Składa się z jednego wiązania sigma i jednego wiązania pi, wiązanie potrójne składa się z jednego sigma i dwóch ortogonalnych wiązań pi.
Koncepcję wiązań sigma i pi opracował Linus Pauling w latach 30. ubiegłego wieku.
Uwzględniono koncepcję wiązań sigma i pi L. Paulinga integralna część w teorii wiązań walencyjnych. Obecnie opracowano animowane obrazy hybrydyzacji orbit atomowych.
Sam L. Pauling nie był jednak usatysfakcjonowany opisem wiązań sigma i pi. Na sympozjum teoretycznym chemia organiczna, poświęcony pamięci F.A. Kekule (Londyn, wrzesień 1958), porzucił opis σ, π, zaproponował i uzasadnił teorię zakrzywionego wiązania chemicznego. Nowa teoria wyraźnie wzięte pod uwagę znaczenie fizyczne kowalencyjny wiązanie chemiczne.
Encyklopedyczny YouTube
1 / 3
Wiązania Pi i orbitale z hybrydyzacją sp2
Struktura atomu węgla. Wiązania sigma i pi. Hybrydyzacja. Część 1
Chemia. Kowalencyjne wiązanie chemiczne w związki organiczne. Internetowe centrum edukacyjne Foxford
Napisy na filmie obcojęzycznym
W ostatnim filmie rozmawialiśmy o komunikacji sigma. Izolowany atom węgla ma orbital 2s i 3 orbitale 2p wzdłuż osi x, wzdłuż osi y i wzdłuż osi z. atom wodoru. Ten atom będzie tutaj. . Dla lepszego zrozumienia spójrzmy na przykład acetylenu.
A teraz właściwy atom węgla.
- Teraz to narysujmy. Narysuję atomy węgla blisko siebie. Ten atom węgla tutaj. Oto jego orbital 1s. On ma to samo
konfiguracja elektroniczna
14. Podstawowa charakterystyka wiązań kowalencyjnych. Długość i energia wiązania. Nasycenie i kierunek. Wielość komunikacji. Połączenia sigma i pi.
Nazywa się wiązanie chemiczne utworzone przez wspólne pary elektronów
atomowy
Lub
kowalencyjny.
- Każde kowalencyjne wiązanie chemiczne ma pewne cechy jakościowe lub ilościowe. Należą do nich: Długość łącza
Energia komunikacji to energia uwalniana podczas tworzenia cząsteczki z pojedynczych atomów. Zwykle wyraża się go w J/mol (lub cal/mol). Energia wiązania jest określona przez kolejność wiązań: im większy porządek wiązań, tym większa jest jego energia. Energia wiązania jest miarą jego wytrzymałości. Jego wartość zależy od pracy potrzebnej do rozerwania wiązania lub przyrostu energii podczas tworzenia substancji z pojedynczych atomów. Układ zawierający mniej energii jest stabilniejszy. W przypadku cząsteczek dwuatomowych energia wiązania jest równa energii dysocjacji przyjętej z przeciwnym znakiem. Jeśli w cząsteczce połączy się więcej niż 2 różne atomy, wówczas średnia energia wiązania nie pokrywa się z energią dysocjacji cząsteczki. Energie wiązań w cząsteczkach składających się z identycznych atomów zmniejszają się w grupach od góry do dołu. Energia wiązań wzrasta w tym okresie.
- Nasycalność– pokazuje, ile wiązań dany atom może utworzyć z innymi dzięki wspólnym parom elektronów. Jest równa liczbie wspólnych par elektronów, którymi dany atom jest połączony z innymi. Nasycalność wiązanie kowalencyjne to zdolność atomu do uczestniczenia w tworzeniu ograniczonej liczby wiązań kowalencyjnych.
Centrum- jest to pewien wzajemny układ łączenia chmury elektronowe. Prowadzi to do pewnego uporządkowania w przestrzeni jąder chemicznie związanych atomów. Orientację przestrzenną wiązania kowalencyjnego charakteryzują kąty między utworzonymi wiązaniami, które nazywane są kąty wiązania.
- Wielość komunikacji. Określana na podstawie liczby par elektronów biorących udział w wiązaniu między atomami. Jeśli wiązanie tworzy więcej niż jedna para elektronów, wówczas nazywa się je wielokrotnym. Wraz ze wzrostem krotności wiązań energia wzrasta, a długość wiązania maleje. W cząsteczkach z wiązaniem wielokrotnym nie ma obrotu wokół osi.
- Wiązania sigma i pi. Wiązanie chemiczne powstaje w wyniku nakładania się chmur elektronów. Jeśli to nakładanie się zachodzi wzdłuż linii łączącej jądra atomowe, wówczas wiązanie nazywa się wiązaniem sigma. Może być utworzony przez elektrony s-s, elektrony p-p, elektrony s-p. Wiązanie chemiczne utworzone przez jedną parę elektronów nazywa się wiązaniem pojedynczym. Pojedyncze wiązania– są to zawsze połączenia sigma. Orbitale typu S tworzą tylko wiązania sigma. Znanych jest jednak wiele związków, które mają wiązania podwójne, a nawet potrójne. Jednym z nich jest wiązanie sigma, a pozostałe nazywane są wiązaniami pi. Kiedy powstają takie wiązania, w dwóch obszarach przestrzeni symetrycznych do osi międzyjądrowej powstają nakładające się chmury elektronów.
15. Hybrydyzacja orbitali atomowych na przykładzie cząsteczek: metanu, chlorku glinu, chlorku berylu. Kąt wiązania i geometria molekularna. Metoda orbitali molekularnych (MO LCAO). Diagramy energetyczne cząsteczek homo- i heterojądrowych (N2, kl2, N.H.3, Być2).
- Hybrydyzacja. Nowy zestaw orbitali mieszanych nazywa się orbitalami hybrydowymi, a sama technika mieszania nazywa się hybrydyzacją orbitali atomowych.
Mieszanie orbitalu jednego s i jednego p, jak w przypadku BeCl2, nazywa się hybrydyzacją sp. W zasadzie możliwa jest hybrydyzacja s-orbitali nie tylko z jednym, ale także z dwoma, trzema lub niecałkowitą liczbą orbitali p, a także hybrydyzacja z udziałem orbitali d.
Rozważmy liniową cząsteczkę BeCl2. Atom berylu w stanie walencyjnym może tworzyć dwa wiązania z jednym s- i jednym p-elektronem. Oczywiście powinno to skutkować dwoma wiązaniami z atomami chloru o różnej długości, ponieważ promieniowy rozkład tych elektronów jest inny. Prawdziwa cząsteczka BeCl2 jest symetryczna i liniowa; jej dwa wiązania Be-Cl są dokładnie takie same. Oznacza to, że są one wyposażone w elektrony tego samego stanu, tj. tutaj atom berylu w stanie walencyjnym nie ma już jednego s- i jednego p-elektronu, ale dwa elektrony umieszczone na orbitali utworzonych przez „mieszanie” orbitali s- i p-atomowych. Cząsteczka metanu będzie miała hybrydyzację sp3, a cząsteczka chlorku glinu będzie miała hybrydyzację sp2.
Warunki stabilności hybrydyzacji:
1) W porównaniu z oryginałem atomy orbitalne, orbitale hybrydowe powinny nakładać się bliżej.
2) W hybrydyzacji biorą udział orbitale atomowe o zbliżonym poziomie energetycznym, dlatego po lewej stronie układu okresowego powinny powstać stabilne orbitale hybrydowe.
|
Hybrydyzacja |
Kształt cząsteczki |
Kąt wiązania | |
|
Liniowy | |||
|
Trójkąt | |||
|
Tetraedr | |||
- MO LCAO. Orbitale molekularne można traktować jako liniową kombinację orbitali atomowych. Orbitale molekularne muszą mieć pewną symetrię. Wypełniając orbitale atomowe elektronami, należy wziąć pod uwagę następujące zasady:
1. Jeżeli orbital atomowy jest pewną funkcją będącą rozwiązaniem równania Schrödingera i opisuje stan elektronu w atomie, to metoda MO jest również rozwiązaniem równania Schrödingera, ale dla elektronu w cząsteczce.
2. Orbital molekularny znajduje się poprzez dodanie lub odejmowanie orbitali atomowych.
3. Orbitale molekularne i ich liczba są równe sumie orbitali atomowych reagujących atomów.
Jeżeli rozwiązanie orbitali molekularnych otrzymamy poprzez dodanie funkcji orbitali atomowych, wówczas energia orbitali molekularnych będzie niższa niż energia pierwotnych orbitali atomowych. I taki orbital nazywa się orbital wiążący.
W przypadku odejmowania funkcji orbital molekularny ma wyższą energię i nazywa się to rozwolnienie.
Istnieją orbitale sigma i pi. Wypełnia się je zgodnie z regułą Hunda.
Liczba wiązań (rząd wiązań) jest równa różnicy między całkowitą liczbą elektronów na orbicie wiążącej a liczbą elektronów na orbicie antywiążącej, podzieloną przez 2.
Metoda MO wykorzystuje diagramy energetyczne:
16. Polaryzacja komunikacji. Moment dipolowy połączenia. Charakterystyka oddziałujących atomów: potencjał jonizacyjny, powinowactwo elektronowe, elektroujemność. Stopień jonowości wiązania.
- Moment dipolowy- wielkość fizyczna charakteryzująca właściwości elektryczne układu naładowanych cząstek. W przypadku dipola (dwie cząstki o przeciwnych ładunkach) elektryczny moment dipolowy jest równy iloczynowi ładunku dodatniego dipola i odległości między ładunkami i jest skierowany od ładunku ujemnego do dodatniego. Moment dipolowy wiązania chemicznego wynika z przemieszczenia chmury elektronów w kierunku jednego z atomów. Wiązanie nazywa się polarnym, jeśli odpowiadający mu moment dipolowy różni się znacznie od zera. Zdarzają się przypadki, gdy poszczególne wiązania w cząsteczce są polarne, a całkowity moment dipolowy cząsteczki wynosi zero; takie cząsteczki nazywane są niepolarnymi (na przykład cząsteczki CO2 i CCl4). Jeżeli moment dipolowy cząsteczki jest różny od zera, cząsteczkę nazywa się polarną. Na przykład cząsteczka H 2 O Rząd wielkości momentu dipolowego cząsteczki jest określony przez iloczyn ładunku elektronu (1.6.10 -19 C) i długość wiązania chemicznego (około 10 -10 m). ).
Charakter chemiczny pierwiastka zależy od zdolności jego atomu do utraty i zyskania elektronów. Zdolność tę można określić ilościowo na podstawie energii jonizacji atomu i jego powinowactwa elektronowego.
-
Energia jonizacji atomu to ilość energii potrzebna do oderwania elektronu od niewzbudnego atomu. Wyraża się ją w kilodżulach na mol. W przypadku atomów wieloelektronowych energie jonizacji E1, E2, E3, ..., En odpowiadają separacji pierwszego, drugiego itd. elektrony. W tym wypadku zawsze E1 -
Powinowactwo elektronowe atomu– energetyczny efekt przyłączenia elektronu do neutralnego atomu, przekształcając go w jon ujemny. Powinowactwo elektronowe atomu wyraża się w kJ/mol. Powinowactwo elektronów jest liczbowo równe, ale ma przeciwny znak do energii jonizacji ujemnie naładowanego jonu i zależy od konfiguracji elektronowej atomu. Pierwiastki p z grupy 7 mają najwyższe powinowactwo elektronowe. Atomy o konfiguracji s2 (Be, Mg, Ca) i s2p6 (Ne, Ar, Kr) lub wypełnione do połowy podwarstwą p (N, P, As) nie wykazują powinowactwa elektronowego. -
Elektroujemność- uśredniona charakterystyka zdolności atomu w związku do przyciągania elektronu. W tym przypadku pomija się różnicę stanów atomów w różnych związkach. W przeciwieństwie do potencjału jonizacyjnego i powinowactwa elektronowego, EO nie jest ściśle określoną wielkością fizyczną, ale użyteczną cechą warunkową. Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor. EO zależy od energii jonizacji i powinowactwa elektronowego. Według jednej z definicji EO atomu można wyrazić jako połowę sumy jego energii jonizacji i powinowactwa elektronowego. Elementowi nie można przypisać stałego EO. Zależy to od wielu czynników, w szczególności od stanu wartościowości pierwiastka, rodzaju związku, w skład którego wchodzi, itp. 17. Zdolność polaryzacyjna i efekt polaryzacyjny. Wyjaśnienie niektórych właściwości fizycznych substancji z punktu widzenia tej teorii. -
Teoria polaryzacji uważa wszystkie substancje za czysto jonowe. W przypadku braku pola zewnętrznego wszystkie jony mają kształt kulisty. Kiedy jony zbliżają się do siebie, pole kationu wpływa na pole anionu i ulegają one deformacji. Polaryzacja jonów to przemieszczenie zewnętrznej chmury elektronowej jonów względem ich jądra. Polaryzacja składa się z dwóch procesów: polaryzowalność jonów efekt polaryzujący na inny jon Polaryzowalność jonu jest miarą zdolności chmury elektronów jonu do odkształcania się pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego. Regularności polaryzacji jonów: Aniony są bardziej spolaryzowane niż kationy. Nadmierna gęstość elektronowa prowadzi do dużego rozproszenia i luźności chmury elektronowej. Polaryzowalność jonów izoelektronowych wzrasta wraz ze spadkiem ładunków dodatnich i wzrostem ładunków ujemnych. Jony izoelektroniczne mają tę samą konfigurację. W kationach wielokrotnie naładowanych ładunek jądrowy jest znacznie większy niż liczba elektronów. Powoduje to zagęszczenie powłoki elektronowej i jej stabilizację, dzięki czemu jony takie są mniej podatne na odkształcenia. Polaryzowalność kationów maleje przy przejściu od jonów z zewnętrzną powłoką elektronową wypełnioną 18 elektronami do niewypełnionej, a następnie do jonów gazu szlachetnego. Wynika to z faktu, że dla elektronów tego samego okresu powłoka d-elektronowa jest bardziej rozproszona w porównaniu z powłokami s- i p-elektronowymi, ponieważ d elektrony spędzają więcej czasu w pobliżu jądra. Dlatego d-elektrony oddziałują silniej z otaczającymi je anionami. Polaryzowalność jonów analogowych wzrasta wraz ze wzrostem liczby warstw elektronicznych. Polaryzowalność jest najtrudniejsza w przypadku małych i wielokrotnie naładowanych kationów, z powłoką elektronową z gazów szlachetnych. Takie kationy nazywane są twardymi. -
Najłatwiej polaryzują się masowe, wielonaładowane aniony i kationy o niskim ładunku. Są to miękkie jony. Efekt polaryzacyjny . Zależy od ładunków, wielkości i struktury zewnętrznej warstwy elektronicznej. 1. Działanie polaryzujące kationu wzrasta wraz ze wzrostem jego ładunku i zmniejszaniem się promienia. Maksymalny efekt polaryzacyjny charakteryzują katony o małych promieniach i dużych ładunkach, dlatego tworzą one związki typu kowalencyjnego. Im większy ładunek, tym większe wiązanie polaryzacyjne. -
2. Działanie polaryzujące kationów wzrasta wraz z przejściem od jonów z chmurą s-elektronową do jonów niepełnych i do 18-elektronowych. Im większy efekt polaryzujący kationu, tym większy udział wiązania kowalencyjnego.: Zastosowanie teorii polaryzacji do wyjaśnienia właściwości fizycznych Odkształcenie powłoki elektronowej wpływa na zdolność odbijania lub pochłaniania fal świetlnych. Stąd, z punktu widzenia teorii polaryzacji, można wyjaśnić kolor związków: biały odbija wszystko; czarny – pochłania; przezroczysty – przepuszcza. Jest to powiązane: jeśli powłoka jest zdeformowana, wówczas poziomy kwantowe elektronów zbliżają się do siebie, zmniejszając barierę energetyczną, więc do wzbudzenia potrzebna jest niewielka energia. Ponieważ absorpcja wiąże się ze wzbudzeniem elektronów, tj. wraz z ich przejściem do poziomów wysoko położonych, wówczas w obecności wysokiej polaryzacji już widoczne światło może wzbudzić zewnętrzne elektrony i substancja zostanie zabarwiona. Im wyższy ładunek anionu, tym mniejsza intensywność koloru. Efekt polaryzujący wpływa na reaktywność związków, dlatego w przypadku wielu związków sole kwasów zawierających tlen są bardziej stabilne niż same sole. Największy efekt polaryzujący występuje w elementach d. Im większy ładunek, tym większy efekt polaryzujący. 18. Wiązanie jonowe jako przypadek graniczny kowalencyjnego wiązania polarnego. Właściwości substancji o różnych rodzajach wiązań. Naturę wiązania jonowego można wyjaśnić elektrostatycznym oddziaływaniem jonów. Zdolność pierwiastków do tworzenia prostych jonów zależy od budowy ich atomów. Kationy najłatwiej tworzą pierwiastki o niskiej energii jonizacji, metale alkaliczne i ziem alkalicznych. Aniony najłatwiej tworzą pierwiastki p z grupy 7, ze względu na ich duże powinowactwo elektronowe. Ładunki elektryczne jonów powodują ich przyciąganie i odpychanie. Jony można traktować jako naładowane kulki, których pola siłowe są równomiernie rozłożone we wszystkich kierunkach w przestrzeni. Dlatego każdy jon może przyciągać do siebie jony o przeciwnym znaku w dowolnym kierunku. Wiązanie jonowe, w odróżnieniu od wiązania kowalencyjnego, charakteryzuje się bezkierunkowością. Oddziaływanie jonów o przeciwnych znakach nie może prowadzić do całkowitego wzajemnego wyrównania ich pól siłowych. Z tego powodu zachowują zdolność przyciągania jonów w innych kierunkach. Dlatego w przeciwieństwie do wiązania kowalencyjnego, wiązanie jonowe charakteryzuje się nienasyceniem. 19.Połączenie metalowe. Podobieństwa i różnice w wiązaniach jonowych i kowalencyjnych Wiązanie metaliczne to wiązanie, w którym elektrony każdego pojedynczego atomu należą do wszystkich stykających się atomów. Różnica energii między orbitalami „molekularnymi” w takim wiązaniu jest niewielka, więc elektrony mogą łatwo przemieszczać się z jednego orbitalu „molekularnego” na drugi, a tym samym przemieszczać się w objętości metalu. Metale różnią się od innych substancji wysoką przewodnością elektryczną i cieplną. W normalnych warunkach są to substancje krystaliczne (z wyjątkiem rtęci) o dużej liczbie koordynacyjnej atomów. W metalu liczba elektronów jest znacznie mniejsza niż liczba orbitali, więc elektrony mogą przemieszczać się z jednego orbitala na drugi. Atomy metali charakteryzują się dużą energią jonizacji – elektrony walencyjne są słabo zatrzymywane w atomie, tj. łatwo poruszać się w krysztale. Zdolność elektronów do poruszania się po krysztale określa przewodność elektryczną metali. Zatem w przeciwieństwie do związków kowalencyjnych i jonowych, w metalach duża liczba elektronów wiąże jednocześnie dużą liczbę jąder atomowych, a same elektrony mogą poruszać się w metalu. Innymi słowy, w metalach występuje silnie zdelokalizowane wiązanie chemiczne. Wiązanie metaliczne ma pewne podobieństwo do wiązania kowalencyjnego, ponieważ opiera się na współdzieleniu elektronów walencyjnych. Jednak w tworzeniu wiązania kowalencyjnego biorą udział elektrony walencyjne tylko dwóch oddziałujących atomów, podczas gdy w tworzeniu wiązania metalicznego wszystkie atomy biorą udział w dzieleniu się elektronami. Dlatego wiązanie metaliczne nie ma kierunkowości przestrzennej i nasycenia, które w dużej mierze determinuje specyficzne właściwości metali. Energia wiązania metalicznego jest 3-4 razy mniejsza niż energia wiązania kowalencyjnego. 20. Wiązanie wodorowe. Międzycząsteczkowe i wewnątrzcząsteczkowe. Mechanizm edukacji. Cechy właściwości fizycznych substancji z wiązaniami wodorowymi. Przykłady. -
Wiązanie wodorowe jest szczególnym rodzajem wiązania chemicznego. Jest charakterystyczny dla związków wodoru zawierających najwięcej pierwiastków elektroujemnych (fluor, tlen, azot i w mniejszym stopniu chlor i siarka). Wiązania wodorowe są bardzo powszechne i odgrywają ważną rolę w asocjacji cząsteczek, w procesach krystalizacji, rozpuszczania, tworzenia hydratów kryształów itp. Na przykład w stanie stałym, ciekłym, a nawet gazowym cząsteczki fluorowodoru są połączone w łańcuch zygzakowaty, który wynika właśnie z wiązania wodorowego. Jego osobliwością jest to, że atom wodoru, będący częścią jednej cząsteczki, tworzy drugie, słabsze wiązanie z atomem w innej cząsteczce, w wyniku czego obie cząsteczki łączą się w kompleks. Cechą charakterystyczną takiego kompleksu jest tzw mostek wodorowy – A – H...B–. Odległość między atomami w moście jest większa niż między atomami w cząsteczce. Początkowo wiązania wodorowe interpretowano jako oddziaływanie elektrostatyczne. Obecnie stwierdzono, że interakcja donor-akceptor odgrywa główną rolę w tworzeniu wiązań wodorowych. Wiązania wodorowe powstają nie tylko między cząsteczkami różnych substancji, ale także w cząsteczkach tej samej substancji H2O, HF, NH3 itp. To również wyjaśnia różnicę we właściwościach tych substancji w porównaniu do związków pokrewnych. Wiązania wodorowe w cząsteczkach są znane, szczególnie w związkach organicznych. Jego powstawanie ułatwia obecność w cząsteczce grupy akceptorowej A-H i grupy donorowej B-R. W cząsteczce A-H A jest pierwiastkiem najbardziej elektroujemnym. Tworzenie się wiązań wodorowych w polimerach, takich jak peptydy, powoduje powstanie struktury helikalnej. DNA, kwas dezoksyrybonukleinowy, strażnik kodu dziedziczności, ma podobne struktury. Wiązania wodorowe nie są silne. Łatwo tworzą się i pękają w zwykłych temperaturach, co jest bardzo ważne w procesach biologicznych. Wiadomo, że związki wodoru z wysoce elektroujemnymi niemetalami mają nienormalnie wysokie temperatury wrzenia. Oddziaływanie międzycząsteczkowe. Siły przyciągania między nasyconymi atomami i cząsteczkami są wyjątkowo słabe w porównaniu z wiązaniami jonowymi i kowalencyjnymi. Substancje, w których cząsteczki są utrzymywane razem przez wyjątkowo słabe siły, często są gazami w temperaturze 20 stopni, a w wielu przypadkach ich temperatury wrzenia są bardzo niskie. Istnienie takich słabych sił odkrył Van der Waals. Istnienie takich sił w układzie można wyjaśnić: 1. Obecność trwałego dipola w cząsteczce. W tym przypadku w wyniku prostego przyciągania elektrostatycznego dipoli powstają słabe siły oddziaływania - dipol-dipol (H2O, HCl, CO) 2. Moment dipolowy jest bardzo mały, ale podczas interakcji z wodą może powstać dipol indukowany, który powstaje w wyniku polimeryzacji cząsteczek przez dipole otaczających cząsteczek. Efekt ten można nałożyć na oddziaływanie dipol-dipol i zwiększyć przyciąganie. 3. Siły dyspersyjne. Siły te działają pomiędzy dowolnymi atomami i cząsteczkami, niezależnie od ich struktury. Londyn wprowadził tę koncepcję. W przypadku atomów symetrycznych jedynymi działającymi siłami są siły londyńskie. 21. Zbiorcze stany skupienia: stały, ciekły, gazowy. Stany krystaliczne i amorficzne. Sieci krystaliczne. -
W zwykłych warunkach atomy, jony i cząsteczki nie istnieją pojedynczo. Zawsze składa się tylko z części wyższej organizacji substancji, która praktycznie uczestniczy w przemianach chemicznych - tzw. stanie skupienia. W zależności od warunków zewnętrznych wszystkie substancje mogą znajdować się w różnych stanach skupienia – gazowym, ciekłym, stałym. Przejściu z jednego stanu agregacji do drugiego nie towarzyszy zmiana składu stechiometrycznego substancji, ale koniecznie wiąże się z większą lub mniejszą zmianą jej struktury. Stan stały- jest to stan, w którym substancja ma swoją objętość i swój kształt. W ciałach stałych siły oddziaływania pomiędzy cząstkami są bardzo duże. Prawie wszystkie substancje występują w postaci kilku ciał stałych. Reaktywność i inne właściwości tych ciał są zwykle różne. Idealny stan stały odpowiada hipotetycznemu idealnemu kryształowi. Stan płynny- jest to stan, w którym substancja ma swoją objętość, ale nie ma własnego kształtu. Ciecz ma określoną strukturę. Strukturalnie stan ciekły jest pośredni pomiędzy stanem stałym o ściśle określonej strukturze okresowej a gazem, w którym nie ma struktury. Zatem ciecz charakteryzuje się z jednej strony obecnością określonej objętości, a z drugiej brakiem określonego kształtu. Ciągły ruch cząstek w cieczy determinuje silnie zaznaczoną samodyfuzję i jej płynność. Struktura i właściwości fizyczne cieczy zależą od tożsamości chemicznej tworzących ją cząstek. Stan gazowy. Charakterystyczną cechą stanu gazowego jest to, że cząsteczki (atomy) gazu nie są trzymane razem, ale poruszają się swobodnie w objętości. Siły oddziaływania międzycząsteczkowego powstają, gdy cząsteczki zbliżają się do siebie. Słabe oddziaływanie międzycząsteczkowe determinuje małą gęstość gazów i ich główne charakterystyczne właściwości - chęć nieskończonej ekspansji i zdolność do wywierania nacisku na ściany naczyń, które utrudniają to pragnienie. Ze względu na słabe oddziaływanie międzycząsteczkowe przy niskim ciśnieniu i wysokich temperaturach wszystkie typowe gazy zachowują się w przybliżeniu tak samo, ale już w zwykłych temperaturach i ciśnieniu zaczyna pojawiać się indywidualność gazów. Stan gazu charakteryzuje się temperaturą, ciśnieniem i objętością. Uważa się, że gaz jest na poziomie nr. jeśli jego temperatura wynosi 0 stopni, a ciśnienie wynosi 1*10 Pa. -
Stan krystaliczny. Wśród ciał stałych głównym jest stan krystaliczny, charakteryzujący się pewną orientacją cząstek (atomów, jonów, cząsteczek) względem siebie. Określa to również zewnętrzną postać substancji w postaci kryształów. Monokryształy - monokryształy istnieją w przyrodzie, ale można je uzyskać sztucznie. Ale najczęściej ciała krystaliczne są formacjami polikrystalicznymi - są to przerosty dużej liczby małych kryształów. Charakterystyczną cechą ciał krystalicznych, wynikającą z ich budowy, jest anizotropia. Przejawia się to w tym, że właściwości mechaniczne, elektryczne i inne kryształów zależą od kierunku działania sił zewnętrznych na kryształ. Cząstki w kryształach podlegają drganiom termicznym wokół położenia równowagi lub wokół węzłów sieci krystalicznej. Stan amorficzny. Stan amorficzny jest podobny do stanu ciekłego. Charakteryzuje się niepełnym uporządkowaniem względnego ułożenia cząstek. Wiązania pomiędzy jednostkami strukturalnymi nie są równoważne, dlatego ciała amorficzne nie mają określonej temperatury topnienia – w procesie ogrzewania stopniowo miękną i topią się. Na przykład zakres temperatur procesów topienia szkieł krzemianowych wynosi 200 stopni. W ciałach amorficznych charakter układu atomów praktycznie nie zmienia się po podgrzaniu. Zmienia się jedynie ruchliwość atomów – wzrastają ich wibracje. -
Sieci krystaliczne: Sieci krystaliczne mogą być jonowe, atomowe (kowalencyjne lub metaliczne) i molekularne. Sieć jonowa składa się z jonów o przeciwnych znakach występujących naprzemiennie w miejscach. W sieciach atomowych atomy są połączone wiązaniami kowalencyjnymi lub metalicznymi. Przykład: diament (sieć atomowo-kowalencyjna), metale i ich stopy (sieć atomowo-metalowa). Węzły molekularnej sieci krystalicznej są utworzone przez cząsteczki. W kryształach cząsteczki są połączone poprzez interakcje międzycząsteczkowe. Różnice w rodzaju wiązań chemicznych w kryształach determinują istotne różnice w rodzaju właściwości fizykochemicznych substancji we wszystkich typach sieci krystalicznej. Na przykład substancje o siatce atomowo-kowalencyjnej charakteryzują się dużą twardością, a substancje o siatce atomowo-metalowej charakteryzują się dużą plastycznością. Substancje posiadające sieć jonową mają wysoką temperaturę topnienia i nie są lotne. Substancje posiadające sieć molekularną (siły międzycząsteczkowe są słabe) są topliwe, lotne, a ich twardość nie jest wysoka. 22. Związki złożone. Definicja. Mieszanina. Związki złożone to związki molekularne, których połączenie składników prowadzi do powstania jonów złożonych zdolnych do swobodnej egzystencji, zarówno w krysztale, jak i w roztworze. Jony złożone powstają w wyniku oddziaływań pomiędzy atomem centralnym (czynnikiem kompleksującym) a otaczającymi je ligandami. Ligandy to zarówno jony, jak i cząsteczki obojętne. Najczęściej czynnikiem kompleksującym jest metal, który wraz z ligandami tworzy kulę wewnętrzną. Istnieje sfera zewnętrzna. Sfery wewnętrzna i zewnętrzna są połączone wiązaniem jonowym. Pomysły dotyczące mechanizmu tworzenia wiązań chemicznych na przykładzie cząsteczki wodoru rozciągają się na inne cząsteczki. Stworzona na tej podstawie teoria wiązań chemicznych nazywana jest metodą wiązań walencyjnych. (MVS). Kluczowe punkty: 1) wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku nakładania się dwóch chmur elektronów o przeciwnie skierowanych spinach, a powstała wspólna chmura elektronów należy do dwóch atomów; 2) im silniejsze wiązanie kowalencyjne, tym bardziej nakładają się oddziałujące chmury elektronów. Stopień nakładania się chmur elektronów zależy od ich wielkości i gęstości; 3) powstaniu cząsteczki towarzyszy kompresja chmur elektronów i zmniejszenie wielkości cząsteczki w porównaniu z wielkością atomów; 4) W tworzeniu wiązania biorą udział s- i p-elektrony zewnętrznego poziomu energii oraz d-elektrony przedzewnętrznego poziomu energii. W cząsteczce chloru każdy z jej atomów ma pełny zewnętrzny poziom ośmiu elektronów s 2 p 6, a dwa z nich (para elektronów) należą w równym stopniu do obu atomów. Na rysunku pokazano nakładanie się chmur elektronów podczas tworzenia cząsteczki. Schemat tworzenia wiązania chemicznego w cząsteczkach chloru Cl 2 (a) i chlorowodoru HCl (b) Wiązanie chemiczne, dla którego linia łącząca jądra atomowe jest osią symetrii łączącej się chmury elektronów, nazywa się wiązanie sigma (σ).. Dzieje się tak, gdy orbitale atomowe nakładają się czołowo. Wiązania, gdy orbitale s-s w cząsteczce H2 nakładają się; Orbitale p-p w cząsteczce Cl 2 i orbitale sp w cząsteczce HCl są wiązaniami sigma. Możliwe jest „boczne” nakładanie się orbitali atomowych. Przy nakładaniu się chmur p-elektronów zorientowanych prostopadle do osi wiązania, tj. wzdłuż osi y i z tworzą się dwa nakładające się obszary, umieszczone po obu stronach tej osi. To wiązanie kowalencyjne nazywa się wiązanie pi(p).. Podczas tworzenia wiązania π chmury elektronów nakładają się w mniejszym stopniu. Ponadto obszary nakładania się leżą dalej od jąder niż podczas tworzenia wiązania σ. Z tych powodów wiązanie π ma mniejszą wytrzymałość w porównaniu z wiązaniem σ. Dlatego energia wiązania podwójnego jest mniejsza niż dwukrotność energii wiązania pojedynczego, które zawsze jest wiązaniem σ. Ponadto wiązanie σ ma symetrię osiową, cylindryczną i jest ciałem obrotowym wokół linii łączącej jądra atomowe. Natomiast wiązanie π nie ma symetrii cylindrycznej. Wiązanie pojedyncze jest zawsze czystym lub hybrydowym wiązaniem σ. Wiązanie podwójne składa się z jednego wiązania σ i jednego wiązania π, położonych prostopadle do siebie. Wiązanie σ jest silniejsze niż wiązanie π. W związkach z wieloma wiązaniami zawsze występuje jedno wiązanie σ i jedno lub dwa wiązania π. Wiązania sigma i pi (wiązania σ i π)
kowalencyjne wiązania chemiczne charakteryzujące się specyficzną, ale odmienną symetrią przestrzenną rozkładu gęstości elektronów. Jak wiadomo, wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku podziału elektronów oddziałujących atomów. Powstała chmura elektronów wiązania σ jest symetryczna względem linii wiązania, czyli linii łączącej jądra oddziałujących atomów. Wiązaniami prostymi w związkach chemicznych są zwykle (wiązania T (patrz Prosta komunikacja). Chmura elektronów wiązania π jest symetryczna względem płaszczyzny przechodzącej przez linię komunikacyjną ( ryż. 1
, b), i w tej płaszczyźnie (zwanej płaszczyzną węzłową) gęstość elektronów wynosi zero. Użycie greckich liter σ i π wiąże się z ich zgodnością z literami łacińskimi S I R I w wyznaczeniu elektronów atomu, przy udziale których po raz pierwszy możliwe staje się utworzenie odpowiednio wiązań σ i π. Ponieważ chmury atomowe -orbitale (, p.x, r y p z ) są symetryczne względem odpowiednich osi współrzędnych kartezjańskich (, X Na I, z), to jeśli jeden r y-orbitalny, np , bierze udział w tworzeniu wiązania σ (oś z I- linia komunikacyjna), pozostałe dwa -orbitale (, -orbitale ( p.t ) mogą brać udział w tworzeniu dwóch wiązań π (ich płaszczyzny węzłowe będą S yz xz odpowiednio; cm.
ryż. 2 ). Może także brać udział w tworzeniu wiązań σ i π D ryż. 1
- (cm. ) I F -elektrony atomu. Oświetlony.: Pimentel G., Spratly R., Jak mechanika kwantowa wyjaśnia wiązania chemiczne, przeł. z języka angielskiego, M., 1973; Shustorovich E. M., Komunikacja chemiczna, M., 1973. Ryż. 1. Schematyczne przedstawienie orientacji przestrzennej orbitali podczas tworzenia wiązania σ w wyniku oddziaływań s - s-, s - p σ-, p σ - p σ -(a) i wiązania π w wyniku p π -, p π -, d π - d π - interakcje (b). Ryż. 2. Schematyczne przedstawienie chmur p x -, p y -, p z - elektronów. Pokazano osie współrzędnych kartezjańskich oraz płaszczyzny węzłowe orbitali p x - i p y -. Wielka encyklopedia radziecka. - M .: Encyklopedia radziecka.
1969-1978
.
- (modele) modele teorii pola, w których m pól skalarnych (i=1, ..., m) można uznać za definiujące odwzorowanie d-wymiarowej przestrzeni czasowej (o dowolnej sygnaturze) na pewną rozmaitość M wymiar z metryką... Encyklopedia fizyczna Rys. 1. Połączenie Sigmy... Wikipedia Alfabet grecki Αα Alpha Νν Nu ... Wikipedia Sigma (σ) - i pi (π) - połączenia- kowalencyjna właściwość chemiczna charakteryzująca się pewną, ale odmienną symetrią przestrzenną rozkładu gęstości elektronów. Powstała komunikacja w chmurze elektronów σ jest symetryczna względem linii komunikacyjnej,... ... Encyklopedyczny słownik metalurgii - (z łac. cumulo zbierać, akumulować) układ wiązań, w którym co najmniej jeden atom jest połączony wiązaniami podwójnymi z dwoma sąsiednimi atomami. K. s. w grupie połączeń Sigma i Pi)). wiązania σ tworzą dwa orbitale atomowe atomu C w... ... Wiązanie kowalencyjne na przykładzie cząsteczki metanu: całkowity poziom energii zewnętrznej: wodór (H) ma 2 elektrony, a węgiel (C) ma 8 elektronów. Wiązanie kowalencyjne to wiązanie utworzone przez ukierunkowane chmury elektronów walencyjnych. Neutralny... ...Wikipedia modulator delta-sigma- Modyfikacja modulatora delta, na wejściu którego włącza się integrator, a po odbiorze wykonywana jest operacja odwrotna, tj. różnicowanie sygnału wyjściowego demodulatora. Z inżynierskiego punktu widzenia wdrożenie modulatora delta-sigma nie jest trudniejsze niż... ... Przewodnik tłumacza technicznego projekt Sigmy- Projekt wydzielony w 1976 roku z tajnego amerykańskiego projektu Aquarius. Celem projektu jest nawiązanie łączności z kosmitami i najprawdopodobniej realizowany jest w jednej z baz Sił Powietrznych na terenie kraju. Nowy Meksyk. E. Projekt Sigma D. Projekt Sigma... Wyjaśniający słownik ufologiczny z odpowiednikami w języku angielskim i niemieckim Wpisz Otwórz udostępnij... Wikipedia Jeden z najważniejszych rodzajów wewnątrzcząsteczkowego wzajemnego oddziaływania atomów i wiązań w związkach organicznych; jest spowodowane oddziaływaniem układów elektronicznych atomów (głównie elektronów walencyjnych, patrz Walencja). Główny znak... ... Wielka encyklopedia radzieckaZobacz, czym są „wiązania Sigma i pi” w innych słownikach:
Książki
