Kako odrediti pi veze u hemiji. Jednostruke i višestruke veze. Sigma i pi veze. Kovalentne veze. Pi i sigma veze

93. Oslobođenje od krivične odgovornosti u vezi sa pomirenjem sa žrtvom i u vezi sa promjenom situacije Oslobođenje od krivične odgovornosti u vezi sa pomirenjem sa žrtvom po zakonu koji je bio na snazi ​​prije stupanja na snagu Krivičnog zakona iz 1996. godine,

7.5. Analiza konkretne situacije “Održavanje sastanka u kompaniji Sigma”

7.5. Analiza konkretne situacije “Održavanje sastanka u kompaniji Sigma” Cilj: Razvoj vještina analize organizacijske kulture na konkretnom primjeru. Zadatak. Pregledajte situaciju u nastavku i odgovorite na sljedeća pitanja.1. Kako ocjenjujete nivo

Pi veze nastaju kada se p-atomske orbitale s obje strane linije atomske veze preklapaju. Smatra se da se pi veza ostvaruje u višestrukim vezama - dvostruka veza se sastoji od jedne sigma i jedne pi veze, trostruka - od jedne sigma i dvije ortogonalne pi veze.

Koncept sigma i pi veze razvio je Linus Pauling 30-ih godina prošlog stoljeća. Jedan s- i tri p-valentna elektrona atoma ugljenika prolaze kroz hibridizaciju i postaju četiri ekvivalentna sp 3 hibridizovana elektrona, preko kojih se formiraju četiri ekvivalentne hemijske veze u molekulu metana. Sve veze u molekulu metana jednako su udaljene jedna od druge, formirajući konfiguraciju tetraedra.

U slučaju stvaranja dvostruke veze, sigma veze se formiraju pomoću sp 2 hibridiziranih orbitala. Ukupan broj takvih veza u atomu ugljika je tri i nalaze se u istoj ravni. Ugao između veza je 120°. Pi veza se nalazi okomito na naznačenu ravan (slika 1).

U slučaju stvaranja trostruke veze, sigma veze se formiraju pomoću sp-hibridiziranih orbitala. Ukupan broj takvih veza na atomu ugljika je dvije i one su jedna prema drugoj pod uglom od 180°. Dvije pi veze trostruke veze su međusobno okomite (slika 2).

U slučaju formiranja aromatičnog sistema, na primjer, benzena C 6 H 6, svaki od šest atoma ugljika je u stanju sp 2 hibridizacije i formira tri sigma veze sa uglovima veze od 120°. Četvrti p-elektron svakog atoma ugljika orijentiran je okomito na ravan benzenskog prstena (slika 3.). Općenito, pojavljuje se jedna veza koja se proteže na sve atome ugljika u benzenskom prstenu. Dva regiona pi veza visoke elektronske gustine formiraju se sa obe strane ravni sigma veze. Sa takvom vezom svi atomi ugljika u molekulu benzena postaju ekvivalentni i stoga je takav sistem stabilniji od sistema sa tri lokalizovane dvostruke veze. Nelokalizirana pi veza u molekuli benzena uzrokuje povećanje reda veze između atoma ugljika i smanjenje međunuklearne udaljenosti, odnosno dužina hemijske veze d cc u molekuli benzena je 1,39 Å, dok je d C-C = 1,543 Å, i d C=C = 1,353 Å.

L. Paulingov koncept sigma i pi veza postao je sastavni dio teorije valentnih veza. Sada su razvijene animirane slike atomske orbitalne hibridizacije.

Međutim, sam L. Pauling nije bio zadovoljan opisom sigma i pi veza. Na simpozijumu o teorijskoj organskoj hemiji posvećenom sećanju na F. A. Kekulea (London, septembar 1958.), napustio je σ, π-opis i predložio i potkrepio teoriju savijene hemijske veze. Nova teorija je jasno uzela u obzir fizičko značenje kovalentne hemijske veze, odnosno kulonovsku elektronsku korelaciju.

Bilješke

vidi takođe

Wikimedia Foundation. 2010.

Pogledajte šta je “Pi-bond” u drugim rječnicima:

Komunikacija u tehnologiji je prijenos informacija (signala) na daljinu. Sadržaj 1 Istorija 2 Vrste komunikacije 3 Signal ... Wikipedia

VEZA, veze, o vezi, u vezi i (biti s nekim) u vezi, žene. 1. Ono što povezuje, povezuje nešto s nečim; odnos koji stvara nešto zajedničko između nečega, međusobnu zavisnost, uslovljenost. “...Veza između nauke i... Ushakov's Explantatory Dictionary

- (korejski: 조선민주주의인민공화국의 통신) ovo su sve komunikacijske usluge koje djeluju u DNRK. Zbog izolacionističke politike u DNRK, njeni građani ne mogu koristiti internet. Sadržaj 1 Telefonska komunikacija 1.1 ... Wikipedia

I, prev. o komunikaciji, u vezi i u vezi; i. 1. Odnos međusobne zavisnosti, uslovljenosti. Direktno, indirektno, logično, organsko, uzročno str. C. činjenice, pojave, događaji. C. između industrije i poljoprivrede. S. nauka i ... ... enciklopedijski rječnik

Veza je odnos zajedništva, povezanosti ili konzistentnosti. Komunikacije - sposobnost prijenosa informacija na daljinu (uključujući: radio relejne komunikacije, ćelijske komunikacije, satelitske komunikacije i druge vrste). Hemijska veza atoma ... Wikipedia

Komunikacija (film, 1996.) Ovaj izraz ima druga značenja, pogledajte Komunikacija (film). Vezana veza... Wikipedia

Kvačilo, spojna karika. Spajanje misli, koncepata, asocijacija ideja. Vidi sindikat.. uticajna veza... Rečnik ruskih sinonima i sličnih izraza. ispod. ed. N. Abramova, M.: Ruski rječnici, 1999. povezanost, logika, koherentnost, ... ... Rečnik sinonima

Imenica, g., korištena. često Morfologija: (ne) šta? veze, šta? veze, (vidi) šta? veza sa čime? veza, o čemu? o komunikaciji; pl. Šta? veza, (ne) šta? veze, šta? veze, (vidi) šta? veze, šta? veze, šta? o vezama 1. Odnosi se nazivaju veze...... Dmitriev's Explantatory Dictionary

Komunikacija, prijenos i primanje informacija različitim sredstvima; grana nacionalne privrede koja obezbeđuje prenos informacija. S. igra važnu ulogu u proizvodnim i ekonomskim aktivnostima društva i vlade, oružanih ... ... Velika sovjetska enciklopedija

VEZA, u filozofiji, međuzavisnost postojanja pojava razdvojenih u prostoru i vremenu. Veze se klasifikuju prema objektima spoznaje, prema oblicima determinizma (nedvosmisleni, probabilistički i korelacioni), prema njihovoj snazi ​​(tvrdi i ... ... enciklopedijski rječnik

Međuregionalna komercijalna banka za razvoj komunikacija i informatike Vrsta otvorenog akcionarskog društva Opšta dozvola br. 1470 ... Wikipedia

Knjige

• Veza planeta, vremena i generacija, Mikhailova Lyubov Vasilievna, Veza planeta, vremena i generacija neprestano brine čovječanstvo. Osjećam neraskidivu vezu sa kosmosom i pokušavam razotkriti barem neke od misterija Univerzuma. Volite zemaljsko i nezemaljsko... Kategorija: Savremena ruska poezija Izdavač:

Postoje dvije vrste kovalentnih veza: sigma i pi veze. Sigma veza je jednostruka kovalentna veza nastala kada se AO preklapa duž prave linije (ose) koja povezuje jezgra dva povezana atoma sa maksimalnim preklapanjem na ovoj pravoj liniji. Sigma veza može nastati kada se bilo koji (s-, p-hibridni) AO preklapa. U organogenima (ugljenik, azot, kiseonik, sumpor) hibridne orbitale mogu učestvovati u formiranju sigma veza, obezbeđujući efikasnije preklapanje. Osim aksijalnog preklapanja, moguć je i drugi tip preklapanja - bočno preklapanje p-AO, što dovodi do stvaranja pi veze. Pi veza je veza nastala bočnim preklapanjem nehibridiziranih p-AO s maksimalnim preklapanjem na obje strane prave linije koja povezuje jezgra atoma. Višestruke veze koje se često nalaze u organskim jedinjenjima su kombinacija sigma i pi veza; dvostruka - jedna sigma i jedna pi, trostruka - jedna sigma i dvije pi veze.

Energija veze je energija koja se oslobađa kada se veza formira ili je potrebna za razdvajanje dva vezana atoma. Služi kao mjera jačine veze: što je energija veća, to je veza jača.

Dužina veze je udaljenost između centara vezanih atoma. Dvostruka veza je kraća od jednostruke veze, a trostruka je kraća od dvostruke. Veze između atoma ugljika u različitim stanjima hibridizacije karakterizira opći obrazac: s povećanjem udjela s-orbitale u hibridnoj orbitali, duljina veze se smanjuje. Na primjer, u nizu jedinjenja propan CH3-CH2-CH3, propen CH3-CH=CH2, propin CH3-C-=CH, dužina veze CH3-C je 0,154, 0,150 i 0,146 nm.

U hemiji se široko koristi koncept hibridnih orbitala atoma ugljika i drugih elemenata. Koncept hibridizacije kao načina da se opiše preuređenje orbitala je neophodan u slučajevima kada je broj nesparenih elektrona u osnovnom stanju atoma manji od broja formiranih veza. Pretpostavlja se da različite atomske orbitale sa sličnim energetskim nivoima međusobno djeluju, formirajući hibridne orbitale istog oblika i energije. Hibridizovane orbitale, zbog većeg preklapanja, formiraju jače veze u odnosu na nehibridizovane orbitale.

Tip hibridizacije određuje orijentaciju hibridnih AO u prostoru i, posljedično, geometriju molekula. Ovisno o broju orbitala koje su ušle u hibridizaciju, atom ugljika može biti u jednom od tri stanja hibridizacije. sp3-Hibridizacija. Kao rezultat sp3 hibridizacije, atom ugljika iz osnovnog stanja 1s2-2s2-2p2 zbog kretanja elektrona sa 2s na 2p orbitale prelazi u pobuđeno stanje 1s2-2s1-2p3. Kada se četiri vanjska AO pobuđenog atoma ugljika (jedna 2s i tri 2p orbitale) pomiješaju, nastaju četiri ekvivalentne sp-hibridne orbitale. Imaju oblik trodimenzionalne osmice, čija je jedna oštrica mnogo veća od druge. Zbog međusobnog odbijanja, sp3-hibridni AO su usmjereni u prostoru prema vrhovima tetraedra i uglovi između njih su jednaki 109,5° (najpovoljnija lokacija). Svaka hibridna orbitala u atomu ispunjena je jednim elektronom. Atom ugljenika u stanju sp3 hibridizacije ima elektronsku konfiguraciju 1s2(2sp3)4.

Ovo stanje hibridizacije karakteristično je za atome ugljika u zasićenim ugljovodonicima (alkanima) i, shodno tome, u alkil radikalima njihovih derivata. sp2-Hibridizacija. Kao rezultat sp2 hibridizacije, zbog miješanja jednog 2s i dva 2p AO pobuđenog atoma ugljika, formiraju se tri ekvivalentne sp2 hibridne orbitale, smještene u istoj ravni pod uglom od 120’. Nehibridizovani 2p-AO je u okomitoj ravni. Atom ugljenika u stanju sp2 hibridizacije ima elektronsku konfiguraciju 1s2-(2sp2)3-2p1. Ovaj atom ugljika karakterističan je za nezasićene ugljovodonike (alkene), kao i za neke funkcionalne grupe, na primjer karbonil, karboksil itd. sp-Hibridizacija. Kao rezultat sp hibridizacije, zbog miješanja jedne 2s i jedne 2p orbitale pobuđenog atoma ugljika, formiraju se dva ekvivalentna sp hibridna AO, smještena linearno pod uglom od 180°. Dva preostala nehibridizovana 2p-AO nalaze se u međusobno okomitim ravnima. Atom ugljenika u stanju sp-hibridizacije ima elektronsku konfiguraciju 1s2-(2sp)2-2p2. Takav atom se nalazi u spojevima koji imaju trostruku vezu, na primjer u alkinima i nitrilima. Atomi drugih elemenata također mogu biti u hibridiziranom stanju. Na primjer, atom dušika u amonijum jonu NH4+ i, prema tome, alkilamonijum RNH3+ je u stanju sp3 hibridizacije; u pirolu i piridinu - sp2-hibridizacija; u nitrilima - sp-hibridizacija.

Jedna veza– kovalentna veza u kojoj se između dva atoma formira samo jedan zajednički elektronski par.

Sigma komunikacija– kovalentna veza, prilikom čijeg formiranja se područje preklapanja elektronskih oblaka nalazi na liniji koja povezuje jezgra atoma. Pojedinačne veze su uvijek sigma veze.

Pi veza– kovalentna veza, prilikom čijeg formiranja se područje preklapajućih elektronskih oblaka nalazi s obje strane linije koja povezuje jezgre. Nastaju kada se između dva atoma pojave dva ili tri zajednička elektronska para. Broj zajedničkih elektronskih parova između povezanih atoma karakteriše višestrukost komunikacije.

Ako vezu između dva atoma formiraju dva zajednička elektronska para, tada se takva veza naziva dvostruka veza. Svaka dvostruka veza sastoji se od jedne sigma veze i jedne pi veze.

Ako vezu između dva atoma formiraju tri zajednička elektronska para, tada se takva veza naziva trostruka veza. Svaka trostruka veza se sastoji od jedne sigma veze i dvije pi veze.

Dvostruke i trostruke veze imaju zajednički naziv: višestruke veze.

Orbitale koje se preklapaju moraju imati istu simetriju u odnosu na međunuklearnu os. Preklapanje atomskih orbitala duž linije koja povezuje atomska jezgra dovodi do stvaranja σ - veze. Moguća je samo jedna σ veza između dva atoma u hemijskoj čestici. Sve σ veze imaju aksijalnu simetriju u odnosu na međunuklearnu osu. Fragmenti hemijskih čestica mogu rotirati oko internuklearne ose bez narušavanja stepena preklapanja atomskih orbitala koje formiraju σ veze. Skup usmjerenih, striktno orijentiranih u prostoru σ-veza stvara strukturu kemijske čestice.
Uz dodatno preklapanje atomskih orbitala okomitih na liniju veze, π obveznice. Kao rezultat, između atoma nastaju višestruke veze: jednostruke (σ), dvostruke (σ +π), trostruke (σ + π + π).F−F, O=O, N≡N.
Pojavom π-veze koja nema aksijalnu simetriju, slobodna rotacija fragmenata hemijske čestice oko σ-veze postaje nemoguća, jer bi trebalo da dovede do pucanja π-veze. Pored σ- i π-veza, moguće je formirati još jednu vrstu veze - δ-veze: Tipično, takva veza nastaje nakon formiranja σ- i π-veza od strane atoma kada atomi imaju d- i f-orbitale preklapajući svoje "latice" na četiri mjesta odjednom. Kao rezultat toga, brojnost komunikacije može se povećati na 4-5.

Glavne vrste struktura neorganskih jedinjenja. Supstance sa molekularnim i
nemolekularna struktura. Atomski, molekularni, jonski i metalni
kristalne rešetke.

Molekularne i nemolekularne supstance - jedna od karakteristika hemijskih supstanci u pogledu njihove strukture.

Molekularne supstance- to su supstance čije su najmanje strukturne čestice molekule

Molekule- najmanja čestica molekularne supstance koja može postojati nezavisno i zadržati svoja hemijska svojstva. Molekularne supstance imaju niske tačke topljenja i ključanja i postoje u standardnim uslovima u čvrstom, tečnom ili gasovitom stanju.

Nemolekularne supstance- to su supstance čije su najmanje strukturne čestice atomi ili joni.

I on je atom ili grupa atoma koja ima pozitivan ili negativan naboj.

Nemolekularne supstance su u standardnim uslovima u čvrstom agregatnom stanju i imaju visoke tačke topljenja i ključanja.

Postoje tvari molekularne i nemolekularne strukture. Svi plinovi i sve tekućine imaju molekularnu strukturu. Čvrste tvari mogu imati molekularnu ili nemolekularnu strukturu. Isparljive čvrste tvari (led, jod, bijeli fosfor, organske tvari) imaju molekularnu strukturu. Molekule se nalaze na čvorovima kristalne rešetke visoko hlapljivih čvrstih materija. Većina neorganskih čvrstih tvari ima nemolekularnu strukturu; mjesta rešetke sadrže ione (soli, baze) ili atome (metali, dijamant, silicijum). Tvari s molekularnom strukturom čine više od 95% svih poznatih tvari, budući da organske tvari imaju molekularnu strukturu, a poznato je mnogo više organskih tvari od neorganskih.
Hemijske reakcije. Klasifikacija hemijskih reakcija. Glavni problemi hemijske kinetike i hemijske termodinamike.

Hemijske reakcije– To su pojave u kojima dolazi do transformacije jedne supstance u drugu.

Znakovi hemijskih reakcija:

ü Ispuštanje gasa

Na 2 CO 3 +2HCl=2NaCl+H2O+CO2

ü Taloženje ili otapanje sedimenta

BaCl 2 +H 2 SO 4 =BaSO 4 +2HCl

ü Promjena boje

FeCl 3 (žuto) +3KSCN (bezbojno) =Fe(SCN) 3 (crveno) +3KCl

ü Pojavljuje se miris.

ü Emisija svjetlosti i topline

H 2 SO 4 +2NaOH=Na 2 SO 4 +2H 2 O+Q

2Mg+O 2 =2MgO+ hv

Za odvijanje hemijskih reakcija neophodni su uslovi: kontakt reagujućih supstanci, grejanje, osvetljenje.

Klasifikacije hemijskih reakcija:

I. Prema broju i sastavu početnih reagensa:

a) Složena reakcija- reakcija u kojoj nekoliko supstanci formira jednu supstancu, složeniju od prvobitnih: A+B=AB

SO 3 +H 2 O=H 2 SO 4

NH 3 +HCl=NH 4 Cl

b) Reakcija razgradnje- reakcija u kojoj iz jedne složene tvari nastaje više tvari. Konačni proizvodi mogu biti i jednostavne i složene tvari: AB=A+B

2KClO 3 =2KCl+3O 2

c) Reakcija supstitucije- reakcija u kojoj atomi jednog elementa zamjenjuju atome drugog elementa u složenoj tvari i istovremeno nastaju dva nova - jednostavna i složena: X+AB=AX+B

Fe+CuSO 4 =FeSO 4 +Cu

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2

d) Reakcija razmene- reakcija u kojoj reagirajuće tvari razmjenjuju svoje sastavne dijelove, uslijed čega se iz dvije složene tvari formiraju dvije nove složene tvari: AB+CX=AX+CB

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = 2NaCl + BaSO 4

AgNO 3 +HCl=HNO 3 +AgCl

II. Prema znaku toplotnog efekta, reakcije se dijele na:

a) endotermni- reakcije koje se javljaju pri apsorpciji toplote

b) egzotermna- reakcije koje rezultiraju oslobađanjem topline.

III. Uzimajući u obzir fenomen katalize:

a) katalitički(teče uz učešće katalizatora)

b) nekatalitički.

IV. Na osnovu reverzibilnosti, reakcije se dijele na:

a) reverzibilan– teče istovremeno u smjeru naprijed i nazad

b) nepovratno - teče u jednom pravcu

V. Na osnovu promjena u oksidacijskim stanjima elemenata u molekulima reagujućih supstanci:

a) OVR– reakcije prijenosa elektrona

b) Ne OVR– reakcije bez prijenosa elektrona.

VI. Na osnovu homogenosti reakcionog sistema:

a) Homogene– teče u homogenom sistemu

b) Heterogena– javlja se u heterogenom sistemu

14. Osnovne karakteristike kovalentnih veza. Dužina i energija veze. Zasićenost i smjer. Mnogostrukost komunikacije. Sigma i pi veze.

- Hemijska veza koju izvode zajednički elektronski parovi naziva se atomski ili kovalentna. Svaka kovalentna hemijska veza ima određene kvalitativne ili kvantitativne karakteristike. To uključuje:

Dužina veze

Energija komunikacije

Zasićenost

Smjer komunikacije

Polaritet komunikacije

Višestrukost komunikacije

- Dužina veze– udaljenost između jezgara vezanih atoma. Zavisi od veličine atoma i stepena preklapanja njihovih elektronskih omotača. Dužina veze određena je redosledom veze: što je veći red veze, to je njena dužina kraća.

Energija komunikacije je energija koja se oslobađa kada se molekul formira od pojedinačnih atoma. Obično se izražava u J/mol (ili cal/mol). Energija veze određena je redoslijedom veze: što je veći red veze, veća je njena energija. Energija veze je mjera njene snage. Njegova vrijednost je određena radom potrebnim za prekid veze, odnosno dobitkom energije kada se supstanca formira od pojedinačnih atoma. Sistem koji sadrži manje energije je stabilniji. Za dvoatomske molekule, energija veze je jednaka energiji disocijacije koja se uzima sa suprotnim predznakom. Ako se više od 2 različita atoma spoje u molekulu, tada se prosječna energija vezivanja ne poklapa s energijom disocijacije molekula. Energije veze u molekulima koji se sastoje od identičnih atoma smanjuju se u grupama od vrha do dna. Energije veze se povećavaju tokom perioda.

- Zasićenost– pokazuje koliko veza jedan atom može formirati s drugima zbog zajedničkih elektronskih parova. Jednaka je broju zajedničkih elektronskih parova s ​​kojima je dati atom povezan s drugim. Zasićenost kovalentne veze je sposobnost atoma da učestvuje u formiranju ograničenog broja kovalentnih veza.

Focus– ovo je određeni relativni raspored povezujućih elektronskih oblaka. To dovodi do određenog rasporeda u prostoru jezgara hemijski vezanih atoma. Prostornu orijentaciju kovalentne veze karakterišu uglovi između formiranih veza, koji se nazivaju vezni uglovi.

- Mnogostrukost komunikacije. Određuje se brojem elektronskih parova uključenih u vezu između atoma. Ako vezu formira više od jednog para elektrona, onda se naziva višestruka. Kako se višestrukost veze povećava, energija raste, a dužina veze se smanjuje. Kod molekula s višestrukom vezom nema rotacije oko ose.

- Sigma i pi veze. Hemijska veza je uzrokovana preklapanjem elektronskih oblaka. Ako se ovo preklapanje dogodi duž linije koja povezuje atomska jezgra, tada se veza naziva sigma vezom. Mogu ga formirati s-s elektroni, p-p elektroni, s-p elektroni. Hemijska veza koju ostvaruje jedan elektronski par naziva se jednostruka veza. Pojedinačne veze su uvijek sigma veze. Orbitale S-tipa formiraju samo sigma veze. Ali poznat je veliki broj spojeva koji imaju dvostruke, pa čak i trostruke veze. Jedna od njih je sigma veza, a druge se nazivaju pi veze. Kada se takve veze formiraju, oblaci elektrona koji se preklapaju nastaju u dva područja prostora simetrična u odnosu na međunuklearnu os.

15. Hibridizacija atomskih orbitala na primjeru molekula: metan, aluminij hlorid, berilijum hlorid. Vezni ugao i molekularna geometrija. Molekularna orbitalna metoda (MO LCAO). Energetski dijagrami homo- i hetero-nuklearnih molekula (N2, Cl2, N.H.3, Budi2).

- Hibridizacija. Novi skup mješovitih orbitala naziva se hibridne orbitale, a sama tehnika miješanja naziva se hibridizacija atomskih orbitala.

Miješanje jedne s i jedne p orbitale, kao u BeCl2, naziva se sp hibridizacija. U principu, hibridizacija s-orbitale je moguća ne samo s jednom, već i sa dvije, tri ili necijelim brojem p-orbitala, kao i hibridizacija koja uključuje d-orbitale.

Razmotrimo linearni molekul BeCl2. Atom berilija u valentnom stanju je sposoban da formira dve veze zahvaljujući jednom s- i jednom p-elektronu. Očigledno, ovo bi trebalo rezultirati dvije veze s atomima klora različite dužine, budući da je radijalna distribucija ovih elektrona različita. Pravi molekul BeCl2 je simetričan i linearan; njegove dvije Be-Cl veze su potpuno iste. To znači da su im opskrbljeni elektroni istog stanja, tj. ovdje atom berilija u valentnom stanju više nema jedan s- i jedan p-elektron, već dva elektrona smještena u orbitalama nastalim “miješanjem” s- i p-atomskih orbitala. Molekul metana će imati sp3 hibridizaciju, a molekul aluminijum hlorida će imati sp2 hibridizaciju.

Uslovi za stabilnost hibridizacije:

1) U poređenju sa originalnim orbitalnim atomima, hibridne orbitale bi se trebale više preklapati.

2) Atomske orbitale koje su bliske po energetskom nivou učestvuju u hibridizaciji, tako da na lijevoj strani periodnog sistema treba formirati stabilne hibridne orbitale.

- MO LCAO. Molekularne orbitale se mogu smatrati linearnom kombinacijom atomskih orbitala. Molekularne orbitale moraju imati određenu simetriju. Prilikom punjenja atomskih orbitala elektronima potrebno je voditi računa o sljedećim pravilima:

1. Ako je atomska orbitala određena funkcija koja je rješenje Schrödingerove jednačine i opisuje stanje elektrona u atomu, MO metoda je također rješenje Schrödingerove jednačine, ali za elektron u molekulu.

2. Molekularna orbitala se nalazi dodavanjem ili oduzimanjem atomskih orbitala.

3. Molekularne orbitale i njihov broj jednaki su zbroju atomskih orbitala reagujućih atoma.

Ako se rješenje za molekularne orbitale dobije dodavanjem funkcija atomskih orbitala, tada će energija molekularnih orbitala biti niža od energije originalnih atomskih orbitala. I takva orbitala se zove vezivna orbitala.

U slučaju oduzimanja funkcija, molekularna orbitala ima veću energiju i to se naziva labavljenje.

Postoje sigma i pi orbitale. Popunjuju se prema Hundovom pravilu.

Broj veza (red veze) jednak je razlici između ukupnog broja elektrona u orbitali vezivanja i broja elektrona u orbitali protiv vezivanja, podijeljenoj sa 2.

MO metoda koristi energetske dijagrame:

16. Polarizacija komunikacije. Dipolni moment veze. Karakteristike atoma u interakciji: jonizacioni potencijal, afinitet elektrona, elektronegativnost. Stepen jonske veze.

- Dipolni moment- fizička veličina koja karakteriše električna svojstva sistema naelektrisanih čestica. U slučaju dipola (dvije čestice suprotnih naboja), električni dipolni moment jednak je umnošku pozitivnog naboja dipola i udaljenosti između naboja i usmjeren je od negativnog do pozitivnog naboja. Dipolni moment hemijske veze uzrokovan je pomakom elektronskog oblaka prema jednom od atoma. Veza se naziva polarnom ako se odgovarajući dipolni moment značajno razlikuje od nule. Postoje slučajevi kada su pojedinačne veze u molekulu polarne, a ukupni dipolni moment molekula je nula; takvi molekuli se nazivaju nepolarni (na primjer, CO 2 i CCl 4 molekuli). Ako je dipolni moment molekula različit od nule, molekul se naziva polarnim. Na primjer, molekula H 2 O. Red veličine dipolnog momenta molekule određen je proizvodom naboja elektrona (1.6.10 -19 C) i dužine hemijske veze (oko 10 -10 m). ).

Hemijska priroda elementa određena je sposobnošću njegovog atoma da izgubi i dobije elektrone. Ova sposobnost se može kvantificirati energijom jonizacije atoma i njegovim afinitetom prema elektronu.

- Energija jonizacije atoma je količina energije potrebna za uklanjanje elektrona iz nepobuđenog atoma. Izražava se u kilodžulima po molu. Za atome sa više elektrona, energije ionizacije E1, E2, E3, ..., En odgovaraju razdvajanju prvog, drugog, itd. elektrona. U ovom slučaju, uvijek E1

- Atomski elektronski afinitet– energetski učinak dodavanja elektrona neutralnom atomu, pretvarajući ga u negativni ion. Elektronski afinitet atoma izražava se u kJ/mol. Elektronski afinitet je numerički jednak, ali suprotan po predznaku od energije ionizacije negativno nabijenog jona i ovisi o elektronskoj konfiguraciji atoma. P-elementi grupe 7 imaju najveći afinitet prema elektronu. Atomi sa s2 (Be, Mg, Ca) i s2p6 (Ne, Ar, Kr) konfiguracijom ili dopola ispunjeni p-podslojem (N, P, As) ne pokazuju afinitet prema elektronu.

- Elektronegativnost- prosječna karakteristika sposobnosti atoma u spoju da privuče elektron. U ovom slučaju se zanemaruje razlika u stanjima atoma u različitim jedinjenjima. Za razliku od jonizacionog potencijala i afiniteta elektrona, EO nije striktno definirana fizička veličina, već korisna uvjetna karakteristika. Najelektronegativniji element je fluor. EO zavisi od energije jonizacije i afiniteta elektrona. Prema jednoj definiciji, EO atoma se može izraziti kao polovina sume njegove energije jonizacije i afiniteta prema elektronu. Elementu se ne može dodijeliti konstantni EO. Zavisi od mnogih faktora, posebno od valentnog stanja elementa, vrste jedinjenja u koje je uključen, itd.

17. Sposobnost polarizacije i efekat polarizacije. Objašnjenje nekih fizičkih svojstava supstanci sa stanovišta ove teorije.

- Teorija polarizacije smatra da su sve supstance čisto jonske. U nedostatku vanjskog polja, svi ioni imaju sferni oblik. Kada se joni približavaju jedan drugom, polje kationa utiče na polje anjona i oni se deformišu. Polarizacija jona je pomicanje vanjskog elektronskog oblaka jona u odnosu na njihovo jezgro.

Polarizacija sastoji se od dva procesa:

polarizabilnost jona

polarizacioni efekat na drugi ion

Polarizabilnost jona je mjera sposobnosti ionskog elektronskog oblaka da se deformira pod utjecajem vanjskog električnog polja.

Pravilnosti polarizacije jona:

Anioni su polarizovaniji od katjona. Prekomjerna gustina elektrona dovodi do velike difuznosti i labavosti elektronskog oblaka.

Polarizabilnost izoelektronskih iona raste sa smanjenjem pozitivnih i povećanjem negativnih naboja. Izoelektronski joni imaju istu konfiguraciju.

U višestruko nabijenim kationima, nuklearni naboj je mnogo veći od broja elektrona. Time se elektronski omotač zbija i stabilizira, pa su takvi ioni manje podložni deformacijama. Polarizabilnost kationa opada pri prijelazu iz jona s vanjskom elektronskom ljuskom ispunjenom sa 18 elektrona na neispunjenu, a zatim na jone plemenitog plina. To je zbog činjenice da je za elektrone istog perioda d-elektronska ljuska difuznija u odnosu na ljuske s- i p-elektrona, jer d elektroni provode više vremena u blizini jezgra. Zbog toga d-elektroni jače komuniciraju sa okolnim anionima.

Polarizabilnost analognih jona raste sa povećanjem broja elektronskih slojeva. Polarizabilnost je najteža za male i višestruko nabijene katione, sa elektronskom ljuskom plemenitih gasova. Takvi katjoni se nazivaju tvrdi. Najlakše se polariziraju rasuti višenabijeni anioni i kationi s malim nabojem. To su meki joni.

- Polarizirajući efekat. Zavisi od naboja, veličine i strukture vanjskog elektronskog sloja.

1. Polarizacijski učinak kationa raste s povećanjem njegovog naboja i smanjenjem radijusa. Maksimalni efekat polarizacije karakterističan je za katone sa malim poluprečnikom i velikim naelektrisanjem, stoga formiraju spojeve kovalentnog tipa. Što je veći naboj, veća je polarizujuća veza.

2. Polarizacijski učinak kationa se povećava s prijelazom s iona sa s-elektronskim oblakom na nepotpuni i na oblak od 18 elektrona. Što je veći efekat polarizacije kationa, veći je doprinos kovalentne veze.

- Primjena teorije polarizacije za objašnjenje fizičkih svojstava:

Što je veća polarizabilnost anjona (polarizujući efekat katjona), veća je vjerovatnoća da će formirati kovalentnu vezu. Stoga će tačke ključanja i topljenja spojeva s kovalentnim vezama biti niže od onih s ionskim vezama. Što je veća ionnost veze, to su veće tačke topljenja i ključanja.

Deformacija elektronske ljuske utiče na sposobnost odbijanja ili apsorpcije svjetlosnih valova. Odavde, iz perspektive teorije polarizacije, može se objasniti boja spojeva: bijela odražava sve; crna – upija; transparentan – propušta. Ovo je povezano: ako je ljuska deformisana, tada se kvantni nivoi elektrona približavaju jedan drugom, smanjujući energetsku barijeru, tako da je potrebna niska energija za pobudu. Jer apsorpcija je povezana sa pobudom elektrona, tj. sa njihovim prelaskom na visoko ležeće nivoe, tada u prisustvu visoke polarizacije, već vidljiva svetlost može pobuditi spoljašnje elektrone i supstanca će biti obojena. Što je veći naboj anjona, to je niži intenzitet boje. Polarizacijski učinak utječe na reaktivnost spojeva; stoga su za mnoga jedinjenja soli kiselina koje sadrže kisik stabilnije od samih soli. Najveći polarizacijski efekat se nalazi u d-elementima. Što je veći naboj, veći je efekat polarizacije.

18. Jonska veza kao granični slučaj kovalentne polarne veze. Svojstva tvari s različitim vrstama veza.

Priroda jonske veze može se objasniti elektrostatičkom interakcijom jona. Sposobnost elemenata da formiraju jednostavne ione određena je strukturom njihovih atoma. Kationi najlakše formiraju elemente sa niskom energijom jonizacije, alkalne i zemnoalkalne metale. Anione najlakše formiraju p-elementi grupe 7, zbog njihovog visokog afiniteta prema elektronima.

Električni naboji jona uzrokuju njihovo privlačenje i odbijanje. Joni se mogu smatrati nabijenim kuglicama čija su polja sile jednoliko raspoređena u svim smjerovima u prostoru. Stoga svaki ion može privući ione suprotnog predznaka sebi u bilo kojem smjeru. Jonska veza, za razliku od kovalentne veze, karakterizira neusmjerenost.

Interakcija jona suprotnih predznaka međusobno ne može dovesti do potpune međusobne kompenzacije njihovih polja sile. Zbog toga zadržavaju sposobnost privlačenja jona u drugim smjerovima. Stoga, za razliku od kovalentne veze, ionsku vezu karakterizira nezasićenost.

19.Metalni priključak. Sličnosti i razlike sa jonskim i kovalentnim vezama

Metalna veza je veza u kojoj elektroni svakog pojedinačnog atoma pripadaju svim atomima u kontaktu. Razlika u energiji između “molekularnih” orbitala u takvoj vezi je mala, tako da se elektroni lako mogu kretati s jedne “molekularne” orbitale na drugu i stoga se kretati u volumenu metala.

Metali se razlikuju od drugih supstanci po visokoj električnoj i toplotnoj provodljivosti. U normalnim uslovima, to su kristalne supstance (sa izuzetkom žive) sa visokim koordinacionim brojem atoma. U metalu je broj elektrona mnogo manji od broja orbitala, tako da se elektroni mogu kretati s jedne orbitale na drugu. Atomi metala se odlikuju velikom energijom jonizacije – valentni elektroni se slabo zadržavaju u atomu, tj. lako se pomera u kristalu. Sposobnost elektrona da se kreću oko kristala određuje električnu provodljivost metala.

Dakle, za razliku od kovalentnih i jonskih spojeva, u metalima veliki broj elektrona istovremeno veže veliki broj atomskih jezgri, a sami elektroni se mogu kretati u metalu. Drugim rečima, u metalima postoji visoko delokalizovana hemijska veza. Metalna veza ima određenu sličnost sa kovalentnom vezom, jer se zasniva na dijeljenju valentnih elektrona. Međutim, u formiranju kovalentne veze učestvuju valentni elektroni samo dva atoma u interakciji, dok u formiranju metalne veze svi atomi učestvuju u deljenju elektrona. Zbog toga metalna veza nema prostornu usmjerenost i zasićenost, što u velikoj mjeri određuje specifična svojstva metala. Energija metalne veze je 3-4 puta manja od energije kovalentne veze.

20. Vodikova veza. Intermolekularne i intramolekularne. Mehanizam obrazovanja. Osobine fizičkih svojstava tvari s vodikovim vezama. Primjeri.

- Vodikova veza je posebna vrsta hemijske veze. Karakteristična je za jedinjenja vodonika sa najviše elektronegativnih elemenata (fluor, kiseonik, azot i u manjoj meri hlor i sumpor).

Vodikova veza je vrlo česta i igra važnu ulogu u povezivanju molekula, u procesima kristalizacije, rastvaranja, formiranja kristalnih hidrata itd. Na primjer, u čvrstom, tekućem, pa čak i plinovitom stanju, molekule fluorovodonika su povezane u cik-cak lanac, koji je upravo zbog vodonične veze.

Njegova posebnost je da atom vodika, koji je dio jedne molekule, stvara drugu, slabiju vezu s atomom u drugom molekulu, uslijed čega se oba molekula spajaju u kompleks. Karakteristična karakteristika ovakvog kompleksa je tzv vodikov most – A – H...B–. Udaljenost između atoma u mostu je veća nego između atoma u molekulu. U početku se vodonična veza tumačila kao elektrostatička interakcija. Sada je zaključeno da interakcija donor-akceptor igra glavnu ulogu u vezivanju vodonika. Vodikove veze nastaju ne samo između molekula različitih supstanci, već i u molekulima iste supstance H2O, HF, NH3 itd. Ovo takođe objašnjava razliku u svojstvima ovih supstanci u odnosu na srodna jedinjenja. Poznata je vodikova veza unutar molekula, posebno u organskim jedinjenjima. Njegovo formiranje je olakšano prisustvom u molekulu akceptorske grupe A-H i donorske grupe B-R. U molekuli A-H, A je najelektronegativniji element. Formiranje vodonične veze u polimerima, kao što su peptidi, rezultira spiralnom strukturom. DNK, deoksiribonukleinska kiselina, čuvar koda nasljeđa, ima slične strukture. Vodikove veze nisu jake. Lako se formiraju i lome na uobičajenim temperaturama, što je vrlo važno u biološkim procesima. Poznato je da jedinjenja vodonika sa visoko elektronegativnim nemetalima imaju abnormalno visoke tačke ključanja.

Intermolekularna interakcija. Sile privlačenja između zasićenih atoma i molekula su izuzetno slabe u odnosu na jonske i kovalentne veze. Supstance u kojima se molekule drže zajedno izuzetno slabim silama često su gasovi na 20 stepeni, a u mnogim slučajevima njihove tačke ključanja su veoma niske. Postojanje takvih slabih sila otkrio je Van der Waals. Postojanje takvih sila u sistemu može se objasniti:

1. Prisustvo trajnog dipola u molekulu. U ovom slučaju, kao rezultat jednostavne elektrostatičke privlačnosti dipola, nastaju slabe sile interakcije - dipol-dipol (H2O, HCl, CO)

2. Dipolni moment je vrlo mali, ali pri interakciji s vodom može nastati inducirani dipol, koji nastaje kao rezultat polimerizacije molekula dipolima okolnih molekula. Ovaj efekat se može superponirati na dipol-dipol interakciju i povećati privlačnost.

3. Disperzione sile. Ove sile djeluju između bilo kojeg atoma i molekula, bez obzira na njihovu strukturu. London je uveo ovaj koncept. Za simetrične atome, jedine sile koje djeluju su Londonske sile.

21. Agregatna stanja materije: čvrsto, tečno, gasovito. Kristalna i amorfna stanja. Kristalne rešetke.

- U normalnim uslovima, atomi, joni i molekuli ne postoje pojedinačno. Uvek se sastoji samo od delova više organizacije supstance koja praktično učestvuje u hemijskim transformacijama - takozvanom agregacionom stanju. U zavisnosti od spoljašnjih uslova, sve supstance mogu biti u različitim agregacionim stanjima – gasovito, tečno, čvrsto. Prijelaz iz jednog agregacijskog stanja u drugo nije praćen promjenom stehiometrijskog sastava tvari, već je nužno povezan s većom ili manjom promjenom njene strukture.

Čvrsto stanje- ovo je stanje u kojem supstanca ima svoj volumen i svoj oblik. U čvrstim tijelima sile interakcije između čestica su vrlo jake. Gotovo sve tvari postoje u obliku nekoliko čvrstih tvari. Reaktivnost i druga svojstva ovih tijela su obično različita. Idealno čvrsto stanje odgovara hipotetičkom idealnom kristalu.

Tečno stanje- ovo je stanje u kojem supstanca ima svoj volumen, ali nema svoj oblik. Tečnost ima određenu strukturu. Po strukturi, tečno stanje je srednje između čvrstog stanja sa strogo definisanom periodičnom strukturom i gasa u kojem nema strukture. Dakle, tečnost se karakteriše, s jedne strane, prisustvom određene zapremine, as druge, odsustvom određenog oblika. Kontinuirano kretanje čestica u tečnosti određuje snažno izraženu samodifuziju i njenu fluidnost. Struktura i fizička svojstva tečnosti zavise od hemijskog identiteta čestica koje je formiraju.

Gasno stanje. Karakteristična karakteristika gasnog stanja je da se molekuli (atomi) gasa ne drže zajedno, već se slobodno kreću u zapremini. Sile međumolekulske interakcije nastaju kada se molekule približavaju jedna drugoj. Slaba međumolekularna interakcija određuje nisku gustoću plinova i njihova glavna karakteristična svojstva - želju za beskonačnim širenjem i sposobnost vršenja pritiska na stijenke posuda koje ometaju tu želju. Zbog slabe međumolekularne interakcije pri niskom pritisku i visokim temperaturama, svi tipični plinovi se ponašaju približno isto, ali već pri uobičajenim temperaturama i tlaku počinje se pojavljivati ​​individualnost plinova. Stanje gasa karakteriše njegova temperatura, pritisak i zapremina. Plin se smatra na br. ako je njegova temperatura 0 stepeni, a pritisak 1*10 Pa.

- Kristalno stanje. Među čvrstim tvarima, glavno je kristalno stanje, koje karakterizira određena orijentacija čestica (atoma, iona, molekula) jedna u odnosu na drugu. Ovo također određuje vanjski oblik tvari u obliku kristala. Monokristali – monokristali postoje u prirodi, ali se mogu dobiti umjetno. Ali najčešće su kristalna tijela polikristalne formacije - to su izrasline velikog broja malih kristala. Karakteristična karakteristika kristalnih tijela, koja proizlazi iz njihove strukture, je anizotropija. Ona se očituje u činjenici da mehanička, električna i druga svojstva kristala zavise od smjera vanjskog utjecaja sila na kristal. Čestice u kristalima prolaze kroz termalne vibracije oko ravnotežnog položaja ili oko čvorova kristalne rešetke.

Amorfno stanje. Amorfno stanje je slično tečnom stanju. Karakteriše ga nepotpuno uređenje relativnog rasporeda čestica. Veze između strukturnih jedinica nisu ekvivalentne, stoga amorfna tijela nemaju određenu tačku topljenja - tokom procesa zagrijavanja postepeno omekšaju i tope se. Na primjer, temperaturni raspon procesa topljenja za silikatna stakla je 200 stepeni. U amorfnim tijelima priroda rasporeda atoma se praktički ne mijenja kada se zagrije. Mijenja se samo pokretljivost atoma - povećavaju se njihove vibracije.

- Kristalne rešetke:

Kristalne rešetke mogu biti jonske, atomske (kovalentne ili metalne) i molekularne.

Jonska rešetka se sastoji od jona suprotnih predznaka koji se izmjenjuju na mjestima.

U atomskim rešetkama atomi su povezani kovalentnim ili metalnim vezama. Primjer: dijamant (atomsko-kovalentna rešetka), metali i njihove legure (atomsko-metalna rešetka). Čvorovi molekularne kristalne rešetke formirani su od molekula. U kristalima su molekuli povezani međumolekularnim interakcijama.

Razlike u tipu hemijske veze u kristalima određuju značajne razlike u vrsti fizičkih i hemijskih svojstava supstance sa svim tipovima kristalne rešetke. Na primjer, tvari s atomsko-kovalentnom rešetkom odlikuju se velikom tvrdoćom, a one s atomsko-metalnom rešetkom odlikuju se visokom plastičnošću. Supstance sa jonskom rešetkom imaju visoku tačku topljenja i nisu isparljive. Tvari s molekularnom rešetkom (međumolekularne sile su slabe) su topljive, hlapljive, a tvrdoća im nije velika.

22. Kompleksna jedinjenja. Definicija. Compound.

Kompleksna jedinjenja su molekularna jedinjenja čija kombinacija komponenti dovodi do stvaranja kompleksnih jona sposobnih za slobodno postojanje, kako u kristalu tako iu rastvoru. Kompleksni joni su rezultat interakcije između centralnog atoma (agensa za kompleksiranje) i okolnih liganada. Ligandi su i joni i neutralni molekuli. Najčešće je sredstvo za formiranje kompleksa metal, koji zajedno sa ligandima čini unutrašnju sferu. Postoji vanjska sfera. Unutrašnja i vanjska sfera su međusobno povezane jonskom vezom.