Для установки нажмите кнопочку Установить расширение. И это всё.

Исходный код расширения WIKI 2 регулярно проверяется специалистами Mozilla Foundation, Google и Apple. Вы также можете это сделать в любой момент.

4,5
Келли Слэйтон
Мои поздравления с отличным проектом... что за великолепная идея!
Александр Григорьевский
Я использую WIKI 2 каждый день
и почти забыл как выглядит оригинальная Википедия.
Что мы делаем. Каждая страница проходит через несколько сотен совершенствующих техник. Совершенно та же Википедия. Только лучше.
.
Лео
Ньютон
Яркие
Мягкие

Из Википедии — свободной энциклопедии

Тройная связь в рамках теории валентных связей
Тройная связь в рамках теории валентных связей

Тройная связь — ковалентная связь двух атомов в молекуле посредством трёх общих связывающих электронных пар.

Энциклопедичный YouTube

  • 1/3
    Просмотров:
    9 352
    4 390
    12 522
  • Пи-связи и гибридизованные орбитали sp2
  • Гибридные орбитали sp3
  • Алкины

Субтитры

В прошлом ролике речь шла о сигма-связи. Давайте я нарисую 2 ядра и орбитали. Вот sp3-гибридная орбиталь этого атома, её большая часть здесь. И здесь тоже sp3-гибридная орбиталь. Вот её малая часть, вот большая часть. В месте перекрытия орбиталей образуется сигма-связь. Как здесь можно образовать другой тип связи? Для этого придётся кое-что объяснить. Вот это — сигма-связь. Она образуется при перекрытии 2 орбиталей на оси, соединяющей ядра атомов. Связь другого типа может образовываться двумя p-орбиталями. Я нарисую ядра 2 атомов и по одной p-орбитали. Вот ядра. Сейчас я нарисую орбитали. P-орбиталь похожа на гантель. Нарисую их чуть ближе друг к другу. Вот p-орбиталь в форме гантели. Это одна из p-орбиталей атома. Я нарисую ее побольше. Вот одна из p-орбиталей. Вот так. И у этого атома тоже есть p-орбиталь, параллельная предыдущей. Допустим, вот такая. Вот так. Надо бы ее подправить. И эти орбитали перекрываются. Вот так вот. 2 p-орбитали параллельны друг другу. Вот гибридные sp3-орбитали друг на друга направлены. А эти параллельны. Итак, p-орбитали параллельны друг другу. Они перекрываются вот здесь, наверху и внизу. Это P-связь. Подпишу. Это 1 P-связь. Записывается одной греческой малой буквой «P». Ну или так: «P-связь». И эта - P связь образуется за счёт перекрывания p-орбиталей. Сигма-связи — это обычные одинарные связи, а P-связи добавляются к ним, образуя двойные и тройные связи. Для лучшего понимания рассмотрим молекулу этилена. Его молекула устроена вот так. 2 атома углерода, связанные двойной связью, плюс по 2 атома водорода у каждого из них. Для лучшего понимания образования связей нам нужно изобразить орбитали вокруг атомов углерода. Значит так... Сначала я нарисую sp2-гибридные орбитали. Я поясню, что происходит. В случае метана 1 атом углерода связан с 4 атомами водорода, при этом образуя трёхмерную тетраэдрическую структуру, вот так. Этот атом направлен на нас. Этот атом лежит в плоскости страницы. Этот атом лежит за плоскостью страницы, А этот торчит вверх. Это метан. Атом углерода образует sp3-гибридные орбитали, каждая из которых формирует одинарную сигма-связь с одним атомом водорода. Теперь давайте распишем электронную конфигурацию атома углерода в молекуле метана. Начнём с 1s2. Дальше должны идти 2s2 и 2p2, но но на самом деле всё интереснее. Смотрите. На 1s-орбитали 2 электрона, а вместо 2s- и 2p-орбиталей с 4 электронами в сумме на них будут sp3-гибридные орбитали: вот одна, вот вторая, вот третья sp3-гибридная орбиталь и четвёртая. У изолированного атома углерода 2s-орбиталь и 3 2p-орбитали вдоль оси х, вдоль оси у и вдоль оси z. В прошлом ролике мы видели, что они смешиваются для образования связей в молекуле метана и электроны распределяются вот так. В молекуле этилена 2 атома углерода, а по окончанию понятно, что это алкен с двойной связью. В этой ситуации электронная конфигурация углерода выглядит иначе. Вот 1s-орбиталь, и она по-прежнему заполнена. На ней 2 электрона. А для электронов второй оболочки я возьму другой цвет. Итак, что на второй оболочке? Здесь нет s- и p-орбиталей, потому что эти 4 электрона для образования связей нужно сделать неспаренными. Каждый атом углерода образует 4 связи за счёт 4 электронов. 1,2,3,4. Но теперь s-орбиталь гибридизуется не с 3 p-орбиталями, а с 2 из них. Вот 2sp2-орбиталь. S-орбиталь смешивается с 2 p-орбиталями. 1 s и 2 p. И одна p-орбиталь остаётся прежней. И эта оставшаяся p-орбиталь отвечает за образование P-связи. Наличие P-связи приводит к новому явлению. Явлению отсутствия вращения вокруг оси связи. Сейчас вы поймёте. Я нарисую оба атома углерода в объёме. Сейчас вы всё поймёте. Возьму для этого другой цвет. Вот атом углерода. Вот его ядро. Отмечу его буквой C, это углерод. Первой идёт 1s-орбиталь, эта маленькая сфера. Затем идут гибридные 2sp2-орбитали. Они лежат в одной плоскости, образуя треугольник, ну или «пацифик». Покажу его в объёме. Эта орбиталь направлена сюда. Эта направлена туда. У них есть вторая, маленькая часть, но я не буду её рисовать, потому что так проще. Они похожи на p-орбитали, но одна из частей гораздо больше второй. И последняя направлена сюда. Немного похоже на знак компании Mercedes, если нарисовать здесь окружность. Это левый атом углерода. С ним 2 атома водорода. Вот 1 атом. Вот он, прямо здесь. С одним электроном на 1s-орбитали. Вот второй атом водорода. Этот атом будет здесь. А теперь правый атом углерода. Теперь рисуем его. Я нарисую атомы углерода близко друг к другу. Вот этот атом углерода. Вот его 1s-орбиталь. У него та же электронная конфигурация. 1s-орбиталь вокруг и те же гибридные орбитали. Из всех орбиталей второй оболочки я нарисовал эти 3. P-орбиталь я ещё не рисовал. Но я это сделаю. Сначала нарисую связи. Первой будет вот эта связь, образованная sp2-гибридной орбиталью. Нарисую тем же цветом. Вот эта связь образована sp2-гибридной орбиталью. И это сигма-связь. Орбитали перекрываются на оси связи. Тут всё просто. И есть 2 атома водорода: одна связь здесь, вторая связь тут. Эта орбиталь чуть больше, потому что ближе. И этот атом водорода находится здесь. И это тоже сигма-связи, если вы заметили. S-орбиталь перекрывается с sp2, перекрытие лежит на оси, соединяющей ядра обоих атомов. Одна сигма-связь, вторая. Вот ещё один атом водорода, также связанный сигма-связью. Все связи на рисунке — сигма-связи. Зря я их подписываю. Я отмечу их малыми греческими буковками «сигма». И здесь вот тоже. Так что вот эта связь, эта связь, эта связь, эта связь, эта связь — это сигма-связи. А что с оставшейся p-орбиталью этих атомов? Они не лежат в плоскости знака Mercedes, торчат вверх и вниз. Возьму для этих орбиталей новый цвет. Например, фиолетовый. Вот эта p-орбиталь. Надо нарисовать её побольше, очень большой. Вообще p-орбиталь не настолько большая, но я рисую её так. И эта p-орбиталь расположена, например, вдоль оси z, а остальные орбитали лежат в плоскости ху. А ось z направлена вверх и вниз. Нижние части тоже должны перекрываться. Изображу их побольше. Вот так и вот так. Это p-орбитали, и они перекрываются. Так образуется эта связь. Это второй компонент двойной связи. И здесь надо кое-что пояснить. Это P-связь, и это тоже. Это всё одна и та же P-связь. j Вторая часть двойной связи. Что дальше? Сама по себе она слабая, но в сочетании с сигма-связью сближает атомы сильнее, чем обычная сигма-связь. Поэтому двойная связь короче, чем одинарная сигма-связь. Теперь начинается самое интересное. Будь здесь одна сигма-связь, обе группы атомов могли бы вращаться вокруг оси связи. Для вращения вокруг оси связи подходит одинарная связь. Но эти орбитали параллельны друг другу и перекрываются, и эта P-связь не даёт вращаться. Если одна из этих групп атомов вращается, другая вращается с ней. P-связь входит в состав двойной связи, а двойные связи жёсткие. И эти 2 атома водорода не могут вращаться отдельно от 2 других. Их расположение друг относительно друга постоянно. Вот что происходит. Надеюсь, теперь вы понимаете разницу между сигма- и P-связями. Для лучшего понимания давайте рассмотрим пример ацетилена. Он похож на этилен, но в нём есть тройная связь. С каждой стороны по атому водорода. Очевидно, что эти связи являются сигма-связями, образованными sp-орбиталями. 2s-орбиталь гибридизируется с одной из p-орбиталей, получившиеся sp-гибридные орбитали образуют сигма-связи, вот они. Оставшиеся 2 связи — это P-связи. Представьте ещё одну p-орбиталь, направленную на нас, а здесь ещё одну, их вторые половины направлены от нас, и они перекрываются, а здесь по одному атому водорода. Возможно, мне стоит сделать ролик об этом. Надеюсь, я не слишком запутал вас.

Описание

Первая картина наглядного строения тройной связи была дана в теории валентных связей. Тройная связь в рамках теории валентных связей образуется путём перекрытия двух p-орбиталей атомов в двух перпендикулярных плоскостях и одной s-орбитали атома в состоянии sp-гибридизации по оси, соединяющей атомы.

Позднее (1958 г.) Л. Полинг предложил другой путь описания тройной связи, включающей комбинацию трёх равноценных изогнутых простых ковалентных связей[1]. Изгиб ковалентной связи имеет место за счёт электростатического отталкивания электронных пар.

Дальнейшее развитие этих представлений нашло отражение в работах Гиллеспи — Найхолма. Идея учёта отталкивания электронных пар получила заслуженное признание и распространение под названием теории отталкивания электронных пар.

В основу теории положена модель жёстких сфер. Согласно этой модели, длина простой ковалентной связи d равна сумме радиусов двух атомных остовов и диаметра совместно используемой электронной пары (2re):

d = rAостов + rBостов + 2re.

Для гомоядерной двухатомной молекулы ковалентный радиус атома rков = 1/2 d, поэтому справедливо следующее соотношение:

rков = rостов + re,

или

re = rков − rостов.

Из этого соотношения можно рассчитать радиусы электронных пар для большинства элементов, используя значения ковалентных радиусов и ионных радиусов по Полингу, которые соответствуют размерам атомных остовов.[2]

Для атома углерода ковалентный радиус равен 0,77 Å, радиус атомного остова — 0,15 Å, радиус связывающей электронной пары — 0,62 Å, длина химической связи углерод-углерод — 1,54 Å.[2]

Кратность связи Число связывающих электронных пар Длина химической связи, Å Энергия разрыва химической связи, кДж/моль
Одинарная (C−C) одна 1,54 348
двойная (C=C) две 1,34 614
тройная (C≡C) три 1,20 839

Соединения с кратными химическими связями легко вступают в реакции присоединения и получили название непредельных соединений.

См. также

Примечания

  1. Полинг Л. Кекуле и химическая связь (книга «Теоретическая органическая химия») / под. ред. Р. Х. Фрейдлиной. — М.: Издательство иностранной литературы, 1963. — С. 7—16. — 366 с.
  2. 1 2 Гиллеспи Р. Геометрия молекул. — М.: Мир, 1975. — С. 47—48. — 280 с.
Эта страница в последний раз была отредактирована 22 августа 2018 в 18:22.
Основа этой страницы находится в Википедии. Текст доступен по лицензии CC BY-SA 3.0 Unported License. Нетекстовые медиаданные доступны под собственными лицензиями. Wikipedia® — зарегистрированный товарный знак организации Wikimedia Foundation, Inc. WIKI 2 является независимой компанией и не аффилирована с Фондом Викимедиа (Wikimedia Foundation).