Quelles molécules ont une double liaison ? Double liaison

Liaison chimique

Toutes les interactions conduisant à la combinaison de particules chimiques (atomes, molécules, ions, etc.) en substances sont divisées en liaisons chimiques et liaisons intermoléculaires (interactions intermoléculaires).

Liaisons chimiques- se lie directement entre les atomes. Il existe des liaisons ioniques, covalentes et métalliques.

Liaisons intermoléculaires- les connexions entre molécules. Ce sont des liaisons hydrogène, des liaisons ion-dipôle (en raison de la formation de cette liaison, par exemple, la formation d'une couche d'hydratation d'ions se produit), un dipôle-dipôle (en raison de la formation de cette liaison, des molécules de substances polaires sont combinées , par exemple, dans de l'acétone liquide), etc.

Liaison ionique - liaison chimique, formé en raison de l’attraction électrostatique d’ions chargés de manière opposée. Dans les composés binaires (composés de deux éléments), il se forme lorsque les tailles des atomes liés sont très différentes les unes des autres : certains atomes sont grands, d'autres sont petits - c'est-à-dire que certains atomes cèdent facilement des électrons, tandis que d'autres ont tendance à acceptez-les (il s'agit généralement d'atomes d'éléments qui forment des métaux typiques et d'atomes d'éléments qui forment des non-métaux typiques) ; l'électronégativité de ces atomes est également très différente.
La liaison ionique est non directionnelle et non saturable.

Une liaison covalente- une liaison chimique résultant de la formation d'une paire commune d'électrons. Une liaison covalente se forme entre de petits atomes de rayon identique ou similaire. Prérequis- la présence d'électrons non appariés dans les deux atomes liés (mécanisme d'échange) ou d'un doublet libre dans un atome et d'une orbitale libre dans l'autre (mécanisme donneur-accepteur) :

Selon le nombre de communs paires d'électrons les liaisons covalentes sont divisées en
• simple (unique)- une paire d'électrons,
• double- deux paires d'électrons,
• triples- trois paires d'électrons.

Les liaisons doubles et triples sont appelées liaisons multiples.

Selon la répartition de la densité électronique entre les atomes liés, une liaison covalente est divisée en non polaire Et polaire. Pas connexion polaire est formé entre des atomes identiques, polaire - entre des atomes différents.

Électronégativité- une mesure de la capacité d'un atome dans une substance à attirer des paires d'électrons communes.
Les paires électroniques des liaisons polaires sont déplacées vers des éléments plus électronégatifs. Le déplacement des paires d’électrons lui-même est appelé polarisation des liaisons. Les charges partielles (excédentaires) formées lors de la polarisation sont désignées + et -, par exemple : .

En fonction de la nature du chevauchement des nuages ​​​​d'électrons ("orbitales"), une liaison covalente est divisée en -liaison et -liaison.
-Une liaison se forme en raison du chevauchement direct des nuages ​​​​d'électrons (le long de la ligne droite reliant les noyaux atomiques), -une liaison se forme en raison du chevauchement latéral (des deux côtés du plan dans lequel se trouvent les noyaux atomiques).

Une liaison covalente est directionnelle et saturable, ainsi que polarisable.
Expliquer et prédire la direction mutuelle de liaisons de valence utiliser le modèle d’hybridation.

Hybridation orbitales atomiques et nuages ​​électroniques- l'alignement supposé des orbitales atomiques en énergie, et de la forme des nuages ​​d'électrons lorsqu'un atome forme des liaisons covalentes.
Les trois types d’hybridation les plus courants sont : sp-, sp 2 et sp 3-hybridation. Par exemple:
sp-hybridation - en molécules C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (structure linéaire) ;
sp 2-hybridation - en molécules C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (forme triangulaire plate);
sp 3-hybridation - en molécules CCl 4, SiH 4, CH 4 (forme tétraédrique); NH 3 (forme pyramidale) ; H 2 O (forme angulaire).

Connexion métallique- liaison chimique formée en raison de la socialisation électrons de valence de tous les atomes liés d’un cristal métallique. En conséquence, un seul nuage électronique du cristal se forme, qui se déplace facilement sous l'influence de tension électrique- d'ici conductivité électrique élevée les métaux
Une liaison métallique se forme lorsque les atomes liés sont gros et ont donc tendance à céder des électrons. Les substances simples avec une liaison métallique sont des métaux (Na, Ba, Al, Cu, Au, etc.), les substances complexes sont des composés intermétalliques (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8, etc.).
La liaison métallique n'a ni directionnalité ni saturation. Il est également conservé dans des métaux fondus.

Liaison hydrogène- une liaison intermoléculaire formée en raison de l'acceptation partielle d'une paire d'électrons d'un atome hautement électronégatif par un atome d'hydrogène avec une charge partielle positive importante. Il se forme dans les cas où une molécule contient un atome avec une paire d'électrons non liants et une électronégativité élevée (F, O, N), et l'autre contient un atome d'hydrogène lié par une liaison hautement polaire à l'un de ces atomes. Exemples de liaisons hydrogène intermoléculaires :

H-O-H OH 2 , H-O-H NH 3 , H-O-H F-H, H-F H-F.

Des liaisons hydrogène intramoléculaires existent dans les molécules de polypeptides, d'acides nucléiques, de protéines, etc.

L’énergie de liaison est une mesure de la force de toute liaison.
Énergie de communication- l'énergie nécessaire pour rompre une liaison chimique donnée dans 1 mole d'une substance. L'unité de mesure est 1 kJ/mol.

Les énergies des liaisons ioniques et covalentes sont du même ordre, l'énergie des liaisons hydrogène est d'un ordre de grandeur inférieure.

L'énergie d'une liaison covalente dépend de la taille des atomes liés (longueur de la liaison) et de la multiplicité de la liaison. Plus les atomes sont petits et plus la multiplicité des liaisons est grande, plus leur énergie est grande.

L'énergie de la liaison ionique dépend de la taille des ions et de leurs charges. Plus les ions sont petits et plus leur charge est grande, plus l'énergie de liaison est grande.

Structure de la matière

Selon le type de structure, toutes les substances sont divisées en moléculaire Et non moléculaire. Parmi matière organique les substances moléculaires prédominent ; parmi les substances inorganiques, les substances non moléculaires prédominent.

En fonction du type de liaison chimique, les substances sont divisées en substances à liaisons covalentes, substances à liaisons ioniques (substances ioniques) et substances à liaisons métalliques (métaux).

Les substances ayant des liaisons covalentes peuvent être moléculaires ou non moléculaires. Cela affecte considérablement leurs propriétés physiques.

Les substances moléculaires sont constituées de molécules reliées les unes aux autres par des liaisons intermoléculaires faibles, notamment : H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 et autres substances simples; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, polymères organiques et bien d'autres substances. Ces substances n'ont pas une résistance élevée, elles ont basses températures fondre et bouillir, ne pas effectuer électricité, certains d'entre eux sont solubles dans l'eau ou dans d'autres solvants.

Substances non moléculaires avec des liaisons covalentes ou substances atomiques(diamant, graphite, Si, SiO 2, SiC et autres) forment des cristaux très résistants (à l'exception du graphite en couches), ils sont insolubles dans l'eau et d'autres solvants, ont hautes températures fondant et bouillant, la plupart d'entre eux ne conduisent pas le courant électrique (à l'exception du graphite, qui est électriquement conducteur, et des semi-conducteurs - silicium, germanium, etc.)

Toutes les substances ioniques sont naturellement non moléculaires. Ce sont des substances solides et réfractaires, des solutions et des masses fondues qui conduisent le courant électrique. Beaucoup d'entre eux sont solubles dans l'eau. Il convient de noter que dans substances ioniques ah, dont les cristaux sont constitués d'ions complexes, il existe également des liaisons covalentes, par exemple : (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-), (NH 4 +)( NO 3-) etc. Les atomes qui composent les ions complexes sont reliés par des liaisons covalentes.

Métaux (substances avec des liaisons métalliques) très diverses dans leurs propriétés physiques. Parmi eux, on trouve des métaux liquides (Hg), très mous (Na, K) et très durs (W, Nb).

Caractéristique propriétés physiques Les métaux sont leur conductivité électrique élevée (contrairement aux semi-conducteurs, elle diminue avec l'augmentation de la température), leur capacité thermique élevée et leur ductilité (pour les métaux purs).

A l’état solide, presque toutes les substances sont composées de cristaux. Selon le type de structure et le type de liaison chimique, les cristaux (" réseaux cristallins") divisé par atomique(les cristaux ne sont pas substances moléculaires avec une liaison covalente), ionique(cristaux de substances ioniques), moléculaire(cristaux de substances moléculaires avec des liaisons covalentes) et métal(cristaux de substances avec une liaison métallique).

Tâches et tests sur le thème "Thème 10. "Liaison chimique. Structure de la matière."

• Types de liaison chimique - Structure de la matière grade 8-9

  Leçons : 2 Devoirs : 9 Tests : 1

• Devoirs : 9 Tests : 1

Après avoir travaillé sur ce sujet, vous devez comprendre les concepts suivants : liaison chimique, liaison intermoléculaire, liaison ionique, liaison covalente, liaison métallique, liaison hydrogène, connexion simple, double liaison, triple liaison, liaisons multiples, liaison non polaire, liaison polaire, électronégativité, polarisation des liaisons, liaison - et -, hybridation des orbitales atomiques, énergie de liaison.

Vous devez connaître la classification des substances par type de structure, par type de liaison chimique, la dépendance des propriétés des substances simples et complexes sur le type de liaison chimique et le type de « réseau cristallin ».

Vous devez être capable de : déterminer le type de liaison chimique dans une substance, le type d'hybridation, dresser des schémas de formation de liaison, utiliser la notion d'électronégativité, un nombre d'électronégativité ; savoir comment l'électronégativité change éléments chimiques une période et un groupe pour déterminer la polarité d'une liaison covalente.

Après vous être assuré que tout ce dont vous avez besoin a été appris, passez à l'exécution des tâches. Nous vous souhaitons du succès.

• O. S. Gabrielyan, G. G. Lysova. Chimie 11e année. M., Outarde, 2002.
• GE Rudzitis, FG Feldman. Chimie 11e année. M., Éducation, 2001.

Double liaison

une liaison covalente à quatre électrons entre deux atomes adjacents dans une molécule. D. s. généralement indiqué par deux valences premières : >C=C<, >C=N ≈, >C=O, >C=S, ≈ N=N ≈, ≈ H=O, etc. Cela implique qu'une paire d'électrons avec des orbitales hybrides sp2 ou sp forme une liaison s (voir. riz. 1), dont la densité électronique est concentrée le long de l'axe interatomique ; Une liaison S est similaire à une liaison simple. Une autre paire d'électrons avec des orbitales p forme une liaison p dont la densité électronique est concentrée en dehors de l'axe interatomique. Si dans l'éducation D. s. les atomes du groupe IV ou V participent tableau périodique, alors ces atomes et les atomes qui leur sont directement connectés sont situés dans le même plan ; les angles de liaison sont égaux à 120╟. Dans le cas de systèmes asymétriques, une distorsion est possible structure moleculaire. D. s. plus court qu'une simple liaison et caractérisé par une barrière énergétique élevée à la rotation interne ; Par conséquent, les positions des substituants sur les atomes liés par des liaisons ne sont pas équivalentes, ce qui provoque le phénomène d'isomérie géométrique. Les composés contenant D. sont capables de réactions d'addition. Si D. s. est électroniquement symétrique, alors les réactions s'effectuent à la fois par des mécanismes radicalaires (par homolyse de la liaison p) et ioniques (du fait de l'effet polarisant du milieu). Si les électronégativités des atomes liés à la liaison sont différentes ou si différents substituants leur sont liés, alors la liaison p est fortement polarisée. Les composés contenant du D. polaire sont sujets à l'addition par un mécanisme ionique : au D. attirant les électrons avec. Les réactifs nucléophiles se fixent facilement, ainsi que les réactifs donneurs d'électrons. ≈ électrophile. La direction du déplacement des électrons pendant la polarisation D. Il est d'usage d'indiquer avec des flèches dans les formules et les frais excédentaires qui en résultent avec des symboles d- Et d+. Cela permet de mieux comprendre le radical et mécanismes ioniques réactions d'addition :

Dans les composés avec deux liaisons dynamiques séparées par une liaison simple, les liaisons p sont conjuguées et un seul nuage d'électrons p se forme, dont la labilité se manifeste tout au long de la chaîne ( riz. 2, gauche). La conséquence de cette conjugaison est la capacité à subir des réactions d'addition 1,4 :

Si trois D. s. sont conjugués dans un cycle à six chaînons, alors le sextet d'électrons p devient commun à l'ensemble du cycle et un système aromatique relativement stable se forme (voir. riz. 2, sur la droite). L'ajout de réactifs électrophiles et nucléophiles à de tels composés est énergétiquement entravé. (Voir aussi Liaison chimique.)

G.A. Sokolsky.

Wikipédia

Double liaison (homonymie)

Double liaison:

• Une double liaison est une liaison chimique entre deux atomes formés par deux paires d'électrons ; cas particulier connexion multiple.
• Double liaison - la même chose que message double, un concept psychologique dans la théorie de la schizophrénie de Gregory Bateson.

Double liaison

Double liaison- une liaison covalente entre deux atomes d'une molécule via deux paires d'électrons partagées. La structure d'une double liaison se reflète dans la théorie des liaisons de valence. Dans cette théorie, on pensait qu'une double liaison était formée par une combinaison de liaisons sigma (Fig. 1) et pi (Fig. 2).

Lors d'un colloque sur la théorie chimie organique(Londres, septembre 1958) un rapport fut présenté par L. Pauling, deux fois lauréat prix Nobel. Le rapport de Pauling était consacré à la nature de la double liaison. A été offert nouvelle façon descriptions d'une double liaison comme une combinaison de deux liaisons courbées identiques.

Décrire les liaisons doubles et triples à l'aide du concept de liaisons courbes explique certaines de leurs propriétés de manière frappante. Ainsi, si plusieurs liaisons ont la forme d'arcs d'une longueur de 1,54 Å (la longueur d'une seule liaison carbone-carbone) et direction de départ coïncide avec celle tétraédrique, alors leur longueur calculée s'avère être égale à 1,32 Å pour une double liaison et 1,18 Å pour une triple liaison, ce qui correspond bien valeurs expérimentales 1,33 et 1,20 Å."

La poursuite du développement les idées sur la répulsion électrostatique des électrons ont été entreprises dans la théorie de la répulsion des paires d'électrons par R. Gillespie.

L'éthylène pour la chimie organique n'est peut-être pas une brique, mais un bloc entier. La molécule d'éthylène est constituée de deux atomes de carbone et de quatre atomes d'hydrogène.
Comment est construit l’éthylène ? En effet, dans tous les composés organiques, le carbone doit être tétravalent, et dans la molécule d’éthylène, chaque atome de carbone est lié à un autre carbone et à deux hydrogènes, c’est-à-dire comme s’il était trivalent.
Non, aucune violation du principe de tétravalence du carbone n'est observée dans la molécule d'éthylène : deux atomes de carbone sont reliés entre eux non pas par une simple, comme dans l'éthane, mais par une double liaison. Chaque valence est indiquée par un trait, et si on relie deux atomes de carbone par deux traits, on garde le carbone tétravalent :
Mais que se cache-t-il derrière de telles désignations, en quoi la connexion représentée par une ligne diffère-t-elle de la connexion représentée par deux lignes ?
Rappelons comment se forme la molécule d'éthane. Autour de chaque atome de carbone, suite à l'hybridation, c'est-à-dire au mélange, en moyenne une orbitale 5 et trois orbitales p, quatre dirigées vers différents côtés orbitales 5p3 hybridées absolument identiques.

Dans le cas de l’éthylène, les liaisons entre les atomes de carbone sont construites différemment. Ici, seules deux orbitales se mélangent avec une orbitale 5. En conséquence, trois orbitales 5p2 hybridées se forment, qui se trouvent dans le même plan : deux d'entre elles se chevauchent avec les orbitales 5 de deux atomes d'hydrogène et lient ces hydrogènes au carbone, et la la troisième orbitale $p2 chevauche exactement la même orbitale du deuxième atome de carbone. Cette liaison représente l'une des lignes entre deux atomes de carbone. Que symbolise la deuxième ligne ?
Rappelons-nous : il nous reste encore un électron p. Il forme un nuage en forme de huit volumétrique, dirigé perpendiculairement au plan de trois orbitales. Ces nuages ​​d'électrons (un chiffre huit de chaque carbone) peuvent également se chevaucher, mais pas « face à face ». car deux orbitales $p2 se chevauchent, mais "latéralement". Ce chevauchement est indiqué par le deuxième tiret. La connexion du premier type (« fronts ») est désignée lettre grecque a (sigma), et la liaison dans laquelle les nuages ​​d'électrons chevauchent les « côtés » est appelée une liaison i (et ces électrons eux-mêmes sont appelés électrons i). Dans l’ensemble, c’est une double liaison. La double liaison est plus courte que la simple liaison, sa longueur est de 0,133 mm.
Nous avons donc démonté la structure d'une autre partie à partir de laquelle nous pouvons construire des « bâtiments » composés organiques. De quel genre de bâtiments s’agit-il ?
Prenons d'abord les combinaisons suivantes : une molécule d'éthylène et plusieurs molécules de méthane. Si un atome d'hydrogène dans une molécule d'éthylène est remplacé par un groupe méthyle (c'est-à-dire un résidu méthane), nous obtenons du propylène (autrement appelé propène) CH2=CH-CH3.
Construisons maintenant le terme suivant série homologue(c'est-à-dire le membre avec un groupe CH2 supplémentaire). Pour ce faire, nous remplaçons l’un des atomes d’hydrogène du propylène par un groupe méthyle. Il existe plusieurs possibilités pour une telle substitution ; nous obtenons ainsi trois butylènes (butènes) différents.
En remplaçant l'hydrogène du groupe méthyle, on arrive au butène-1 normal : CH2=CH-CH2-CH3. Remplacer l'hydrogène à l'autre extrémité donnera du butène-2 : CH3—€H=CH—CH3. Finalement, en remplaçant le seul hydrogène au niveau de la double liaison, on obtient du mso-butylène : CH2=C(CH3)2. Ce sont trois substances différentes qui ont différentes températures bouillante et fondante. La composition de tous ces hydrocarbures se reflète formule générale XiaN2p. De même, vous pouvez dériver les formules de tous les pentènes, hexènes, etc. possibles.
Nous avons donc appris à recevoir Pas hydrocarbures saturés sur papier. Comment les obtenir concrètement ?
La principale source des alcènes les plus simples (c'est-à-dire les hydrocarbures insaturés) sont les produits pétroliers, à partir desquels l'éthylène est isolé après chauffage et distillation.
propylène, butylènes... Si vous chauffez un alcane (hydrocarbure saturé) à 500-600 °C sous haute pression en présence d'un catalyseur, deux atomes d'hydrogène sont séparés et un alcène se forme. A partir du n-butane, par exemple, on obtient un mélange de butène-1 et de butène-2.
En laboratoire, les hydrocarbures insaturés (par exemple l'éthylène) sont obtenus en éliminant l'eau des alcools ; Pour ce faire, ils sont chauffés avec une quantité catalytique d'acide :
IDO 200 °C CH3—CH2—OH ----- CH2=CH2
Il est également possible de séparer une molécule d'halogénure d'hydrogène avec un alcali des dérivés halogénés d'hydrocarbures saturés :
NaON
СНз-СНз-СН2С1 Ш СНз-СН=СН2-НС !
La gamme de réactions dans lesquelles entrent les composés à double liaison est beaucoup plus diversifiée et plus large que l'ensemble des transformations des alcanes. Considérons l'une de ces réactions de composés insaturés.
Les substances insaturées ajoutent des halogènes-hydrogènes au niveau de la double liaison et des hydrocarbures saturés substitués par un halogène se forment (c'est-à-dire que la réaction opposée à celle qui vient d'être écrite se produit). Mais si vous ajoutez un halogénure d'hydrogène à un alcène asymétrique. (à celui dans lequel les deux côtés de la double liaison sont situés divers groupes), alors deux dérivés différents peuvent être obtenus, par exemple dans le cas du propène, soit CH3CHHCH2C1, soit CH3CHNH3.
Cette réaction a été étudiée par le chimiste russe V.V. Markovnikov au siècle dernier. Il établit la règle qui porte aujourd'hui son nom : un halogène s'attache à l'atome de carbone le moins hydrogéné (c'est-à-dire celui lié à le plus petit nombre atomes d'hydrogène). Cela signifie que principalement du chlorure d'isopropyle CH3CHC1CH3 est formé à partir du propylène. Mais pourquoi la réaction est en cours exactement? Théorie moderne donne une explication de la règle de Markovikov. Nous présenterons cette théorie sous une forme quelque peu simplifiée.
Le fait est que les mécanismes, même simples à première vue réactions chimiques assez complexe, comprenant plusieurs étapes. Il en va de même pour la réaction d’addition d’halogénure d’hydrogène. Une molécule de chlorure d’hydrogène ne s’attache pas immédiatement à une molécule d’alcène, mais en partie. L'hydrogène est ajouté en premier sous la forme du proton P1+. Un proton chargé positivement s'approche d'une molécule de propylène. Quel atome de carbone relié par une double liaison va-t-il attaquer ? Il s’avère qu’il s’agit de la charge la plus externe, car elle contient une petite charge négative, désignée b— (delta moins). Mais comment est née cette charge, ce léger excès de densité électronique ?
Le groupe méthyle en est responsable. Il semble éloigner les électrons de lui-même, qui s'accumulent donc au niveau de l'atome de carbone opposé, loin du groupe méthyle. Soulignons encore une fois que ce changement de densité électronique est très faible. C’est bien moins que si un électron entier se déplaçait de l’atome de carbone central vers l’atome externe. Il faudrait alors mettre un plus sur l'atome du milieu et un moins sur l'atome extrême (on met le signe d—, ce qui signifie une petite partie du total charge négativeélectron).
Ainsi, il est désormais clair qu’un proton chargé positivement s’approchera beaucoup plus facilement de l’atome de carbone le plus externe, qui porte une certaine densité électronique excédentaire.
Un proton chargé positivement s'attache à une molécule non chargée et lui transfère sa charge. Où se situera cette redevance ? Si un proton devait s’attacher à l’atome de carbone central, une charge apparaîtrait sur le carbone le plus externe. En fait, le proton s’approche de l’atome de carbone le plus externe et la charge apparaît sur le carbone central. Cela fait-il une différence là où la charge est concentrée ? Oui, et il y a une grande différence. Les deux carbocations (c.-à-d. particules organiques, portant charge positive sur un atome de carbone) sont instables et vivent très peu de temps. Mais quand même, le deuxième cation est plus stable : le fait est qu'il est entouré des deux côtés par des groupes méthyle ; et nous savons déjà que les groupes méthyle sont capables de donner des électrons et de les repousser. Il s'avère que les groupes méthyle compensent partiellement la charge positive résultante. Et plus cette charge est faible, plus le carbocation est stable. Dans le premier cas, la charge positive est éteinte par un seul groupe éthyle ; ce carbocation sera moins stable que le second.
En règle générale, plus une particule est stable, plus elle est facile à former. Cela signifie que le deuxième carbocation sera obtenu beaucoup plus souvent que le premier. La deuxième étape de la réaction est l’ajout d’un ion chlore chargé négativement au carbocation. Étant donné que le carbocation du deuxième type prédomine dans les produits de la première étape, à la suite de l'ensemble de la réaction, une molécule de 1-chloropropane produit des milliers de molécules de l'isomère dans lequel le chlore est lié au carbone moyen. C'est pourquoi nous disons que l'adhésion se déroule principalement selon la règle de Markovnikov. Deux facteurs – la localisation de l'attaque du proton dans la première étape et la stabilité du carbocation formé par la suite – déterminent le respect de cette règle.
Les composés insaturés se fixent facilement non seulement chlorure d'hydrogène, mais aussi. de nombreuses autres molécules. Exemples typiques transformations chimiques l'éthylène sont indiqués dans le diagramme.
Le lecteur peut se demander : y a-t-il molécules organiques, construit uniquement à partir de blocs d'éthylène ? Oui, ils existent. Et le représentant le plus simple est le butadiène CH2=CH-CH=CH2. Ce composé est largement utilisé dans la production caoutchouc synthétique. L'hydrocarbure lycopène (cristaux rouges) a été trouvé dans les tomates et les fruits. Il y a 13 doubles liaisons dans la chaîne carbonée de cette substance.

L'éthylène pour la chimie organique n'est peut-être pas une brique, mais un bloc entier. La molécule d’éthylène est constituée de deux atomes de carbone et de quatre atomes d’hydrogène. Comment est construit l’éthylène ? En effet, dans tous les composés organiques, le carbone doit être tétravalent, et dans la molécule d’éthylène, chaque atome de carbone est lié à un autre carbone et à deux hydrogènes, c’est-à-dire comme s’il était trivalent.

Non, il n'y a pas de violation du principe de tétravalence du carbone dans la molécule d'éthylène : deux atomes de carbone sont reliés entre eux non seulement, comme dans l'éthane, mais double liaison. Chaque valence est indiquée par un trait, et si on relie deux atomes de carbone par deux traits, on garde le carbone tétravalent :

Mais que se cache-t-il derrière de telles désignations, en quoi la connexion représentée par une ligne diffère-t-elle de la connexion représentée par deux lignes ?

Rappelons comment se forme la molécule d'éthane. Autour de chaque atome de carbone résultant de l'hybridation, c'est-à-dire du mélange, de la moyenne d'un s- et trois R.-les orbitales sont formées en quatre orbitales hybridées complètement identiques dirigées dans des directions différentes épisode 3-orbitales.

Dans le cas de l’éthylène, les liaisons entre les atomes de carbone sont construites différemment. Seulement deux se mélangent ici R.-orbitales avec une orbitale s. En conséquence, trois hybrides épisode 2-orbitales qui se trouvent dans le même plan : deux d'entre elles se chevauchent s-orbitales de deux atomes d'hydrogène et lient ces hydrogènes au carbone, et la troisième orbitale épisode 2 chevauche exactement la même orbitale du deuxième atome de carbone. Cette liaison représente l'une des lignes entre deux atomes de carbone. Que symbolise la deuxième ligne ?

Rappelons-nous : il nous reste encore un électron p. Il forme un nuage en forme de huit volumétrique, dirigé perpendiculairement au plan de trois épisode 2-orbitales. Ces nuages ​​d'électrons (un huit pour chaque carbone) peuvent également se chevaucher, mais pas « face à face », car deux se chevauchent. épisode 2-orbitales, mais « latéralement ». Ce chevauchement est indiqué par le deuxième tiret. La connexion du premier type (« fronts ») est désignée par la lettre grecque o (sigma), et la connexion dans laquelle les nuages ​​d'électrons

Les « côtés » superposés sont appelés liaisons π (et ces électrons eux-mêmes sont appelés électrons π). Dans l’ensemble, c’est une double liaison. La double liaison est plus courte qu'une simple liaison, sa longueur est de 0,133 nm.

Nous avons donc démonté la structure d’une autre partie à partir de laquelle nous pouvons construire des « bâtiments » de composés organiques. De quel genre de bâtiments s’agit-il ?

Prenons d'abord les combinaisons suivantes : une molécule d'éthylène et plusieurs molécules de méthane. Si un atome d'hydrogène dans la molécule d'éthylène est remplacé par un groupe méthyle (c'est-à-dire un résidu méthane), nous obtenons du propylène (autrement appelé propène) CH 2 = CH-CH 3.

Construisons maintenant le membre suivant de la série homologue (c'est-à-dire le membre avec un groupe CH 2 supplémentaire). Pour ce faire, nous remplaçons l’un des atomes d’hydrogène du propylène par un groupe méthyle. Il existe plusieurs possibilités pour une telle substitution ; nous obtenons ainsi trois butylènes (butènes) différents.

En remplaçant l'hydrogène du groupe méthyle, on arrive au butène-1 normal : CH 2 =CH-CH2-CH3. La substitution de l'hydrogène à l'autre extrémité donnera du butène-2 : CH 3 -CH=CH-CH 3 . Finalement, en remplaçant le simple hydrogène au niveau de la double liaison, on obtient iso-butylène : CH 2 = C (CH 3) 2. Ce sont trois substances différentes qui ont des points d’ébullition et de fusion différents. La composition de tous ces hydrocarbures est reflétée par la formule générale C n N 2n. De même, vous pouvez dériver les formules de tous les pentènes, hexènes, etc. possibles.

Nous avons donc appris à produire des hydrocarbures insaturés sur papier. Comment les obtenir concrètement ?

Principale source de protozoaires alcènes(c'est-à-dire des hydrocarbures insaturés) - produits pétroliers, à partir desquels, après chauffage et distillation, sont isolés l'éthylène, le propylène, les butylènes... Si vous chauffez un alcane (hydrocarbure saturé) à 500-600°C sous haute pression en présence de un catalyseur, puis deux atomes d’hydrogène sont séparés pour former un alcène. Depuis n-le butane, par exemple, produit un mélange de butène-1 et de butène-2.

En laboratoire, les hydrocarbures insaturés (par exemple l'éthylène) sont obtenus en éliminant l'eau des alcools ; Pour ce faire, ils sont chauffés avec une quantité catalytique d'acide :

Vous pouvez également séparer une molécule d'halogénure d'hydrogène avec un alcali des dérivés halogènes d'hydrocarbures saturés :

La gamme de réactions dans lesquelles entrent les composés à double liaison est beaucoup plus diversifiée et plus large que l'ensemble des transformations des alcanes. Considérons l'une de ces réactions de composés insaturés.

Les substances insaturées ajoutent des halogénures d'hydrogène au niveau de la double liaison et des hydrocarbures saturés substitués par un halogène se forment (c'est-à-dire que la réaction opposée à celle qui vient d'être écrite se produit). Mais si vous ajoutez un halogénure d'hydrogène à un alcène asymétrique (celui qui a des groupes différents des deux côtés de la double liaison), vous pouvez obtenir deux dérivés différents, par exemple, dans le cas du propène, soit CH 3 CH 2 CH 2 Cl ou CH 3 CHClCH 3.

Cette réaction a été étudiée par le chimiste russe V.V. Markovnikov au siècle dernier. Il a établi la règle qui porte aujourd'hui son nom : un halogène s'attache à l'atome de carbone le moins hydrogéné (c'est-à-dire celui qui est lié au moins d'atomes d'hydrogène). Cela signifie que le chlorure est principalement formé à partir du propylène. iso-propyle CH 3 CHClCH 3 . Mais pourquoi la réaction se produit-elle de cette façon ? La théorie moderne fournit une explication de la règle de Markovnikov. Nous présenterons cette théorie sous une forme quelque peu simplifiée.

Le fait est que les mécanismes de réactions chimiques, même apparemment simples, sont assez complexes et comprennent plusieurs étapes. Il en va de même pour la réaction d’addition d’halogénure d’hydrogène. Une molécule de chlorure d’hydrogène ne s’attache pas immédiatement à une molécule d’alcène, mais en partie. L'hydrogène est ajouté en premier sous forme de proton H+. Un proton chargé positivement s'approche d'une molécule de propylène. Quel atome de carbone relié par une double liaison va-t-il attaquer ? Il s’avère qu’il s’agit de la charge extrême, car elle contient une petite charge négative, désignée δ- (delta moins). Mais comment est née cette charge, ce léger excès de densité électronique ?

Le groupe de metal est "à blâmer" pour cela. Il semble éloigner les électrons de lui-même, qui s'accumulent donc au niveau de l'atome de carbone opposé, loin du groupe méthyle. Soulignons encore une fois que ce changement de densité électronique est très faible. C’est bien moins que si un électron entier se déplaçait de l’atome de carbone central vers l’atome externe. Ensuite, il faudrait mettre un plus sur l'atome du milieu et un moins sur l'extrême (nous mettons le signe δ-, ce qui signifie une petite partie de la charge négative totale de l'électron).

Ainsi, il est désormais clair qu’un proton chargé positivement s’approchera beaucoup plus facilement de l’atome de carbone le plus externe, qui porte une certaine densité électronique excédentaire.

Un proton chargé positivement s'attache à une molécule non chargée et lui transfère sa charge. Où se situera cette redevance ? Si un proton devait s’attacher à l’atome de carbone central, une charge apparaîtrait sur le carbone le plus externe. En fait, le proton s'approche de l'atome de carbone le plus externe et la charge apparaît sur le carbone central. Y a-t-il une différence là où la charge est concentrée ? Oui, et il y a une grande différence. Les deux carbocations (c’est-à-dire les particules organiques qui portent une charge positive sur l’atome de carbone) sont instables et ont une durée de vie très courte. Mais quand même, le deuxième cation est plus stable : le fait est qu'il est entouré des deux côtés par des groupes méthyle ; et nous savons déjà que les groupes méthyle sont capables de donner des électrons et de les repousser d'eux-mêmes. Il s'avère que les groupes méthyle compensent partiellement la charge positive résultante, et plus cette charge est faible, plus le carbocation est stable. Dans le premier cas, il y a une charge positive. est désactivé par un seul groupe éthyle, ce carbocation sera moins stable que le second.

En règle générale, plus une particule est stable, plus elle est facile à former. Cela signifie que le deuxième carbocation sera obtenu beaucoup plus souvent que le premier. La deuxième étape de la réaction est l’ajout d’un ion chlore chargé négativement au carbocation. Étant donné que le carbocation du deuxième type prédomine dans les produits de la première étape, à la suite de l'ensemble de la réaction, une molécule de 1-chloropropane produit des milliers de molécules de l'isomère dans lequel le chlore est lié au carbone moyen. C'est pourquoi nous disons que l'adhésion se déroule principalement selon la règle de Markovnikov. Deux facteurs - le site de l'attaque du proton dans la première étape et la stabilité du carbocation formé par la suite - déterminent le respect de cette règle.

Les composés insaturés fixent facilement non seulement le chlorure d'hydrogène, mais également de nombreuses autres molécules. Des exemples typiques de transformations chimiques de l'éthylène sont présentés dans le diagramme.

Le lecteur se posera peut-être une question : existe-t-il des molécules organiques construites uniquement à partir de blocs d’éthylène ? Oui, ils existent. Et le représentant le plus simple est le butadiène CH 2 =CH-CH=CH2. Ce composé est largement utilisé dans la production de caoutchouc synthétique. L'hydrocarbure lycopène a été trouvé dans les tomates et les fruits - des cristaux rouges. Il y a 13 doubles liaisons dans la chaîne carbonée de cette substance.

Double liaison

une liaison covalente à quatre électrons entre deux atomes adjacents dans une molécule. D. s. généralement désigné par deux valeurs premières de valence : >C=CC=N -, >C=O, >C=S, - N=N -, - H=O, etc. Cela implique qu'une paire d'électrons avec épisode 2 ou sp- les orbitales hybridées forment une liaison σ (voir. riz. 1 ), dont la densité électronique est concentrée le long de l'axe interatomique ; La liaison σ est similaire à une liaison simple. Une autre paire d'électrons avec R.-orbitales forme une liaison π dont la densité électronique est concentrée en dehors de l'axe interatomique. Si dans l'éducation D. s. des atomes du groupe IV ou V du système périodique y participent, alors ces atomes et les atomes qui leur sont directement associés sont situés dans le même plan ; les angles de liaison sont de 120°. Dans le cas de systèmes asymétriques, des distorsions de la structure moléculaire sont possibles. D. s. plus court qu'une simple liaison et caractérisé par une barrière énergétique élevée à la rotation interne ; par conséquent, les positions des substituants sur les atomes liés par des liaisons ne sont pas équivalentes, ce qui donne lieu au phénomène d'isomérie géométrique (voir Isomérie). Les composés contenant D. sont capables de réactions d'addition. Si D. s. est électroniquement symétrique, alors les réactions s'effectuent à la fois par des mécanismes radicalaires (par homolyse de la liaison π) et par des mécanismes ioniques (dus à l'effet polarisant du milieu). Si les électronégativités des atomes liés au DS sont différentes ou si différents substituants leur sont liés, alors la liaison π est fortement polarisée. Les composés contenant du D. polaire sont sujets à l'addition par un mécanisme ionique : au D. attirant les électrons avec. Les réactifs nucléophiles se fixent facilement, ainsi que les réactifs donneurs d'électrons. - électrophile. La direction du déplacement des électrons pendant la polarisation D. Il est d'usage d'indiquer avec des flèches dans les formules et les frais excédentaires qui en résultent avec des symboles δ - Et δ + . Cela facilite la compréhension des mécanismes radicaux et ioniques des réactions d’addition :

Dans les composés avec deux liaisons dynamiques séparées par une liaison simple, la conjugaison des liaisons π a lieu et la formation d'un seul nuage d'électrons π, dont la labilité se manifeste tout au long de la chaîne ( riz. 2 , gauche). La conséquence de cette conjugaison est la capacité à subir des réactions d'addition 1,4 :

G.A. Sokolsky.

Riz. 1. Schéma de double liaison >C = C

Grand Encyclopédie soviétique. - M. : Encyclopédie soviétique. 1969-1978 .

Voyez ce qu'est une « double liaison » dans d'autres dictionnaires :

Double liaison : Une double liaison est une liaison chimique entre deux atomes formés par deux paires d'électrons ; un cas particulier de connexion multiple. Concept psychologique de double liaison (ou double message) dans la théorie de la schizophrénie de Gregory Bateson ... Wikipédia

DOUBLE LIAISON- Fr. : Double bind Selon Erickson et Rossi, une double bind est une proposition de choix plutôt simpliste et illusoire (Erickson & Rossi, 1976, p. 62.) : « Voulez-vous expérimenter une transe profonde ou une transe médium un?" Une alternative est proposée, mais le résultat est... ... Hypnose nouvelle : glossaire, principes et méthode. Introduction à l'hypnothérapie ericksonienne

double liaison- dvigubasis ryšys statusas T sritis chemija apibrėžtis Du kovalentiniai ryšiai tarp dviejų atomų. atitikmenys : engl. double liaison; liaison éthylène rus. double liaison; liens d'éthylène: sinonimas – dvilypis ryšys sinonimas – etileninis ryšys … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

double liaison- dvilypis ryšys statusas T sritis fizika atitikmenys : engl. vok à double liaison. Doppelbindung, f rus. double liaison, f pranc. liaison double, f … Fizikos terminų žodynas

Chimique. liaison entre atomes voisins dans une molécule réalisée par deux paires d'électrons. Caractéristique ch. arr. pour le bio Connexions. Représenté graphiquement par deux traits de valence, par exemple, Connexions avec D. s. (voir par exemple Ethylène, Butènes, ... ... Grand dictionnaire polytechnique encyclopédique

Voir plusieurs liens... Encyclopédie chimique

Voir plusieurs liens... Sciences naturelles. Dictionnaire encyclopédique

Double liaison- Troubles de la communication observés dans les familles de patients atteints de schizophrénie. La communication entre patients et parents prend un caractère multiforme, s'effectuant sur deux plans incompatibles sur le plan affectif. Par exemple, un patient atteint de schizophrénie, se réjouissant... ... Dictionnaire termes psychiatriques

Double liaison- une violation dans le domaine de la communication entre l'enfant et le parent, lorsque l'enfant reçoit des messages contradictoires de ce dernier. Par exemple, une mère qui ne l'accepte pas sentiment tendre envers l'enfant, repousse l'enfant par sa froideur, puis exprime un amour ostentatoire... Dictionnaire encyclopédique de psychologie et de pédagogie

Ce terme a d'autres significations, voir Double liaison. 1. Connexion Sigma... Wikipédia

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