teoriju Fermijevih površina). Napredak u fizičkim naukama.. - 1962. - T. 78, broj 2. - 291 str.

vidi takođe

  • Hemijska veza- članak iz Velike sovjetske enciklopedije
  • Hemijska veza- Chemport.ru
  • Hemijska veza- Fizička enciklopedija

Sile koje međusobno vežu atome su jedne električne prirode. Ali zbog razlika u mehanizmu formiranja i ispoljavanja ovih sila, hemijske veze mogu biti različitih vrsta.

Razlikovati tri main tipvalence hemijska veza: kovalentne, jonske i metalne.

Pored njih, od velikog značaja i distribucije su: vodonik veza koja bi mogla biti valence I nevalentan, I nevalentan hemijska veza - m intermolekularni ( ili van der Waals), formirajući relativno male molekularne saradnike i ogromne molekularne ansamble - super- i supramolekularne nanostrukture.

Kovalentna hemijska veza (atomski, homeopolarni) –

Ovo izvršena hemijska veza general za interakciju atoma jedan-triparovi elektrona .

Ova veza je dvoelektronski I dva centra(veze 2 atomska jezgra).

U ovom slučaju, kovalentna veza je najčešći i najčešći tip valentna hemijska veza u binarnim jedinjenjima – između a) atomi nemetala i b) atomi amfoternih metala i nemetala.

Primjeri: H-H (u molekulu vodonika H 2); četiri S-O veze (u SO 4 2- jonu); tri Al-H veze (u molekulu AlH 3); Fe-S (u molekulu FeS) itd.

Posebnosti kovalentna veza - njena fokus I zasićenost.

Focus - najvažnije svojstvo kovalentne veze, od

koji određuje strukturu (konfiguraciju, geometriju) molekula i hemijskih jedinjenja. Prostorni pravac kovalentne veze određuje hemijsku i kristalno hemijsku strukturu supstance. Kovalentna veza uvijek usmjeren prema maksimalnom preklapanju atomskih orbitala valentnih elektrona atomi u interakciji, sa formiranjem zajedničkog elektronskog oblaka i najjačom hemijskom vezom. Focus izraženo u obliku uglova između pravca vezivanja atoma u molekulima različitih supstanci i kristala čvrstih materija.

Zasićenost je vlasništvo, što razlikuje kovalentnu vezu od svih drugih vrsta interakcija čestica, koje se manifestiraju u sposobnost atoma da formiraju ograničen broj kovalentnih veza, budući da se formira samo svaki par veznih elektrona valence elektrona sa suprotno orijentisanim spinovima, čiji je broj u atomu ograničen valencija, 1 – 8. Ovo zabranjuje korištenje iste atomske orbitale dvaput za formiranje kovalentne veze (Paulijev princip).

Valence je sposobnost atoma da veže ili zamijeni određeni broj drugih atoma kako bi formirao valentne kemijske veze.

Prema teoriji spina kovalentna veza valence odlučan broj nesparenih elektrona koji atom ima u svom osnovnom ili pobuđenom stanju .

Dakle, za različite elemente sposobnost formiranja određenog broja kovalentnih veza ograničeno na primanje maksimalan broj nesparenih elektrona u pobuđenom stanju njihovih atoma.

Pobuđeno stanje atoma - ovo je stanje atoma sa dodatnom energijom primljenom izvana, uzrokujući parenje antiparalelni elektroni koji zauzimaju jednu atomsku orbitalu, tj. prijelaz jednog od ovih elektrona iz uparenog stanja u slobodnu (praznu) orbitalu isto ili zatvori nivo energije.

Na primjer, shema punjenje s-, r-AO I valence (IN) na atomu kalcijuma Ca uglavnom I uzbuđeno stanje sljedeće:

Treba napomenuti da atomi sa zasićenim valentnim vezama može formirati dodatne kovalentne veze donor-akceptorom ili drugim mehanizmom (kao, na primjer, u kompleksnim jedinjenjima).

Kovalentna veza Moždapolar Inepolarni .

Kovalentna veza nepolarni , e ako zajedničkih valentnih elektrona ravnomerno raspoređeno između jezgara atoma u interakciji, područje preklapanja atomskih orbitala (elektronski oblaci) privlače oba jezgra istom silom i stoga maksimalnom ukupna gustina elektrona nije pristrasna ni prema jednom od njih.

Ova vrsta kovalentne veze nastaje kada dva identičan atoma elementa. Kovalentna veza između identičnih atoma takođe pozvan atomski ili homeopolarni .

Polar veza nastaje tokom interakcije dva atoma različitih hemijskih elemenata, ako je jedan od atoma zbog veće vrednosti elektronegativnost jače privlači valentne elektrone i tada se ukupna elektronska gustoća manje-više pomjera prema tom atomu.

U polarnoj vezi, vjerovatnoća pronalaska elektrona u jezgri jednog od atoma je veća nego u drugom.

Kvalitativne karakteristike polarnih komunikacije -

relativna razlika elektronegativnosti (|‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEO |)‌‌‌ povezane atomi : što je veća, to je kovalentna veza polarnija.

Kvantitativne karakteristike polarnih komunikacije, one. mjera polariteta veze i kompleksnog molekula - električni dipolni moment μ St. , jednako radefektivno punjenje δ po dužini dipola l d : μ St. = δ ∙ l d . Jedinica μ St.- Debye. 1Debye = 3,3.10 -30 C/m.

Električni dipol – je električno neutralan sistem dva jednaka i suprotna električna naboja + δ i - δ .

Dipolni moment (električni dipolni moment μ St. ) – vektorska količina . Općenito je prihvaćeno da vektorski smjer od (+) do (–) utakmice sa smerom pomeranja oblasti ukupne elektronske gustine(ukupni elektronski oblak) polarizovani atomi.

Ukupni dipolni moment složene poliatomske molekule zavisi od broja i prostornog pravca polarnih veza u njemu. Dakle, određivanje dipolnih momenata omogućava suditi ne samo o prirodi veza u molekulima, već io njihovoj lokaciji u prostoru, tj. o prostornoj konfiguraciji molekula.

Sa povećanjem razlike elektronegativnosti | ‌‌‌‌‌‌‌∆OEO|‌‌‌ atoma koji formiraju vezu, električni dipolni moment se povećava.

Treba napomenuti da je određivanje dipolnog momenta veze složen i ne uvijek rješiv problem (interakcija veza, nepoznat smjer μ St. itd.).

Kvantnomehaničke metode za opisivanje kovalentnih veza – objasniti mehanizam stvaranja kovalentne veze.

Diriguju W. Heitler i F. London, njemački. naučnici (1927), proračun energetskog bilansa formiranja kovalentne veze u molekulu vodonika H2 omogućio je da se napravi zaključak: priroda kovalentne veze, kao i svaka druga vrsta hemijske veze, jeelektrična interakcija koja se dešava u uslovima kvantnog mehaničkog mikrosistema.

Da biste opisali mehanizam formiranja kovalentne hemijske veze, koristite dvije približne kvantnomehaničke metode :

valentne veze I molekularne orbitale – ne isključuju, već se međusobno dopunjuju.

2.1. Metoda valentne veze (MVS ililokalizovani elektronski parovi ), koji su predložili W. Heitler i F. London 1927. zasniva se na sljedećem odredbe :

1) hemijska veza između dva atoma je rezultat djelomičnog preklapanja atomskih orbitala kako bi se formirala zajednička gustoća elektrona zajedničkog para elektrona sa suprotnim spinovima, veća nego u drugim dijelovima prostora oko svakog jezgra;

2) kovalentna veza se formira samo kada elektroni sa antiparalelnim spinovima interaguju, tj. sa suprotnim spin kvantnim brojevima m S = + 1/2 ;

3) određuju se karakteristike kovalentne veze (energija, dužina, polaritet, itd.). pogled veze (σ –, π –, δ –), stepen preklapanja AO(što je veća, to je hemijska veza jača, tj. veća energija veze i kraća dužina), elektronegativnost atomi u interakciji;

4) može se formirati kovalentna veza duž MBC-a na dva načina (dva mehanizma) , fundamentalno različite, ali imaju isti rezultat – koji dijele par valentnih elektrona sa oba atoma u interakciji: a) razmjena, zbog preklapanja jednoelektronskih atomskih orbitala sa suprotnim spinovima elektrona, Kada svaki atom daje jedan elektron po vezi za preklapanje - veza može biti polarna ili nepolarna, b) donor-akceptor, zbog dvoelektronske AO jednog atoma i slobodne (prazne) orbitale drugog, By kome jedan atom (donor) daje par elektrona u orbitali u uparenom stanju za povezivanje, a drugi atom (akceptor) daje slobodnu orbitalu. U ovom slučaju, postoji polarnu vezu.

2.2. Kompleks (koordinacionih) spojeva, mnogi molekularni joni koji su složeni,(amonijum, bor tetrahidrid, itd.) nastaju u prisustvu donor-akceptorske veze - inače, koordinaciona veza.

Na primjer, u reakciji stvaranja amonijum jona NH 3 + H + = NH 4 + molekul amonijaka NH 3 je donor para elektrona, a H + proton je akceptor.

U reakciji BH 3 + H – = BH 4 – ulogu donora elektronskog para igra hidridni jon H –, a akceptor je molekul bor-hidrida BH 3, u kojem se nalazi prazni AO.

Višestrukost hemijske veze. Veze σ -, π – , δ –.

Maksimalno preklapanje AO različitih tipova (uz uspostavljanje najjačih hemijskih veza) postiže se kada imaju određenu orijentaciju u prostoru, zbog različitog oblika njihove energetske površine.

Određuje vrstu AO i smjer njihovog preklapanja σ -, π – , δ – priključci:

σ (sigma) – veza – uvek je Odinarska (jednostavna) veza , što se događa kada postoji djelomično preklapanje jedan par s -, str x -, d - JSCduž ose , povezivanje jezgara atomi u interakciji.

Pojedinačne obveznice Uvijek su σ – veze.

Višestruke veze – π (pi) - (Takođe δ (delta )–veze),duplo ili trostruke kovalentne veze izvedene u skladu s timdva ilitri para elektrona kada se njihove atomske orbitale preklapaju.

π (pi) - veza izvodi se pri preklapanju R y -, str z - I d - JSC By obje strane ose koja povezuje jezgre atomi, u međusobno okomitim ravnima ;

δ (delta )- veza javlja se kada dođe do preklapanja dvije d-orbitale nalazi u paralelnim ravnima .

Najizdržljiviji od σ -, π – , δ – veze je σ– veza , Ali π – priključci, postavljeni na σ – veze se stvaraju još jače višestruke veze: dvostruke i trostruke.

Bilo koji dvostruka veza obuhvata jedan σ – I jedan π – veze, trostruko - od jedanσ – I dvaπ – veze.

Atomi većine elemenata ne postoje odvojeno, jer mogu međusobno komunicirati. Ova interakcija proizvodi složenije čestice.

Priroda kemijske veze je djelovanje elektrostatičkih sila, koje su sile interakcije između električnih naboja. Takav naboj imaju elektroni i atomska jezgra.

Elektroni koji se nalaze na spoljnim elektronskim nivoima (valentni elektroni), koji su najudaljeniji od jezgra, najslabije su u interakciji s njim, pa su stoga u stanju da se odvoje od jezgra. Oni su odgovorni za međusobno povezivanje atoma.

Vrste interakcija u hemiji

Vrste hemijskih veza mogu se predstaviti u sljedećoj tabeli:

Karakteristike jonske veze

Hemijska reakcija koja se javlja zbog jonska privlačnost koji imaju različite naboje naziva se jonski. To se događa ako atomi koji se vezuju imaju značajnu razliku u elektronegativnosti (to jest, sposobnost privlačenja elektrona) i elektronski par ide na elektronegativniji element. Rezultat ovog prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi je formiranje nabijenih čestica - jona. Među njima se javlja privlačnost.

Imaju najniže indekse elektronegativnosti tipični metali, a najveći su tipični nemetali. Ioni se tako formiraju interakcijom između tipičnih metala i tipičnih nemetala.

Atomi metala postaju pozitivno nabijeni joni (kationi), donirajući elektrone svojim vanjskim nivoima elektrona, a nemetali prihvataju elektrone, pretvarajući se u negativno naelektrisan joni (anjoni).

Atomi prelaze u stabilnije energetsko stanje, dovršavajući svoje elektronske konfiguracije.

Jonska veza je neusmjerena i nezasićena, budući da se elektrostatička interakcija događa u svim smjerovima, shodno tome, ion može privući ione suprotnog predznaka u svim smjerovima.

Raspored jona je takav da se oko svakog nalazi određeni broj suprotno nabijenih jona. Koncept "molekula" za jonska jedinjenja nema smisla.

Primjeri obrazovanja

Formiranje veze u natrijevom kloridu (nacl) nastaje zbog prijenosa elektrona s atoma Na na atom Cl kako bi se formirali odgovarajući ioni:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

U natrijum hloridu postoji šest hloridnih anjona oko kationa natrijuma i šest natrijumovih jona oko svakog hloridnog jona.

Kada se formira interakcija između atoma u barijum sulfidu, dešavaju se sledeći procesi:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba donira svoja dva elektrona sumporu, što rezultira stvaranjem sumpornih anjona S 2- i barijevih kationa Ba 2+.

Metalna hemijska veza

Broj elektrona u vanjskim energetskim nivoima metala je mali; oni se lako odvajaju od jezgra. Kao rezultat ovog odvajanja nastaju metalni joni i slobodni elektroni. Ovi elektroni se nazivaju "elektronski gas". Elektroni se slobodno kreću po volumenu metala i stalno su vezani i odvojeni od atoma.

Struktura metalne supstance je sljedeća: kristalna rešetka je kostur tvari, a između njenih čvorova elektroni se mogu slobodno kretati.

Mogu se navesti sljedeći primjeri:

Mg - 2e<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalentni: polarni i nepolarni

Najčešći tip hemijske interakcije je kovalentna veza. Vrijednosti elektronegativnosti elemenata koji stupaju u interakciju ne razlikuju se oštro, stoga se javlja samo pomak zajedničkog elektronskog para na elektronegativniji atom.

Kovalentne interakcije se mogu formirati mehanizmom razmjene ili mehanizmom donor-akceptor.

Mehanizam razmjene se ostvaruje ako svaki od atoma ima nesparene elektrone na vanjskim elektronskim nivoima i preklapanje atomskih orbitala dovodi do pojave para elektrona koji već pripada oba atoma. Kada jedan od atoma ima par elektrona na vanjskom elektronskom nivou, a drugi ima slobodnu orbitalu, onda kada se atomske orbitale preklapaju, elektronski par se dijeli i djeluje u skladu s mehanizmom donor-akceptor.

Kovalentne se po višestrukosti dijele na:

  • jednostavan ili pojedinačni;
  • duplo;
  • trostruke.

Dvostruki osiguravaju dijeljenje dva para elektrona odjednom, a trostruki - tri.

Prema raspodjeli elektronske gustine (polariteta) između povezanih atoma, kovalentna veza se dijeli na:

  • nepolarni;
  • polar.

Nepolarnu vezu formiraju identični atomi, a polarnu vezu je različita elektronegativnost.

Interakcija atoma slične elektronegativnosti naziva se nepolarna veza. Zajednički par elektrona u takvoj molekuli ne privlači nijedan atom, već podjednako pripada oba.

Interakcija elemenata koji se razlikuju po elektronegativnosti dovodi do stvaranja polarnih veza. U ovoj vrsti interakcije, zajednički parovi elektrona privlače se elektronegativnijim elementom, ali se ne prenose u potpunosti na njega (odnosno, ne dolazi do stvaranja jona). Kao rezultat ovog pomaka u gustini elektrona, na atomima se pojavljuju parcijalni naboji: elektronegativniji imaju negativan naboj, a manje elektronegativni imaju pozitivan naboj.

Svojstva i karakteristike kovalentnosti

Glavne karakteristike kovalentne veze:

  • Dužina je određena rastojanjem između jezgara atoma u interakciji.
  • Polaritet je određen pomakom elektronskog oblaka prema jednom od atoma.
  • Usmjerenost je svojstvo formiranja veza orijentiranih u prostoru i, shodno tome, molekula određenih geometrijskih oblika.
  • Zasićenost je određena sposobnošću formiranja ograničenog broja veza.
  • Polarizabilnost je određena sposobnošću promjene polariteta pod utjecajem vanjskog električnog polja.
  • Energija potrebna za prekid veze određuje njenu snagu.

Primer kovalentne nepolarne interakcije mogu biti molekuli vodonika (H2), hlora (Cl2), kiseonika (O2), azota (N2) i mnogi drugi.

H· + ·H → H-H molekula ima jednu nepolarnu vezu,

O: + :O → O=O molekula ima dvostruki nepolarni,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekul je trostruko nepolaran.

Primjeri kovalentnih veza kemijskih elemenata uključuju molekule ugljičnog dioksida (CO2) i ugljičnog monoksida (CO), sumporovodika (H2S), hlorovodonične kiseline (HCL), vode (H2O), metana (CH4), sumpornog oksida (SO2) i mnogi drugi.

U molekuli CO2, odnos između atoma ugljika i kisika je kovalentno polarni, budući da elektronegativniji vodik privlači gustinu elektrona. Kiseonik ima dva nesparena elektrona u svojoj spoljašnjoj ljusci, dok ugljenik može da obezbedi četiri valentna elektrona za formiranje interakcije. Kao rezultat, nastaju dvostruke veze i molekul izgleda ovako: O=C=O.

Da bi se odredio tip veze u određenom molekulu, dovoljno je razmotriti njegove sastavne atome. Jednostavne metalne supstance formiraju metalnu vezu, metali sa nemetalima formiraju ionsku vezu, jednostavne nemetalne supstance formiraju kovalentnu nepolarnu vezu, a molekule koje se sastoje od različitih nemetala formiraju kroz polarnu kovalentnu vezu.

170762 0

Svaki atom ima određeni broj elektrona.

Prilikom ulaska u kemijske reakcije, atomi doniraju, dobivaju ili dijele elektrone, postižući najstabilniju elektronsku konfiguraciju. Konfiguracija s najnižom energijom (kao kod atoma plemenitog plina) ispada najstabilnijom. Ovaj obrazac se naziva „pravilo okteta“ (slika 1).

Rice. 1.

Ovo pravilo važi za sve vrste veza. Elektronske veze između atoma omogućavaju im da formiraju stabilne strukture, od najjednostavnijih kristala do složenih biomolekula koji na kraju formiraju žive sisteme. Od kristala se razlikuju po kontinuiranom metabolizmu. Istovremeno, mnoge hemijske reakcije se odvijaju prema mehanizmima elektronski transfer, koji igraju ključnu ulogu u energetskim procesima u tijelu.

Hemijska veza je sila koja drži zajedno dva ili više atoma, jona, molekula ili bilo koju kombinaciju ovih.

Priroda kemijske veze je univerzalna: to je elektrostatička sila privlačenja između negativno nabijenih elektrona i pozitivno nabijenih jezgri, određena konfiguracijom elektrona vanjske ljuske atoma. Sposobnost atoma da formira hemijske veze naziva se valencija, ili oksidacijskom stanju. Koncept od valentnih elektrona- elektroni koji formiraju hemijske veze, odnosno nalaze se u orbitalama najviše energije. Prema tome, vanjski omotač atoma koji sadrži ove orbitale naziva se valentna ljuska. Trenutno nije dovoljno ukazati na prisustvo hemijske veze, već je potrebno razjasniti njen tip: jonska, kovalentna, dipol-dipolna, metalna.

Prva vrsta veze jejonski veza

Prema Luisovoj i Kosselovoj elektronskoj valentnoj teoriji, atomi mogu postići stabilnu elektronsku konfiguraciju na dva načina: prvo, gubitkom elektrona, postajući katjoni, drugo, njihovo sticanje, pretvaranje u anjoni. Kao rezultat prijenosa elektrona, zbog elektrostatičke sile privlačenja između jona sa nabojima suprotnih predznaka, formira se hemijska veza, nazvana Kosselom “ elektrovalentan"(sada se zove jonski).

U ovom slučaju, anioni i kationi formiraju stabilnu elektronsku konfiguraciju s ispunjenom vanjskom elektronskom ljuskom. Tipične ionske veze formiraju se od katjona T i II grupa periodnog sistema i anjona nemetalnih elemenata grupa VI i VII (16 i 17 podgrupa, respektivno, halkogeni I halogeni). Veze jonskih spojeva su nezasićene i neusmjerene, pa zadržavaju mogućnost elektrostatičke interakcije s drugim ionima. Na sl. Na slikama 2 i 3 prikazani su primjeri ionskih veza koje odgovaraju Kosselovom modelu prijenosa elektrona.

Rice. 2.

Rice. 3. Jonska veza u molekulu kuhinjske soli (NaCl)

Ovdje je prikladno podsjetiti se na neka svojstva koja objašnjavaju ponašanje tvari u prirodi, posebno razmotriti ideju kiseline I razlozi.

Vodene otopine svih ovih tvari su elektroliti. Različito mijenjaju boju indikatori. Mehanizam djelovanja indikatora otkrio je F.V. Ostwald. Pokazao je da su indikatori slabe kiseline ili baze, čija se boja razlikuje u nedisocijacijskom i disociranom stanju.

Baze mogu neutralizirati kiseline. Nisu sve baze rastvorljive u vodi (na primer, neka organska jedinjenja koja ne sadrže OH grupe su nerastvorljiva, posebno, trietilamin N(C 2 H 5) 3); rastvorljive baze se nazivaju alkalije.

Vodene otopine kiselina prolaze kroz karakteristične reakcije:

a) sa oksidima metala - sa stvaranjem soli i vode;

b) sa metalima - sa stvaranjem soli i vodonika;

c) sa karbonatima - sa stvaranjem soli, CO 2 i N 2 O.

Svojstva kiselina i baza opisuje nekoliko teorija. U skladu sa teorijom S.A. Arrhenius, kiselina je supstanca koja se disocira i formira jone N+ , dok baza formira jone HE- . Ova teorija ne uzima u obzir postojanje organskih baza koje nemaju hidroksilne grupe.

U skladu sa proton Prema teoriji Brønsteda i Lowryja, kiselina je supstanca koja sadrži molekule ili ione koji doniraju protone ( donatori protoni), a baza je supstanca koja se sastoji od molekula ili jona koji prihvataju protone ( akceptori protoni). Imajte na umu da u vodenim otopinama ioni vodika postoje u hidratiziranom obliku, odnosno u obliku hidronijevih jona H3O+ . Ova teorija opisuje reakcije ne samo s vodom i hidroksidnim ionima, već i one koje se izvode u odsustvu rastvarača ili s nevodenim rastvaračem.

Na primjer, u reakciji između amonijaka N.H. 3 (slaba baza) i hlorovodonika u gasnoj fazi nastaje čvrst amonijum hlorid, a u ravnotežnoj smeši dve supstance uvek se nalaze 4 čestice od kojih su dve kiseline, a druge dve baze:

Ova ravnotežna smjesa se sastoji od dva konjugirana para kiselina i baza:

1)N.H. 4+ i N.H. 3

2) HCl I Cl ‑

Ovdje se u svakom konjugiranom paru kiselina i baza razlikuju za jedan proton. Svaka kiselina ima konjugovanu bazu. Jaka kiselina ima slabu konjugiranu bazu, a slaba kiselina ima jaku konjugiranu bazu.

Teorija Brønsted-Lowryja objašnjava jedinstvenu ulogu vode za život biosfere. Voda, ovisno o tvari koja s njom stupa u interakciju, može pokazati svojstva kiseline ili baze. Na primjer, u reakcijama s vodenim otopinama octene kiseline, voda je baza, a u reakcijama s vodenim otopinama amonijaka kiselina.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Ovdje molekul sirćetne kiseline donira proton molekulu vode;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + HE- . Ovdje molekul amonijaka prihvata proton od molekula vode.

Dakle, voda može formirati dva konjugirana para:

1) H2O(kiselina) i HE- (konjugirana osnova)

2) H 3 O+ (kiselina) i H2O(konjugirana baza).

U prvom slučaju voda donira proton, au drugom ga prihvata.

Ovo svojstvo se zove amfiprotonizam. Supstance koje mogu reagovati i kao kiseline i baze nazivaju se amfoterično. Takve tvari se često nalaze u živoj prirodi. Na primjer, aminokiseline mogu formirati soli i sa kiselinama i sa bazama. Stoga, peptidi lako formiraju koordinaciona jedinjenja sa prisutnim metalnim jonima.

Dakle, karakteristično svojstvo jonske veze je potpuno kretanje veznih elektrona do jednog od jezgara. To znači da između jona postoji oblast u kojoj je gustina elektrona skoro nula.

Druga vrsta veze jekovalentna veza

Atomi mogu formirati stabilne elektronske konfiguracije dijeljenjem elektrona.

Takva veza nastaje kada se par elektrona dijeli jedan po jedan od svih atom. U ovom slučaju, elektroni zajedničke veze ravnomjerno su raspoređeni između atoma. Primjeri kovalentnih veza uključuju homonuklearni dijatomski molekuli H 2 , N 2 , F 2. Isti tip veze nalazi se u alotropima O 2 i ozon O 3 i za poliatomsku molekulu S 8 i takođe heteronuklearne molekule hlorovodonik HCl, ugljen-dioksid CO 2, metan CH 4, etanol WITH 2 N 5 HE, sumpor heksafluorid SF 6, acetilen WITH 2 N 2. Svi ovi molekuli dijele iste elektrone, a njihove veze su zasićene i usmjerene na isti način (slika 4).

Za biologe je važno da dvostruke i trostruke veze imaju smanjene kovalentne atomske radijuse u odnosu na jednostruku vezu.

Rice. 4. Kovalentna veza u Cl 2 molekulu.

Jonske i kovalentne vrste veza su dva ekstremna slučaja mnogih postojećih tipova hemijskih veza, a u praksi je većina veza srednja.

Jedinjenja dva elementa koja se nalaze na suprotnim krajevima istog ili različitih perioda periodnog sistema pretežno formiraju jonske veze. Kako se elementi približavaju u određenom periodu, ionska priroda njihovih spojeva se smanjuje, a kovalentni karakter se povećava. Na primjer, halogenidi i oksidi elemenata na lijevoj strani periodnog sistema formiraju pretežno ionske veze ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), a ista jedinjenja elemenata na desnoj strani tabele su kovalentna ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukoza C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5 OH).

Kovalentna veza, zauzvrat, ima još jednu modifikaciju.

U poliatomskim ionima i u složenim biološkim molekulima oba elektrona mogu doći samo iz jedan atom. To se zove donator elektronski par. Atom koji dijeli ovaj par elektrona sa donorom naziva se akceptor elektronski par. Ova vrsta kovalentne veze naziva se koordinacija (donator-akceptor, ilidativ) komunikacija(Sl. 5). Ova vrsta veze je najvažnija za biologiju i medicinu, budući da je kemija d-elemenata najvažnijih za metabolizam u velikoj mjeri opisana koordinacijskim vezama.

Fig. 5.

U pravilu, u kompleksnom spoju atom metala djeluje kao akceptor elektronskog para; naprotiv, u jonskim i kovalentnim vezama atom metala je donor elektrona.

Suština kovalentne veze i njena raznolikost - koordinaciona veza - može se razjasniti uz pomoć druge teorije kiselina i baza koju je predložio GN. Lewis. On je donekle proširio semantički koncept pojmova "kiselina" i "baza" prema teoriji Brønsted-Lowryja. Lewisova teorija objašnjava prirodu stvaranja kompleksnih jona i učešće supstanci u reakcijama nukleofilne supstitucije, odnosno u stvaranju CS.

Prema Lewisu, kiselina je supstanca sposobna da formira kovalentnu vezu prihvatanjem elektronskog para iz baze. Lewisova baza je supstanca koja ima usamljeni elektronski par, koji doniranjem elektrona formira kovalentnu vezu sa Lewisovom kiselinom.

Odnosno, Lewisova teorija proširuje raspon kiselinsko-baznih reakcija i na reakcije u kojima protoni uopće ne učestvuju. Štaviše, sam proton je, prema ovoj teoriji, također kiselina, jer je sposoban prihvatiti elektronski par.

Dakle, prema ovoj teoriji, kationi su Lewisove kiseline, a anjoni su Lewisove baze. Primjer bi bile sljedeće reakcije:

Gore je napomenuto da je podjela tvari na ionske i kovalentne relativna, jer se potpuni prijenos elektrona s atoma metala na atome akceptora ne događa u kovalentnim molekulima. U spojevima s ionskim vezama svaki ion je u električnom polju jona suprotnog predznaka, pa su međusobno polarizirani, a njihove ljuske su deformirane.

Polarizabilnost određena elektronskom strukturom, nabojem i veličinom jona; za anjone je veći nego za katione. Najveća polarizabilnost među kationima je za katione većeg naboja i manje veličine, npr. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ima snažan polarizirajući efekat N+ . Budući da je utjecaj polarizacije jona dvosmjeran, značajno mijenja svojstva spojeva koje oni formiraju.

Treća vrsta veze jedipol-dipol veza

Pored navedenih vrsta komunikacije, postoje i dipol-dipol intermolekularni interakcije, tzv van der Waals .

Snaga ovih interakcija ovisi o prirodi molekula.

Postoje tri vrste interakcija: permanentni dipol - permanentni dipol ( dipol-dipol atrakcija); permanentni dipol - inducirani dipol ( indukcija atrakcija); trenutni dipol - inducirani dipol ( disperzivno privlačnost, ili londonske sile; pirinač. 6).

Rice. 6.

Samo molekuli s polarnim kovalentnim vezama imaju dipol-dipolni moment ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), a snaga veze je 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 kulona - C × m).

U biohemiji postoji još jedna vrsta veze - vodonik vezu koja je ograničavajući slučaj dipol-dipol atrakcija. Ova veza nastaje privlačenjem između atoma vodika i malog elektronegativnog atoma, najčešće kisika, fluora i dušika. Kod velikih atoma koji imaju sličnu elektronegativnost (kao što su hlor i sumpor), vodikova veza je mnogo slabija. Atom vodika se razlikuje po jednoj značajnoj osobini: kada se vezani elektroni povuku, njegovo jezgro - proton - je izloženo i više nije zaštićeno elektronima.

Stoga se atom pretvara u veliki dipol.

Vodikova veza, za razliku od van der Waalsove, nastaje ne samo tokom međumolekularnih interakcija, već i unutar jedne molekule - intramolekularno vodoničnu vezu. Vodikove veze igraju važnu ulogu u biohemiji, na primjer, za stabilizaciju strukture proteina u obliku a-heliksa, ili za formiranje dvostruke spirale DNK (slika 7).

Fig.7.

Vodikove i van der Waalsove veze su mnogo slabije od jonskih, kovalentnih i koordinacionih veza. Energija međumolekulskih veza je prikazana u tabeli. 1.

Tabela 1. Energija međumolekularnih sila

Bilješka: Stepen međumolekularnih interakcija odražava se entalpijom topljenja i isparavanja (ključanja). Jonska jedinjenja zahtijevaju znatno više energije za razdvajanje jona nego za razdvajanje molekula. Entalpija topljenja jonskih jedinjenja je mnogo veća od one molekularnih jedinjenja.

Četvrta vrsta veze jemetalni spoj

Konačno, postoji još jedna vrsta međumolekulskih veza - metal: veza pozitivnih jona metalne rešetke sa slobodnim elektronima. Ova vrsta veze se ne javlja u biološkim objektima.

Iz kratkog pregleda tipova veza postaje jasan jedan detalj: važan parametar atoma ili jona metala - donora elektrona, kao i atoma - akceptora elektrona, je njegov veličina.

Ne ulazeći u detalje, napominjemo da se kovalentni radijusi atoma, ionski radijusi metala i van der Waalsovi radijusi molekula u interakciji povećavaju kako se njihov atomski broj povećava u grupama periodnog sistema. U ovom slučaju, vrijednosti radijusa jona su najmanje, a van der Waalsovi polumjeri najveći. Po pravilu, pri kretanju niz grupu, radijusi svih elemenata se povećavaju, kako kovalentnih tako i van der Waalsovih.

Od najvećeg značaja za biologe i lekare su koordinacija(donor-akceptor) veze koje razmatra koordinaciona hemija.

Medicinska bioanorganika. G.K. Barashkov

U razmatranim primjerima stvaranja kemijske veze sudjelovao je elektronski par. Ova veza se zove single. Ponekad se naziva običnim, tj. običan. Ova vrsta veze obično se označava jednom linijom koja povezuje simbole atoma u interakciji.

Preklapanje elektronskih oblaka duž prave linije koja spaja dva jezgra vodi do sigma obveznice(o-veza). Pojedinačna veza je u većini slučajeva a-veza.

Veza nastala preklapanjem bočnih područja oblaka p-elektrona naziva se pi obveznice(Ja sam veza). Dvostruko I trostruko veze se formiraju uz učešće dva i tri elektronska para, respektivno. Dvostruka veza je jedna a-veza i jedna r-veza, trostruka je jedna a-veza i dvije r-veze.

Razgovarajmo o stvaranju veza u molekulima etana C 2 H 6, etilena C 2 H 4, acetilena C 2 H 2 i benzena C 6 H b.

Uglovi između veza u molekulu etan SA ; N (. skoro potpuno jednake jedna drugoj (sl. 1.18, A) i ne razlikuju se od uglova između C-H veza u molekulu metana. Stoga se može pretpostaviti da su vanjske elektronske ljuske atoma ugljika u stanju $p 3 hibridizacije. Molekul C 2 H 6 je dijamagnetičan i nema električni dipolni moment. Energija C-C veze je -335 kJ/mol. Sve veze u molekulu C 9 H 6 su a-veze.

U molekulu etilen Sa 2 H 4 uglovi između veza su približno 120°. Iz ovoga možemo zaključiti da je $p 2 hibridizacija vanjskih elektronskih orbitala atoma ugljika (slika 1.18, b). C-H veze leže u istoj ravni pod uglovima od oko 120°. Svaki atom ugljika ima jednu nehibridnu p-orbitalu koja sadrži

Rice. 1.18. Modeli molekula etana ( A ), etilen (b) i acetilen (c)

pritiskajući jedan po jedan elektron. Ove orbitale se nalaze okomito na ravan crteža.

Energija veze između atoma ugljika u molekulu etilena C 2 H 4 jednaka je -592 kJ/mol. Ako bi atomi ugljika bili povezani istom vezom kao u molekuli etana, tada bi energije vezivanja u tim molekulima bile bliske.

Međutim, energija veze između atoma ugljika u etanu je 335 kJ/mol, što je skoro dva puta manje nego u etilenu. Ovako značajna razlika u energijama vezivanja između atoma ugljika u molekulima etilena i etana objašnjava se mogućom interakcijom nehibridnih p-orbitala, što je prikazano na Sl. 1.18 , b prikazan valovitim linijama. Veza formirana na ovaj način naziva se I-veza.

U molekulu etilena C 2 H 4 četiri veze C-H, kao u molekuli metana CH 4, su a-veze, a veza između atoma ugljika je a-veza i l-veza, tj. dvostruku vezu, a formula etilena je zapisana kao H 2 C=CH 2.

Molekula acetilena C 2 H 2 linearna (slika 1.18, V ), što govori u prilog sp hibridizaciji. Energija veze između atoma ugljenika je -811 kJ/mol, što sugeriše postojanje jedne a-veze i dve l-veze, tj. Ovo je trostruka veza. Formula acetilena je zapisana kao HC=CH.

Jedno od teških pitanja hemije je utvrditi prirodu veza između atoma ugljika u tzv. aromatična jedinjenja , posebno u molekuli benzena C 6 H (.. Molekula benzena je ravna, uglovi između veza atoma ugljika su jednaki u

Rice. 1.19.

A - model formule: 6 - ^-orbitale ugljikovih atoma i a-veze između atoma ugljika i atoma ugljika i vodika; V- p-naseljene i l-veze između

atoma ugljika

120°, što sugerira B-hibridizaciju vanjskih orbitala atoma ugljika. Obično je molekul benzena prikazan kao što je prikazano na pirinač. 1.19, A.

Čini se da bi u benzenu veza između atoma ugljika trebala biti duža od dvostruke veze C=C jer je jača. Međutim, proučavanje strukture molekula benzena pokazuje da su sve udaljenosti između atoma ugljika u benzenskom prstenu iste.

Ova karakteristika molekule najbolje se objašnjava činjenicom da se nehibridne p-orbitale svih atoma ugljika preklapaju „bočnim“ dijelovima (slika 1.19, b), stoga su sve međunuklearne udaljenosti između atoma ugljika jednake. Na sl. 1.19, V pokazujući a-veze između atoma ugljika nastalih preklapanjem sp 2 - hibridne orbitale.

Energija veze između atoma ugljenik u molekuli benzena C 6 H 6 je jednak -505 kJ/mol, a to sugerira da su ove veze srednje između jednostruke i dvostruke veze. Imajte na umu da se elektroni p-orbitala u molekulu benzena kreću duž zatvorenog šesterokut, i oni delokalizovan(ne pozivajte se na neko određeno mjesto).