La chimie organique est la chimie de l'atome de carbone. Le nombre de composés organiques est des dizaines de fois supérieur à celui des composés inorganiques, ce qui ne peut s'expliquer que caractéristiques de l'atome de carbone :

a) il est dans milieu de l'échelle d'électronégativité et la deuxième période, il n'est donc pas rentable pour lui de céder les siens et d'accepter les électrons des autres et d'acquérir une charge positive ou négative ;

b) structure spéciale de la couche électronique – il n'y a pas de paires d'électrons ni d'orbitales libres (il n'y a qu'un seul atome de plus avec une structure similaire - l'hydrogène, ce qui explique probablement pourquoi le carbone et l'hydrogène forment tant de composés - les hydrocarbures).

Structure électronique de l'atome de carbone

C – 1s 2 2s 2 2p 2 ou 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 0

Sous forme graphique :

Un atome de carbone dans un état excité a la formule électronique suivante :

*C – 1s 2 2s 1 2p 3 ou 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1

Sous forme de cellules :

Forme des orbitales s et p

Orbitale atomique - la région de l'espace où un électron est le plus susceptible de se trouver, avec les nombres quantiques correspondants.

Il s'agit d'une « carte de contour » électronique tridimensionnelle dans laquelle la fonction d'onde détermine la probabilité relative de trouver un électron à ce point particulier de l'orbitale.

Les tailles relatives des orbitales atomiques augmentent à mesure que leurs énergies augmentent ( nombre quantique principal- n), et leur forme et leur orientation dans l'espace sont déterminées par les nombres quantiques l et m. Les électrons des orbitales sont caractérisés par un nombre quantique de spin. Chaque orbitale ne peut contenir plus de 2 électrons de spins opposés.

Lors de la formation de liaisons avec d'autres atomes, l'atome de carbone transforme sa couche électronique de manière à former les liaisons les plus fortes et, par conséquent, autant d'énergie que possible est libérée et le système acquiert la plus grande stabilité.

Changer la couche électronique d’un atome nécessite de l’énergie, qui est ensuite compensée par la formation de liaisons plus fortes.

La transformation de la couche électronique (hybridation) peut être principalement de 3 types, en fonction du nombre d'atomes avec lesquels l'atome de carbone forme des liaisons.

Types d'hybridation :

sp 3 – un atome forme des liaisons avec 4 atomes voisins (hybridation tétraédrique) :

Formule électronique de sp 3 – atome de carbone hybride :

*С –1s 2 2(sp 3) 4 sous forme de cellules

L'angle de liaison entre les orbitales hybrides est d'environ 109°.

Formule stéréochimique de l'atome de carbone :

sp 2 – Hybridation (état de valence)– un atome forme des liaisons avec 3 atomes voisins (hybridation trigonale) :

Formule électronique de sp 2 – atome de carbone hybride :

*С –1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 sous forme de cellules

L'angle de liaison entre les orbitales hybrides est d'environ 120°.

Formule stéréochimique de sp 2 - atome de carbone hybride :

sp– Hybridation (état de valence) – un atome forme des liaisons avec 2 atomes voisins (hybridation linéaire) :

Formule électronique de sp – atome de carbone hybride :

*С –1s 2 2(sp) 2 2p 2 sous forme de cellules

L'angle de liaison entre les orbitales hybrides est d'environ 180°.

Formule stéréochimique :

L'orbitale s est impliquée dans tous les types d'hybridation, car il a une énergie minimale.

La restructuration du nuage électronique permet la formation des liaisons les plus fortes possibles et une interaction minimale des atomes dans la molécule résultante. Où les orbitales hybrides peuvent ne pas être identiques, mais les angles de liaison peuvent être différents, par exemple CH 2 Cl 2 et CCl 4

2. Liaisons covalentes dans les composés carbonés

Liaisons covalentes, propriétés, méthodes et raisons de formation - programme scolaire.

Laissez-moi juste vous rappeler :

1. Communication éducative entre les atomes peut être considéré comme le résultat du chevauchement de leurs orbitales atomiques, et plus il est efficace (plus l'intégrale de chevauchement est grande), plus la liaison est forte.

Selon les données calculées, les efficacités relatives de chevauchement des orbitales atomiques S rel augmentent comme suit :

Par conséquent, l’utilisation d’orbitales hybrides, telles que les orbitales de carbone sp 3, pour former des liaisons avec quatre atomes d’hydrogène aboutit à des liaisons plus fortes.

2. Les liaisons covalentes dans les composés carbonés se forment de deux manières :

UN)Si deux orbitales atomiques se chevauchent le long de leurs axes principaux, la liaison résultante est appelée - liaison σ.

Géométrie. Ainsi, lorsque des liaisons sont formées avec des atomes d'hydrogène dans le méthane, quatre orbitales hybrides sp 3 ~ de l'atome de carbone se chevauchent avec les orbitales s de quatre atomes d'hydrogène, formant quatre liaisons σ fortes identiques situées à un angle de 109°28" par rapport à chacune. autre (angle tétraédrique standard) Une structure tétraédrique strictement symétrique similaire apparaît également, par exemple lors de la formation de CCl 4 ; si les atomes formant des liaisons avec le carbone sont inégaux, par exemple dans le cas de CH 2 C1 2, la structure spatiale sera diffèrent quelque peu de complètement symétrique, bien qu'il reste essentiellement tétraédrique.

longueur de liaison σ entre les atomes de carbone dépend de l'hybridation des atomes et diminue lors de la transition de sp 3 - hybridation à sp. Ceci s'explique par le fait que l'orbitale s est plus proche du noyau que l'orbitale p, donc plus sa part dans l'orbitale hybride est grande, plus elle est courte, et donc plus la liaison formée est courte

B) Si deux atomes p -les orbitales situées parallèlement les unes aux autres effectuent un chevauchement latéral au dessus et en dessous du plan où se trouvent les atomes, alors la liaison résultante est appelée - π (pi) -communication

Chevauchement latéral Les orbitales atomiques sont moins efficaces que le chevauchement le long du grand axe, donc π - les connexions sont moins fortes que σ - Connexions. Cela se manifeste notamment par le fait que l'énergie d'une double liaison carbone-carbone est inférieure à deux fois l'énergie d'une simple liaison. Ainsi, l’énergie de liaison C-C dans l’éthane est de 347 kJ/mol, alors que l’énergie de liaison C = C dans l’éthène n’est que de 598 kJ/mol, et non de ~ 700 kJ/mol.

Degré de chevauchement latéral de deux orbitales atomiques 2p , et donc la force π -les liaisons sont maximales s'il y a deux atomes de carbone et quatre qui leur sont liés les atomes sont situés strictement dans un seul plan, c'est-à-dire s'ils coplanaire , puisque ce n'est que dans ce cas que les orbitales atomiques 2p sont exactement parallèles les unes aux autres et sont donc capables de se chevaucher au maximum. Tout écart par rapport à l'état coplanaire dû à la rotation autour σ -la liaison reliant deux atomes de carbone entraînera une diminution du degré de chevauchement et, par conséquent, une diminution de la résistance π -liaison, qui contribue ainsi à maintenir la planéité de la molécule.

Rotation autour d’une double liaison carbone-carbone n’est pas possible.

Distribution π -les électrons au-dessus et au-dessous du plan de la molécule signifient l'existence zones de charge négative, prêt à interagir avec tout réactif déficient en électrons.

Les atomes d'oxygène, d'azote, etc. ont également différents états de valence (hybridation), et leurs paires d'électrons peuvent être à la fois hybrides et p-orbitales.

Dans la molécule d'ammoniac, les électrons autour de l'atome d'azote sont également situés dans des orbitales hybridées sp 3. Une image similaire est observée dans le cas d’une molécule d’eau.

NH3H2O

Avec l'hybridation orbitale sp 3, l'atome de carbone ne peut former que des liaisons s simples. Lorsqu'une double liaison est formée par le carbone, l'hybridation sp 2 est utilisée (Fig. 7). Dans ce cas, une orbitale 2s et deux orbitales 2p participent à l'hybridation, et une orbitale 2p reste non hybridée. Les orbitales sp 2 sont équivalentes, leurs axes sont coplanaires et forment un angle de 120° entre eux ; l'orbitale 2p non hybride est perpendiculaire au plan des orbitales hybrides.

Riz. 7 s Et

deux2 p orbitales pour former trois épisode 2-orbitales hybrides.

Lorsque le carbone forme une triple liaison, l’hybridation sp est utilisée. Dans ce cas, une orbitale 2s et une orbitale p participent à l'hybridation, et deux orbitales 2p restent non hybrides (Fig. 8).

Riz. 8 Image de la procédure mathématique pour hybrider un 2 s et bien

noé2 p orbitales pour former deux sp-orbitales hybrides.

acétylène

Exercice 13. Décrire les liaisons entre les atomes dans les molécules de (a) acide éthanoïque, (b) éthanal, éthanamide en termes d'orbitales atomiques et prédire tous les angles de liaison.

Répondre(UN)

Longueur et énergie de liaison

Les paires d'électrons partagées maintiennent deux atomes liés à une certaine distance appelée longueur de connexion. La longueur des liaisons entre atomes est approximativement égale à la somme de leurs rayons covalents (r) (tableau 2), ce qui permet de calculer les longueurs de toutes liaisons. l A - B = r A + r B

Tableau 2

Rayons covalents (r) de certains éléments, Å

Ex. 14.V Calculez les longueurs de liaison pour (a) C-H, (b) C-C, (c) C=C et (d) CºС,

(e.) C-O, (e) C=O, (g) C-Cl, ... Les valeurs des rayons covalents sont données dans le tableau. 1.2.

Répondre(a) 0,77 + 0,37 = 1,14 Å, (b) 2 x 0,77 = 1,54 Å, (c) 2 x 0,67 = 1,34 Å, (d) ...

DANS cas généralÀ mesure que le nombre de liaisons entre deux atomes augmente, leur longueur diminue. Dans certaines molécules, la longueur de la liaison carbone-carbone semble être intermédiaire entre les longueurs des liaisons simples (1,54 Å) et doubles (1,33 Å). Dans ce cas, nous parlons de l'ordre de communication. Une valeur approximative de l’ordre d’une telle relation peut être trouvée graphiquement.

L'énergie est la capacité de faire un travail. Un objet en mouvement possède de l’énergie cinétique. Si les objets s’attirent ou se repoussent, ils possèdent alors une énergie potentielle. Deux billes reliées par un ressort peuvent avoir de l'énergie potentielle si le ressort est tendu ou comprimé. Si le ressort est étiré, alors il y a de l'énergie attractive entre les billes, et s'il est comprimé, alors il y a de l'énergie de répulsion. Si tu donnes le printemps

détendez-vous, alors dans les deux cas l'énergie potentielle des boules se transformera en énergie cinétique.

L'énergie chimique est une forme d'énergie potentielle. Il existe parce que différentes parties des molécules s’attirent ou se repoussent. Plus un objet possède d’énergie potentielle, moins il est stable. . Lors des réactions, l’énergie chimique peut être libérée sous forme d’énergie thermique.

Il est presque impossible de déterminer le contenu énergétique absolu d’une molécule. Et donc nous parlons de juste à propos de énergie potentielle relative molécules.relatives énergie potentielle Il est pratique de représenter les molécules sous forme d'enthalpie relative. La différence entre les enthalpies relatives des réactifs et des produits dans les réactions est notée DH°. Pour les réactions exothermiques, la DH° a Sens négatif, et endothermique - positif. Lorsqu'une molécule d'hydrogène est formée d'atomes, de la chaleur est libérée, et lorsqu'une molécule d'hydrogène se divise en atomes, de la chaleur doit être fournie :

H· + H· ¾® H¾H DH° = –104 kcal/mol (–435 kJ/mol)

Н-Н ¾® H· + H· DH° = +104 kcal/mol (+435 kJ/mol)

1 kcal = 4,184 kJ

Lorsqu’une molécule de chlore se forme, moins d’énergie est libérée par les atomes que lorsqu’une molécule d’hydrogène se forme :

Сl· + Cl· ¾® Сl¾Cl DH° = –58 kcal/mol

Cl-Cl ¾® Cl· + Cl· DH° = +58 kcal/mol

Tableau 3

Énergies de liaison, kcal/mol.

Si nous comparons les énergies des liaisons carbone-carbone simples, doubles et triples, nous pouvons voir que l'énergie d'une double liaison est inférieure à deux fois, et qu'une triple liaison est inférieure à trois fois l'énergie d'une liaison simple. Connexions SS. Par conséquent, la transformation de liaisons multiples en liaisons simples, par exemple lors de la polymérisation, s'accompagne d'une libération d'énergie.

Énergie de liaison (E), kcal/mol 88 146 200

Pour les autres éléments, c’est le tableau inverse qui est le plus souvent observé. Par exemple, lors du passage de liaisons azote-azote simples à doubles et triples, leur énergie fait plus que doubler et tripler.

Énergie de liaison (E), kcal/mol 38 100 226

Ainsi, la formation de chaînes carbonées est bénéfique pour le carbone, et la formation de molécules diatomiques est bénéfique pour l'azote. Les chaînes azote-azote ne peuvent comporter plus de quatre atomes.

Architecture moléculaire

Extrait de "Le mystère des molécules"

La chimie organique est la chimie des composés carbonés. Les composés de carbone et d'hydrogène sont appelés hydrocarbures. Il existe des milliers d’hydrocarbures, dont beaucoup se trouvent dans le gaz naturel et le pétrole. L'hydrocarbure le plus simple est le méthane - le principal composant gaz naturel. Une molécule de méthane est constituée d'un atome de carbone et de quatre atomes d'hydrogène.
Les chimistes adorent la visualisation et ont donc créé des formules structurelles et une variété de modèles spatiaux. Les modèles hémisphériques (kalotte - du français Kalotte - calotte ronde) de molécules selon Stewart et Brigleb, qui prennent en compte la plage d'action des atomes individuels, sont particulièrement réussis.
Pour construire un modèle spatial tridimensionnel d'une molécule de méthane, prenez un atome de carbone et quatre atomes d'hydrogène de la boîte à modèles et connectez-les de manière à ce que l'atome de carbone soit entouré de quatre atomes d'hydrogène. Le modèle assemblé a une forme tétraédrique.
À mesure que la longueur de la chaîne des alcanes augmente, il y a une transition des gaz aux liquides, puis aux solides cireux. Comme suit du tableau. 1, les premiers membres de la série des alcanes - de C à C 4 - à pression normale et température ambiante - les gaz pentane et hexane sont des liquides facilement mobiles, de C15 à C 7 il y a des produits huileux, et de C - solides.
Déjà au plus simple composés organiques un lien naturel entre la structure et les propriétés est révélé. Un chimiste expérimenté peut souvent tirer des conclusions sur ses propriétés et son action sur la base du plan de construction d'un composé.
Le carbone peut également former avec l’hydrogène des composés qui contiennent moins d’hydrogène que les alcanes. Par exemple, composition généraleéthylène (éthène) -C2H4, c'est-à-dire qu'il contient deux atomes d'hydrogène de moins que l'éthane. Ici, une double liaison est formée entre les deux atomes de carbone, et les deux atomes sont dans un état différent de celui des alcanes, l'angle de liaison n'est pas tétraédrique (109°28) mais est de 120°.
Pour construire la molécule d'éthylène, nous devons prendre des atomes de carbone avec une double liaison dans la boîte modèle (Figure 4).
Dans l'acétylène (éthyne C2H2), il y a deux atomes de carbone avec une triple liaison, l'angle de liaison est de 180°. En utilisant des atomes de carbone sous forme d'hémisphères correspondants, nous allons construire un modèle de la molécule d'acétylène (Fig. 4).
Les composés cycliques, par exemple les cycloalkavas (cycloparaffines), tels que le cyclopentane et le cyclohexane, qui sont des représentants des naphtènes mentionnés précédemment, sont d'une grande importance.
Le plus important parmi les composés cycliques dits aromatiques est le benzène. Les chimistes du siècle dernier se sont longtemps demandé comment était construite la substance qui correspond à la composition du SVN. Ce composé est évidemment insaturé, mais il se comporte complètement différemment de l'éthylène, du propylène ou de l'acétylène. Une idée est venue à A. Kekule. On dit qu'il rêvait d'un serpent se mordant la queue. C'est ainsi qu'il a imaginé la structure cyclique de la 26ème molécule de benzène.
La formule correspond le mieux à l'interaction (état) spéciale des liaisons dans le benzène à l'aide d'un cercle dans un hexagone ; elle exprime que trois paires d'électrons cycle benzénique réunis en un seul sextet. Pour une meilleure compréhension, sur la Fig. La figure 4 montre un modèle hémisphérique du benzène.

Dans le cas de molécules homonucléaires, nous avons réalisé la combinaison de $AO$, en utilisant la règle selon laquelle les orbitales de même énergie interagissent le plus fortement. Dans les molécules hétéronucléaires de type $AB$, les niveaux d'énergie des atomes $A$ et $B$ ne sont pas les mêmes, il est donc difficile de dire sans ambiguïté quelles orbitales seront combinées. Pour le cas de $LiH$, ceci est illustré sur la figure. 1.

Figure 1. Niveaux d'énergie de $AO$, $Li$ et $H$

Polyatomique particules chimiques(molécules, radicaux, ions) avec total formule moléculaire$B_n$ contenant un atome central $A$, deux ou plusieurs atomes terminaux $B$ et, par conséquent, uniquement des liaisons $A-B \sigma $.

Forme géométrique les particules $AB_n$ sont dérivées de la méthode liaisons de valence, c'est-à-dire de l'arrangement stéréochimique des axes des orbitales hybrides de valence de l'atome central $A$, et par conséquent, des liaisons $\sigma $ $A-B$.

Les orbitales hybrides aident à comprendre la structure spatiale des molécules, par exemple pourquoi la molécule d'eau a une configuration angulaire, l'ammoniac a une configuration pyramidale et le méthane a une configuration tétraédrique.

Prise en compte de la relation entre hybridation et forme moléculaire

L'hydrure de béryllium, $BeH_2$, a une structure linéaire. Pour construire ses orbitales moléculaires de liaison localisées, deux orbitales de valence équivalentes de l'atome $Be$ seront d'abord formées, dirigées vers les deux atomes d'hydrogène, $H_a$ et $H_b$, respectivement. Ceci est accompli en hybridant, ou en mélangeant (en faisant une combinaison linéaire de) les orbitales $2s-$ et $2p$ de $Be$, ce qui donne deux orbitales « $sp$-hybrides » équivalentes. L'une de ces orbitales hybrides, $sp_a$, est dirigée vers l'atome $H_a$ et chevauche fortement l'orbitale $1s_a$. Une autre orbitale hybride, $sp_b$, est dirigée vers l'atome $H_b$ et chevauche fortement l'orbitale $1s_b$. Avec ce raisonnement, les deux orbitales moléculaires de liaison de $BeH_2$ sont obtenues en construisant deux orbitales moléculaires équivalentes combinaisons linéaires, dont chacun est localisé entre deux atomes :

Ces orbitales moléculaires localisées sont représentées sur la Fig. 2. Ils contiennent quatre électrons de valence, formant deux paires d'électrons de liaison localisées, en accord avec la structure de liaison de Lewis pour $BeH_2$. Chacune des orbitales hybrides $sp$ linéaires est composée à moitié de caractère $p$ et à moitié de caractère $s$, et les deux orbitales $sp$ permettent à l'atome central $Be$ de $BeH_2$ d'attacher deux atomes d'hydrogène à lui-même.

Considérons maintenant la molécule $BH_3$ (qui est observée dans des expériences de spectrométrie de masse et est un fragment de la molécule $B_2H_6$). Dans cette molécule, trois atomes d’hydrogène sont attachés à l’atome central de bore. Selon la théorie du localisé orbitales moléculaires, la liaison dans cette molécule se produit à la suite de l'hybridation de l'orbitale $2s$ et de deux orbitales $2p$ de l'atome de bore avec la formation de trois orbitales hybrides $sp^2$ équivalentes. Chaque orbitale hybride est composée d'un tiers de caractère $s$ et de deux tiers de caractère $p$. Puisque deux orbitales $p$ se trouvent dans le même plan et que l'orbitale $s$ n'a pas de direction spatiale, les trois orbitales hybrides $sp^2$ se trouvent dans le même plan. Ces trois orbitales hybrides $sp^2$, se chevauchant avec les trois orbitales d'hydrogène $1s$, forment trois orbitales de liaison localisées équivalentes. Chacune de ces orbitales de liaison $(sp^2+1s)$ est occupée dans la molécule $BH_3$ par une paire d'électrons, comme le montre schématiquement la figure. 4. Sur la base du concept d'orbitales hybrides, on peut prédire que la molécule $BH_3$ devrait avoir une structure trigonale planaire. L'angle entre les axes internucléaires $H-B-H$, appelé angle de liaison $H-B-H$, devrait être de $120^\circ$.

Figure 2. Liaison de paires d'électrons sur des liaisons localisées de la molécule $BeH_2$ formées avec la participation d'orbitales $sp$ hybrides équivalentes de l'atome $Be$. Chaque orbitale $sp$ de $Be$ forme une orbitale moléculaire de liaison localisée avec l'orbitale $1s$ de l'atome d'hydrogène

Figure 3. Chevauchement mutuel des orbitales. Orbitales hybrides : a - chevauchement des orbitales $s$ ; b - chevauchement des orbitales $s-$ ; c - chevauchement des orbitales $p-$ ; r - $p$-orbitale hybride ; d - $sp^2$-orbitales hybrides ; e - $sp^3$-orbitales hybrides

Figure 4. Paires d'électrons partagées entre des liaisons localisées dans $BH_3$

Le méthane, $CH_4$, possède quatre atomes d'hydrogène équivalents attachés à l'atome de carbone central. Pour se lier à quatre atomes d’hydrogène, le carbone doit utiliser toutes ses orbitales de valence. En hybridant une orbitale $2s-$ et trois $2p$, quatre orbitales hybrides $sp^3$ équivalentes peuvent être obtenues. Chaque orbitale hybride $sp^3$ est composée d'un quart de caractère $s$ et de trois quarts de caractère $p$. Les quatre orbitales $sp^3$ sont dirigées vers les sommets d'un tétraèdre régulier, c'est pourquoi les orbitales $sp^3$ sont parfois appelées hybrides tétraédriques. En raison du chevauchement de chaque orbitale hybride $sp^3$ avec l'orbitale $1s-$ de l'atome d'hydrogène, quatre orbitales de liaison localisées se forment. Le meilleur chevauchement entre les orbitales $sp^3$ et $1s$ est obtenu en plaçant quatre atomes d'hydrogène aux sommets d'un tétraèdre régulier, comme le montre la Fig. 5 (où est représenté un cube dont les sommets alternés forment les sommets du tétraèdre mentionné). La molécule de méthane possède huit électrons de valence (quatre provenant de l'atome de carbone et un de chacun des quatre atomes d'hydrogène), qui doivent être placés dans quatre orbitales de liaison localisées. Ces huit électrons forment quatre paires d'électrons de liaison localisées équivalentes, représentées schématiquement sur la figure. 5.

La structure de la molécule $CH_4$ a été déterminée par divers méthodes expérimentales. Toutes les données obtenues conduisent à la conclusion sur la structure tétraédrique de la molécule $CH_4$ (Fig. 6), en plein accord avec les prédictions de la théorie des orbitales moléculaires localisées. Angle de liaison$H-C-H$ est de 109,5 $^\circ$ et la longueur de l'obligation $C-H$ est de 1,093 $ A$.

Figure 5. Paires d'électrons partagées au niveau de liaisons localisées dans $CH_4$

Figure 6. Structure moléculaire tétraédrique de $CH_4$

Continuation. Voir le début dans № 15, 16/2004

Leçon 5. Hybridation
orbitales atomiques du carbone

Une liaison chimique covalente est formée à l’aide de paires d’électrons de liaison partagées telles que :

Former une liaison chimique, c'est-à-dire Seuls les électrons non appariés peuvent créer une paire d’électrons commune avec un électron « étranger » provenant d’un autre atome. Lors de l’écriture de formules électroniques, les électrons non appariés sont situés un par un dans une cellule orbitale.
Orbitale atomique est une fonction qui décrit la densité du nuage électronique en chaque point de l'espace autour du noyau atomique. Un nuage électronique est une région de l’espace dans laquelle un électron peut être détecté avec une forte probabilité.
Pour approbation structure électronique l'atome de carbone et la valence de cet élément utilisent la notion d'excitation de l'atome de carbone. À l’état normal (non excité), l’atome de carbone possède deux 2 non appariés. R. 2 électrons. Dans un état excité (lorsque l'énergie est absorbée), l'un des 2 s 2 électrons peuvent se libérer R.-orbital. Ensuite, quatre électrons non appariés apparaissent dans l’atome de carbone :

Rappelons que dans la formule électronique d'un atome (par exemple pour le carbone 6 C – 1 s 2 2s 2 2p 2) les grands chiffres devant les lettres - 1, 2 - indiquent le numéro du niveau d'énergie. Des lettres s Et R. indiquent la forme du nuage d'électrons (orbitale), et les chiffres à droite au-dessus des lettres indiquent le nombre d'électrons dans une orbitale donnée. Tous s-orbitales sphériques :

Au deuxième niveau d'énergie sauf 2 s-il y a trois orbitales 2 R.-orbitales. Ces 2 R.-les orbitales ont une forme ellipsoïdale, semblable à celle des haltères, et sont orientées dans l'espace selon un angle de 90° les unes par rapport aux autres. 2 R.-Les orbitales désignent 2 px, 2p y et 2 pz conformément aux axes le long desquels se situent ces orbitales.

Lorsque des liaisons chimiques se forment, les orbitales électroniques acquièrent la même forme. Alors, dans hydrocarbures saturés mélanger un s-orbitale et trois R.-orbitales de l'atome de carbone pour en former quatre identiques (hybrides) sp 3-orbitales :

Ce - sp 3-hybridation.
Hybridation– alignement (mélange) des orbitales atomiques ( s Et R.) avec la formation de nouvelles orbitales atomiques appelées orbitales hybrides.

Les orbitales hybrides ont une forme asymétrique, allongée vers l'atome attaché. Les nuages ​​​​d'électrons se repoussent et sont situés dans l'espace aussi loin que possible les uns des autres. Dans ce cas, les axes de quatre sp 3-orbitales hybrides s'avèrent être dirigés vers les sommets du tétraèdre (pyramide triangulaire régulière).
En conséquence, les angles entre ces orbitales sont tétraédriques, égaux à 109°28".
Les sommets des orbitales électroniques peuvent chevaucher les orbitales d’autres atomes. Si les nuages ​​​​d'électrons se chevauchent le long d'une ligne reliant les centres des atomes, alors une telle liaison covalente est appelée connexion sigma(). Par exemple, dans la molécule d'éthane C 2 H 6, une liaison chimique se forme entre deux atomes de carbone en chevauchant deux orbitales hybrides. C'est une connexion. De plus, chacun des atomes de carbone avec ses trois sp 3 orbitales se chevauchent avec s-orbitales de trois atomes d'hydrogène, formant trois liaisons.

Au total, trois états de valence avec différents types d'hybridation sont possibles pour un atome de carbone. Sauf sp La 3-hybridation existe sp 2 - et sp-hybridation.
sp 2 -Hybridation- en mélanger un s- et deux R.-orbitales. En conséquence, trois hybrides se forment sp 2 -orbitales. Ces sp 2-orbitales sont situées dans le même plan (avec des axes X, à) et sont dirigés vers les sommets du triangle avec un angle entre les orbitales de 120°. Non hybridé
R.-l'orbitale est perpendiculaire au plan des trois hybrides sp 2-orbitales (orientées le long de l'axe z). La moitié supérieure R.-les orbitales sont au dessus du plan, la moitié inférieure est en dessous du plan.
Taper sp L'hybridation à 2 carbones se produit dans les composés avec une double liaison : C=C, C=O, C=N. De plus, une seule des liaisons entre deux atomes (par exemple C=C) peut être une liaison -. (Les autres orbitales de liaison de l'atome sont dirigées dans des directions opposées.) La deuxième liaison est formée à la suite de chevauchements non hybrides. R.-des orbitales de part et d'autre de la ligne reliant les noyaux atomiques.

Liaison covalente formée par chevauchement latéral R.-les orbitales des atomes de carbone voisins sont appelées connexion pi().

Éducation -communication

En raison du moindre chevauchement orbital, la liaison -est moins forte que la liaison -.
sp-Hybridation– c’est le mélange (alignement en forme et en énergie) d’un s- et une
R.-orbitales pour former deux hybrides sp-orbitales. sp-Les orbitales sont situées sur la même ligne (sous un angle de 180°) et dirigées dans des directions opposées par rapport au noyau de l'atome de carbone. Deux
R.-les orbitales restent non hybridées. Ils sont placés perpendiculairement entre eux
sens des connexions. Sur l'image sp-les orbitales sont affichées le long de l'axe oui, et les deux non hybridés
R.-orbitales – le long des axes X Et z.

Une triple liaison carbone-carbone CC consiste en une liaison formée par chevauchement
sp-orbitales hybrides et deux liaisons.
La relation entre des paramètres de l'atome de carbone tels que le nombre de groupes attachés, le type d'hybridation et les types de liaisons chimiques formées est présentée dans le tableau 4.

Tableau 4

Liaisons carbone covalentes

Nombre de groupes en rapport avec du carbone	Taper hybridation	Les types participant liaisons chimiques	Exemples de formules composées
4	sp 3	Quatre - connexions
3	sp 2	Trois - connexions et un - connexion
2	sp	Deux connexions et deux - connexions	H–CC–H

Des exercices.

1. Quels électrons des atomes (par exemple, le carbone ou l'azote) sont appelés non appariés ?

2. Que signifie le concept de « paires d'électrons partagées » dans les composés avec une liaison covalente (par exemple, CH 4 ou H2S )?

3. Quels états électroniques des atomes (par exemple, C ou N ) sont dits basiques, et lesquels sont excités ?

4. Que signifient les chiffres et les lettres dans la formule électronique d'un atome (par exemple, C ou N )?

5. Qu’est-ce qu’une orbitale atomique ? Combien y a-t-il d’orbitales dans le deuxième niveau d’énergie de l’atome de carbone ? et en quoi diffèrent-ils ?

6. En quoi les orbitales hybrides sont-elles différentes des orbitales originales à partir desquelles elles ont été formées ?

7. Quels types d’hybridation sont connus pour l’atome de carbone et en quoi consistent-ils ?

8. Dessine une image aménagement d'espace orbitales pour l'un des états électroniques de l'atome de carbone.

9. Comment s'appellent les liaisons chimiques et quoi? Spécifier-Et-connexions dans les connexions :

10. Pour les atomes de carbone des composés ci-dessous, indiquez : a) le type d’hybridation ; b) les types de ses liaisons chimiques ; c) angles de liaison.

Réponses aux exercices du thème 1

Leçon 5

1. Les électrons situés un à la fois sur une orbitale sont appelés électrons non appariés. Par exemple, dans la formule de diffraction électronique d'un atome de carbone excité, il y a quatre électrons non appariés, et l'atome d'azote en a trois :

2. Deux électrons impliqués dans la formation d'un liaison chimique, appelé paire d'électrons partagée. Généralement, avant la formation d’une liaison chimique, l’un des électrons de cette paire appartenait à un atome et l’autre électron appartenait à un autre atome :

3. État électronique d'un atome dans lequel l'ordre de remplissage des orbitales électroniques est observé : 1 s 2 , 2s 2 , 2p 2 , 3s 2 , 3p 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4p 2, etc., sont appelés condition sous-jacente. DANS état excité l'un des électrons de valence de l'atome occupe une orbitale libre avec une énergie plus élevée ; une telle transition s'accompagne de la séparation d'électrons appariés. Schématiquement, cela s'écrit ainsi :

Alors que dans l’état fondamental, il n’y avait que deux électrons de valence non appariés, dans l’état excité, il y en a quatre.

5. Une orbitale atomique est une fonction qui décrit la densité du nuage électronique en chaque point de l'espace autour du noyau d'un atome donné. Au deuxième niveau d'énergie de l'atome de carbone, il y a quatre orbitales - 2 s, 2px, 2p y, 2pz. Ces orbitales diffèrent :
a) la forme du nuage d'électrons ( s- balle, R.– haltère);
b) R.-les orbitales ont des orientations différentes dans l'espace - le long d'axes mutuellement perpendiculaires X, oui Et z, ils sont désignés px, p y, pz.

6. Les orbitales hybrides diffèrent des orbitales originales (non hybrides) par leur forme et leur énergie. Par exemple, s-orbital – la forme d'une sphère, R.– le chiffre huit symétrique, sp-orbitale hybride – chiffre huit asymétrique.
Différences énergétiques : E(s) < E(sp) < E(R.). Ainsi, sp-orbital – une orbitale moyenne en forme et en énergie, obtenue en mélangeant l'original s- Et p-orbitales.

7. Pour un atome de carbone, trois types d'hybridation sont connus : sp 3 , sp 2 et sp (voir texte de la leçon 5).

9. -connexion - une liaison covalente, formé par le chevauchement frontal d'orbitales le long d'une ligne reliant les centres des atomes.
-liaison - une liaison covalente formée par chevauchement latéral R.-des orbitales de part et d'autre de la ligne reliant les centres des atomes.
-Les liaisons sont représentées par les deuxième et troisième lignes entre les atomes connectés.