Се состои од една сигма и една пи врска, тројната врска се состои од една сигма и две ортогонални пи врски.
Концептот на сигма и пи врски беше развиен од Линус Полинг во 30-тите години на минатиот век.
Беше вклучен концептот на L. Pauling за сигма и пи обврзници составен делво теоријата на валентни врски. Сега се развиени анимирани слики од атомска орбитална хибридизација.
Сепак, самиот Л. Полинг не бил задоволен со описот на сигма и пи обврзниците. На симпозиум за теоретски органска хемија, посветен на споменот на Ф.А. Нова теоријајасно го зеде предвид физичкото значење на ковалентот хемиска врска.
Енциклопедиски YouTube
1 / 3
Pi врски и sp2 хибридизирани орбитали
Структура на јаглеродниот атом. Сигма и пи обврзници. Хибридизација. Дел 1
Хемија. Ковалентна хемиска врска во органски соединенија. Центар за онлајн учење Фоксфорд
Преводи
Во последното видео зборувавме за сигма комуникации. Дозволете ми да нацртам 2 јадра и орбитали. Ова е sp3 хибридната орбитала на овој атом, најголемиот дел од него е тука. И тука има sp3 хибридна орбитала. Еве мал дел, еве голем дел. Онаму каде што орбиталите се преклопуваат, се формира сигма врска. Како може овде да се формира различен тип на врска? За да го направите ова, ќе треба да објасните нешто. Ова е сигма врската. Се формира кога две орбитали се преклопуваат на оската што ги поврзува јадрата на атомите. Друг тип на врска може да се формира од две p-орбитали. Ќе нацртам јадра од 2 атоми и една п-орбитала. Еве ги кернелите. Сега ќе ги нацртам орбиталите. П-орбиталата е како гира. Ќе ги привлечам малку поблиску еден до друг. Еве р-орбитала во форма на гира. Ова е една од p-орбиталите на атомот. Ќе нацртам повеќе од тоа. Еве една од p орбиталите. Како ова. И овој атом исто така има р-орбитална паралела со претходната. Да речеме дека е вака. Како ова. Би било неопходно да се поправи. И овие орбитали се преклопуваат. Токму така. 2 p орбитали се паралелни една со друга. Еве ги хибридните sp3 орбитали насочени една кон друга. И овие се паралелни. Значи, p орбиталите се паралелни една со друга. Тие се преклопуваат овде, горе и долу. Ова е P-обврзница. Ќе го потпишам. Ова е 1 P-врска. Се пишува со една грчка мала буква „П“. Или така: „P-врска“. И оваа P-врска се формира поради преклопување на p-орбиталите. Сигма обврзниците се обични единечни врски, а на нив се додаваат P врски за да се формираат двојни и тројни врски. За подобро разбирање, разгледајте ја молекулата на етилен. Нејзината молекула е вака структурирана. 2 јаглеродни атоми поврзани со двојна врска, плус по 2 атоми на водород. За подобро да го разбереме формирањето на врската, треба да ги дијаграмираме орбиталите околу атомите на јаглеродот. Значи... Прво ќе ги нацртам sp2 хибридните орбитали. Ќе објаснам што се случува. Во случај на метан, 1 јаглероден атом е поврзан со 4 атоми на водород, формирајќи тродимензионална тетраедрална структура, како оваа. Овој атом е насочен кон нас. Овој атом лежи во рамнината на страницата. Овој атом лежи зад рамнината на страницата, а овој се држи нагоре. Ова е метан. Јаглеродниот атом формира sp3 хибридни орбитали, од кои секоја формира единечна сигма врска со еден водороден атом. Сега да ја опишеме електронската конфигурација на јаглеродниот атом во молекулата на метанот. Да почнеме со 1s2. Следно треба да оди 2s2 и 2p2, но всушност сè е поинтересно. Погледнете. Во орбиталата 1 има 2 електрони, а наместо орбиталите 2s и 2p со 4 електрони, тие ќе имаат вкупно sp3 хибридни орбитали: еве една, еве ја втората, еве ја третата sp3 хибридна орбитала и четвртата. Изолираниот јаглероден атом има орбитали 2s и 3 2p орбитали по должината на оската x, долж y-оската и по должината на оската z. Во последното видео видовме дека тие се мешаат за да формираат врски во молекулата на метанот и електроните се распоредени вака. Во молекулата на етилен има 2 атоми на јаглерод, а на крајот е јасно дека се работи за алкен со двојна врска. Во оваа ситуација, електронската конфигурација на јаглеродот изгледа поинаку. Еве ја орбиталата 1, и таа сè уште е полна. Има 2 електрони. А за електроните од втората обвивка ќе земам друга боја. Значи, што има на втората школка? Овде нема s или p орбитали бидејќи овие 4 електрони мора да се направат неспарени за да се формираат врски. Секој јаглероден атом формира 4 врски со 4 електрони. 1,2,3,4. Но, сега s-орбиталата се хибридизира не со 3 p-орбитали, туку со 2 од нив. Еве една орбитала 2sp2. Орбиталата S се меша со 2 p орбитали. 1 с и 2 стр. И една p-орбитала останува иста. И оваа преостаната p-орбитала е одговорна за формирањето на P-врската. Присуството на P-врска води до нов феномен. Феноменот на недостаток на ротација околу оската за поврзување. Сега ќе разбереш. Ќе ги нацртам двата атоми на јаглерод во волумен. Сега ќе разберете сè. Ќе земам друга боја за ова. Еве атом на јаглерод. Тука е неговото јадро. Ќе го означам со C, што е јаглерод. Прво доаѓа орбиталата 1s, оваа мала сфера. Потоа, тука се хибридните орбитали 2sp2. Тие лежат во иста рамнина, формирајќи триаголник или „пацифик“. Ќе го покажам во целост. Оваа орбитала е насочена овде. Овој е насочен таму. Имаат втор, мал дел, но нема да го нацртам затоа што е полесно. Тие се слични на p-орбиталите, но еден од деловите е многу поголем од другиот. И последниот е испратен овде. Малку личи на логото на Мерцедес ако нацртате круг овде. Ова е леворакиот јаглероден атом. Има 2 атоми на водород. Еве 1 атом. Еве го, токму овде. Со еден електрон во орбиталата 1s. Еве го вториот атом на водород. Овој атом ќе биде тука. И сега вистинскиот јаглероден атом. Сега да го нацртаме. Ќе ги доближам атомите на јаглеродот. Овој јаглероден атом овде. Еве ја нејзината орбитала 1s. Тој го има истото електронска конфигурација . 1s орбитала околу и истите хибридни орбитали. Од сите орбитали на втората обвивка ги нацртав овие 3. Сè уште не сум ја нацртал P-орбиталата. Но, јас ќе го направам тоа. Прво ќе ги нацртам врските. Првата ќе биде оваа врска формирана од хибридната орбитала sp2. Ќе го обојам со иста боја. Оваа врска е формирана од sp2 хибридна орбитала. И ова е сигма врска. Орбиталите се преклопуваат на оската на врската. Сè е едноставно овде. И има 2 атоми на водород: едната врска овде, втората врска овде. Оваа орбитала е малку поголема бидејќи е поблиску. И овој водороден атом е тука. И ова се исто така сигма врски, ако забележавте. Орбиталата S се преклопува со sp2, преклопувањето лежи на оската што ги поврзува јадрата на двата атома. Една сигма врска, втората. Еве уште еден водороден атом, исто така поврзан со сигма врска. Сите врски на сликата се сигма обврзници. Не треба да ги потпишам. Ќе ги обележам со мали грчки букви „сигма“. И тука исто така. Значи, оваа врска, оваа врска, оваа врска, оваа врска, оваа врска се сигма обврзници. Што е со преостанатата p-орбитала на овие атоми? Тие не лежат во авионот на знакот Мерцедес, се штрчат горе-долу. Ќе земам нова боја за овие орбитали. На пример, виолетова. Ова е p орбиталата. Треба да го нацртаме поголемо, многу големо. Во принцип, р-орбиталата не е толку голема, но јас ја цртам вака. И оваа p-орбитала се наоѓа, на пример, по должината на оската z, а останатите орбитали лежат во рамнината xy. И оската z е насочена нагоре и надолу. Долните делови исто така треба да се преклопуваат. Ќе нацртам повеќе од нив. Вака и вака. Тоа се p орбитали и тие се преклопуваат. Така се формира оваа врска. Ова е втората компонента на двојната врска. И тука треба да разјасниме нешто. Тоа е P-обврзница и тоа исто така. Сето тоа е исто P-врска. j Втор дел од двојната врска. Што е следно? Самиот по себе е слаб, но во комбинација со сигма врската ги доближува атомите од обична сигма врска. Затоа, двојната врска е пократка од единечна сигма врска. Сега започнува забавата. Ако има една сигма врска, двете групи атоми би можеле да ротираат околу оската на врската. За ротација околу оската на спојката, погодна е една спојка. Но, овие орбитали се паралелни една со друга и се преклопуваат, а оваа P-врска ја спречува ротацијата. Ако една од овие групи на атоми ротира, другата ротира со неа. Врската P е дел од двојна врска, а двојните врски се крути. И овие 2 атоми на водород не можат да ротираат одделно од другите 2. Нивната локација релативно една на друга е константна. Тоа е она што се случува. Се надевам дека сега ја разбирате разликата помеѓу сигма и P обврзниците. За подобро разбирање, да го погледнеме примерот на ацетилен. Тој е сличен на етилен, но има тројна врска. На секоја страна има атом на водород. Очигледно е дека овие врски се сигма врски формирани од sp орбитали. Орбиталата 2s се хибридизира со една од p орбиталите, добиените sp хибридни орбитали формираат сигма врски, тука се. Останатите 2 врски се P-врски. Замислете друга p-орбитала насочена кон нас, а еве уште една, нивните втори половини се насочени подалеку од нас, и тие се преклопуваат, и тука има по еден атом на водород. Можеби треба да направам видео за ова. Се надевам дека не те збунив премногу.
14. Основни карактеристики на ковалентни врски. Должина и енергија на врската. Заситеност и насока. Мноштво на комуникација. Сигма и пи врски.
- Се нарекува хемиска врска спроведена од споделени електронски парови атомскиили ковалентен.Секоја ковалентна хемиска врска има одредени квалитативни или квантитативни карактеристики. Тие вклучуваат:
Должина на врската
Комуникациска енергија
Заситеност
Комуникациски правец
Поларитет на комуникација
Мноштво на комуникација
- Должина на врската– растојанието помеѓу јадрата на врзаните атоми. Тоа зависи од големината на атомите и степенот на преклопување на нивните електронски обвивки. Должината на врската се одредува според редоследот на врската: колку е поголем редот на врската, толку е пократка нејзината должина.
Комуникациска енергијае енергијата што се ослободува кога молекулата се формира од единечни атоми. Обично се изразува во J/mol (или cal/mol). Енергијата на врската се одредува според редот на врската: колку е поголем редот на врската, толку е поголема нејзината енергија. Енергијата на врската е мерка за нејзината сила. Неговата вредност се определува со работата потребна за прекинување на врската или добивката во енергија кога супстанцијата се формира од поединечни атоми. Системот кој содржи помалку енергија е постабилен. За диатомските молекули, енергијата на врската е еднаква на енергијата на дисоцијација земена со спротивниот знак. Ако во една молекула се комбинираат повеќе од 2 различни атоми, тогаш просечната енергија на врзување не се совпаѓа со енергијата на дисоцијација на молекулата. Енергијата на врската во молекулите што се состојат од идентични атоми се намалуваат во групи од врвот до дното. Енергијата на обврзниците се зголемува со текот на периодот.
- Заситеност– покажува колку врски може да формира даден атом со други поради споделени електронски парови. Тоа е еднакво на бројот на заеднички електронски парови со кои даден атом е поврзан со други. Заситеност ковалентна врскае способноста на атомот да учествува во формирањето на ограничен број ковалентни врски.
Фокусирајте се– ова е одреден релативен распоред на поврзување на електронски облаци. Тоа доведува до одреден распоред во просторот на јадрата на хемиски врзани атоми. Просторната ориентација на ковалентна врска се карактеризира со аглите помеѓу формираните врски, кои се т.н. агли на поврзување.
- Мноштво на комуникација.Утврдено со бројот на електронски парови вклучени во врската помеѓу атомите. Ако врската е формирана од повеќе од еден пар електрони, тогаш таа се нарекува повеќекратна. Како што се зголемува мноштвото на врската, енергијата се зголемува и должината на врската се намалува. Во молекулите со повеќекратна врска нема ротација околу оската.
- Сигма и пи обврзници. Хемиската врска е предизвикана од преклопувањето на електронските облаци. Ако ова преклопување се случи долж линијата што ги поврзува атомските јадра, тогаш врската се нарекува сигма врска. Може да се формира од s-s електрони, p-p електрони, s-p електрони. Хемиската врска спроведена од еден електронски пар се нарекува единечна врска. Поединечни обврзници– тоа се секогаш сигма врски. Орбиталите од типот S формираат само сигма врски. Но, познати се голем број соединенија кои имаат двојни, па дури и тројни врски. Една од нив е сигма врска, а другите се нарекуваат пи врски. Кога се формираат такви врски, се појавуваат преклопувачки електронски облаци во два региони на просторот симетрични на меѓунуклеарната оска.
15. Хибридизација на атомски орбитали користејќи го примерот на молекули: метан, алуминиум хлорид, берилиум хлорид. Агол на врска и молекуларна геометрија. Молекуларна орбитална метода (MO LCAO). Енергетски дијаграми на хомо- и хетеро-нуклеарни молекули (Н2, Cl2, Н.Х.3, Биди2).
- Хибридизација.Новиот сет на мешани орбитали се нарекува хибридни орбитали, а самата техника на мешање се нарекува хибридизација на атомски орбитали.
Мешањето на една s и една p орбитала, како во BeCl2, се нарекува sp хибридизација. Во принцип, хибридизацијата на s-орбиталата е можна не само со една, туку и со два, три или нецел број на p-орбитали, како и хибридизација која вклучува d-орбитали.
Да ја разгледаме линеарната молекула BeCl2. Атомот на берилиум во валентна состојба е способен да формира две врски поради еден s- и еден p-електрон. Очигледно, ова треба да резултира со две врски со атоми на хлор со различна должина, бидејќи радијалната дистрибуција на овие електрони е различна. Вистинската молекула BeCl2 е симетрична и линеарна; нејзините две Be-Cl врски се сосема исти. Тоа значи дека им се обезбедени електрони од иста состојба, т.е. Овде атомот на берилиум во валентна состојба повеќе нема еден s- и еден p-електрон, туку два електрони лоцирани во орбитали формирани со „мешање“ на s- и p-атомски орбитали. Молекулата на метан ќе има хибридизација sp3, а молекула на алуминиум хлорид ќе има хибридизација sp2.
Услови за стабилност на хибридизација:
1) Во споредба со оригиналот орбитални атоми, хибридните орбитали треба поблиску да се преклопуваат.
2) Атомските орбитали кои се блиски по енергетско ниво учествуваат во хибридизацијата, затоа, стабилните хибридни орбитали треба да се формираат на левата страна на периодниот систем.
|
Хибридизација |
Форма на молекула |
Агол на врска | |
|
Линеарна | |||
|
Тријаголник | |||
|
Тетраедар | |||
- MO LCAO. Молекуларните орбитали може да се сметаат како линеарна комбинација на атомски орбитали. Молекуларните орбитали мора да имаат одредена симетрија. При полнење на атомски орбитали со електрони, неопходно е да се земат предвид следниве правила:
1. Ако атомската орбитала е одредена функција која е решение на Шредингеровата равенка и ја опишува состојбата на електронот во атомот, методот MO е исто така решение на Шредингеровата равенка, но за електрон во молекулата.
2. Молекуларна орбитала се наоѓа со собирање или одземање на атомски орбитали.
3. Молекуларните орбитали и нивниот број се еднакви на збирот на атомските орбитали на атомите кои реагираат.
Ако решението за молекуларните орбитали се добие со собирање на функциите на атомските орбитали, тогаш енергијата на молекуларните орбитали ќе биде помала од енергијата на првобитните атомски орбитали. И таквата орбитала се нарекува сврзувачка орбитала.
Во случај на одземање на функции, молекуларната орбитала има поголема енергија и се нарекува олабавување.
Постојат сигма и пи орбитали. Тие се пополнуваат според правилото на Хунд.
Бројот на врски (редослед на врски) е еднаков на разликата помеѓу вкупниот број на електрони во орбиталата за поврзување и бројот на електрони во орбиталата против сврзување, поделен со 2.
Методот MO користи енергетски дијаграми:
16. Поларизација на комуникацијата. Диполен момент на поврзување. Карактеристики на атоми во интеракција: потенцијал на јонизација, афинитет на електрони, електронегативност. Степенот на јоничност на врската.
- Диполен момент- физичка големина што ги карактеризира електричните својства на систем на наелектризирани честички. Во случај на дипол (две честички со спротивни полнежи), електричниот диполен момент е еднаков на производот од позитивниот полнеж на диполот и растојанието помеѓу полнежите и е насочен од негативниот полнеж кон позитивниот. Диполниот момент на хемиската врска е предизвикан од поместувањето на електронскиот облак кон еден од атомите. Врската се нарекува поларна ако соодветниот диполен момент значително се разликува од нула. Има случаи кога поединечните врски во молекулата се поларни, а вкупниот диполен момент на молекулата е нула; таквите молекули се нарекуваат неполарни (на пример, молекули CO 2 и CCl 4). Ако диполниот момент на молекулата не е нула, молекулата се нарекува поларна. На пример, молекулата H 2 O. Редоследот на големината на диполниот момент на молекулата се одредува со производот на електронскиот полнеж (1.6.10 -19 C) и должината на хемиската врска (околу 10 -10 m ).
Хемиската природа на елементот е одредена од способноста на неговиот атом да губи и добива електрони. Оваа способност може да се квантифицира со енергијата на јонизација на атомот и неговиот електронски афинитет.
-
Енергија на јонизацијана атом е количината на енергија потребна за отстранување на електрон од невозбуден атом. Се изразува во килоџули по мол. За атоми на повеќе електрони, енергиите на јонизација E1, E2, E3, ..., En одговараат на одвојувањето на првата, втората итн. електрони. Во овој случај, секогаш E1 -
Афинитет на атомски електрони– енергетскиот ефект на додавање електрон на неутрален атом, трансформирајќи го во негативен јон. Електронскиот афинитет на атомот се изразува во kJ/mol. Афинитетот на електроните е нумерички еднаков, но спротивен по знакот на енергијата на јонизација на негативно наелектризираниот јон и зависи од електронската конфигурација на атомот. П-елементите од групата 7 имаат највисок афинитет на електрони. Атомите со s2 (Be, Mg, Ca) и s2p6 (Ne, Ar, Kr) конфигурација или до половина исполнети со p-подслој (N, P, As) не покажуваат афинитет на електрони. -
Електронегативност- просечна карактеристика на способноста на атомот во соединението да привлече електрон. Во овој случај, разликата во состојбите на атомите во различни соединенија е занемарена. За разлика од потенцијалот за јонизација и афинитетот на електроните, EO не е строго дефинирана физичка големина, туку корисна условна карактеристика. Најелектронегативен елемент е флуорот. ЕО зависи од енергијата на јонизација и афинитетот на електроните. Според една дефиниција, ЕО на атомот може да се изрази како половина од збирот на неговата енергија на јонизација и афинитет на електрони. На елементот не може да му се додели константна EO. Тоа зависи од многу фактори, особено од валентната состојба на елементот, видот на соединението во кое е вклучен итн. 17. Поларизирачка способност и поларизирачки ефект. Објаснување на некои физички својства на супстанциите од гледна точка на оваа теорија. -
Теоријата на поларизација смета дека сите супстанции се чисто јонски. Во отсуство на надворешно поле, сите јони имаат сферична форма. Кога јоните се приближуваат еден кон друг, полето на катјонот влијае на полето на анјонот и тие се деформираат. Поларизацијата на јоните е поместување на надворешниот електронски облак од јони во однос на нивното јадро. Поларизацијасе состои од два процеси: јонска поларизација поларизирачки ефект врз друг јон Поларизираноста на јонот е мерка за способноста на јонскиот електронски облак да се деформира под влијание на надворешно електрично поле. Регуларности на јонска поларизација: Анјоните се пополаризирани од катјоните. Прекумерната густина на електрони доведува до висока дифузност и лабавост на електронскиот облак. Поларизираноста на изоелектронските јони се зголемува со намалување на позитивните и зголемувањето на негативните полнежи. Изоелектронските јони имаат иста конфигурација. Кај катјоните со мултиплицирано полнење, нуклеарното полнење е многу поголемо од бројот на електрони. Ова ја набива електронската обвивка и ја стабилизира, така што таквите јони се помалку подложни на деформација. Поларизираноста на катјоните се намалува при преминот од јони со надворешна електронска обвивка исполнета со 18 електрони во непополнета, а потоа до јони на благороден гас. Ова се должи на фактот што за електроните од истиот период, d-електронската обвивка е подифузна во споредба со s- и p-електронските обвивки, бидејќи d електроните поминуваат повеќе време во близина на јадрото. Затоа, d-електроните посилно комуницираат со околните анјони. Поларизираноста на аналогните јони се зголемува со зголемување на бројот на електронски слоеви. Поларизираноста е најтешка за катјони со мала големина и повеќекратно наелектризирани, со електронска обвивка од благородни гасови. Таквите катјони се нарекуваат тврди. Масовните повеќеполнети анјони и масовните катјони со ниско полнење најлесно се поларизираат. Ова се меки јони. -
Поларизирачки ефект. Зависи од полнењето, големината и структурата на надворешниот електронски слој. 1. Поларизирачкиот ефект на катјон се зголемува со зголемување на неговиот полнеж и намалување на радиусот. Максималниот поларизирачки ефект е карактеристичен за катоните со мали радиуси и големи полнежи, затоа тие формираат соединенија од ковалентен тип. Колку е поголем полнежот, толку е поголема поларизирачката врска. 2. Поларизирачкиот ефект на катјоните се зголемува со преминот од јони со s-електронски облак во нецелосен и во 18-електронски. Колку е поголем поларизирачкиот ефект на катјонот, толку е поголем придонесот на ковалентната врска. -
Примена на теоријата на поларизација за објаснување на физичките својства: Колку е поголема поларизацијата на анјонот (поларизирачкиот ефект на катјон), толку е поголема веројатноста тој да формира ковалентна врска. Затоа, точките на вриење и топење на соединенијата со ковалентни врски ќе бидат пониски од оние со јонски врски. Колку е поголема јоноста на врската, толку се повисоки точките на топење и вриење. Деформацијата на електронската обвивка влијае на способноста да се рефлектираат или апсорбираат светлосните бранови. Од тука, од перспектива на теоријата на поларизација, може да се објасни бојата на соединенијата: белата одразува сè; црна - апсорбира; транспарентно - пропушта. Ова е поврзано: ако обвивката е деформирана, тогаш квантните нивоа на електроните се приближуваат еден до друг, намалувајќи ја енергетската бариера, па затоа е потребна мала енергија за возбудување. Бидејќи апсорпцијата е поврзана со побудување на електроните, т.е. со нивната транзиција кон високо поставени нивоа, тогаш во присуство на висока поларизација, веќе видлива светлина може да ги возбуди надворешните електрони и супстанцијата ќе биде обоена. Колку е поголем полнежот на анјонот, толку е помал интензитетот на бојата. Поларизирачкиот ефект влијае на реактивноста на соединенијата; затоа, за многу соединенија, солите на киселините што содржат кислород се постабилни од самите соли. Најголемиот поларизирачки ефект се наоѓа во d-елементите. Колку е поголемо полнењето, толку е поголем поларизирачкиот ефект. 18. Јонска врска како ограничувачки случај на ковалентна поларна врска. Својства на супстанции со различни видови врски. Природата на јонската врска може да се објасни со електростатската интеракција на јоните. Способноста на елементите да формираат едноставни јони се одредува според структурата на нивните атоми. Катјоните најлесно формираат елементи со мала енергија на јонизација, алкални и земноалкални метали. Анјоните најлесно се формираат од p-елементи од групата 7, поради нивниот висок афинитет за електрони. Електричните полнежи на јоните предизвикуваат нивно привлекување и одбивање. Јоните може да се замислат како наелектризирани топчиња чии полиња на сили се рамномерно распоредени во сите правци во вселената. Затоа, секој јон може да привлече јони со спротивен знак кон себе во која било насока. Јонската врска, за разлика од ковалентна врска, се карактеризира со ненасочување. Интеракцијата на јони со спротивни знаци едни со други не може да доведе до целосна взаемна компензација на нивните полиња на сила. Поради ова, тие ја задржуваат способноста да привлечат јони во други насоки. Затоа, за разлика од ковалентна врска, јонската врска се карактеризира со незаситеност. 19.Метална врска. Сличности и разлики со јонски и ковалентни врски Метална врска е врска во која електроните на секој поединечен атом припаѓаат на сите атоми во контакт. Разликата во енергијата помеѓу „молекуларните“ орбитали во таква врска е мала, така што електроните лесно можат да се движат од една „молекуларна“ орбитала во друга и, според тоа, да се движат во волуменот на металот. Металите се разликуваат од другите супстанции по нивната висока електрична и топлинска спроводливост. Во нормални услови, тие се кристални супстанции (со исклучок на жива) со висок координативен број на атоми. Во метал, бројот на електрони е многу помал од бројот на орбитали, така што електроните можат да се движат од една орбитала во друга. Атомите на метал се карактеризираат со висока јонизациска енергија - валентните електрони слабо се задржуваат во атомот, т.е. лесно се движи во кристалот. Способноста на електроните да се движат околу кристал ја одредува електричната спроводливост на металите. Така, за разлика од ковалентните и јонските соединенија, кај металите голем број електрони истовремено врзуваат голем број атомски јадра, а самите електрони можат да се движат во металот. Со други зборови, во металите постои високо делокализирана хемиска врска. Металната врска има одредена сличност со ковалентната врска, бидејќи се заснова на споделување на валентни електрони. Меѓутоа, во формирањето на ковалентна врска учествуваат валентните електрони од само два атома кои содејствуваат, додека во формирањето на метална врска сите атоми учествуваат во споделувањето на електроните. Затоа металната врска нема просторна насоченост и заситеност, што во голема мера ги одредува специфичните својства на металите. Енергијата на металната врска е 3-4 пати помала од енергијата на ковалентна врска. 20. Водородна врска. Интермолекуларна и интрамолекуларна. Механизам на образование. Карактеристики на физичките својства на супстанциите со водородни врски. Примери. -
Водородната врска е посебен вид хемиска врска. Карактеристично е за водородни соединенија со најмногу електронегативни елементи (флуор, кислород, азот и, во помала мера, хлор и сулфур). Водородното поврзување е многу честа појава и игра важна улога во асоцијацијата на молекулите, во процесите на кристализација, растворање, формирање на кристални хидрати итн. На пример, во цврста, течна, па дури и гасовита состојба, молекулите на водород флуорид се поврзани во цик-цак синџир, што се должи токму на водородната врска. Неговата особеност е што атом на водород, кој е дел од една молекула, формира втора, послаба врска со атом во друга молекула, како резултат на што и двете молекули се комбинираат во комплекс. Карактеристична карактеристика на таков комплекс е т.н водороден мост – A – H...B–. Растојанието помеѓу атомите во мостот е поголемо отколку помеѓу атомите во молекулата. Првично, водородното поврзување се толкува како електростатска интеракција. Сега е заклучено дека интеракцијата донатор-акцептор игра голема улога во водородното поврзување. Водородните врски се формираат не само помеѓу молекули на различни супстанции, туку и во молекули од истата супстанција H2O, HF, NH3 итн. Ова исто така ја објаснува разликата во својствата на овие супстанции во споредба со сродните соединенија. Познато е водородното поврзување во молекулите, особено во органските соединенија. Неговото формирање е олеснето со присуството во молекулата на акцепторната група A-H и донаторската група B-R. Во молекулата A-H, А е најелектронегативниот елемент. Формирањето на водородни врски во полимерите, како што се пептидите, резултира со спирална структура. ДНК, деоксирибонуклеинската киселина, чувар на кодот на наследноста, има слични структури. Водородните врски не се силни. Тие лесно се формираат и се кршат на обични температури, што е многу важно во биолошките процеси. Познато е дека водородните соединенија со високо електронегативни неметали имаат ненормално високи точки на вриење. Интермолекуларна интеракција. Силите на привлекување помеѓу заситените атоми и молекули се исклучително слаби во споредба со јонските и ковалентните врски. Супстанциите во кои молекулите се држат заедно со екстремно слаби сили често се гасови на 20 степени, а во многу случаи нивните точки на вриење се многу ниски. Постоењето на такви слаби сили го откри Ван дер Валс. Постоењето на такви сили во системот може да се објасни: 1. Присуство на постојан дипол во молекулата. Во овој случај, како резултат на едноставното електростатско привлекување на диполите, се јавуваат слаби сили на интеракција - дипол-дипол (H2O, HCl, CO) 2. Диполниот момент е многу мал, но при интеракција со вода може да се формира индуциран дипол, кој настанува како резултат на полимеризација на молекулите од диполите на околните молекули. Овој ефект може да се надополни на интеракцијата дипол-дипол и да ја зголеми привлечноста. 3. Сили на дисперзија. Овие сили дејствуваат помеѓу сите атоми и молекули, без оглед на нивната структура. Лондон го воведе овој концепт. За симетричните атоми, единствените сили што дејствуваат се лондонските сили. 21. Збирни состојби на материјата: цврста, течна, гасовита. Кристални и аморфни состојби. Кристални решетки. -
Во обични услови, атомите, јоните и молекулите не постојат поединечно. Секогаш се состои само од делови на повисока организација на супстанција која практично учествува во хемиските трансформации - таканаречената состојба на агрегација. Во зависност од надворешните услови, сите супстанции можат да бидат во различни состојби на агрегација - гас, течен, цврст. Преминот од една состојба на агрегација во друга не е придружена со промена на стехиометрискиот состав на супстанцијата, туку е нужно поврзана со поголема или помала промена во нејзината структура. Цврста состојба- ова е состојба во која супстанцијата има свој волумен и своја форма. Во цврстите тела, силите на интеракција помеѓу честичките се многу силни. Речиси сите супстанции постојат во форма на неколку цврсти материи. Реактивноста и другите својства на овие тела обично се различни. Идеалната цврста состојба одговара на хипотетички идеален кристал. Течна состојба- ова е состојба во која супстанцијата има свој волумен, но нема свој облик. Течноста има одредена структура. Во структурата, течната состојба е средна помеѓу цврста состојба со строго дефинирана периодична структура и гас во кој нема структура. Оттука, течноста се карактеризира, од една страна, со присуство на одреден волумен, а од друга, со отсуство на одредена форма. Континуираното движење на честичките во течност ја одредува силно изразената самодифузија и нејзината флуидност. Структурата и физичките својства на течноста зависат од хемискиот идентитет на честичките што ја формираат. Гасовита состојба. Карактеристична карактеристика на гасната состојба е тоа што молекулите (атомите) на гасот не се држат заедно, туку се движат слободно во волуменот. Силите на интермолекуларна интеракција се јавуваат кога молекулите се приближуваат една до друга. Слабата интермолекуларна интеракција ја одредува малата густина на гасовите и нивните главни карактеристични својства - желбата за бесконечно проширување и способноста да се врши притисок врз ѕидовите на садовите што ја попречуваат оваа желба. Поради слабата интермолекуларна интеракција при низок притисок и високи температури, сите типични гасови се однесуваат приближно исто, но веќе при обични температури и притисок почнува да се појавува индивидуалноста на гасовите. Состојбата на гасот се карактеризира со неговата температура, притисок и волумен. Се смета дека гасот е на бр. ако неговата температура е 0 степени, а притисокот е 1* 10 Pa. -
Кристална состојба. Меѓу цврстите материи, главната е кристалната состојба, која се карактеризира со одредена ориентација на честички (атоми, јони, молекули) релативно едни на други. Ова ја одредува и надворешната форма на супстанцијата во форма на кристали. Еднокристали - единечни кристали постојат во природата, но тие можат да се добијат вештачки. Но, најчесто кристалните тела се поликристални формации - тоа се меѓурастења на голем број мали кристали. Карактеристична карактеристика на кристалните тела, која произлегува од нивната структура, е анизотропијата. Се манифестира во фактот дека механичките, електричните и другите својства на кристалите зависат од насоката на надворешното влијание на силите врз кристалот. Честичките во кристалите подлежат на топлински вибрации околу положбата на рамнотежа или околу јазлите на кристалната решетка. Аморфна состојба. Аморфната состојба е слична на течната состојба. Се карактеризира со нецелосно подредување на релативниот распоред на честичките. Врските помеѓу структурните единици не се еквивалентни, затоа аморфните тела немаат специфична точка на топење - за време на процесот на загревање тие постепено омекнуваат и се топат. На пример, температурниот опсег на процесите на топење за силикатни очила е 200 степени. Во аморфните тела, природата на распоредот на атомите практично не се менува кога се загрева. Се менува само подвижноста на атомите - нивните вибрации се зголемуваат. -
Кристални решетки: Кристалните решетки можат да бидат јонски, атомски (ковалентни или метални) и молекуларни. Јонската решетка се состои од јони со спротивни знаци кои се менуваат на местата. Во атомските решетки, атомите се поврзани со ковалентни или метални врски. Пример: дијамант (атомско-ковалентна решетка), метали и нивни легури (атомско-метална решетка). Јазлите на молекуларната кристална решетка се формираат од молекули. Во кристалите, молекулите се поврзани преку интермолекуларни интеракции. Разликите во видот на хемиската врска кај кристалите одредуваат значителни разлики во видот на физичките и хемиските својства на супстанцијата со сите видови кристални решетки. На пример, супстанциите со атомско-ковалентна решетка се карактеризираат со висока цврстина, а оние со атомско-метална решетка се карактеризираат со висока пластичност. Супстанциите со јонска решетка имаат висока точка на топење и не се испарливи. Супстанциите со молекуларна решетка (меѓумолекуларните сили се слаби) се топливи, испарливи и нивната цврстина не е висока. 22. Сложени соединенија. Дефиниција. Соединение. Сложените соединенија се молекуларни соединенија, чија комбинација на компоненти доведува до формирање на сложени јони способни за слободно постоење, и во кристал и во раствор. Комплексните јони се резултат на интеракциите помеѓу централниот атом (комплексирачки агенс) и околните лиганди. Лигандите се и јони и неутрални молекули. Најчесто, комплексниот агенс е метал, кој заедно со лиганди ја формира внатрешната сфера. Постои надворешна сфера. Внатрешната и надворешната сфера се меѓусебно поврзани со јонска врска. Идеите за механизмот на формирање на хемиска врска користејќи пример на молекула на водород се прошируваат и на други молекули. Теоријата за хемиско поврзување, создадена на оваа основа, се нарекува метод на валентна врска. (MVS). Клучните точки: 1) ковалентна врска се формира како резултат на преклопување на два електронски облаци со спротивно насочени вртења, а добиениот заеднички електронски облак припаѓа на два атома; 2) колку е посилна ковалентната врска, толку повеќе се преклопуваат електронските облаци во интеракција. Степенот до кој се преклопуваат електронските облаци зависи од нивната големина и густина; 3) формирањето на молекула е придружено со компресија на електронски облаци и намалување на големината на молекулата во споредба со големината на атомите; 4) во формирањето на врската учествуваат s- и p-електрони на надворешното енергетско ниво и d-електрони на преднадворешното енергетско ниво. Во молекулата на хлор, секој од неговите атоми има целосно надворешно ниво од осум електрони s 2 p 6, а два од нив (електронски пар) припаѓаат подеднакво на двата атома. Преклопувањето на електронските облаци за време на формирањето на молекулата е прикажано на сликата. Шема на формирање на хемиска врска во молекулите на хлор Cl 2 (а) и водород хлорид HCl (б) Хемиската врска за која линијата што ги поврзува атомските јадра е оската на симетрија на поврзувачкиот електронски облак се нарекува сигма (σ)-врска. Се јавува кога атомските орбитали директно се преклопуваат. Врски кога s-s орбиталите се преклопуваат во молекулата H 2; p-p-орбиталите во молекулата Cl 2 и s-p-орбиталите во молекулата на HCl се сигма врски. Можно е „странично“ преклопување на атомските орбитали. Кога се преклопуваат р-електронски облаци ориентирани нормално на оската на врската, т.е. по должината на оската y и z, се формираат два преклопувачки региони, лоцирани од двете страни на оваа оска. Оваа ковалентна врска се нарекува пи (п) -врска. Има помало преклопување на електронските облаци за време на формирањето на π врската. Покрај тоа, преклопувачките региони лежат подалеку од јадрата отколку за време на формирањето на σ врска. Поради овие причини, врската π има помала јачина во споредба со врската σ. Според тоа, енергијата на двојната врска е помала од двапати поголема од енергијата на единечна врска, која секогаш е σ врска. Покрај тоа, врската σ има аксијална, цилиндрична симетрија и е тело на револуција околу линијата што ги поврзува атомските јадра. Врската π, напротив, нема цилиндрична симетрија. Една врска е секогаш чиста или хибридна σ врска. Двојната врска се состои од една σ- и една π-врска, лоцирани нормално една на друга. Врската σ е посилна од π врската. Во соединенијата со повеќе врски, секогаш постои една σ врска и една или две π врски. Сигма и пи обврзници (σ- и π-врски)
ковалентни хемиски врски кои се карактеризираат со специфична, но различна просторна симетрија на распределбата на густината на електроните. Како што е познато, ковалентна врска е формирана како резултат на споделување на електрони на атоми кои содејствуваат. Резултирачкиот електронски облак на σ-врската е симетричен во однос на линијата на врската, односно линијата што ги поврзува јадрата на атоми кои содејствуваат. Едноставните врски во хемиските соединенија обично се (т-врски (види Едноставна комуникација). Електронскиот облак на π врската е симетричен во однос на рамнината што минува низ линијата за комуникација ( оризот. 1
, б), и во оваа рамнина (наречена нодална рамнина) густината на електроните е нула. Употребата на грчките букви σ и π е поврзана со нивната кореспонденција со латинските букви сИ Рво означувањето на електроните на атомот, со чие учество за прв пат станува возможно да се формираат σ- и π-врски, соодветно. Бидејќи облаците од атомски Р-орбитали ( стр x, RU, стр з) се симетрични за соодветните оски на Декартови координати ( X, на, z), тогаш ако еден Р-орбитална, на пример стр з, учествува во формирањето на σ врската (оска z- комуникациска линија), останатите две Р-орбитали ( стр x, стр y) може да учествува во формирањето на две π-врски (нивните нодални рамнини ќе бидат yzИ xzсоодветно; цм. оризот. 2
). Може да учествува и во формирањето на σ и π врски г- (цм. оризот. 1
) И ѓ-електрони на атомот. Осветлено: Pimentel G., Spratly R., Како квантната механика го објаснува хемиското поврзување, транс. од англиски, М., 1973; Шусторович Е. М., Хемиска комуникација, М., 1973 година. Е. М. Шуссторович. Ориз. 1. Шематски приказ на просторната ориентација на орбиталите при формирање на σ врска како резултат на s - s-, s - p σ-, p σ - p σ -интеракциите (а) и π-врзаноста како резултат на p π -, p π -, d π - d π - интеракции (б). Ориз. 2. Шематски приказ на облаци од p x -, p y -, p z - електрони. Прикажани се оските на Декартовските координати и нодалните рамнини на p x - и p y -орбиталите. Голема советска енциклопедија. - М.: Советска енциклопедија.
1969-1978
.
- (модели) модели на теорија на поле, во кои m скаларни полиња (i=1, ..., m) може да се сметаат како дефинирање на пресликување на d-димензионалниот временски простор (на произволен потпис) во одреден колектор M од димензија со метрички... Физичка енциклопедија Сл. 1. Сигма врска ... Википедија Грчка азбука Αα Alpha Νν Nu ... Википедија Сигма (σ) - и пи (π) - врски- ковалентно хемиско својство кое се карактеризира со одредена, но различна просторна симетрија на распределбата на густината на електроните. Резултирачката комуникација со електронски облак σ е симетрична во однос на комуникациската линија,... ... Енциклопедиски речник на металургијата - (од латински cumulo собира, акумулира) систем на врски во кој најмалку еден атом е поврзан со двојни врски со два соседни атоми. К.с. во групата за поврзување Сигма и Пи)). σ врските се формираат од две атомски орбитали на атомот C во... ... Ковалентната врска користејќи го примерот на молекула на метан: завршеното надворешно енергетско ниво на водородот (H) има 2 електрони, а јаглеродот (C) има 8 електрони. Ковалентната врска е врска формирана од насочени валентни електронски облаци. Неутрално... ... Википедија делта-сигма модулатор- Модификација на делта модулатор, на чиј влез се вклучува интегратор, а при прием се врши обратна операција, т.е. диференцијација на излезниот сигнал на демодулаторот. Од инженерска гледна точка, имплементацијата на делта-сигма модулатор не е потешка од... ... Водич за технички преведувач проект Сигма- Проект одвоен во 1976 година од тајниот американски проект Aquarius. Целта на проектот е да се воспостави комуникација со вонземјани и најверојатно се спроведува во една од базите на воздухопловните сили во државата. Ново Мексико. Е. Проект Сигма Д. Проект Сигма… Објаснувачки уфолошки речник со еквиваленти на англиски и германски јазик Тип Отвори споделување... Википедија Еден од најважните видови на интрамолекуларно взаемно влијание на атомите и врските во органските соединенија; е предизвикана од интеракцијата на електронските системи на атоми (првенствено валентни електрони, види Валентност). Главниот знак... ... Голема советска енциклопедијаПогледнете што се „Sigma и pi bonds“ во другите речници:
Книги
