Материал: 5677

sp3-гибридизация углерода (первое валентное состояние). При смешении одной электронной орбитали 2s-подуровня и трех электронных орбиталей 2рподуровня образуются четыре качественно новые равноценные sp3-гибридные орбитали, направленные в пространстве под углом 109028I (от центра правильного тетраэдра к его вершинам). Поэтому sp3-гибридизацию называют ещё тетраэдрической.

Доля s-облака в гибридных sp3-орбиталях составляет 25 %. В первом валентном состоянии атом углерода образует только простые ковалентные связи.

sp2-гибридизация углерода (второе валентное состояние). Состояние sp2- гибридизации – результат взаимодействия одной s- и двух р-орбиталей:

Образованные три эквивалентные sp2-гибридные орбитали находятся в одной плоскости под углом 120°, поэтому sp2-гибридизация называется

76

тригональной. Негибридизированная рz-орбиталь расположена в плоскости, перпендикулярной к плоскости гибридных орбиталей:

три sp2-гибридные орбитали + рz-орбиталь

Условная доля s-облака в гибридных sp2-орбиталях составляет 1/3 ( 33%). Такая гибридизация характерна для соединений с двойными связями

sp-гибридизация углерода (третье валентное состояние). Состояние spгибридизации – результат взаимодействия одной s- и одной р-орбиталей:

При этом образуются две sp-гибридные орбитали, расположенные друг к другу под углом 1800 . Отсюда sp-гибридизация называется линейной. Негибридизованные 2py- и 2pz-орбитали расположены в двух взаимно перпендикулярных плоскостях и под прямыми углами к sp-гибридным орбиталям. Условная доля s-облака в гибридных sp-орбиталях составляет 1/2 (50%). В состоянии sp-гибридизации атом углерода образует тройную связь:

77

6.3.2. Типы химических связей

Реакционная способность органических соединений обусловлена прежде всего типом химической связи, природой связываемых атомов и их взаимным влиянием. В зависимости от способа образования связи различают два основных типа – ковалентная связь и ионная связь.

Химическая

связь

Ковалентная Ионная

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ является основным типом химической связи в органических соединениях. Ковалентная связь образуется между атомами, равными или близкими по электроотрицательности атомами.

Ковалентная связь – это химическая связь, осуществляемая за счёт общих электронных пар между связываемыми атомами.

Ковалентная связь имеет два механизма образования – обменный и донорноакцепторный.

В обменном механизме общая электронная пара образуется за счёт электронов каждого из атомов:

А• + •B → A:B .

В донорно-акцепторном механизме общая электронная пара образуется за счёт неподелённой электронной пары атома-донора и вакантной орбитали другого атома-акцептора:

A: + B → A : В .

Образовавшаяся ковалентная связь отличается лишь способом образования, но по свойствам идентична ковалентным связям обменного механизма.

78

Ковалентная связь характеризуется длиной, направленностью, полярностью, поляризуемостью и энергией.

Энергия связи – это энергия, выделяющаяся при образовании связи или необходимая для разъединения двух связанных атомов. Она служит мерой прочности связи: чем больше энергия, тем прочнее связь.

Длина связи – это расстояние между центрами связанных атомов. Двойная связь короче одинарной, а тройная короче двойной.

Направленность связи обусловливает молекулярное строение органических веществ и геометрическую форму их молекул. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость связи характеризует способность данного атома соединяться с максимальным числом других атомов с образованием ковалентной связи.

Насыщаемость ковалентной связи определяет стехиометрию молекулярных соединений. Если каждую пару связывающих электронов обозначить чёрточкой, то такое изображение связей в молекулах позволит судить о том, в какой степени один атом насыщен другими атомами. Молекулы имеют определённый состав и существуют в виде дискретных частиц с определённой структурой:

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер атомов. По поляризуемости π-связь значительно превосходит σ-связь, так как максимум электронной плотности π-связи располагается дальше от связываемых ядер. Поляризуемость

79

в значительной мере определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением (поляризацией) электронной плотности. Полярность молекулы количественно оценивают величиной её дипольного момента. Из дипольных моментов молекулы можно вычислить дипольные моменты отдельных связей. Чем больше дипольный момент, тем полярнее связь. Причиной полярности связи служит различие в электроотрицательности связанных атомов.

Электроотрицательность характеризует способность атома в молекуле удерживать валентные электроны. С увеличением электроотрицательности атома возрастает степень смещения в его сторону электронов связи.

Основываясь на значениях энергии связей, американский химик Л. Полинг (1901 – 1994) предложил количественную характеристику относительной электроотрицательности атомов (шкала Полинга). В этой шкале (ряду) типичные элементы-органогены располагаются по относительной электроотрицательности (для сравнения приведены два металла) следующим образом:

Электроотрицательность не является абсолютной константой элемента. Она зависит от эффективного заряда ядра, вида гибридизации атомных орбиталй и влияния заместителей. Атомы, связанные полярной связью, несут частичные заряды, обозначаемые греческой буквой δ (дельта). Смещение электронной плотности полярной σ-связи обозначают прямой стрелкой, полярной кратной связи – изогнутой стрелкой. Ковалентная связь, образованная атомами с одинаковой электроотрицательностью, неполярна, электронная плотность общей электронной пары не смещена ни к одному из атомов.

Например, углерод – углеродные связи в этане, этилене, ацетилене:

Неравномерное распределение электронной плотности в полярной молекуле характеризуется дипольным моментом μ, определяемым экспериментально.

80