Organinės chemijos etilenas, ko gero, yra ne plyta, o visas blokas. Etileno molekulė susideda iš dviejų anglies atomų ir keturių vandenilio atomų.
Kaip gaminamas etilenas? Iš tiesų visuose organiniuose junginiuose anglis turi būti keturvalentė, o etileno molekulėje kiekvienas anglies atomas yra prijungtas prie kitos anglies ir dviejų vandenilių, t.y., tarsi trivalentis.
Ne, etileno molekulėje nepastebėtas anglies tetravalencijos principo pažeidimas: du anglies atomai yra sujungti ne paprastu, kaip etane, o dviguba jungtimi. Kiekvienas valentas žymimas linija, o jei sujungiame du anglies atomus dviem linijomis, išliksime keturiavalente:
Tačiau kas slepiasi po tokiais įvardinimais, kuo viena linija pavaizduotas ryšys skiriasi nuo dviejų linijų pavaizduoto ryšio?
Prisiminkime, kaip susidaro etano molekulė. Aplink kiekvieną anglies atomą dėl hibridizacijos, t. y. maišymo, vienos 5 ir trijų p-orbitalių, keturių nukreiptų į vidurkį, rezultatas skirtingos pusės absoliučiai identiškos hibridizuotos 5p3 orbitalės.
Etileno atveju ryšiai tarp anglies atomų konstruojami skirtingai. Čia susimaišo tik dvi orbitalės su viena 5 orbitale. Dėl to susidaro trys hibridizuotos 5p2 orbitalės, kurios yra toje pačioje plokštumoje: dvi iš jų persidengia su dviejų vandenilio atomų 5 orbitomis ir suriša šiuos vandenilius su anglimi. trečioji $p2 orbita persidengia su lygiai ta pačia antrojo anglies atomo orbitale. Ši jungtis sudaro vieną iš linijų tarp dviejų anglies atomų. Ką simbolizuoja antroji eilutė?
Prisiminkime: mes vis dar turime vieną p-elektroną. Tai sudaro debesį tūrinės aštuntos figūros pavidalu, nukreiptą statmenai trijų orbitalių plokštumai. Šie elektronų debesys (vienas aštuonių skaičius iš kiekvienos anglies) taip pat gali persidengti vienas su kitu, bet ne „galva į galvą“. kaip dvi $p2 orbitos persidengia, bet „į šoną“. Šis sutapimas rodomas antruoju brūkšneliu. Nurodoma pirmojo tipo jungtis („kaktos“). Graikiškas laiškas a (sigma), o ryšys, kuriame elektronų debesys persidengia „šonomis“, vadinamas i-ryšiu (o patys tokie elektronai vadinami i-elektronais). Visa tai yra dviguba jungtis. Dvigubas ryšys trumpesnis nei paprastas, jo ilgis 0,133 mm.
Taigi, išardėme kitos dalies konstrukciją, iš kurios galime statyti „pastatus“ organiniai junginiai. Kokie tai pastatai?
Pirmiausia paimkime tokius derinius: viena etileno molekulė ir kelios metano molekulės. Pakeitus vieną vandenilio atomą etileno molekulėje metilo grupe (t.y. metano liekana), gauname propileną (kitaip propenu) CH2=CH-CH3.
Dabar sukurkime kitą terminą homologinės serijos(t. y. narys, turintis dar vieną CH2 grupę). Norėdami tai padaryti, vieną iš vandenilio atomų propilene pakeičiame metilo grupe. Yra keletas tokio pakeitimo galimybių, todėl gauname tris skirtingus butilenus (butenus).
Pakeitus metilo grupės vandenilį, gauname normalų buteną-1: CH2=CH—CH2—CH3. Kitame gale pakeitus vandeniliu, gaunamas butenas-2: CH3—€H=CH—CH3. Galiausiai, pakeitę vienintelį vandenilį ties dviguba jungtimi, gauname mso-butileną: CH2=C(CH3)2. Tai trys įvairių medžiagų turintys skirtingos temperatūros verdant ir tirpstant. Atsispindi visų šių angliavandenilių sudėtis bendroji formulė XiaN2p. Panašiai galite išvesti visų galimų pentenų, heksenų ir kt. formules.
Taigi mes išmokome gauti ne sočiųjų angliavandenilių ant popieriaus. Kaip jūs iš tikrųjų juos gaunate?
Pagrindinis paprasčiausių alkenų (t.y. nesočiųjų angliavandenilių) šaltinis yra naftos produktai, iš kurių pakaitinus ir distiliuojant išskiriamas etilenas.
propilenas, butilenai... Jeigu alkaną (sotųjį angliavandenilį) kaitinate iki 500-600 °C aukštu slėgiu, esant katalizatoriui, tada atsiskiria du vandenilio atomai ir susidaro alkenas. Pavyzdžiui, iš n-butano gaunamas buteno-1 ir buteno-2 mišinys.
Laboratorijoje nesočiųjų angliavandenilių(pavyzdžiui, etilenas) gaunamas pašalinant vandenį iš alkoholių; Norėdami tai padaryti, jie kaitinami kataliziniu rūgšties kiekiu:
IDO 200 °C CH3—CH2—OH ----- CH2=CH2
Vandenilio halogenido molekulę taip pat galima atskirti šarmu iš sočiųjų angliavandenilių halogeno darinių:
NaON
СНз-СНз-СН2С1 Ш СНз-СН=СН2-НС!
Reakcijų, į kurias patenka junginiai su dviguba jungtimi, diapazonas yra daug įvairesnis ir platesnis nei alkanų virsmų rinkinys. Panagrinėkime vieną iš šių nesočiųjų junginių reakcijų.
Nesočiosios medžiagos prie dvigubos jungties prideda halogenų-vandenilių ir susidaro halogenais pakeisti sotieji angliavandeniliai (t. y. įvyksta priešinga reakcija nei ką tik parašyta). Bet jei prie nesimetrinio alkeno pridėsite vandenilio halogenidą. (į tą, kuriame yra abi dvigubo ryšio pusės įvairios grupės), tada galima gauti du skirtingus darinius, pavyzdžiui, propeno atveju CH3CHHCH2C1 arba CH3CHNH3.
Šią reakciją praėjusiame amžiuje ištyrė rusų chemikas V. V. Markovnikovas. Jis nustatė taisyklę, kuri dabar vadinama jo vardu: halogenas prisijungia prie mažiausiai hidrinto anglies atomo (t. y. mažiausias skaičius vandenilio atomai). Tai reiškia, kad daugiausia izopropilo chloridas CH3CHC1CH3 susidaro iš propileno. Bet kodėl vyksta reakcija būtent taip? Šiuolaikinė teorija pateikia Markovikovo valdymo paaiškinimą. Šią teoriją pateiksime kiek supaprastinta forma.
Faktas yra tas, kad net iš pažiūros paprastų cheminių reakcijų mechanizmai yra gana sudėtingi ir apima kelis etapus. Taip yra su vandenilio halogenido pridėjimo reakcija. Vandenilio chlorido molekulė prie alkeno molekulės prisijungia ne iš karto, o dalimis. Pirmiausia pridedamas vandenilis P1+ protono pavidalu. Teigiamai įkrautas protonas artėja prie propileno molekulės. Kurį anglies atomą, sujungtą dviguba jungtimi, jis puls? Pasirodo, jis yra atokiausias, nes jame yra nedidelis neigiamas krūvis, žymimas b— (delta minusas). Bet kaip atsirado šis krūvis, šis nedidelis elektronų tankio perteklius?
Dėl to kalta metilo grupė. Atrodo, kad jis atstumia nuo savęs elektronus, kurie dėl to kaupiasi priešingame anglies atome, toliau nuo metilo grupės. Tik dar kartą pabrėžkime, kad šis elektronų tankio poslinkis yra labai mažas. Tai daug mažiau nei tuo atveju, jei visas elektronas persikeltų iš vidurinio anglies atomo į išorinį. Tada turėtume dėti pliusą virš vidurinio atomo, o minusą virš kraštutinio (dedame ženklą d—, o tai reiškia nedidelę dalį viso neigiamas krūvis elektronas).
Taigi dabar aišku, kad teigiamai įkrautas protonas daug lengviau priartės prie atokiausio anglies atomo, kuriame yra perteklinis elektronų tankis.
Teigiamo krūvio protonas prisijungia prie neįkrautos molekulės ir perduoda jai savo krūvį. Kur bus nustatytas šis mokestis? Jei protonas prisijungtų prie vidurinio anglies atomo, ant tolimiausios anglies atsirastų krūvis. Tiesą sakant, protonas artėja prie tolimiausio anglies atomo, o krūvis atsiranda ant vidurinės anglies. Taip, ir yra didelis skirtumas. Abu karbokationai (t.y. organinių dalelių, nešantis teigiamas krūvis ant anglies atomo) yra nestabilūs ir gyvena labai trumpai. Bet vis tiek antrasis katijonas yra stabilesnis: faktas yra tas, kad jį iš abiejų pusių supa metilo grupės; ir mes jau žinome, kad metilo grupės gali paaukoti elektronus ir juos atstumti. Pasirodo, metilo grupės iš dalies kompensuoja susidariusį teigiamą krūvį. Ir kuo mažesnis šis krūvis, tuo stabilesnis karbokacija. Pirmuoju atveju teigiamą krūvį užgesina tik viena etilo grupė, ši karbokatacija bus mažiau stabili nei antroji.
Paprastai kuo stabilesnė dalelė, tuo lengviau ją formuoti. Tai reiškia, kad antroji karbokacija bus gauta daug dažniau nei pirmoji. Antrasis reakcijos etapas – neigiamai įkrauto chloro jono pridėjimas prie karbokationo. Kadangi pirmojo etapo produktuose vyrauja antrojo tipo karbokacija, dėl visos reakcijos viena 1-chlorpropano molekulė gamina tūkstančius molekulių izomero, kuriame chloras yra prijungtas prie vidurinės anglies. Štai kodėl mes sakome, kad prisijungimas vyksta daugiausia pagal Markovnikovo taisyklę. Du veiksniai – protonų atakos vieta pirmajame etape ir susidariusio karbokationo stabilumas – lemia šios taisyklės įvykdymą.
Nesotieji junginiai lengvai prisitvirtina ne tik vandenilio chloridas, bet ir. daug kitų molekulių. Tipiški pavyzdžiai cheminiai virsmai etilenas parodytas diagramoje.
Skaitytojas gali susimąstyti: ar yra organinės molekulės, pastatytas tik iš etileno blokelių? Taip, jie egzistuoja. O paprasčiausias atstovas yra butadienas CH2=CH-CH=CH2. Šis junginys plačiai naudojamas gamyboje sintetinė guma. Angliavandenilio likopeno – raudonųjų kristalų – buvo rasta pomidoruose ir vaisiuose. Šios medžiagos anglies grandinėje yra 13 dvigubų jungčių.
Organinės chemijos etilenas, ko gero, yra ne plyta, o visas blokas. Etileno molekulė susideda iš dviejų anglies atomų ir keturių vandenilio atomų. Kaip susidaro etilenas? Iš tiesų visuose organiniuose junginiuose anglis turi būti keturvalentė, o etileno molekulėje kiekvienas anglies atomas yra prijungtas prie kitos anglies ir dviejų vandenilių, t.y., tarsi trivalentis.
Ne, etileno molekulėje nėra anglies tetravalencijos principo pažeidimo: du anglies atomai yra sujungti vienas su kitu ne tiesiog, kaip etane, o dviguba jungtis. Kiekvienas valentas žymimas linija, o jei sujungiame du anglies atomus dviem linijomis, išliksime keturiavalente:
Tačiau kas slepiasi po tokiais įvardinimais, kuo viena linija pavaizduotas ryšys skiriasi nuo dviejų linijų pavaizduoto ryšio?
Prisiminkime, kaip susidaro etano molekulė. Aplink kiekvieną anglies atomą dėl hibridizacijos, t. y. maišymo, vieno vidurkio s- ir trys r-orbitalės formuojamos į keturias visiškai identiškas hibridizuotas, nukreiptas skirtingomis kryptimis sp 3- orbitos.
Etileno atveju ryšiai tarp anglies atomų konstruojami skirtingai. Čia sumaišomi tik du r-orbitalės su viena orbitale s. Dėl to trys hibridizavosi sp 2-orbitalės, esančios toje pačioje plokštumoje: dvi iš jų persidengia su s- dviejų vandenilio atomų orbitalės ir suriša šiuos vandenilius su anglimi, o trečioji orbita sp 2 persidengia su lygiai ta pačia antrojo anglies atomo orbitale. Ši jungtis sudaro vieną iš linijų tarp dviejų anglies atomų. Ką simbolizuoja antroji eilutė?
Prisiminkime: mes vis dar turime vieną p-elektroną. Tai sudaro debesį aštuonių tūrinės figūros pavidalu, nukreiptą statmenai trijų plokštumai sp 2- orbitos. Šie elektronų debesys (po aštuonis iš kiekvienos anglies) taip pat gali persidengti vienas su kitu, bet ne „nuo galvos iki galvos“, nes du persidengia sp 2-orbitalės, bet „į šoną“. Šis sutapimas rodomas antruoju brūkšneliu. Pirmojo tipo jungtis („kaktos“) žymima graikiška raide o (sigma) ir ryšiu, kuriame elektronų debesys
sutapimo „pusės“ vadinamos π-ryšiu (o patys tokie elektronai vadinami π-elektronais). Visa tai yra dviguba jungtis. Dvigubas ryšys yra trumpesnis nei viengubas, jo ilgis yra 0,133 nm.
Taigi, išardėme kitos dalies struktūrą, iš kurios galime statyti organinių junginių „pastatus“. Kokie tai pastatai?
Pirmiausia paimkime tokius derinius: viena etileno molekulė ir kelios metano molekulės. Jei vienas vandenilio atomas etileno molekulėje yra pakeistas metilo grupe (t. y. metano liekana), gauname propileną (kitaip propeną) CH 2 = CH-CH 3.
Dabar sukurkime kitą homologinės serijos narį (ty narį su dar viena CH 2 grupe). Norėdami tai padaryti, vieną iš vandenilio atomų propilene pakeičiame metilo grupe. Yra keletas tokio pakeitimo galimybių, todėl gauname tris skirtingus butilenus (butenus).
Pakeitus metilo grupės vandenilį, gauname normalų buteną-1: CH 2 =CH-CH2-CH3. Pakeitus vandenilį kitame gale, gaunamas butenas-2: CH3-CH=CH-CH3. Galiausiai, pakeitę vieną vandenilį prie dvigubos jungties, gauname iso-butilenas: CH2 = C(CH3)2. Tai trys skirtingos medžiagos, kurių virimo ir lydymosi temperatūra skiriasi. Visų šių angliavandenilių sudėtį atspindi bendroji formulė C n N 2n. Panašiai galite išvesti visų galimų pentenų, heksenų ir kt. formules.
Taigi, mes išmokome gaminti nesočiuosius angliavandenilius ant popieriaus. Kaip jūs iš tikrųjų juos gaunate?
Pagrindinis pirmuonių šaltinis alkenai(t.y. nesotieji angliavandeniliai) - naftos produktai, iš kurių po kaitinimo ir distiliavimo išskiriamas etilenas, propilenas, butilenai... Jeigu alkaną (sočią angliavandenilį) kaitinate iki 500-600 °C aukštu slėgiu, dalyvaujant katalizatorius, tada du vandenilio atomai atsiskiria ir susidaro alkenas. Iš n Pavyzdžiui, butanas gamina buteno-1 ir buteno-2 mišinį.
Laboratorijoje nesotieji angliavandeniliai (pavyzdžiui, etilenas) gaunami iš alkoholių šalinant vandenį; Norėdami tai padaryti, jie kaitinami kataliziniu rūgšties kiekiu:
Taip pat galite atskirti vandenilio halogenido molekulę šarmu iš sočiųjų angliavandenilių halogeno darinių:
Reakcijų, į kurias patenka junginiai su dviguba jungtimi, diapazonas yra daug įvairesnis ir platesnis nei alkanų virsmų rinkinys. Panagrinėkime vieną iš šių nesočiųjų junginių reakcijų.
Nesočiosios medžiagos prie dvigubos jungties prideda vandenilio halogenidų ir susidaro halogenais pakeisti sotieji angliavandeniliai (t. y. įvyksta priešinga reakcija nei ką tik parašyta). Bet jei pridėsite vandenilio halogenidą į nesimetrinį alkeną (tokį, kuris turi skirtingas grupes abiejose dvigubos jungties pusėse), galite gauti du skirtingus darinius, pavyzdžiui, propeno atveju arba CH 3 CH 2 CH 2 Cl. arba CH3CHClCH3.
Šią reakciją praėjusiame amžiuje ištyrė rusų chemikas V. V. Markovnikovas. Jis nustatė taisyklę, kuri dabar vadinama jo vardu: halogenas prisijungia prie mažiausiai hidrinto anglies atomo (ty prie to, kuris yra prijungtas prie mažiausiai vandenilio atomų). Tai reiškia, kad daugiausia chloridas susidaro iš propileno iso-propilo CH3CHClCH3. Bet kodėl tokia reakcija vyksta? Šiuolaikinė teorija pateikia Markovnikovo valdymo paaiškinimą. Šią teoriją pateiksime kiek supaprastinta forma.
Faktas yra tas, kad net iš pažiūros paprastų cheminių reakcijų mechanizmai yra gana sudėtingi ir apima kelis etapus. Taip yra su vandenilio halogenido pridėjimo reakcija. Vandenilio chlorido molekulė prie alkeno molekulės prisijungia ne iš karto, o dalimis. Pirmiausia pridedamas vandenilis H+ protono pavidalu. Teigiamai įkrautas protonas artėja prie propileno molekulės. Kurį anglies atomą, sujungtą dviguba jungtimi, jis puls? Pasirodo, jis yra kraštutinis, nes jame yra nedidelis neigiamas krūvis, žymimas δ- (delta minusas). Bet kaip atsirado šis krūvis, šis nedidelis elektronų tankio perteklius?
Dėl to „kalta“ metalo grupė. Atrodo, kad jis atstumia nuo savęs elektronus, kurie dėl to kaupiasi priešingame anglies atome, toliau nuo metilo grupės. Tik dar kartą pabrėžkime, kad šis elektronų tankio poslinkis yra labai mažas. Tai daug mažiau nei tuo atveju, jei visas elektronas persikeltų iš vidurinio anglies atomo į išorinį. Tada turėtume dėti pliusą virš vidurinio atomo, o minusą virš kraštutinio (dedame ženklą δ-, kuris reiškia nedidelę viso neigiamo elektrono krūvio dalį).
Taigi dabar aišku, kad teigiamai įkrautas protonas daug lengviau priartės prie atokiausio anglies atomo, kuriame yra perteklinis elektronų tankis.
Teigiamo krūvio protonas prisijungia prie neįkrautos molekulės ir perduoda jai savo krūvį. Kur bus nustatytas šis mokestis? Jei protonas prisijungtų prie vidurinio anglies atomo, ant tolimiausios anglies atsirastų krūvis. Tiesą sakant, protonas artėja prie atokiausio anglies atomo, o krūvis atsiranda ant vidurinės anglies.. Ar yra skirtumas, kur krūvis koncentruojasi? Taip, ir yra didelis skirtumas. Abu karbokationai (ty organinės dalelės, turinčios teigiamą anglies atomo krūvį) yra nestabilios ir jų gyvavimo laikas labai trumpas. Bet vis tiek antrasis katijonas yra stabilesnis: faktas yra tas, kad jį iš abiejų pusių supa metilo grupės; ir mes jau žinome, kad metilo grupės yra pajėgios paaukoti elektronus ir atstumti juos nuo savęs. Pasirodo, metilo grupės dalinai kompensuoja susidariusį teigiamą krūvį ir kuo šis krūvis mažesnis, tuo karbokacija stabilesnė. Pirmuoju atveju yra teigiamas krūvis. užgesintas tik viena etilo grupe, šis karbokationas bus mažiau stabilus nei antroji.
Paprastai kuo stabilesnė dalelė, tuo lengviau ją formuoti. Tai reiškia, kad antroji karbokacija bus gauta daug dažniau nei pirmoji. Antrasis reakcijos etapas – neigiamai įkrauto chloro jono pridėjimas prie karbokationo. Kadangi pirmojo etapo produktuose vyrauja antrojo tipo karbokacija, dėl visos reakcijos viena 1-chlorpropano molekulė gamina tūkstančius molekulių izomero, kuriame chloras yra prijungtas prie vidurinės anglies. Štai kodėl mes sakome, kad prisijungimas vyksta daugiausia pagal Markovnikovo taisyklę. Du veiksniai – protonų atakos vieta pirmajame etape ir po to susidariusio karbokationo stabilumas – lemia šios taisyklės įvykdymą.
Nesotieji junginiai lengvai prijungia ne tik vandenilio chloridą, bet ir daugybę kitų molekulių. Tipiški etileno cheminių virsmų pavyzdžiai pateikti diagramoje.
Skaitytojui gali kilti klausimas: ar yra organinių molekulių, pagamintų tik iš etileno blokų? Taip, jie egzistuoja. O paprasčiausias atstovas yra butadienas CH 2 =CH-CH=CH2. Šis junginys plačiai naudojamas sintetinio kaučiuko gamyboje. Angliavandenilio likopeno buvo rasta pomidoruose ir vaisiuose – raudonuose kristaluose. Šios medžiagos anglies grandinėje yra 13 dvigubų jungčių.
Dvigubas ryšys
kovalentinis keturių elektronų ryšys tarp dviejų gretimų molekulės atomų. D. s. dažniausiai nurodomi dviem valentiniais pirminiais: >C=C<, >C=N ≈, >C=O, >C=S, ≈ N=N ≈, ≈ H=O ir tt Tai reiškia, kad viena elektronų pora su sp2 arba sp hibridizuotomis orbitomis sudaro s-jungtį (žr. ryžių. 1), kurio elektronų tankis sutelktas išilgai tarpatominės ašies; S-jungtis yra panaši į paprastą jungtį. Kita elektronų pora su p-orbitalėmis sudaro p-jungtį, kurios elektronų tankis yra koncentruotas už tarpatominės ašies. Jei švietime D. s. dalyvauja IV arba V grupės atomai periodinė lentelė, tada šie atomai ir su jais tiesiogiai susiję atomai yra toje pačioje plokštumoje; jungties kampai lygūs 120╟. Asimetriškų sistemų atveju galimas iškraipymas molekulinė struktūra. D. s. trumpesnis nei paprastas ryšys ir pasižymi dideliu energetiniu barjeru vidiniam sukimuisi; Todėl pakaitų padėtys ant atomų, sujungtų su ryšiu, nėra lygiavertės, ir tai sukelia geometrinės izomerijos reiškinį. Junginiai, turintys D., gali sukelti prisijungimo reakcijas. Jeigu D. s. yra elektroniškai simetriškas, tada reakcijos vyksta ir radikalais (p-ryšio homolize), ir joniniais mechanizmais (dėl terpės poliarizacinio poveikio). Jei atomų, prijungtų prie jungties, elektronegatyvumas yra skirtingas arba jei prie jų yra prijungti skirtingi pakaitai, tada p-jungtis yra labai poliarizuota. Junginiai, turintys polinį D., yra linkę jungtis joniniu mechanizmu: prie elektronų pasitraukimo D. su. Nukleofiliniai reagentai lengvai prisitvirtina ir elektronus dovanojantys reagentai. ≈ elektrofilinis. Elektronų poslinkio kryptis D. poliarizacijos metu. Formulėse įprasta nurodyti rodyklėmis, o susidariusius perteklinius mokesčius – simboliais d- Ir d+. Taip lengviau suprasti radikalų ir jonų mechanizmai papildomos reakcijos:
Junginiuose su dviem dinaminiais ryšiais, atskirtais viena paprasta jungtimi, p-ryšiai konjuguojami ir susidaro vienas p-elektronų debesis, kurio labilumas pasireiškia visoje grandinėje ( ryžių. 2, kairėje). Šios konjugacijos pasekmė yra galimybė patirti 1,4 sudėjimo reakcijas:
Jeigu trys D. s. yra konjuguoti šešių narių žiede, tada p-elektronų sekstetas tampa bendras visam ciklui ir susidaro gana stabili aromatinė sistema (žr. ryžių. 2, teisingai). Elektrofilinių ir nukleofilinių reagentų pridėjimas prie tokių junginių yra energetiškai trukdomas. (Taip pat žr. Cheminis ryšys.)
G. A. Sokolskis.
Vikipedija
Dviguba jungtis (nurodymas)
Dvigubas ryšys:
- Dviguba jungtis – tai cheminis ryšys tarp dviejų atomų, sudarytas iš dviejų elektronų porų; ypatingas atvejis daugialypis ryšys.
- Dvigubas įrišimas – toks pat kaip dviguba žinutė, psichologinė koncepcija Gregory Batesono šizofrenijos teorijoje.
Dvigubas ryšys
Dvigubas ryšys- kovalentinis ryšys tarp dviejų molekulėje esančių atomų per dvi bendras elektronų poras. Dvigubos jungties struktūra atsispindi teorijoje valentiniai ryšiai. Šioje teorijoje buvo manoma, kad dviguba jungtis susidaro sigma (1 pav.) ir pi (2 pav.) jungčių derinys.
Teorinės organinės chemijos simpoziume (1958 m. rugsėjo mėn. Londone) pranešimą pristatė du kartus Nobelio premijos laureatas L. Paulingas. Paulingo pranešimas buvo skirtas dvigubo ryšio pobūdžiui. Buvo pasiūlyta naujas būdas dvigubos jungties, kaip dviejų vienodų sulenktų ryšių derinio, aprašymai.
Apibūdinant dvigubas ir trigubas jungtis naudojant kreivų jungčių sąvoką, kai kurios jų savybės ryškiai paaiškinamos. Taigi, jei kelios jungtys yra lankų formos, kurių ilgis yra 1,54 Å (vieno anglies-anglies jungties ilgis) ir pradžios kryptis sutampa su tetraedriniu, tada jų apskaičiuotas ilgis yra lygus 1,32 Å dvigubam ryšiui ir 1,18 Å trigubui ryšiui, o tai gerai atitinka eksperimentinės vertės 1,33 ir 1,20 Å."
Tolesnė plėtra idėjų apie elektrostatinį elektronų atstūmimą ėmėsi R. Gillespie elektronų porų atstūmimo teorijoje.
Dvigubas ryšys kovalentinis keturių elektronų ryšys tarp dviejų gretimų molekulės atomų. D. s. paprastai žymimas dviem valentiniais pirminiais: >C=CC=N -, >C=O, >C=S, - N=N -, - H=O ir tt Tai reiškia, kad viena elektronų pora su sp 2 arba sp- hibridizuotos orbitos sudaro σ ryšį (žr. ryžių. 1
), kurio elektronų tankis sutelktas išilgai tarpatominės ašies; σ ryšys yra panašus į paprastą ryšį. Kita elektronų pora su r-orbitals sudaro π ryšį, kurio elektronų tankis yra sutelktas už tarpatominės ašies. Jei švietime D. s. dalyvauja periodinės sistemos IV arba V grupės atomai, tada šie atomai ir su jais tiesiogiai susiję atomai yra toje pačioje plokštumoje; sujungimo kampai yra 120°. δ -
Ir δ
Asimetriškų sistemų atveju galimi molekulinės struktūros iškraipymai. D. s. trumpesnis nei paprastas ryšys ir pasižymi dideliu energetiniu barjeru vidiniam sukimuisi; todėl pakaitų padėtys ant atomų, sujungtų ryšiais, yra nelygiavertės, ir tai sukelia geometrinės izomerijos reiškinį (žr. Izomerizmas). Junginiai, turintys D., gali sukelti prisijungimo reakcijas. Jeigu D. s. yra elektroniškai simetriškas, tada reakcijos vyksta tiek radikalais (homolizuojant π-ryšį), tiek joniniais mechanizmais (dėl terpės poliarizuojančio poveikio). Jei atomų, prijungtų prie DS, elektronegatyvumas yra skirtingas arba jei prie jų yra prijungti skirtingi pakaitai, tada π ryšys yra labai poliarizuotas. Junginiai, turintys polinį D., yra linkę jungtis joniniu mechanizmu: prie elektronų pasitraukimo D. su. Nukleofiliniai reagentai lengvai prisitvirtina ir elektronus dovanojantys reagentai. - elektrofilinis. Elektronų poslinkio kryptis D. poliarizacijos metu. Formulėse įprasta nurodyti rodyklėmis, o susidariusius perteklinius mokesčius – simboliais Junginiuose su dviem dinaminiais ryšiais, atskirtais viena paprasta jungtimi, vyksta π ryšių konjugacija ir susidaro vienas π-elektronų debesis, kurio labilumas pasireiškia visoje grandinėje ( ryžių. 2
, kairėje). Šios konjugacijos pasekmė yra galimybė patirti 1,4 sudėjimo reakcijas: G. A. Sokolskis. Ryžiai. 1. Dvigubo ryšio schema >C = C Didelis Sovietinė enciklopedija. - M.: Tarybinė enciklopedija.
1969-1978
.
Pažiūrėkite, kas yra „dvigubas ryšys“ kituose žodynuose:
Dviguba jungtis: dviguba jungtis yra cheminė jungtis tarp dviejų atomų, sudaryta iš dviejų elektronų porų; ypatingas daugybinio ryšio atvejis. Dvigubo įrišimo (arba dvigubo pranešimo) psichologinė koncepcija Gregory Batesono šizofrenijos teorijoje ... Wikipedia
DVIGUBAS BINDAS- En.: Double bind Erickson ir Rossi teigimu, dvigubas surišimas yra gana supaprastinto ir iliuzinio pasirinkimo pasiūlymas (Erickson & Rossi, 1976, p. 62): „Ar norite patirti gilų transą ar mediumą vienas?" Siūloma alternatyva, bet rezultatas... ... Naujoji hipnozė: žodynėlis, principai ir metodas. Įvadas į Ericksonian hipnoterapiją
dviguba jungtis- dvigubasis ryšys statusas T sritis chemija apibrėžtis Du kovalentiniai ryšiai tarp dviejų atomų. atitikmenys: angl. dviguba jungtis; etileno jungtis rus. dviguba jungtis; ethylene bond ryšiai: sinonimas – dvilypis ryšys sinonimas – etileninis ryšys … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
dviguba jungtis- dvilypio ryšio statusas T sritis fizika atitikmenys: engl. dvigubas ryšys vok. Doppelbindung, f rus. dvigubas ryšys, f pranc. ryšininkas dvivietis, f … Fizikos terminų žodynas
Chem. ryšys tarp kaimyninių molekulės atomų, kurį atlieka dvi elektronų poros. Būdinga sk. arr. ekologiškiems jungtys. Grafiškai pavaizduotas dviem valentiniais potėpiais, pavyzdžiui, Ryšiai su D. s. (žr., pavyzdžiui, Etilenas, butenai, ... Didysis enciklopedinis politechnikos žodynas
Žr. kelias nuorodas... Chemijos enciklopedija
Žr. kelias nuorodas... Gamtos mokslas. Enciklopedinis žodynas
Dvigubas ryšys- Šizofrenija sergančių pacientų šeimose pastebėti bendravimo sutrikimai. Bendravimas tarp pacientų ir tėvų įgauna daugialypį pobūdį, vyksta dviem plokštumose, kurios nesuderinamos emocine prasme. Pavyzdžiui, pacientas, sergantis šizofrenija, džiaugiasi... ... Žodynas psichiatrijos terminai
Dvigubas ryšys- pažeidimas vaiko ir tėvų bendravimo sferoje, kai vaikas iš pastarųjų gauna prieštaringus pranešimus. Pavyzdžiui, mama, jos nepriimanti švelnus jausmas vaiko atžvilgiu, atstumia vaiką savo šaltumu, o paskui išreiškia demonstruojamą meilę... Enciklopedinis psichologijos ir pedagogikos žodynas
Šis terminas turi kitas reikšmes, žr. Dviguba jungtis. 1 pav. Sigma ryšys ... Vikipedija
Knygos
- Noah Charney dvigubas pilis. Vienu metu įvyko trys Europą sukrėtę sensacingi nusikaltimai meno pasaulyje... Caravaggio šedevras dingo iš Romos bažnyčios. Paryžiuje buvo pavogtas legendinis Malevičiaus paveikslas. IN…
Kuriame vienas iš atomų atsisakė elektrono ir tapo katijonu, o kitas atomas priėmė elektroną ir tapo anijonu.
Būdingos savybės kovalentinis ryšys – kryptingumas, prisotinimas, poliškumas, poliarizuotumas – nustato cheminę ir fizines savybes jungtys.
Nustatoma ryšio kryptis molekulinė struktūra medžiagos ir geometrine forma jų molekulės. Kampai tarp dviejų jungčių vadinami jungties kampais.
Sotumas – tai atomų gebėjimas sudaryti ribotą skaičių kovalentinių ryšių. Atomo sudarytų ryšių skaičių riboja jo išorinių jungčių skaičius atominės orbitalės.
Nustatomas jungties poliškumas netolygus pasiskirstymas elektronų tankis dėl atomų elektronegatyvumo skirtumų. Tuo remiantis kovalentiniai ryšiai skirstomi į nepolinius ir polinius (nepolinius - dviatomė molekulė susideda iš identiškų atomų (H 2, Cl 2, N 2) ir kiekvieno atomo elektronų debesys yra pasiskirstę simetriškai šių atomų atžvilgiu; polinis – dviatomė molekulė susideda iš skirtingų atomų cheminiai elementai, o bendras elektronų debesis pasislenka link vieno iš atomų ir taip susidaro pasiskirstymo asimetrija. elektros krūvis molekulėje, sukuriant molekulės dipolio momentą).
Ryšio poliarizuotumas išreiškiamas jungties elektronų poslinkiu veikiant išoriniams veiksniams elektrinis laukas, įskaitant kitą reaguojančią dalelę. Poliarizaciją lemia elektronų judrumas. Kovalentinių ryšių poliškumas ir poliarizuotumas lemia reaktyvumas molekulės poliarinių reagentų atžvilgiu.
Tačiau du kartus laimėjo Nobelio premija L. Paulingas pažymėjo, kad „kai kuriose molekulėse yra kovalentiniai ryšiai, atsirandantys dėl vieno ar trijų elektronų, o ne dėl bendros poros“. Vieno elektrono cheminis ryšys realizuojamas molekuliniame vandenilio jone H 2 +.
Molekuliniame vandenilio jone H2+ yra du protonai ir vienas elektronas. Vienas molekulinės sistemos elektronas kompensuoja elektrostatinį dviejų protonų atstūmimą ir laiko juos 1,06 Å atstumu (H 2 + cheminės jungties ilgis). Molekulinės sistemos elektronų debesies elektronų tankio centras yra vienodu atstumu nuo abiejų protonų, esant Boro spinduliui α 0 = 0,53 A ir yra molekulinio vandenilio jono H 2 + simetrijos centras.
Enciklopedinis „YouTube“.
-
1 / 5
Kovalentinį ryšį sudaro elektronų pora, pasidalijusi tarp dviejų atomų, ir šie elektronai turi užimti dvi stabilias orbitales, po vieną iš kiekvieno atomo.
A + + B → A: B
Dėl socializacijos elektronai suformuoja užpildytą energijos lygis. Ryšys susidaro, jei jų bendra energija šiame lygyje yra mažesnė nei pradinėje būsenoje (ir energijos skirtumas bus ne kas kita, kaip ryšio energija).
Pagal teoriją molekulinės orbitos, dviejų atominių orbitalių sutapimas paprasčiausiu atveju lemia dviejų molekulinių orbitalių (MO) susidarymą: jungiantis MO Ir anti-pririšimas (atsipalaidavimas) MO. Bendri elektronai yra ant žemesnės energijos jungties MO.
Ryšių susidarymas atomų rekombinacijos metu
Tačiau tarpatominės sąveikos mechanizmas ilgą laiką liko nežinomi. Tik 1930 metais F. Londonas pristatė dispersinės traukos sampratą – momentinių ir indukuotų (indukuotų) dipolių sąveiką. Šiuo metu patrauklios jėgos, kurias sukelia sąveika tarp svyruojančių elektriniai dipoliai atomai ir molekulės vadinami „Londono jėgomis“.
Tokios sąveikos energija yra tiesiogiai proporcinga elektroninio poliarizuojamumo α kvadratui ir atvirkščiai proporcinga atstumui tarp dviejų atomų ar molekulių iki šeštojo laipsnio.
Ryšio susidarymas donoro-akceptoriaus mechanizmu
Be homogeninio kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmo, aprašyto ankstesniame skyriuje, yra ir nevienalytis mechanizmas – priešingai įkrautų jonų sąveika – H+ protonas ir neigiamas jonas vandenilis H - vadinamas hidrido jonu:
H + + H - → H 2
Artėjant jonams, hidrido jono dviejų elektronų debesis (elektronų pora) pritraukiamas prie protono ir galiausiai tampa bendras abiem vandenilio branduoliams, tai yra, virsta jungiančia elektronų pora. Dalelė, kuri tiekia elektronų porą, vadinama donore, o dalelė, kuri priima šią elektronų porą, vadinama akceptoriumi. Šis kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas vadinamas donoru-akceptoriumi.
H + + H 2 O → H 3 O +
Protonas atakuoja vienišą vandens molekulės elektronų porą ir sudaro stabilų katijoną, kuris egzistuoja vandeniniai tirpalai rūgštys
Panašiai protonas pridedamas prie amoniako molekulės, kad susidarytų sudėtingas amonio katijonas:
NH 3 + H + → NH 4 +
Tokiu būdu (pagal donoro-akceptoriaus kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmą) gaunama didelė onio junginių klasė, kuriai priklauso amonio, oksonio, fosfonio, sulfonio ir kiti junginiai.
Vandenilio molekulė gali veikti kaip elektronų poros donorė, kuri, susilietus su protonu, sukelia molekulinio vandenilio jono H 3 + susidarymą:
H 2 + H + → H 3 +
Molekulinio vandenilio jono H 3 + jungiamoji elektronų pora priklauso trims protonams vienu metu.
Kovalentinio ryšio rūšys
Yra trys kovalentiniai tipai cheminis ryšys, skiriasi formavimo mechanizmu:
1. Paprastas kovalentinis ryšys. Jo susidarymui kiekvienas atomas suteikia vieną nesuporuotą elektroną. Susidarius paprastam kovalentiniam ryšiui, formalieji atomų krūviai išlieka nepakitę.
- Jei paprastą kovalentinį ryšį sudarantys atomai yra vienodi, tai ir tikrieji molekulės atomų krūviai yra vienodi, nes ryšį sudarantys atomai yra vienodai turi socializuotą elektroninė pora. Šis ryšys vadinamas nepolinis kovalentinis ryšys. Paprastos medžiagos turi tokį ryšį, pavyzdžiui: 2, 2, 2. Tačiau ne tik to paties tipo nemetalai gali sudaryti kovalentinį nepolinį ryšį. Nemetaliniai elementai, kurių elektronegatyvumas turi vienodos vertės Pavyzdžiui, PH 3 molekulėje ryšys yra kovalentinis nepolinis, nes vandenilio EO yra lygus fosforo EO.
- Jei atomai yra skirtingi, tada bendros elektronų poros turėjimo laipsnį lemia atomų elektronegatyvumo skirtumas. Didesnio elektronegatyvumo atomas stipriau pritraukia prie savęs jungiančių elektronų porą, o tikrasis jo krūvis tampa neigiamas. Mažesnio elektronegatyvumo atomas atitinkamai įgyja tokio paties dydžio teigiamą krūvį. Jei junginys susidaro tarp dviejų skirtingų nemetalų, tai toks junginys vadinamas kovalentinis polinis ryšys.
Etileno molekulėje C 2 H 4 yra dviguba jungtis CH 2 = CH 2, jos elektroninė formulė: N:S::S:N. Visų etileno atomų branduoliai yra toje pačioje plokštumoje. Trys kiekvieno anglies atomo elektronų debesys sudaro tris kovalentinius ryšius su kitais atomais toje pačioje plokštumoje (kai kampai tarp jų yra maždaug 120°). Anglies atomo ketvirtojo valentinio elektrono debesis yra aukščiau ir žemiau molekulės plokštumos. Tokie abiejų anglies atomų elektronų debesys, iš dalies persidengiantys aukščiau ir žemiau molekulės plokštumos, sudaro antrąjį ryšį tarp anglies atomų. Pirmasis, stipresnis kovalentinis ryšys tarp anglies atomų vadinamas σ ryšiu; vadinamas antrasis, silpnesnis kovalentinis ryšys π (\displaystyle \pi )- bendravimas.
Linijinėje acetileno molekulėje
N-S≡S-N (N: S::: S: N)
yra σ ryšys tarp anglies ir vandenilio atomų, vienas σ ryšys tarp dviejų anglies atomų ir du π (\displaystyle \pi )-ryšiai tarp tų pačių anglies atomų. Du π (\displaystyle \pi )-ryšiai yra virš σ-jungties veikimo sferos dviejose viena kitai statmenose plokštumose.
Visi šeši ciklinės benzeno molekulės C 6 H 6 anglies atomai yra toje pačioje plokštumoje. Tarp anglies atomų žiedo plokštumoje yra σ ryšiai; Kiekvienas anglies atomas turi vienodus ryšius su vandenilio atomais. Anglies atomai išleidžia tris elektronus, kad sudarytų šias jungtis. Ketvirtas debesys valentiniai elektronai anglies atomai, sudaryti iš aštuonių skaičių, yra statmenai benzeno molekulės plokštumai. Kiekvienas toks debesis vienodai persidengia su kaimyninių anglies atomų elektronų debesimis. Benzeno molekulėje, o ne trys atskiri π (\displaystyle \pi )-ryšiai, bet vienas π (\displaystyle \pi) dielektrikai arba puslaidininkiai. Tipiški pavyzdžiai gali tarnauti atominiai kristalai (atomai, kurie yra tarpusavyje sujungti kovalentiniais (atominiais) ryšiais)
