Існують два типи ковалентного зв'язку: сигма- та пі-зв'язку. сигма-зв'язком називається одинарний ковалентний зв'язок, утворений при перекриванні АТ по прямій (осі), що з'єднує ядра двох атомів, що зв'язуються з максимумом перекривання на цій прямій. сигма-зв'язок може виникати при перекриванні будь-яких (s-, р-гібридних) АТ. В органогенів (вуглець, азот, кисень, сірка) в утворенні сигма-зв'язків можуть брати участь гібридні орбіталі, що забезпечують ефективніше перекриття. Крім осьового можливий ще один вид перекривання - бічне перекриття р-АТ, що призводить до утворення пі-зв'язку. пі-зв'язком називається зв'язок, утворений при бічному перекриванні негібридизованих р-АТ з максимумом перекривання по обидві сторони від прямої, що з'єднує ядра атомів. Часто зустрічаються в органічні сполукикратні зв'язки є поєднанням сигма-і пі-зв'язків; подвійна - однієї сигма-і однієї пі-, потрійна - однієї сигма-і двох пі-зв'язків.

Енергія зв'язку - це енергія, що виділяється при утворенні зв'язку або необхідна роз'єднання двох зв'язаних атомів. Вона є мірою міцності зв'язку: що більше енергія, то зв'язок міцніше.

Довжина зв'язку – це відстань між центрами зв'язаних атомів. Подвійний зв'язок коротший за одинарний, а потрійний - коротший за подвійний. Для зв'язків між атомами вуглецю, що знаходяться в різному станігібридизації, характерна загальна закономірність: зі збільшенням частки s-орбіталі у гібридній орбіталі зменшується довжина зв'язку. Наприклад, у ряді сполук пропан СН3-СН2-СН3, пропін СН3-СН=СН2, пропин СН3-С-=СН довжина зв'язку СН3-С відповідно дорівнює 0,154, 0,150 і 0,146 нм.

У хімії широко використовується уявлення про гібридні орбітали атома вуглецю та інших елементів. Поняття про гібридизацію як спосіб опису перебудови орбіталей необхідне в тих випадках, коли число неспарених електронів в основному стані атома менше числаутворених зв'язків. Постулюється, що різні атомні орбіталі, що мають близькі значення рівня енергії, взаємодіють між собою, утворюючи гібридні орбіталі з однаковою формою та енергією. Гібридні орбіталі за рахунок більшого перекривання утворюють міцніші зв'язки порівняно з негібридизованими орбіталями.

Тип гібридизації визначає спрямованість гібридних АТ у просторі та, отже, геометрію молекул. Залежно від кількості орбіталей, що вступили в гібридизацію, атом вуглецю може перебувати в одному з трьох станів гібридизації. sp3-Гібридизація. В результаті sp3-гібридизації атом вуглецю з основного стану 1s2-2s2-2р2 за рахунок переміщення електрона з 2s-на 2р-орбіталь переходить у збуджений стан 1s2-2s1-2р3. При змішуванні чотирьох зовнішніх АТ збудженого атома вуглецю (однієї 2s- і трьох 2р-орбіталей) виникають чотири рівноцінні sр-гібридні орбіталі. Вони мають форму об'ємної вісімки, одна з лопатей якої значно більша за іншу. Внаслідок взаємного відштовхування sp3-гібридні АТ спрямовані у просторі до вершин тетраедра і кути між ними дорівнюють 109,5° (найвигідніше розташування). Кожна гібридна орбіталь в атомі заповнюється одним електроном. Атом вуглецю у стані sр3-гібридизації має електронну конфігурацію 1s2(2sр3)4.

Такий стан гібридизації характерний для атомів вуглецю в насичених вуглеводнях (алканах) і відповідно в алкільних радикалах їх похідних. sp2-гібридизація. В результаті sp2-гібридизації за рахунок змішування однієї 2s-і двох 2р-АТ збудженого атома вуглецю утворюються три рівноцінні sp2-гібридні орбіталі, що розташовуються в одній площині під кутом 120'. Негібридизована 2р-АТ знаходиться в перпендикулярній площині. Атом вуглецю в стані sр2-гібридизації має електронну конфігурацію 1s2-(2sр2)3-2р1. Такий атом вуглецю характерний для ненасичених вуглеводнів (алкенів), а також деяких функціональних груп, наприклад, карбонільної, карбоксильної та ін. sр-гібридизація. В результаті sр-гібридизації за рахунок змішування однієї 2s-і однієї 2р-орбіталей збудженого атома вуглецю утворюються дві рівноцінні sр-гібридні АТ, розташовані лінійно під кутом 180°. Дві 2р-АТ, що залишилися негібридизованими, розташовуються у взаємно перпендикулярних площинах. Атом вуглецю в стані sр-гібридизації має електронну конфігурацію 1s2-(2sр)2-2p2. Такий атом зустрічається у сполуках, що мають потрійний зв'язок, наприклад, в алкінах, нітрилах. У гібридизованому стані можуть бути і атоми інших елементів. Наприклад, атом азоту в іоні амонію NH4+ і відповідно алкіламонію RNН3+ знаходиться в стані sр3-гібридизації; у піролі та піридині - sр2-гібридизаїії; у нітрилах – sр-гібридизації.



Основні об'єкти біо.хімії.

Об'єктами вивченнябіоорганічної хімії є білки та пептиди, нуклеїнові кислоти, вуглеводи, ліпіди, біополімери, алкалоїди, терпеноїди, вітаміни, антибіотики, гормони, токсини, а також синтетичні регулятори біологічних процесів: лікарські препарати, пестициди та ін.

Ізомерія органічних сполук, її види. Характеристика видів ізомерії, приклади.

Розрізняють два види ізомерії: структурну та просторову (тобто стереоізомерію). Структурні ізомери відрізняються один від одного порядком зв'язку атомів у молекулі, стереоізомери - розташуванням атомів у просторі за однакового порядку зв'язків між ними.

Вирізняють такі різновиди структурної ізомерії: ізомерію вуглецевого скелета, ізомерію положення, ізомерію різних класів органічних сполук (міжкласову ізомерію).

Ізомерія вуглецевого скелета зумовлена ​​різним порядком зв'язку між атомами вуглецю, що утворюють скелет молекули. Наприклад: молекулярної формулиС4Н10 відповідають два вуглеводні: н-бутан та ізобутан. Для вуглеводню С5Н12 можливі три ізомери: пентан, ізо-пентан і неопентан. С4Н10 відповідають два вуглеводні: н-бутан та ізобутан. Для вуглеводню С5Н12 можливі три ізомери: пентан, ізо-пентан і неопентан.

Ізомерія положення обумовлена ​​різним положенням кратного зв'язку, заступника, функціональної групи при однаковому вуглецевому скелеті молекули

Міжкласова ізомерія-ізомеріяречовин, що належать до різних класів органічних сполук.

Сучасна класифікація та номенклатура органічних сполук.

В даний час широко використовується систематична номенклатура-IUPAC-міжнародна єдина хімічна номенклатура. Правила ІЮПАК ґрунтуються на кількох системах:

1) радикально-функціональна (в основі назви лежить назва функц-ї групи),

2) сполучна (назви складають із кількох рівноправних частин),

3) замісна (основою назви є вуглеводневий фрагмент).

Ковалентні зв'язки. Пі-і сигма-зв'язку.

Ковалентний зв'язокє основним типом зв'язку в органічних сполуках.

Це зв'язок, утворений перекриттям пари валентних електронних хмар.

Пі-зв'язок - це ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом перекривання р-атомних орбіталей.

Сигма-зв'язок-це ковалентний зв'язок, що утворюється при перекриванні s-атомних орбіталей.

Якщо між атомами в молекулі утворюються як s-, так і р-зв'язки, то утворюється кратний (подвійний або потрійний) зв'язок.

6. Сучасні ставлення до структурі органічних сполук. Поняття « хімічна будова», «Конфігурація», «Конформація», їх визначення. Роль структури у прояві біологічної активності.

1861 року А.М. Бутлерова була запропонована теорія хімічної будови органічних сполук, що лежить в основі сучасних уявлень про структуру орг. з'єднань, яка складається з наступних основних положень:

1.У молекулах речовин існує строга послідовність хімічного зв'язування атомів, яка називається хімічною будовою.

2.Хімічні властивості речовини визначаються природою елементарних складових частин, їх кількістю та хімічною будовою.

3.Якщо у речовин з однаковим складомі молекулярною масоюрізна будова, виникає явище ізомерії.

4. Так як у конкретних реакціях змінюються лише деякі частини молекули, дослідження будови продукту допомагає визначити будову вихідної молекули.

5.Химическая природа (реакційна здатність) окремих атомів у молекулі змінюється залежно від оточення, тобто. від того, з якими атомами інших елементів вони пов'язані.

Поняття "хімічна будова" включає уявлення про певний порядок з'єднання атомів у молекулі та про їх хімічній взаємодії, Що змінює властивості атомів

Сигма- та пі-зв'язки (σ- та π-зв'язку)

ковалентні хімічні зв'язки, що характеризуються певніше, але різною просторовою симетрією розподілу електронної щільності. Як відомо, ковалентний зв'язок утворюється в результаті усуспільнення електронів атомів, що взаємодіють. Результуюча електронна хмара σ-зв'язку симетрична щодо лінії зв'язку, тобто лінії, що з'єднує ядра атомів, що взаємодіють. Прості зв'язки в хімічних сполукзазвичай є (т-зв'язками (див. Простий зв'язок). Електронна хмара π-зв'язку симетрично щодо площини, що проходить через лінію зв'язку ( рис. 1 б), причому в цій площині (званої вузлової) електронна щільність дорівнює нулю. Вживання грецьких літерσ і π пов'язано з відповідністю їх латинським літерам sі ру позначенні електронів атома, за участю яких вперше з'являється можливість для утворення σ- та π-зв'язків відповідно. Оскільки хмари атомних р-орбіталей ( p x, р у, p z) симетричні щодо відповідних осей декартових координат (х, у, z), то якщо одна р-орбіталь, наприклад p zбере участь в освіті σ-зв'язку (вісь z- лінія зв'язку), дві решти р-орбіталі ( p x, p y) можуть взяти участь в освіті двох π-зв'язків (їх вузлові площини будуть yzі xzвідповідно; див. рис. 2 ). В освіті σ та π-зв'язків можуть взяти участь також d- (Див. рис. 1 ) та f-Електрони атома.

Літ.:Піментел Р., Спратлі Р., Як квантова механікапояснює хімічний зв'язок, пров. з англ., М., 1973; Шусторович Е. М., Хімічний зв'язок, М., 1973.

Є. М. Шусторович.

Мал. 1. Схематичне зображення просторової орієнтації орбіталей при утворенні σ-зв'язку в результаті s - s-, s - p σ- , p σ - p σ -взаємодій (а) і π-зв'язку в результаті p π - , p π - , d π - d π - взаємодій (б).

Мал. 2. Схематичне зображення хмар p x –, р у –, p z – електронів. Показано осі декартових координат і вузлові площини p x - і р у -орбіталей.

Велика радянська енциклопедія. - М: Радянська енциклопедія. 1969-1978 .

Дивитись що таке "Сігма-і пі-зв'язки" в інших словниках:

- (моделі) моделі теорії поля, в яких т скалярних полів (i = 1, ..., т) можуть розглядатися як задають відображення d мірного простору часу (довільної сигнатури) в деяке різноманіття М розмірності тс метрикою ... Фізична енциклопедія

Рис.1.Сігма зв'язок … Вікіпедія

Грецька абетка Αα Альфа Νν Ню … Вікіпедія

Сигма (σ) - і пі (π) - зв'язки- ковалентна хімічна властивість, що характеризується певною, але різною просторовою симетрією розподілу електронної густини. Результуюча електронна хмара зв'язку симетрично щодо лінії зв'язку, ... Енциклопедичний словникз металургії

- (від лат. cumulo збираю, накопичую) система зв'язків, у якій щонайменше один атом з'єднаний подвійними зв'язками із двома сусідніми атомами. с. в угрупованні Сигма та пи зв'язку)). σ зв'язку утворюються двома атомними орбіталями атома С в ...

Ковалентний зв'язок на прикладі молекули метану: закінчений зовнішній енергетичний рівеньу водню (H) 2 електрони, а у вуглецю (C) 8 електронів. Ковалентний зв'язок, утворений спрямованими валентними електронними хмарами. Нейтральні… … Вікіпедія

дельта-сигма-модулятор- Модифікація дельта модулятор, на вході якого включений інтегратор, а прийому виконується зворотна операція, тобто. диференціювання вихідного сигналу демодулятора. З інженерної точки зору реалізація дельта сигма модулятора не складніша, ніж… Довідник технічного перекладача

проект Сігма- Проект, виділений 1976 р. із секретного американського проекту Акваріус. Мета проекту – встановлення зв'язку з прибульцями та, ймовірно, здійснюється на одній із баз ВПС у шт. Нью-Мексико. E. Project Sigma D. Project Sigma … Тлумачний уфологічний словник з еквівалентами англійською та німецькою мовами

Тип Відкрите … Вікіпедія

Один із найважливіших видів внутрішньомолекулярного взаємного впливу атомів та зв'язків в органічних сполуках; обумовлено взаємодією електронних систем атомів (насамперед валентних електронів, див. Валентність). Головна ознака… … Велика радянська енциклопедія

Книги

• Цифрові АТС для сільського зв'язку, Запорожченко Н. П., Карташевський В. Г., Мішин Д. В., Росляков А. В., Сутягіна Л. Н., У книзі представлені матеріали за принципами побудови та основ проектування сільських телефонних мереж ( СТС), а також розглянуті сучасний станта перспективи розвитку сільської... Категорія: Електрозв'язок, електроакустика, радіозв'язокВидавець:

Поодинокий зв'язок– ковалентний зв'язок, коли між двома атомами утворюється лише одне загальна електронна пара.

Сигма-зв'язок- ковалентний зв'язок, при утворенні якого область перекриття електронних хмар знаходиться на лінії, що з'єднує ядра атомів. Одинарні зв'язки є сигма-зв'язками.

Пі-зв'язок– ковалентний зв'язок, при утворенні якого область перекривання електронних хмар знаходиться по обидва боки лінії, що з'єднує ядра. Утворюються у тих випадках, коли між двома атомами виникають дві або три загальні електронні пари. Число спільних електронних пар між зв'язаними атомами характеризує кратність зв'язку.

Якщо зв'язок між двома атомами утворений двома загальними електронними парами, то такий зв'язок називається подвійний зв'язок.Будь-яка подвійна зв'язок складається з одного сигма-зв'язку та одного пі-зв'язку.

Якщо зв'язок між двома атомами утворено трьома загальними електронними парами, то такий зв'язок називається потрійним зв'язком. Будь-який потрійний зв'язок складається з одного сигма-зв'язку та двох пі-зв'язків.

Подвійні та потрійні зв'язки мають загальна назва: кратні зв'язки

Орбіталі, що перекриваються, повинні мати однакову симетрію щодо між'ядерної осі. Перекриття атомних орбіталей вздовж лінії, що зв'язує ядра атомів, призводить до утворення σ -зв'язків. Між двома атомами в хімічній частині можливий лише один σ-зв'язок. Всі σ-зв'язки мають осьову симетрію щодо між'ядерної осі. Фрагменти хімічних частинок можуть обертатися навколо між'ядерної осі без порушення ступеня перекривання атомних орбіталей, що утворюють зв'язки σ. Сукупність спрямованих, строго орієнтованих у просторі σ-зв'язків створює структуру хімічної частки.
При додатковому перекриванні атомних орбіталей, перпендикулярних до лінії зв'язку, утворюються π-зв'язку. У результаті між атомами виникають кратні зв'язку: Одинарна (σ), Подвійна (σ +π), Потрійна (σ + π + π) .F−F, O=O, N≡N.
З появою π-зв'язку, що не має осьовий симетрії, вільне обертанняфрагментів хімічної частки навколо σ-зв'язку стає неможливим, оскільки воно має призвести до розриву π-зв'язку. Крім σ- та π-зв'язків, можливе утворення ще одного виду зв'язку - δ-зв'язку: Зазвичай такий зв'язок утворюється після утворення атомами σ- і π-зв'язків за наявності атомів d- і f-орбіталей шляхом перекриття їх " пелюсток " відразу у чотирьох місцях. В результаті кратність зв'язку може зрости до 4-5.

Основні типи структур неорганічних сполук. Речовини з молекулярної та
немолекулярною структурою. Атомні, молекулярні, іонні та металеві
кристалічні ґрати.

Тип	молекулярна	іонна	атомна	металева
У вузлах	молекули	Позитивно та негативно заряджені іони (катіони та аніони)	Атоми	Атоми та позитивно заряджені іони металів
Хар-тер зв'язку	Сили міжмолекулярної взаємодії (зокрема. водневі зв'язки)	Електростатичні іонні зв'язки	Ковалентні зв'язки	Металевий зв'язок між іонами металів та вільними електронами.
Міцно	Слабка	Міцна	Дуже міцна	Різної міцності
Відл. Фіз. Св-ва	Легкоплавкі, невеликі твердості, багато розчинні у воді.	Тугоплавкі, тверді, багато розчинні у воді, розчини та розплави проводять електричний струм(провідники 2 роди)	Дуже тугоплавкі, дуже тверді, практично нерозчинні у воді	Різноманітні за властивостями: мають блиск, мають електропровідність (провідники 1 роду) і теплопровідність.
прим	Йод, лід, «сухий лід».	NaCl, KOH, Ba(NO 3) 2	Алмаз, кремній	Мідь, калій, цинк.

Молекулярні та немолекулярні речовини - одна з ознак хімічних речовинщодо їхньої будови.

Молекулярні речовини - це речовини, найдрібнішими структурними частинками яких є молекули

Молекули- найменша частка молекулярної речовини, здатна існувати самостійно і зберігає її хімічні властивості. Молекулярні речовини мають низькі температуриплавлення та кипіння і знаходяться у стандартних умовах у твердому, рідкому або газоподібному стані.

Немолекулярні речовини - це речовини, найдрібнішими структурними частинками яких є атоми чи іони.

Іон- це атом або група атомів, що мають позитивний або негативний заряд.

Немолекулярні речовинизнаходяться у стандартних умовах у твердому агрегатному станіі мають високі температури плавлення та кипіння.

Існують речовини з молекулярною та немолекулярною будовою. Молекулярну будову мають усі гази, усі рідини. Тверді речовини можуть мати молекулярну та немолекулярну будову. Молекулярну будову мають летючі тверді речовини (лід, йод, білий фосфор, органічні речовини). У вузлах кристалічних ґратлегколетких твердих речовинзнаходяться молекули. Більшість неорганічних твердих речовин мають немолекулярну будову, у вузлах ґрат знаходяться іони (солі, основи) або атоми (метали, алмаз, кремній). Речовини з молекулярною будовою становлять понад 95% від усіх відомих речовин, оскільки органічні речовини мають молекулярну будову, а органічних речовинвідомо набагато більше, ніж неорганічних.
Хімічні реакції. Класифікація хімічних реакцій. Основні завдання хімічної кінетикита хімічної термодинаміки.

Хімічні реакції– це явища, у яких відбувається перетворення одних речовин на інші.

Ознаки хімічних реакцій:

ü Виділення газу

Na 2 CO 3 +2HCl=2NaCl+H 2 O+CO 2

ü Випадання або розчинення осаду

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

ü Зміна кольору

FeCl 3(жовтий) +3KSCN (безбарвний) =Fe(SCN) 3(червоний) +3KCl

ü Поява запаху.

ü Випромінювання світла та тепла

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

2Mg+O 2 =2MgO+ hv

Для протікання хімічних реакцій необхідні умови: дотику речовин, що реагують, нагрівання, освітлення.

Класифікації хімічних реакцій:

I. За кількістю та складом вихідних реагентів:

a) Реакція з'єднання– реакція, коли з кількох речовин утворюється одна речовина, складніша, ніж вихідні: А+В=АВ

SO 3 +H 2 O=H 2 SO 4

NH 3 +HCl=NH 4 Cl

b) Реакція розкладання– реакція, коли з однієї складної речовини утворюється кілька речовин. Кінцевими продуктами можуть бути як прості, так і складні речовини: АВ = А + В

2KClO 3 =2KCl+3O 2

c) Реакція заміщення– реакція, при яких атоми одного елемента заміщають атоми іншого елемента у складній речовині і при цьому утворюються два нових – просте та складне: Х + АВ = АХ + В

Fe+CuSO 4 =FeSO 4 +Cu

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2

d) Реакція обміну– реакція, при якій реагуючі речовини обмінюються своїми складовими частинами, в результаті чого з двох складних речовин утворюються два нові складні речовини: АВ+СХ=АХ+СВ

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

AgNO 3 +HCl=HNO 3 +AgCl

ІІ. За знаком теплового ефекту реакції поділяються на:

a) ендотермічні- Реакції, що протікають з поглинанням тепла

b) екзотермічні- Реакції, в результаті яких тепло виділяється.

ІІІ. З урахуванням явища каталізу:

a) каталітичними(що протікають за участю каталізатора)

b) некаталітичними.

IV. За ознакою оборотності реакції поділяють на:

a) оборотні– що протікають одночасно у пярмому та зворотному напрямку

b) незворотні –протікають тільки в одному напрямку

V. За ознакою змін ступенів окислення елементів у молекулах реагуючих речовин:

a) ОВР- Реакції з перенесенням електронів

b) Чи не ОВР- Реакції без перенесення електронів.

VI. За ознакою однорідності реакційної системи:

a) Гомогенні- Протікають в однорідній системі

b) Гетерогенні- Протікають у неоднорідній системі

14. Основні характеристики ковалентного зв'язку. Довжина та енергія зв'язку. Насичуваність та спрямованість. Кратність зв'язку. Сигма - і пи-зв'язку.

- Хімічний зв'язок, що здійснюється загальними електронними, парами називається атомноїабо ковалентний.Кожен ковалентний хімічний зв'язок має певні якісні чи кількісні характеристики. До них відносяться:

Довжина зв'язку

Енергія зв'язку

Насичуваність

Спрямованість зв'язку

Полярність зв'язку

Кратність зв'язку

- Довжина зв'язку- Відстань між ядрами зв'язаних атомів. Вона залежить від розмірів атомів та від ступеня перекривання їх електронних оболонок. Довжина зв'язку визначається порядком зв'язку: що вищий порядок зв'язку, то менша її довжина.

Енергія зв'язку- Це енергія, яка виділяється при утворенні молекули з одиночних атомів. Вона зазвичай виражається в Дж/моль (або кал/моль). Енергія зв'язку визначається порядком зв'язку: що більше порядок зв'язку, то більше вписувалося її енергія. Енергія зв'язку є мірою її міцності. Її величина визначається роботою, необхідної для руйнування зв'язку, або виграшем енергії при утворенні речовини з окремих атомів. Більш стійка та система, що містить менше енергії. Для двоатомних молекул енергія зв'язків дорівнює енергії дисоціації, взятій із зворотним знаком. Якщо молекулі з'єднуються більше 2-х різних атомів, то середня енергія зв'язку не збігається з величиною енергії дисоціації молекули. Енергії зв'язків у молекулах, що складаються з однакових атомів, зменшуються групами зверху вниз. За періодом енергії зв'язків зростають.

- Насичуваність- Вказує, скільки зв'язків може утворювати даний атом з іншими за рахунок загальних електронних пар. Вона дорівнює кількості загальних електронних пар, якими даний атом з'єднаний з іншими. Насичуваність ковалентного зв'язку – це здатність атома брати участь у освіті обмеженого числа ковалентних зв'язків.

Спрямованість– це певне взаємне розташування сполучних електронних хмар. Вона призводить до певного розташування простору ядер хімічно пов'язаних атомів. Просторова спрямованість ковалентного зв'язку характеризується кутами між утвореними зв'язками, які мають назву валентних кутів.

- Кратність зв'язку.Визначається кількістю електронних пар, що у зв'язку між атомами. Якщо зв'язок утворюється більш ніж однією парою електронів, вона називається кратною. Зі збільшенням кратності зв'язку збільшується енергія та зменшується довжина зв'язку. У молекулах із кратним зв'язком відсутнє обертання навколо осі.

- Сигма - та пі-зв'язки. Хімічний зв'язок зумовлений перекриттям електронних хмар. Якщо це перекриття відбувається вздовж лінії, що з'єднує ядра атомів, такий зв'язок називається сигма-зв'язком. Вона може бути утворена за рахунок s-s електронів, p-p електронів, s-p електронів. Хімічний зв'язок, що здійснюється однією електронною парою, називається одинарним. Одинарні зв'язки – це завжди сигма-зв'язки. Орбіталі типу s утворюють лише сигма-зв'язку. Але відома велика кількість з'єднань, у яких є подвійні і навіть потрійні зв'язки. Одна з них – сигма-зв'язок, а інші називаються пі-зв'язками. При утворенні таких зв'язків перекриття електронних хмар виникає у двох областях простору, симетричних між'ядерній осі.

15. Гібридизація атомних орбіталей з прикладу молекул: метану, хлориду алюмінію, хлориду берилію. Валентний кут та геометрія молекули. Метод молекулярних орбіталей (МО ЛКАО). Енергетичні діаграми гомо- та гетеро-ядерних молекул (N2, Cl2, NH3, Be2).

- Гібридизація.Новий набір змішаних орбіталей зветься гібридних орбіталей, а сам прийом змішування називається гібридизацією атомних орбіталей.

Змішування однієї s- та однієї p-орбіталі, як у BeCl2, називається sp-гібридизацією. В принципі, можлива гібридизація s-орбіталі не тільки з однієї, але і з двома, трьома або нецілим числом p-орбіталей, так само, як і гібридизація за участю d-орбіталей.

Розглянемо лінійну молекулу BeCl2. Атом берилію у валентному стані здатний до утворення двох зв'язків за рахунок одного s- та одного p-електрона. Очевидно, що при цьому повинні вийти дві різні за довжиною зв'язки з атомами хлору, оскільки радіальний розподіл цих електронів по-різному. Реальна молекула BeCl2 симетрична і лінійна, у ній два зв'язку Ве-Сl абсолютно однакові. Це означає, що вони забезпечуються однаковими за станом електронами, тобто. тут атом берилію у валентному стані має вже не один s-і один p-електрон, а два електрони, що знаходяться на орбіталях, утворених «змішенням» s-і p-атомних орбіталей. Молекула метану матиме sp3-гібридизацію, а молекула хлориду алюмінію – sp2-гібридизацію.

Умови стійкості гібридизації:

1) Порівняно з вихідними орбітальними атомами, гібридні орбіталі повинні щільніше перекриватися.

2) У гібридизації беруть участь атомні орбіталі, близькі за рівнем енергії, отже стійкі гібридні орбіталі повинні утворюватися в лівій частині періодичної системи.

Гібридизація	Форма молекули	Валентний кут
	Лінійна
	Трикутник
	Тетраедр

- Валентний кут та геометрія молекули.У кожному випадку гібридні орбіталі мають певну спрямованість, що сприяє утворенню молекул з певними кутами між зв'язками, валентними кутами. Кожному типу гібридизації відповідає певний валентний кутта певна форма молекули:

- МО ЛКАО. Молекулярні орбіталі можна як лінійну комбінаціюатомних орбіталей. Молекулярні орбіталі повинні мати певну симетрію. При заповненні електронами атомних орбіталей необхідно враховувати правила:

1. Якщо атомна орбіталь - деяка функція, що є рішенням рівняння Шредінгера і описує стан електрона в атомі, метод МО також є рішенням рівняння Шредінгера, але для електрона в молекулі.

2. Молекулярна орбіталь перебуває у результаті складання чи віднімання атомних орбіталей.

3. Молекулярні орбіталі та їх число дорівнюють сумі атомних орбіталей реагуючих атомів.

Якщо рішення для молекулярних орбіталей отримано в результаті додавання функцій атомних орбіталей, то енергія молекулярних орбіталей буде нижчою, ніж енергія вихідних атомних орбіталей. І така орбіталь називається сполучною орбіталлю.

У разі віднімання функцій молекулярна орбітальмає велику енергію, і вона називається розпушуючою.

Є сигма-і пі-орбіталі. Вони заповнюються згідно з правилом Хунда.

Число зв'язків (порядок зв'язку) дорівнює різниці між загальним числом електронів, що знаходяться на зв'язуючій орбіталі, і числом електронів, що знаходяться на орбіталі, що розпушує, поділеної на 2.

У методі МО застосовуються енергетичні діаграми:

16. Поляризація зв'язку. Дипольний момент зв'язку. Характеристики взаємодіючих атомів: потенціал іонізації, спорідненість до електрона, електронегативність. Ступінь іонності зв'язку.

- Дипольний момент- Фізична величина, що характеризує електричні властивості системи заряджених частинок. У разі диполя (дві частинки з різноіменними зарядами) електричний дипольний моментдорівнює добутку позитивного заряду диполя на відстань між зарядами та спрямований від негативного заряду до позитивного. Дипольний момент хімічного зв'язкуобумовлений зміщенням електронної хмари у бік одного з атомів. Зв'язок називається полярним, якщо відповідний дипольний момент суттєво відрізняється від нуля. Можливі випадки, коли окремі зв'язки у молекулі полярні, а сумарний дипольний момент молекули дорівнює нулю; такі молекули називаються неполярними (напр., молекули 2 і CCl 4). Якщо дипольний момент молекули відмінний від нуля, молекула називається полярною. Наприклад, молекула Н 2 Про. Порядок величини дипольного моменту молекули визначається добутком заряду електрона (1,6.10 -19 Кл) на довжину хімічного зв'язку (близько 10 -10 м).

Хімічна природа елемента обумовлюється здатністю його атома втрачати та купувати електрони. Ця здатність може бути кількісно оцінена енергією іонізації атома та його спорідненістю до електрона.

- Енергією іонізаціїатома називається кількість енергії, необхідне відриву електрона від незбудженого атома. Вона виявляється у кілоджоулях на моль. Для багатоелектронних атомів енергії іонізації Е1, Е2, Е3, … Ен відповідають відриву першого, другого і т.д. електронів. При цьому завжди E1

- Спорідненість атома до електрона- Енергетичний ефект приєднання електрона до нейтрального атома з перетворенням його на негативний іон. Спорідненість атома до електрона виражають в кДж/моль. Спорідненість до електрону чисельно одно, але протилежно за знаком енергії іонізації негативно зарядженого іона залежить від електронної зміни атома. Найбільшою спорідненістю до електрона мають p-елементи 7 групи. Спорідненості до електрона не виявляють атоми з конфігурацією s2 (Be, Mg, Ca) і s2p6(Ne, Ar, Kr) або наполовину заповнені p-підшаром (N, P, As).

- Електронегативність- усереднена характеристика здібності атома, що у поєднанні, притягувати електрон. При цьому нехтують різницею в станах атомів у різних сполуках. На відміну від потенціалу іонізації та спорідненості до електрона, ЕО – не суворо певна фізична величина, а корисна умовна характеристика. Найбільш електронегативний елемент – фтор. ЕО залежить від енергії іонізації та спорідненості до електрона. Згідно з одним із визначень ЕО атома може бути виражена як напівсума його енергії іонізації та спорідненості до електрона. Елементу не можна приписати постійну ЕО. Вона залежить від багатьох факторів, зокрема від валентного стану елемента, типу з'єднання, до якого він входить, та ін.

17. Поляризаційна здатність та поляризуюча дія. Пояснення деяких фізичних властивостей речовин із погляду цієї теорії.

- Теорія поляризації розглядає всі речовини чисто іонні. За відсутності зовнішнього поля всі іони мають сферичну форму. При зближенні іонів поле катіону впливає на поле аніону, деформуються вони. Поляризація іонів – зміщення зовнішньої електронної хмари іонів щодо їхнього ядра.

Поляризаціяскладається з двох процесів:

поляризованість іона

поляризуюча дія на інший іон

Поляризованість іона – міра здатності електронної хмари іона до деформації під впливом зовнішнього електричного поля.

Закономірності поляризуемості іонів:

Аніони поляризуються сильніше, ніж катіони. Надлишкова електронна щільність призводить до великої дифузності, пухкості електронної хмари.

Поляризованість ізоелектронних іонів збільшується із зменшенням позитивних збільшенням негативних зарядів. Ізоелектронні іони мають однакову конфігурацію.

У багатозарядних катіонів заряд ядра набагато перевищує кількість електронів. Це ущільнює електронну оболонку, вона стабілізується, тому такі іони схильні до деформації меншою мірою. Поляризованість катіонів зменшується при переході від іонів із зовнішньою електронною оболонкою, заповненою 18 електронами, незаповненою, і далі до іонів благородного газу. Це пов'язано з тим, що для електронів одного періоду d-електронна оболонка дифузніша порівняно з s- і p-електронними оболонками, т.к. d-електрони проводять більше часу біля ядра. Тому d-електрони сильніше взаємодіють із оточуючими аніонами.

Поляризованість іонів - аналогів зростає зі збільшенням числа електронних шарів. Найважче поляризуемість відбувається у малих за розміром і багатозарядних катіонів, з електронною оболонкою шляхетних газів. Такі катіони називають твердими. Найлегше поляризуються об'ємні багатозарядні аніони та малозарядні об'ємні катіони. Це м'які іони.

- Поляризуюча дія. Залежить від зарядів, розмірів та будови зовнішнього електронного шару.

1. Поляризуюча дія катіону збільшується зі збільшенням його заряду та зменшенням радіусу. Максимальна поляризуюча дія характерна для Катонов з малими радіусами і великими зарядами, тому вони утворюють сполуки ковалентного типу. Чим більший заряд, тим більше зв'язок, що поляризує.

2. Поляризуюча дія катіонів збільшується при переході про іонів з s-електронною хмарою до неповної та до 18-електронної. Чим більше поляризуюча дія катіону, тим більший внесок ковалентного зв'язку.

- Застосування теорії поляризації для пояснення фізичних властивостей:

Чим більше поляризуемость аніону (поляризуюча дія катіону), тим більше ймовірно, що він утворює ковалентний зв'язок. Тому температура кипіння та плавлення у з'єднань з ковалентним зв'язком буде менше, ніж у з'єднань іонним зв'язком. Чим більша іонність зв'язку, тим вище температура плавлення та кипіння.

Деформація електронної оболонки впливає можливість відображати чи поглинати світлові хвилі. Звідси з позиції теорії поляризації можна пояснити забарвлення сполук: біле – все відбиває; чорне – поглинає; прозоре – пропускає. Це пов'язано: якщо оболонка деформована, то квантові рівні електронів зближуються, зменшуючи енергетичний бар'єр, для збудження потрібна мала енергія. Т.к. поглинання пов'язані з збудженням електронів, тобто. з переходом їх на високолежачі рівні, то за наявності високої поляризації видиме світло може збуджувати зовнішні електрони і речовина виявиться забарвленим. Чим вищий заряд аніону, тим менша інтенсивність забарвлення. Поляризуюча дія впливає на реакційну здатність сполук, тому для багатьох сполук солі кисень містять кислот більш стійкі, ніж самі солі. Найбільша поляризуюча дія у d-елементів. Чим більший заряд, тим більша поляризуюча дія.

18. Іонний зв'язок як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку. Властивості речовин із різним типом зв'язку.

Природу іонного зв'язку можна пояснити електростатичним взаємодією іонів. Здатність елементів утворювати прості іони зумовлено структурою атомів. Катіони найлегше утворюють елементи з малою енергією іонізації, лужні та лужноземельні метали. Аніони найлегше утворюються p-елементами 7 групи, внаслідок їх високої спорідненості до електрона.

Електричні заряди іонів зумовлюють їхнє тяжіння та відштовхування. Іони можна як заряджені кулі, силові поля яких рівномірно розподіляються у всіх напрямах у просторі. Тому кожен іон може притягувати себе іони протилежного знака у напрямі. Іонний зв'язок, на відміну від ковалентного, характеризується неспрямованістю.

Взаємодія один з одним іонів протилежного знака не може спричинити повну взаємну компенсацію їх силових полів. У силу цього вони зберігають здатність притягувати іони і за іншими напрямками. Отже, на відміну від ковалентної, іонний зв'язок характеризується ненасичуваністю.

19.Металевий зв'язок. Подібність та відмінність з іонним та ковалентним зв'язками

Металевий зв'язок – такий зв'язок, у якому електрони кожного окремого атома належать усім атомам, які у контакті. Різниця енергії «молекулярних» орбіталей у зв'язку мала, тому електрони легко можуть переходити з однієї «молекулярної» орбіталі на іншу і, отже, рухатися в об'ємі металу.

Метали відрізняються від інших речовин високою електричною провідністю та теплопровідністю. За звичайних умов є кристалічними речовинами (крім ртуті) з високими координаційними числами атомів. У металі число електронів значно менше від числа орбіталей, тому електрони можуть переходити з однієї орбіталі в іншу. Атоми металів характеризуються високою енергією іонізації – валентні електрони слабко утримуються атомі, тобто. легко переміщаються у кристалі. Можливість переміщення електронів кристалом визначає електричну провідність металів.

Таким чином, на відміну від ковалентних та іонних з'єднань, у металах велика кількість електронів одночасно пов'язують велику кількість атомних ядер, а самі електрони можуть переміщатися в металі. Інакше висловлюючись, у металах має місце сильно делокализованная хімічна зв'язок. Металевий зв'язок має певну подібність до ковалентної, оскільки заснована на узагальненні валентних електронів. Однак у освіті ковалентного зв'язку беруть участь валентні електрони лише двох взаємодіючих атомів, тоді як у освіті металевої зв'язку у усуспільненні електронів беруть участь все атоми. Саме тому металевий зв'язок не має просторової спрямованості та насичуваності, що багато в чому визначає специфічні властивості металів. Енергія металевого зв'язку в 3-4 рази менша від значень енергії ковалентного зв'язку.

20. Водневий зв'язок. Міжмолекулярна та внутрішньомолекулярна. Механізм освіти. Особливості фізичних властивостей речовин із водневим зв'язком. приклади.

- Водневий зв'язок є особливим видом хімічного зв'язку. Вона характерна для сполук водню з найбільш електронегативними елементами (фтор, кисень, азот та меншою мірою хлор і сірка).

Водневий зв'язок дуже поширена і відіграє важливу роль при асоціації молекул, в процесах кристалізації, розчинення, утворення кристалогідратів та ін. Наприклад, у твердому, рідкому і навіть у газоподібному стані молекули фториду водню з'єднані в зигзагоподібному ланцюжку, що обумовлено саме водневим зв'язком.

Особливість його в тому, що атом водню, що входить до складу однієї молекули, утворює другий, слабший зв'язок з атомом в іншій молекулі, внаслідок чого обидві молекули поєднуються в комплекс. Характерною рисою такого комплексу є так званий водневий місток – А – Н...В–. Відстань між атомами в містку більша, ніж між атомами в молекулі. Спочатку водневий зв'язок трактувався як електростатична взаємодія. Нині дійшли висновку, що велику роль водневого зв'язку грає донорно-акцепторное взаємодія. Воднева зв'язок утворюється як між молекулами різних речовин, а й у молекулах однієї й тієї ж речовини H2O, HF, NH3 та інших. Це пояснює і відмінність властивостей цих речовин проти спорідненими сполуками. Відомий водневий зв'язок усередині молекул, особливо в органічних сполуках. Утворенню її сприяє наявність у молекулі акцепторної групи А-Н та донорної групи В-R. У молекулі А-Н як А виступає найбільш електронегативний елемент. Утворення водневого зв'язку в полімерах, наприклад, пептидах, призводить до спіральної структури. Подібні структури має і ДНК – дезоксирибонуклеїнова кислота – зберігач коду спадковості. Водневі зв'язки не міцні. Вони легко виникають і розриваються за нормальної температури, що дуже важливо у біологічних процесах. Відомо, що сполуки водню з електронегативними неметалами мають аномально високі температури кипіння.

Міжмолекулярна взаємодія. Сили тяжіння між насиченими атомами та молекулами вкрай слабкі порівняно з іонними та ковалентними зв'язками. Речовини, у яких молекули утримуються вкрай слабкими силами, найчастіше є газами за нормальної температури 20 градусів, й у часто їх точки кипіння дуже низькі. Існування таких слабких сил було виявлено Ван-дер-Ваальсом. Існування таких сил у системі можна пояснити:

1. Наявність молекули постійного диполя. У цьому випадку внаслідок простого електростатичного тяжіння диполів виникають слабкі сили взаємодії – диполь-дипольні (H2O, HCl, CO)

2. Дипольний момент дуже малий, але при взаємодії з водою може утворюватися індукований диполь, який виникає внаслідок полімеризації молекул диполями навколишніх молекул. Цей ефект може накладатися на диполь-дипольну взаємодію та збільшувати тяжіння.

3. Дисперсійні сили. Ці сили діють між будь-якими атомами та молекулами незалежно від їхньої будови. Це поняття запровадив Лондон. Для симетричних атомів єдині сили, що діють, – це Лондонські сили.

21. Агрегатні стани речовини: твердий, рідкий, газоподібний. Кристалічний та аморфний стани. Кристалічні грати.

- У звичайних умовах атоми, іони та молекули не існують індивідуально. Він завжди становлять лише частини вищої організації речовини, що практично бере участь у хімічних перетвореннях – так званого агрегатного стану. Залежно від зовнішніх умов усі речовини можуть перебувати у різних агрегатних станах – у газовому, рідкому, твердому. Перехід з одного агрегатного стану в інший не супроводжується зміною стехіометричного складу речовини, але обов'язково пов'язаний з більшою або меншою зміною його структури.

Твердий стан– це такий стан, у якому речовина має власний обсяг та власну форму. У твердих тілах сили взаємодії між частинками дуже великі. Майже всі речовини існують у вигляді кількох твердих тіл. Реакційна здатність та інші властивості цих тіл, як правило, є різними. Ідеальний твердий стан відповідає гіпотетичний ідеальний кристал.

Рідкий стан- Це такий стан, в якому речовина має власний обсяг, але не має власної форми. Рідина має певну структуру. По структурі рідкий стан є проміжним між твердим станом з певною періодичною структурою і газом, в якому відсутня будь-яка структура. Звідси, для рідини характерно, з одного боку, наявність певного обсягу, з другого – відсутність певної форми. Безперервне переміщення частинок у рідині визначає сильно виражену самодифузію та її плинність. Структура і фізичні властивості рідини залежать від хімічної індивідуальності частинок, що її утворюють.

Газоподібний стан. Характерна риса газового стану полягає в тому, що молекули (атоми) газу не утримуються разом, а вільно рухаються в обсязі. Сили міжмолекулярної взаємодії проявляються, коли молекули підходять одна до одної на близьку відстань. Слабка міжмолекулярна взаємодія обумовлює малу щільність газів та їх основні характерні властивості – прагнення до нескінченного розширення та здатність чинити тиск на стінки судин, що перешкоджають цьому прагненню. Внаслідок слабкої міжмолекуярної взаємодії при малому тиску і високих температурах всі типові гази поводяться приблизно однаково, але вже при звичайних температурах і тиску починають виявлятися особливості газів. Стан газу характеризується його температурою, тиском та об'ємом. Газ вважається таким, що знаходиться при н.у. якщо його температура 0 градусів та тиск 1*10 Па.

- Кристалічний стан. Серед твердих тіл основним є кристалічний стан, що характеризується певною орієнтацією частинок (атомів, іонів, молекул) щодо один одного. Це визначає і зовнішню форму речовини як кристалів. Поодинокі кристали - монокристали існують у природі, але їх можна отримати штучно. Але найчастіше кристалічні тіла є полікристалічні утворення – це зростки великої кількості дрібних кристалів. Характерною рисою кристалічних тіл, що з їх будови, є анізотропія. Вона в тому, що механічні, електричні та інші властивості кристалів залежить від напрями зовнішнього впливу сил на кристал. Частинки в кристалах здійснюють теплові коливання біля положення рівноваги або біля вузлів кристалічних ґрат.

Аморфний стан. Аморфний стан подібний до рідкого. Характеризується не повною упорядкованістю взаємного розташування частинок. Зв'язки між структурними одиницями не рівноцінні, тому в аморфних тіл немає певної температури плавлення – у процесі нагрівання вони поступово розм'якшуються та плавляться. Наприклад, температурний інтервал процесів плавлення для силікатного скла 200 градусів. У аморфних тілах характер розташування атомів при нагріванні мало змінюється. Змінюється лише рухливість атомів – збільшуються їх коливання.

- Кристалічні грати:

Кристалічні грати можуть бути іонними, атомними (ковалентними або металевими) та молекулярними.

Іонні грати складаються з іонів протилежного знака, що чергуються у вузлах.

В атомних ґратах атоми пов'язані ковалентним або металевим зв'язком. Приклад: алмаз (атомно-ковалентні грати), метали та їх сплави (атомно-металеві грати). Вузли молекулярних кристалічних ґрат утворені молекулами. У кристалах молекули пов'язані з допомогою межмолекулярного взаємодії.

Відмінності в типі хімічного зв'язку в кристалах визначають суттєві відмінності у типі фізичних та хімічних властивостей речовини з усіма типами кристалічних ґрат. Наприклад, речовини з атомно-ковалентними гратами характеризуються високою твердістю, а з атомно-металевою – високою пластичністю. Речовини з іонними гратами мають високу температуру плавлення, не летучи. Речовини з молекулярними гратами (міжмолекулярні сили слабкі) – легкоплавки, летючі, твердість їх не висока.

22. Комплексні сполуки. Визначення. склад.

Комплексні сполуки – це молекулярні сполуки, поєднання компонентів яких призводить до утворення складних іонів, здатних до вільного існування, як у кристалі, так і в розчині. Комплексні іони – це результат взаємодії між центральним атомом (комплексоутворювачем) і оточуючими його лігандами. Ліганди – це іони, і нейтральні молекули. Найчастіше комплексоутворювачем є метал, який разом із лігандами утворює внутрішню сферу. Є зовнішня сфера. Внутрішня та зовнішня сфери пов'язані між собою іонним зв'язком.