Видови хемиски врски. Единечна врска Единечна ковалентна врска во молекула

Сл.1. Орбитални радиуси на елементи (r a) и должина на еден електрон хемиска врска(г)

Наједноставната едноелектронска хемиска врска е создадена од еден валентен електрон. Излегува дека еден електрон е способен да држи два позитивно наелектризирани јони заедно. Во едноелектронската врска, Куломовите одбивни сили на позитивно наелектризираните честички се компензираат со Куломовите сили на привлекување на овие честички кон негативно наелектризираниот електрон. Валентниот електрон станува заеднички за двете јадра на молекулата.

Примери за такви хемиски соединенијасе молекуларни јони: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

Поларните ковалентни врски се јавуваат во хетеронуклеарни диатомски молекули (сл. 3). Сврзувачкиот електронски пар во поларна хемиска врска е поблиску до атомот со повеќе прво високопотенцијал за јонизација.

Карактеризирање просторна структураполарните молекули растојание d помеѓу атомски јадраприближно може да се смета како збир на ковалентни радиуси на соодветните атоми.

Карактеристики на некои поларни супстанции

Поместување на сврзувачки електронски пар до едно од јадрата поларна молекуладоведува до појава на електричен дипол (електродинамика) (сл. 4).

Растојанието помеѓу центрите на гравитација на позитивни и негативни полнежи се нарекува должина на дипол. Поларитетот на молекулата, како и поларитетот на врската, се проценува со вредноста на диполниот момент μ, кој е производ од должината на диполот l и вредноста на електронското полнење:

Повеќекратни ковалентни врски

Повеќекратните ковалентни врски се претставени со незаситени органски соединенијакои содржат двојни и тројни хемиски врски. За да ја опише природата на незаситените соединенија, Л. Полинг ги воведува концептите на сигма и π врски, хибридизација на атомските орбитали.

Полинг хибридизацијата за два S и два p електрони овозможи да се објасни насоченоста на хемиските врски, особено тетраедарската конфигурација на метанот. За да се објасни структурата на етилен, од четири еквивалентни Sp 3 електрони на јаглеродниот атом, треба да се изолира еден p-електрон за да се формира дополнителна врска, наречена π врска. Во овој случај, трите преостанати Sp 2 хибридни орбитали се наоѓаат во рамнината под агол од 120 ° и формираат основни врски, на пример, рамна молекула на етилен (сл. 5).

ВО нова теоријаПолинг, сите сврзувачки електрони станаа еднакви и подеднакво оддалечени од линијата што ги поврзува јадрата на молекулата. Теоријата на Полинг за свитканата хемиска врска го зеде предвид статистичкото толкување на брановата функција M. Born и електронската корелација на електроните од Кулон. Се појави физичко значење - природата на хемиската врска е целосно одредена електрична интеракцијајадра и електрони. Колку повеќе сврзувачки електрони, толку е помало меѓунуклеарното растојание и посилна хемиската врска помеѓу атомите на јаглеродот.

Хемиска врска со три центри

Дополнителен развој на идеите за хемиските врски дал американскиот физички хемичар В. Липскомб, кој ја развил теоријата за двоелектронски трицентрални врски и тополошка теорија што овозможува да се предвиди структурата на уште некои борни хидриди (хидриди на водород ).

Електронски пар во хемиска врска од три центри станува заеднички за три атомски јадра. Во наједноставниот претставник на трицентрична хемиска врска - молекуларниот водороден јон H 3 +, електронски пар држи три протони заедно (сл. 6).

Сл. 7. Диборан

Постоењето на борани со нивните двоелектронски трицентрални врски со „премостувачки“ атоми на водород ја прекршило канонската доктрина за валентност. Атомот на водород, кој претходно се сметаше за стандарден едновалентен елемент, се покажа дека е поврзан со идентични врски со два атоми на бор и формално стана двовалентен елемент. Работата на В. Липскомб за дешифрирање на структурата на бораните го прошири разбирањето за хемиските врски. Нобеловиот комитетја додели наградата за хемија на Вилијам Нун Липскомб за 1976 година со формулацијата „За неговите студии за структурата на борани (борохидрити), разјаснување на проблемите на хемиските врски“.

Повеќелокатна хемиска врска

Сл. 8. Молекула на фероцен

Сл. 9. Дибензен хром

Сл. 10. Ураноцен

Сите десет врски (C-Fe) во молекулата на фероценот се еквивалентни, вредноста на меѓунуклеарното растојание Fe-c е 2,04 Å. Сите јаглеродни атоми во молекулата на фероценот се структурно и хемиски еквивалентни, должината на секоја C-C врски 1,40 - 1,41 Å (за споредба, во бензенот должината на врската C-C е 1,39 Å). Околу атомот на железото се појавува обвивка од 36 електрони.

Динамика на хемиско поврзување

Хемиската врска е доста динамична. Така, металната врска се трансформира во ковалентна врска за време на фазна транзиција за време на испарувањето на металот. Преминот на метал од цврста во пареа состојба бара трошење на големи количини на енергија.

Во парови, овие метали практично се состојат од хомонуклеарни диатомски молекули и слободни атоми. Кога металната пареа се кондензира, ковалентна врска се претвора во метална врска.

Испарување на соли со типични јонски врски, како што се флуориди алкални метали, доведува до уништување на јонските врски и формирање на хетеронуклеарни диатомски молекули со поларни ковалентна врска. Во овој случај, се јавува формирање на димерни молекули со премостени врски.

Карактеристики на хемиските врски во молекулите на флуоридите на алкалните метали и нивните димери.

За време на кондензацијата на пареите на флуоридите на алкалните метали, поларната ковалентна врска се трансформира во јонска врска со формирање на соодветната солена кристална решетка.

Механизам на премин на ковалентна во метална врска

Сл. 11. Односот помеѓу орбиталниот радиус на електронски пар r e и должината на ковалентна хемиска врска d

Сл. 12. Ориентација на диполи на диатомски молекули и формирање на искривен октаедрален фрагмент од кластер при кондензација на пареа од алкални метали

Сл. 13. Тело-центрирано кубен распоред на јадра во кристали од алкални метали и поврзувачка врска

Дисперзивната привлечност (лондонските сили) ја одредува меѓуатомската интеракција и формирањето на хомонуклеарни диатомски молекули од атоми на алкални метали.

Формирањето на ковалентна врска метал-метал е поврзано со деформација електронски школкиинтерактивни атоми - валентните електрони создаваат сврзувачки електронски пар, чија електронска густина е концентрирана во просторот помеѓу атомските јадра на добиената молекула. Карактеристична карактеристика на хомонуклеарните диатомски молекули на алкалните метали е долгата должина на ковалентната врска (3,6-5,8 пати подолга од должината на врската во молекулата на водород) и малата енергија на нејзиното кинење.

Посочената врска помеѓу r e и d ја одредува нерамномерната распределба на електричните полнежи во молекулата - негативниот електричен полнеж на сврзувачкиот електронски пар е концентриран во средниот дел на молекулата, а позитивните се концентрирани на краевите на молекулата електрични полнежидва атомски скелети.

Нерамномерната распределба на електричните полнежи создава услови за интеракција на молекулите поради ориентационите сили (сили на ван дер Валс). Молекулите на алкалните метали имаат тенденција да се ориентираат на таков начин што во нивната близина се појавуваат спротивни електрични полнежи. Како резултат на тоа, привлечните сили дејствуваат помеѓу молекулите. Благодарение на присуството на второто, молекулите на алкалните метали се приближуваат и се повеќе или помалку цврсто навлечени заедно. Во исто време, одредена деформација на секоја од нив се јавува под влијание на поблиските полови на соседните молекули (сл. 12).

Всушност, врзувачките електрони на оригиналната дијатомска молекула, паѓајќи во електричното поле на четирите позитивно наелектризирани атомски јадра на молекули на алкален метал, се откинуваат од орбиталниот радиус на атомот и стануваат слободни.

Во овој случај, сврзувачкиот електронски пар станува вообичаен за систем со шест катјони. Изградбата на металната кристална решетка започнува во фазата на кластерот. ВО кристална решеткаалкални метали, структурата на поврзувачката врска е јасно изразена, има форма на искривен срамнет октаедар - квадратна бипирамида, чија висина и рабовите на основата се еднакви на вредноста на константата на преводната решетка a w (Сл. 13).

Вредноста на константата на преводната решетка a w на кристал од алкален метал значително ја надминува должината на ковалентната врска на молекулата на алкален метал, затоа е општо прифатено дека електроните во металот се во слободна состојба:

Математичката конструкција поврзана со својствата на слободните електрони во металот обично се идентификува со „површината на Ферми“, која треба да се смета како геометриска локација каде што се сместени електроните, обезбедувајќи го главното својство на металот - да спроведува електрична струја.

Кога се споредува процесот на кондензација на пареата на алкалните метали со процесот на кондензација на гасови, на пример, водород, карактеристична особинаво својствата на металот. Така, ако при кондензацијата на водородот се појават слаби интермолекуларни интеракции, тогаш при кондензација на металната пареа се случуваат процеси кои се карактеристични за хемиски реакции. Самата кондензација на металната пареа се јавува во неколку фази и може да се опише со следниот процес: слободен атом → дијатомска молекула со ковалентна врска → метален кластер → компактен метал со метална врска.

Интеракцијата на молекулите на халид на алкални метали е придружена со нивна димеризација. Молекулата на димер може да се смета за електричен четирипол (сл. 15). Во моментов, познати се главните карактеристики на димерите на халидите на алкалните метали (должини на хемиските врски и аглите на врската помеѓу врските).

Должина на хемиската врска и агли на врска во димери на халиди на алкални метали (E 2 X 2) (гасна фаза).

Е 2 Х 2	X=F		X=Cl		X=Br		X=I
Е 2 Х 2	dEF, Å		d ECl, Å		d EBr, Å		d EI, Å
Ли 2 х 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

За време на процесот на кондензација, ефектот на ориентационите сили се зголемува, интермолекуларната интеракција е придружена со формирање на кластери, а потоа и цврста супстанција. Халидите на алкалните метали формираат кристали со едноставни кубни и кубни решетки во центарот на телото.

Тип на кристална решетка и константа на преводна решетка за халиди на алкални метали.

За време на процесот на кристализација, се јавува дополнително зголемување на меѓуатомското растојание, што доведува до отстранување на електрон од орбиталниот радиус на атомот на алкалниот метал и пренос на електрон во атом на халоген со формирање на соодветните јони. Полињата на силите на јоните се рамномерно распоредени во сите правци во вселената. Во овој поглед, кај кристалите на алкалните метали, полето на силата на секој јон е координирано со повеќе од еден јон со спротивен знак, како што е вообичаено квалитативно да се претставува јонската врска (Na + Cl -).

Во кристалите на јонски соединенија, концептот на едноставни двојонски молекули како Na + Cl - и Cs + Cl - го губи своето значење, бидејќи јонот на алкалниот метал е поврзан со шест јони на хлор (во кристал на натриум хлорид) и со осум јони на хлор (во кристал на цезиум хлорид. Сепак, сите меѓујонски растојанија во кристалите се еднакво оддалечени.

Белешки

Прирачник за неорганска хемија. Константи на неоргански материи. - М.: „Хемија“, 1987. - С. 124. - 320 стр.
Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А.Прирачник за неорганска хемија. Константи на неоргански материи. - М.: „Хемија“, 1987. - стр. 132-136. - 320 с.
Ганкин В.Ју., Ганкин Ју.В.Како се формира хемиска врска и се случуваат хемиски реакции. - М.: издавачка група „Граница“, 2007. - 320 стр. - ISBN 978-5-94691296-9
Некрасов Б.В.Курс по општа хемија. - М.: Госхимиздат, 1962. - С. 88. - 976 стр.
Полинг Л.Природата на хемиското поврзување / уредено од Y.K. Syrkin. - по. од англиски М.Е.Дјаткина. - М.-Л.: Госхимиздат, 1947. - 440 стр.
Теоретска органска хемија / ед. Р.Х. Фрејдлина. - по. од англиски Ју.Г.Бундела. - М.: Издавачка куќа. странска литература, 1963. - 365 стр.
Леменовски Д.А., Левицки М.М.Руски хемиски весник (списание на Руското хемиско друштво именувано по Д.И. Менделеев). - 2000. - T. XLIV, број 6. - Стр. 63-86.
Хемиски енциклопедиски речник / погл. ед. И.Л. Кнуњац. - М.: Сов. енциклопедија, 1983. - P. 607. - 792 стр.
Некрасов Б.В.Курс по општа хемија. - М.: Госхимиздат, 1962. - С. 679. - 976 стр.
Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А.Прирачник за неорганска хемија. Константи на неоргански материи. - М.: „Хемија“, 1987. - С. 155-161. - 320 с.
Гилеспи Р.Геометрија на молекули / транс. од англиски Е.З. Засорина и В.С. Маструкова, ед. Ју.А Пентина. - М.: „Мир“, 1975. - С. 49. - 278 стр.
Прирачник за хемичар. - второ издание, ревидирана. и дополнителни - Л.-М.: Државен научен и технички институт за хемиска литература, 1962. - Т. 1. - С. 402-513. - 1072 стр.
Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А.Прирачник за неорганска хемија. Константи на неоргански материи.. - М.: „Хемија“, 1987. - С. 132-136. - 320 с.
Зиман Ј.Електроните во металите (вовед во теоријата на површините на Ферми). Напредокот во физичките науки.. - 1962. - Т. 78, број 2. - 291 стр.

исто така види

Хемиска врска- статија од Големата советска енциклопедија
Хемиска врска- Chemport.ru
Хемиска врска- Физичка енциклопедија

Силите што ги поврзуваат атомите меѓу себе се од единствена електрична природа. Но, поради разликите во механизмот на формирање и манифестација на овие сили, хемиските врски можат да бидат од различни типови.

Разликувајте триглавен типвалентност хемиска врска: ковалентни, јонски и метални.

Покрај нив, од големо значење и дистрибуција се следните: водородврска што би можела да биде валентност И невалентен, И невалентен хемиска врска - m интермолекуларна (или ван дер Валс),формирајќи релативно мали молекуларни соработници и огромни молекуларни ансамбли - супер- и надмолекуларни наноструктури.

Ковалентна хемиска врска (атомски, хомеополарни) -

Ова извршена хемиска врска општо за атоми во интеракција еден-трипарови електрони .

Оваа врска е двоелектронскиИ двоцентрален(врски 2 атомски јадра).

Во овој случај, ковалентната врска е најчести и најчести тип валентна хемиска врска во бинарни соединенија - помеѓу а) атоми на неметали и б) атоми на амфотерни метали и неметали.

Примери: H-H (во молекулата на водород H 2); четири S-O врски (во јонот SO 4 2-); три Al-H врски (во молекулата AlH 3); Fe-S (во молекулата FeS) итн.

Особености ковалентна врска - нејзиниот фокусИ заситеност.

Фокусирајте се - најважното својство на ковалентна врска, од

кој ја одредува структурата (конфигурацијата, геометријата) на молекулите и хемиските соединенија. Просторната насока на ковалентната врска ја одредува хемиската и кристалната хемиска структура на супстанцијата. Ковалентна врска секогаш насочени кон максимално преклопување на атомските орбитали на валентни електрони атоми во интеракција, со формирање на заеднички електронски облак и најсилна хемиска врска. Фокусирајте се изразени во форма на агли помеѓу насоките на поврзување на атомите во молекули на различни супстанции и кристали на цврсти материи.

Заситеност е имот, што ја разликува ковалентната врска од сите други видови интеракции на честички, манифестирани во способноста на атомите да формираат ограничен број на ковалентни врски, бидејќи секој пар на сврзувачки електрони се формира само валентностелектрони со спротивно ориентирани спини, чиј број во атомот е ограничен валентност, 1-8.Ова забранува употреба на иста атомска орбитала двапати за да се формира ковалентна врска (принцип на Паули).

Валентност е способноста на атомот да прикачи или замени одреден број други атоми за да формира валентни хемиски врски.

Според теоријата на спин ковалентна врска валентност одлучен бројот на неспарени електрони што ги има еден атом во својата земја или возбудена состојба .

Така, за различни елементи способност да формира одреден број на ковалентни врски ограничен на примање максималниот број на неспарени електрони во возбудената состојба на нивните атоми.

Возбудена состојба на атомот - ова е состојбата на атомот со дополнителна енергија добиена однадвор, предизвикувајќи испарувањеантипаралелни електрони кои зафаќаат една атомска орбитала, т.е. преминот на еден од овие електрони од спарена состојба во слободна (празна) орбитала исто или затвори ниво на енергија.

На пример, шема полнење с-, р-АОИ валентност (ВО)на атомот на калциум Са најмногу И возбудена состојба следното:

Треба да се напомене дека атомите со заситени валентни врскиможе да се формира дополнителни ковалентни врскисо помош на донатор-акцептор или друг механизам (како, на пример, во сложени соединенија).

Ковалентна врска Можебиполарна Инеполарна .

Ковалентна врска неполарна , дако споделени валентни електрони рамномерно дистрибуиран помеѓу јадрата на атоми во интеракција, областа на преклопување на атомските орбитали (електронски облаци) е привлечена од двете јадра со иста сила и затоа максималната вкупната густина на електроните не е пристрасна кон ниту една од нив.

Овој тип на ковалентна врска се јавува кога две идентичниатоми на елементот. Ковалентна врска помеѓу идентични атоми исто така се нарекува атомски или хомеополарна .

Поларна поврзување се јавува за време на интеракцијата на два атома на различни хемиски елементи, ако еден од атомите поради поголема вредностелектронегативност посилно ги привлекува валентните електрони, а потоа вкупната густина на електроните е повеќе или помалку поместена кон тој атом.

Во поларна врска, веројатноста да се најде електрон во јадрото на еден од атомите е поголема отколку во другиот.

Квалитативни карактеристики на поларните комуникации -

релативна електронегативна разлика (| ∆ОЕО |)‌‌‌ поврзани атоми : колку е поголема, толку е пополарна ковалентната врска.

Квантитативни карактеристики на поларните комуникации,тие. мерка за поларитетот на врската и сложената молекула - електричен диполен момент μ Св. , еднакви работаефективен полнеж δ по должина на дипол l г : μ Св. = δ ∙ л г . Единица μ Св.- Дебај. 1 Збогум = 3,3.10 -30 C/m.

Електричен дипол – е електрично неутрален систем од два еднакви и спротивни електрични полнежи + δ И - δ .

Диполен момент (електричен диполен момент μ Св. ) – векторска количина . Општо е прифатено дека векторска насока од (+) до (–) натпревари со насока на поместување на областа на вкупната густина на електрони(вкупен електронски облак) поларизирани атоми.

Вкупен диполен момент на сложена полиатомска молекула зависи од бројот и просторниот правец на поларните врски во него. Така, определувањето на диполните моменти овозможува да се суди не само за природата на врските во молекулите, туку и за нивната локација во просторот, т.е. за просторната конфигурација на молекулата.

Со зголемување на разликата во електронегативноста | ∆ОЕО| атоми кои формираат врска, електричниот диполен момент се зголемува.

Треба да се забележи дека определувањето на диполен момент на врската е сложен и не секогаш решлив проблем (интеракција на врски, непознат правец μ Св.итн.).

Квантни механички методи за опишување на ковалентни врски – објасни механизам на формирање на ковалентна врска.

Диригирана од В. Хајтлер и Ф. Лондон, Германец. научници (1927), пресметувањето на енергетскиот биланс на формирање на ковалентна врска во молекулата на водород H2 овозможи да се направи заклучок: природата на ковалентна врска, како и секој друг вид хемиска врска, еелектрична интеракција која се јавува во услови на квантен механички микросистем.

За да се опише механизмот на формирање на ковалентна хемиска врска, користете два приближни квантно-механички методи :

валентни врски И молекуларни орбитали – не ексклузивни, туку меѓусебно комплементарни.

2.1. Метод на валентна врска (MVS илилокализирани електронски парови ), предложен од В. Хајтлер и Ф. Лондон во 1927 година, се заснова на следново одредби :

1) хемиската врска помеѓу два атома е резултат на делумното преклопување на атомските орбитали за да се формира заедничка електронска густина на заеднички пар електрони со спротивни спинови, повисока отколку во другите региони на просторот околу секое јадро;

2) ковалентни врска се формира само кога електроните со антипаралелни спинови комуницираат, т.е. со спротивни спин квантни броеви м С = + 1/2 ;

3) се одредуваат карактеристиките на ковалентна врска (енергија, должина, поларитет итн.).поглед врски (σ –, π –, δ –), степен на преклопување на АО(колку е поголема, толку е посилна хемиската врска, т.е. колку е поголема енергијата на врската и пократка должината), електронегативностатоми во интеракција;

4) може да се формира ковалентна врска долж MBC на два начина (два механизми) , фундаментално различни, но имаат ист резултат – споделување на пар валентни електрони од двата атома кои содејствуваат: а) размена, поради преклопување на едноелектронските атомски орбитали со спротивни вртења на електрони, Кога секој атом придонесува по еден електрон по врска за преклопување - врската може да биде или поларна или неполарна, б) донатор-акцептор, поради двоелектроните AO на едниот атом и слободната (празна) орбитала на другиот, Од страна на на кого еден атом (донатор) обезбедува пар електрони во орбиталата во спарена состојба за поврзување, а другиот атом (акцептор) обезбедува слободна орбитала.Во овој случај, се јавува поларна врска.

2.2. Комплексен (координативни) соединенија, многу молекуларни јони кои се сложени,(амониум, бор тетрахидрид, итн.) се формираат во присуство на врска донор-акцептор - инаку, координативна врска.

На пример, во реакцијата на формирање на амониум јон NH 3 + H + = NH 4 + молекулата на амонијак NH 3 е донатор на пар електрони, а H + протонот е акцептор.

Во реакцијата BH 3 + H – = BH 4 – улогата на донатор на електронски пар ја игра хидридниот јон H –, а акцептор е молекулата на бор хидрид BH 3, во која има празно AO.

Мноштво на хемиска врска. Врски σ -, π – , δ –.

Максималното преклопување на АО од различни типови (со воспоставување на најсилните хемиски врски) се постигнува кога тие имаат одредена ориентација во просторот, поради различниот облик на нивната енергетска површина.

Типот на АО и насоката на нивното преклопување одредуваат σ -, π – , δ - врски:

σ (сигма) – поврзување – секогаш е Одинарска (проста) врска , што се јавува кога има делумно преклопување еден пар с -, стр x -, г - АДпо оската , поврзување на јадрата атоми во интеракција.

Поединечни обврзници Секогашсе σ – врски.

Повеќекратни врски – π (пи) - (Исто така δ (делта )–врски),двојно или тројки ковалентни врски спроведени соодветнодва илитри пара електрони кога нивните атомски орбитали се преклопуваат.

π (пи) - врскасе врши кога се преклопуваат Р y -, стр z - И г - АДОд страна на двете страни на оската што ги поврзува јадрата атоми, во меѓусебно нормални рамнини ;

δ (делта )- врскасе јавува кога има преклопување две d-орбитали се наоѓа во паралелни рамнини .

Најиздржливиот од σ -, π – , δ – врские σ– врска , Но π – врски, надредени на σ – врските се формираат уште посилни повеќекратни врски: двојни и тројни.

Било кој двојна врска опфаќа еден σ – И еден π – врски, тројно - од еденσ – И дваπ – врски.

Атомите на повеќето елементи не постојат одделно, бидејќи тие можат да комуницираат едни со други. Оваа интеракција произведува посложени честички.

Природата на хемиската врска е дејството на електростатските сили, кои се силите на интеракција помеѓу електричните полнежи. Електроните и атомските јадра имаат такви полнежи.

Електроните лоцирани на надворешните електронски нивоа (валентните електрони), кои се најоддалечени од јадрото, најслабо комуницираат со него и затоа се способни да се отцепат од јадрото. Тие се одговорни за поврзување на атомите едни со други.

Видови интеракции во хемијата

Видови хемиски врски може да се претстават во следната табела:

Карактеристики на јонско поврзување

Хемиска реакција која настанува поради јонска привлечносткои имаат различни полнежи се нарекуваат јонски. Ова се случува ако атомите што се поврзуваат имаат значајна разлика во електронегативноста (односно, способноста да привлечат електрони) и електронскиот пар оди кај поелектронегативниот елемент. Резултатот од овој пренос на електрони од еден атом во друг е формирање на наелектризирани честички - јони. Меѓу нив се појавува привлечност.

Тие имаат најниски индекси на електронегативност типични метали, а најголеми се типичните неметали. Така, јоните се формираат од интеракцијата помеѓу типичните метали и типичните неметали.

Металните атоми стануваат позитивно наелектризирани јони (катјони), донираат електрони на нивните надворешни нивоа на електрони, а неметалите прифаќаат електрони, со што се претвораат во негативно наелектризиранјони (анјони).

Атомите преминуваат во постабилна енергетска состојба, завршувајќи ги нивните електронски конфигурации.

Јонската врска е ненасочна и незаситена, бидејќи електростатската интеракција се јавува во сите правци; соодветно, јонот може да привлече јони со спротивен знак во сите правци.

Распоредот на јоните е таков што околу секој има одреден број спротивно наелектризирани јони. Концептот на „молекула“ за јонски соединенија нема смисла.

Примери за образование

Формирањето на врска во натриум хлорид (nacl) се должи на трансферот на електрон од атомот Na во атомот Cl за да се формираат соодветните јони:

Na 0 - 1 e = Na + (катјон)

Cl 0 + 1 e = Cl - (анјон)

Во натриум хлорид, има шест хлоридни анјони околу натриумовите катјони и шест натриумови јони околу секој хлорид јон.

Кога се формира интеракција помеѓу атомите во бариум сулфид, се случуваат следниве процеси:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ба ги донира своите два електрони на сулфур, што резултира со формирање на сулфурни анјони S 2- и бариум катјони Ba 2+.

Метална хемиска врска

Бројот на електрони во надворешните енергетски нивоа на металите е мал, тие лесно се одвојуваат од јадрото. Како резултат на ова одвојување, се формираат метални јони и слободни електрони. Овие електрони се нарекуваат „електронски гас“. Електроните се движат слободно низ волуменот на металот и постојано се врзани и одвоени од атомите.

Структурата на металната супстанција е следна: кристалната решетка е скелет на супстанцијата, а меѓу нејзините јазли електроните можат слободно да се движат.

Може да се дадат следните примери:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Ковалентни: поларни и неполарни

Најчестиот тип на хемиска интеракција е ковалентна врска. Вредностите на електронегативноста на елементите што комуницираат не се разликуваат остро, затоа се јавува само поместување на заедничкиот електронски пар кон поелектронегативен атом.

Ковалентните интеракции може да се формираат со механизам за размена или механизам донатор-акцептор.

Механизмот на размена се реализира ако секој од атомите има неспарени електрони на надворешните електронски нивоа и преклопувањето на атомските орбитали доведува до појава на пар електрони што веќе им припаѓа на двата атома. Кога еден од атомите има пар електрони на надворешното електронско ниво, а другиот има слободна орбитала, тогаш кога атомските орбитали се преклопуваат, електронскиот пар се дели и комуницира според механизмот донор-акцептор.

Ковалентните се поделени по множество на:

едноставни или единечни;
двојно;
тројки.

Двојните обезбедуваат споделување на два пара електрони одеднаш, а тројните - три.

Според распределбата на густината на електроните (поларитетот) помеѓу врзаните атоми, ковалентна врска се дели на:

неполарна;
поларна.

Неполарна врска се формира од идентични атоми, а поларна врска се формира од различна електронегативност.

Интеракцијата на атомите со слична електронегативност се нарекува неполарна врска. Заедничкиот пар на електрони во таквата молекула не е привлечен од ниту еден атом, туку им припаѓа подеднакво и на двата.

Интеракцијата на елементите кои се разликуваат по електронегативност доведува до формирање на поларни врски. Во овој тип на интеракција, споделените електронски парови се привлекуваат кон поелектронегативниот елемент, но не се целосно префрлени на него (односно, не се јавува формирање на јони). Како резултат на ова поместување на густината на електроните, делумните полнежи се појавуваат на атомите: колку повеќе електронегативниот има негативен полнеж, а помалку електронегативниот има позитивен полнеж.

Својства и карактеристики на ковалентноста

Главни карактеристики на ковалентна врска:

Должината се определува со растојанието помеѓу јадрата на атоми во интеракција.
Поларитетот се одредува со поместувањето на електронскиот облак кон еден од атомите.
Насоченоста е својство на формирање врски ориентирани во просторот и, соодветно, молекули кои имаат одредени геометриски форми.
Заситеноста се одредува со способноста да се формираат ограничен број врски.
Поларизираноста се одредува со способноста да се промени поларитетот под влијание на надворешно електрично поле.
Енергијата потребна за раскинување на врската ја одредува нејзината сила.

Пример за ковалентна неполарна интеракција може да бидат молекулите на водород (H2), хлор (Cl2), кислород (O2), азот (N2) и многу други.

H· + ·H → H-H молекулата има единечна неполарна врска,

O: + :O → O=O молекулата има двојна неполарна,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекулата е тројно неполарна.

Примери за ковалентни врски на хемиски елементи вклучуваат молекули на јаглерод диоксид (CO2) и јаглерод моноксид (CO), водород сулфид (H2S), хлороводородна киселина (HCL), вода (H2O), метан (CH4), сулфур оксид (SO2) и многу други.

Во молекулата на CO2, односот помеѓу атомите на јаглерод и кислород е ковалентен поларен, бидејќи поелектронегативниот водород ја привлекува густината на електроните. Кислородот има два неспарени електрони во неговата надворешна обвивка, додека јаглеродот може да обезбеди четири валентни електрони за формирање на интеракцијата. Како резултат на тоа, се формираат двојни врски и молекулата изгледа вака: O=C=O.

За да се одреди типот на врската во одредена молекула, доволно е да се земат предвид нејзините составни атоми. Едноставните метални супстанции формираат метална врска, металите со неметали формираат јонска врска, едноставните неметални супстанции формираат ковалентна неполарна врска, а молекулите што се состојат од различни неметали се формираат преку поларна ковалентна врска.

170762 0

Секој атом има одреден број на електрони.

Кога влегуваат во хемиски реакции, атомите донираат, добиваат или споделуваат електрони, со што се постигнува најстабилна електронска конфигурација. Конфигурацијата со најниска енергија (како кај атоми на благороден гас) се покажува како најстабилна. Овој модел се нарекува „октет правило“ (сл. 1).

Ориз. 1.

Ова правило важи за сите видови на врски. Електронските врски меѓу атомите им овозможуваат да формираат стабилни структури, од наједноставните кристали до сложените биомолекули кои на крајот формираат живи системи. Тие се разликуваат од кристалите во нивниот континуиран метаболизам. Во исто време, многу хемиски реакции се одвиваат според механизмите електронски трансфер, кои играат клучна улога во енергетските процеси во телото.

Хемиска врска е силата што држи заедно два или повеќе атоми, јони, молекули или која било комбинација од овие.

Природата на хемиската врска е универзална: таа е електростатска сила на привлекување помеѓу негативно наелектризираните електрони и позитивно наелектризираните јадра, одредена од конфигурацијата на електроните на надворешната обвивка на атомите. Способноста на атомот да формира хемиски врски се нарекува валентност, или оксидациона состојба. Концептот на валентни електрони- електрони кои формираат хемиски врски, односно лоцирани во највисоките енергетски орбитали. Според тоа, се нарекува надворешната обвивка на атомот што ги содржи овие орбитали валентна обвивка. Во моментов, не е доволно да се укаже на присуство на хемиска врска, но неопходно е да се разјасни неговиот тип: јонски, ковалентен, дипол-дипол, метален.

Првиот тип на врска ејонски поврзување

Според теоријата на електронска валентност на Луис и Косел, атомите можат да постигнат стабилна електронска конфигурација на два начина: прво, со губење на електрони, станувајќи катјони, второ, стекнување на нив, претворање во анјони. Како резултат на пренос на електрони, поради електростатската сила на привлекување помеѓу јоните со полнежи со спротивни знаци, се формира хемиска врска, наречена од Косел. електровалентен“ (сега повикан јонски).

Во овој случај, анјоните и катјоните формираат стабилна електронска конфигурација со исполнета надворешна електронска обвивка. Типичните јонски врски се формираат од катјони T и II групи на периодичниот систем и анјони на неметални елементи од групите VI и VII (16 и 17 подгрупи, соодветно, халкогениИ халогени). Врските на јонските соединенија се незаситени и ненасочени, па затоа ја задржуваат можноста за електростатско заемодејство со други јони. На сл. На сликите 2 и 3 се прикажани примери на јонски врски што одговараат на моделот на Косел за пренос на електрони.

Ориз. 2.

Ориз. 3.Јонска врска во молекула на кујнска сол (NaCl)

Овде е соодветно да се потсетиме на некои својства кои го објаснуваат однесувањето на супстанциите во природата, особено, разгледајте ја идејата за киселиниИ причини.

Водните раствори на сите овие супстанции се електролити. Тие ја менуваат бојата поинаку индикатори. Механизмот на дејство на индикаторите го откри Ф.В. Оствалд. Тој покажа дека индикаторите се слаби киселини или бази, чија боја се разликува во недисоцираните и дисоцираните состојби.

Базите можат да ги неутрализираат киселините. Не сите бази се растворливи во вода (на пример, некои органски соединенија кои не содржат OH групи се нерастворливи, особено, триетиламин N(C2H5)3); се нарекуваат растворливи бази алкалии.

Водните раствори на киселини подлежат на карактеристични реакции:

а) со метални оксиди - со формирање на сол и вода;

б) со метали - со формирање на сол и водород;

в) со карбонати - со формирање на сол, CO 2 и Н 2 О.

Својствата на киселините и базите се опишани со неколку теории. Во согласност со теоријата на С.А. Arrhenius, киселина е супстанца која се дисоцира за да формира јони Н+ , додека основата формира јони ТОЈ- . Оваа теорија не го зема предвид постоењето на органски бази кои немаат хидроксилни групи.

Во согласност со протонСпоред теоријата на Бронстед и Лоури, киселината е супстанца која содржи молекули или јони кои донираат протони ( донаторипротони), а базата е супстанца која се состои од молекули или јони кои прифаќаат протони ( акцепторипротони). Забележете дека во водените раствори, водородните јони постојат во хидрирана форма, односно во форма на јони на хидрониум H3O+ . Оваа теорија ги опишува реакциите не само со вода и јони на хидроксид, туку и оние кои се изведуваат во отсуство на растворувач или со неводен растворувач.

На пример, во реакцијата помеѓу амонијак Н.Х. 3 (слаба база) и водород хлорид во гасната фаза, се формира цврст амониум хлорид, а во рамнотежна мешавина од две супстанции секогаш има 4 честички, од кои две се киселини, а другите две се бази:

Оваа рамнотежна смеса се состои од два конјугирани пара киселини и бази:

1)Н.Х. 4+ и Н.Х. 3

2) HClИ Cl ‑

Овде, во секој конјугатен пар, киселината и базата се разликуваат за еден протон. Секоја киселина има конјугирана база. Силната киселина има слаба конјугирана база, а слабата киселина има силна конјугирана база.

Теоријата Бронстед-Лоури помага да се објасни уникатната улога на водата за животот на биосферата. Водата, во зависност од супстанцијата што е во интеракција со неа, може да покаже својства или на киселина или на база. На пример, при реакции со водени раствори на оцетна киселина, водата е база, а во реакциите со водени раствори на амонијак, таа е киселина.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 КОО- . Овде, молекула на оцетна киселина донира протон на молекула на вода;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ТОЈ- . Овде, молекулата на амонијак прифаќа протон од молекула на вода.

Така, водата може да формира два конјугирани пара:

1) H2O(киселина) и ТОЈ- (конјугирана основа)

2) H 3 O+ (киселина) и H2O(коњугирана основа).

Во првиот случај водата донира протон, а во вториот го прифаќа.

Овој имот се нарекува амфипротонизам. Супстанциите кои можат да реагираат и како киселини и како бази се нарекуваат амфотеричен. Таквите супстанции често се наоѓаат во живата природа. На пример, амино киселините можат да формираат соли и со киселини и со бази. Затоа, пептидите лесно формираат координативни соединенија со присутните метални јони.

Така, карактеристично својство на јонската врска е целосното движење на сврзувачките електрони до едно од јадрата. Ова значи дека помеѓу јоните постои регион каде што густината на електроните е речиси нула.

Вториот тип на поврзување ековалентен поврзување

Атомите можат да формираат стабилни електронски конфигурации со споделување на електрони.

Таквата врска се формира кога пар електрони се делат еден по еден од ситеатом. Во овој случај, електроните за споделени врски се распределуваат подеднакво помеѓу атомите. Примери за ковалентни врски вклучуваат хомонуклеарнидијатомски молекулите H 2 , Н 2 , Ф 2. Истиот тип на врска се среќава и кај алотропите О 2 и озон О 3 и за полиатомска молекула С 8 и исто така хетеронуклеарни молекуливодород хлорид HCl, јаглерод диоксид CO 2, метан CH 4, етанол СО 2 Н 5 ТОЈ, сулфур хексафлуорид СФ 6, ацетилен СО 2 Н 2. Сите овие молекули делат исти електрони, а нивните врски се заситени и насочени на ист начин (сл. 4).

За биолозите е важно дека двојните и тројните врски имаат намалени ковалентни атомски радиуси во споредба со една врска.

Ориз. 4.Ковалентна врска во молекула Cl 2.

Јонските и ковалентните типови на врски се два екстремни случаи на многуте постоечки типови на хемиски врски, а во пракса повеќето врски се средни.

Соединенијата од два елементи лоцирани на спротивните краеви на исти или различни периоди на периодичниот систем претежно формираат јонски врски. Како што елементите се приближуваат еден до друг во одреден период, јонската природа на нивните соединенија се намалува, а ковалентниот карактер се зголемува. На пример, халидите и оксидите на елементите од левата страна на периодниот систем формираат претежно јонски врски ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), а истите соединенија на елементите од десната страна на табелата се ковалентни ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, фенол C6H5OH, гликоза C 6 H 12 O 6, етанол C 2 H 5 OH).

Ковалентната врска, пак, има уште една модификација.

Во полиатомските јони и во сложените биолошки молекули, двата електрони можат да потекнуваат само еденатом. Тоа се нарекува донаторелектронски пар. Атомот што го дели овој пар електрони со донор се нарекува акцепторелектронски пар. Овој тип на ковалентна врска се нарекува координација (донатор-акцептор, илидатив) комуникација(сл. 5). Овој тип на врска е најважен за биологијата и медицината, бидејќи хемијата на d-елементите најважни за метаболизмот во голема мера е опишана со координативни врски.

Сл. 5.

Како по правило, во сложено соединение металниот атом делува како акцептор на електронски пар; напротив, кај јонските и ковалентни врски металниот атом е донатор на електрони.

Суштината на ковалентната врска и нејзината разновидност - координативната врска - може да се разјасни со помош на друга теорија за киселини и бази предложена од ГН. Луис. Тој донекаде го прошири семантичкиот концепт на поимите „киселина“ и „база“ според теоријата Бронстед-Лоури. Теоријата на Луис ја објаснува природата на формирањето на комплексни јони и учеството на супстанциите во реакциите на нуклеофилна супституција, односно во формирањето на CS.

Според Луис, киселината е супстанца способна да формира ковалентна врска со прифаќање на електронски пар од базата. Луисова база е супстанца која има осамен електронски пар, кој со донирање на електрони формира ковалентна врска со Луисова киселина.

Односно, теоријата на Луис го проширува опсегот на киселинско-базни реакции и на реакции во кои протоните воопшто не учествуваат. Покрај тоа, самиот протон, според оваа теорија, е исто така киселина, бидејќи е способен да прифати електронски пар.

Затоа, според оваа теорија, катјоните се Луисови киселини, а анјоните се Луисови бази. Пример би биле следните реакции:

Погоре беше забележано дека поделбата на супстанциите на јонски и ковалентни е релативна, бидејќи целосниот пренос на електрони од атоми на метал до атоми акцептор не се случува во ковалентни молекули. Во соединенијата со јонски врски, секој јон е во електричното поле на јони со спротивен знак, па тие меѓусебно се поларизираат, а нивните обвивки се деформирани.

Поларизираностопределено со електронската структура, полнењето и големината на јонот; за анјоните е повисок отколку за катјоните. Највисока поларизација меѓу катјоните е за катјони со поголем полнеж и помала големина, на пример, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Има силен поларизирачки ефект Н+ . Бидејќи влијанието на јонската поларизација е двонасочно, тоа значително ги менува својствата на соединенијата што тие ги формираат.

Третиот тип на поврзување едипол-дипол поврзување

Покрај наведените видови на комуникација, постојат и дипол-дипол интермолекуларнаинтеракции, исто така наречени ван дер Валс .

Јачината на овие интеракции зависи од природата на молекулите.

Постојат три типа на интеракции: постојан дипол - постојан дипол ( дипол-диполатракција); постојан дипол - индуциран дипол ( индукцијаатракција); моментален дипол - индуциран дипол ( дисперзивниатракција, или лондонски сили; оризот. 6).

Ориз. 6.

Само молекулите со поларни ковалентни врски имаат дипол-диполен момент ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), а јачината на врската е 1-2 Дебаја(1D = 3,338 × 10-30 кулон метри - C × m).

Во биохемијата, постои друг тип на врска - водород врска која е ограничувачки случај дипол-диполатракција. Оваа врска се формира со привлекување помеѓу атом на водород и мал електронегативен атом, најчесто кислород, флуор и азот. Со големи атоми кои имаат слична електронегативност (како хлор и сулфур), водородната врска е многу послаба. Водородниот атом се одликува со една значајна карактеристика: кога се оттргнуваат електроните за поврзување, неговото јадро - протонот - е изложено и повеќе не е заштитено со електрони.

Затоа, атомот се претвора во голем дипол.

Водородна врска, за разлика од ван дер Валсовата врска, се формира не само за време на интермолекуларните интеракции, туку и во една молекула - интрамолекуларнаводородна врска. Водородните врски играат важна улога во биохемијата, на пример, за стабилизирање на структурата на протеините во форма на а-спирала или за формирање на двојна спирала на ДНК (сл. 7).

Сл.7.

Водородните и ван дер Валсовите врски се многу послаби од јонските, ковалентните и координативните врски. Енергијата на меѓумолекуларните врски е прикажана во табелата. 1.

Табела 1.Енергија на меѓумолекуларните сили

Забелешка: Степенот на меѓумолекуларните интеракции се рефлектира со енталпијата на топење и испарување (врие). Јонските соединенија бараат значително повеќе енергија за одвојување на јоните отколку за раздвојување на молекулите. Енталпијата на топење на јонските соединенија е многу повисока од онаа на молекуларните соединенија.

Четвртиот тип на поврзување еметална врска

Конечно, постои уште еден тип на меѓумолекуларни врски - метал: поврзување на позитивни јони на метална решетка со слободни електрони. Овој тип на поврзување не се јавува кај биолошките објекти.

Од краткиот преглед на видовите врски, еден детал станува јасен: важен параметар на метален атом или јон - донатор на електрони, како и атом - акцептор на електрони, е неговиот големина.

Без да навлегуваме во детали, забележуваме дека ковалентните радиуси на атомите, јонските радиуси на металите и ван дер Валсовите радиуси на молекулите во интеракција се зголемуваат како што нивниот атомски број се зголемува во групи од периодичниот систем. Во овој случај, вредностите на јонските радиуси се најмали, а радиусите Ван дер Валс се најголеми. Како по правило, кога се движите по групата, радиусите на сите елементи се зголемуваат, и ковалентни и ван дер Валс.

Од најголемо значење за биолозите и лекарите се координација(донатор-акцептор) врски разгледани со координативна хемија.

Медицинска биоорганика. Г.К. Барашков

Во разгледуваните примери за формирање на хемиска врска, учествуваше електронски пар. Оваа врска се нарекува сингл.Понекогаш се нарекува обична, т.е. обични. Овој тип на врска обично се означува со една линија што ги поврзува симболите на атоми кои содејствуваат.

Преклопувањето на електронските облаци по права линија што поврзува две јадра води кон сигма обврзници(о-врска). Една обврзница во повеќето случаи е а-обврзница.

Врската формирана со преклопување на страничните области на р-електронските облаци се нарекува пи обврзници(Јас сум врска). ДвојноИ тројноврските се формираат со учество на два и три електронски парови, соодветно. Двојна врска е една а-врзница и една r-врска, тројната врска е една а-врзница и две r-врзници.

Ајде да разговараме за формирање на врски во молекулите на етан C 2 H 6, етилен C 2 H 4, ацетилен C 2 H 2 и бензен C 6 H б.

Агли помеѓу врските во молекулата етанСО ; N (. речиси точно еднакви еден на друг (сл. 1.18, А)и не се разликуваат од аглите помеѓу C-H врските во молекулата на метан. Затоа, може да се претпостави дека надворешните електронски обвивки на јаглеродните атоми се во состојба на $p 3 хибридизација. Молекулата C 2 H 6 е дијамагнетна и нема електричен диполен момент. Енергијата на врската C-C е -335 kJ/mol. Сите врски во молекулата C 9 H 6 се а-врски.

Во молекула етиленСо 2 H 4 аглите помеѓу врските се приближно 120°. Од ова можеме да заклучиме дека $p 2 хибридизацијата на надворешните електронски орбитали на јаглеродниот атом (сл. 1.18, б).Врските C-H лежат во иста рамнина под агли од околу 120°. Секој јаглероден атом има една нехибридна p-орбитала која содржи

Ориз. 1.18. Модели на молекули на етан ( А ), етилен (б) и ацетилен (в)

притискање на еден електрон во исто време. Овие орбитали се наоѓаат нормално на рамнината на цртежот.

Енергијата на врската помеѓу атомите на јаглерод во молекулата на етилен C 2 H 4 е еднаква на -592 kJ/mol. Ако атомите на јаглерод биле поврзани со истата врска како и во молекулата на етанот, тогаш енергиите на врзување во овие молекули би биле блиски.

Сепак, енергијата на врзување помеѓу атомите на јаглерод во етанот е 335 kJ/mol, што е речиси два пати помалку отколку во етилен. Ваквата значајна разлика во енергиите на врзување помеѓу атомите на јаглерод во молекулите на етилен и етан се објаснува со можната интеракција на нехибридните p-орбитали, што е прикажано на сл. 1.18 , б прикажан со брановидни линии. Врската формирана на овој начин се нарекува I-врска.

Во молекулата на етилен C 2 H 4, четири врски C-H, како и во молекулата на метанот CH 4, се a-врзници, а врската помеѓу јаглеродните атоми е a-врска и l-врска, т.е. двојна врска, а формулата на етилен е напишана како H 2 C=CH 2.

Линеарна молекула на ацетилен C 2 H 2 (сл. 1.18, В ), што зборува во прилог на сп хибридизација. Енергијата на врската помеѓу јаглеродните атоми е -811 kJ/mol, што сугерира постоење на една а-врска и две l-врски, т.е. Ова е тројна врска. Формулата на ацетилен е напишана како HC=CH.

Едно од тешките прашања на хемијата е да се утврди природата на врските помеѓу атомите на јаглеродот во т.н. ароматични соединенија , особено во молекулата на бензен C 6 H (.. Молекулата на бензенот е рамна, аглите помеѓу врските на атомите на јаглерод се еднакви во

Ориз. 1.19.

А -модел на формула: 6 - ^-орбитали на јаглеродни атоми и a-врски помеѓу јаглеродни атоми и јаглеродни и водородни атоми; В- p-населени и l-врски помеѓу

јаглеродни атоми

120°, што сугерира Б-хибридизација на надворешните орбитали на јаглеродните атоми. Обично молекулата на бензен е прикажана како што е прикажано на оризот. 1.19, А.

Се чини дека во бензенот врската помеѓу атомите на јаглерод треба да биде подолга од двојната врска C=C бидејќи е посилна. Меѓутоа, проучувањето на структурата на молекулата на бензенот покажува дека сите растојанија помеѓу атомите на јаглеродот во прстенот на бензенот се исти.

Оваа карактеристика на молекулата најдобро се објаснува со фактот што нехибридните p-орбитали на сите јаглеродни атоми се преклопуваат со „странични“ делови (сл. 1.19, б),затоа, сите меѓунуклеарни растојанија помеѓу атомите на јаглеродот се еднакви. На сл. 1.19, Впокажувајќи a-врски помеѓу јаглеродни атоми формирани со преклопување sp 2 -хибридни орбитали.

Енергијата на врската помеѓу атомите јаглеродво молекула на бензен C 6 H 6 е еднаква на -505 kJ/mol, и тоа сугерира дека овие врски се средно помеѓуединечни и двојни врски. Забележете дека електроните на р-орбиталите во молекулата на бензенот се движат по затворена шестоаголник,и тие делокализиран(не се однесувајте на некое конкретно место).