Molekulare Architektur

aus "Das Molekülgeheimnis"

Organische Chemie ist die Chemie der Kohlenstoffverbindungen. Die Verbindungen aus Kohlenstoff und Wasserstoff nennt man Kohlenwasserstoffe. Es gibt Tausende von Kohlenwasserstoffen, von denen viele in Erdgas und Öl vorkommen. Der einfachste Kohlenwasserstoff ist Methan - der wichtigste Komponente Erdgas. Das Methanmolekül besteht aus einem Kohlenstoffatom und vier Wasserstoffatomen.
Chemiker lieben Anschauliches, also haben sie Strukturformeln und verschiedene räumliche Modelle erstellt. Besonders erfolgreich sind halbkugelförmige (calot - von französisch Kalotte - eine runde Kappe) Molekülmodelle nach Stewart und Brigleb, die den Aktionsradius einzelner Atome berücksichtigen.
Um ein dreidimensionales räumliches Modell des Methanmoleküls zu bauen, nehmen wir ein Kohlenstoffatom und vier Wasserstoffatome aus der Modellbox und kombinieren sie so, dass das Kohlenstoffatom von vier Wasserstoffatomen umgeben ist. Das zusammengesetzte Modell hat eine tetraedrische Form.
Mit zunehmender Kettenlänge von Alkanen wird ein Übergang von Gasen zu Flüssigkeiten und dann zu wachsartigen Körpern beobachtet. Wie aus Tabelle folgt. 1, die ersten Mitglieder der Alkanreihe - von C bis C 4 - bei Normaldruck und Raumtemperatur sind die Gase Pentan und Hexan leichte Flüssigkeiten, ölige Produkte von C15 bis C 7 und Feststoffe von C.
Schon bei den einfachsten organischen Verbindungen findet sich ein regelmäßiger Zusammenhang zwischen Struktur und Eigenschaften. Ein erfahrener Chemiker kann oft anhand des Bauplans einer Verbindung auf deren Eigenschaften und Wirkung schließen.
Kohlenstoff kann auch Verbindungen mit Wasserstoff bilden, die weniger Wasserstoff enthalten als Alkane. Beispielsweise ist die Gesamtzusammensetzung von Ethylen (Ethen) C2H4, d.h. es enthält zwei Wasserstoffatome weniger als Ethan. Hier wird zwischen beiden Kohlenstoffatomen eine Doppelbindung gebildet, und beide Atome befinden sich bereits in einem anderen Zustand als bei Alkanen, der Bindungswinkel ist nicht tetraedrisch (109 ° 28) - er beträgt 120 °.
Um das Ethylenmolekül aufzubauen, müssen wir doppelt gebundene Kohlenstoffatome aus der Modellbox nehmen (Abbildung 4).
In Acetylen (Ethin C2H2) gibt es zwei Kohlenstoffatome mit einer Dreifachbindung, der Bindungswinkel beträgt 180°. Unter Verwendung von Kohlenstoffatomen in Form entsprechender Halbkugeln konstruieren wir ein Modell des Acetylenmoleküls (Abb. 4).
Von großer Bedeutung sind cyclische Verbindungen, wie Cycloalkave (Cycloparaffine), wie Cyclopentan und Cyclohexan, die Vertreter der zuvor genannten Naphthene sind.
Die wichtigste unter den sogenannten aromatischen Ringverbindungen ist Benzol. Chemiker des letzten Jahrhunderts haben sich lange gefragt, wie eine Substanz aufgebaut ist, die der Zusammensetzung von SHF entspricht. Diese offensichtlich ungesättigte Verbindung verhält sich ganz anders als Ethylen, Propylen oder Acetylen. Erleuchtung kam zu A. Kekule. Angeblich träumte er von einer Schlange, die sich in den eigenen Schwanz beißt. Also stellte er sich die Ringstruktur des 26. Benzolmoleküls vor.
Die Formel entspricht am besten der speziellen Wechselwirkung (Zustand) von Bindungen in Benzol mit einem Kreis in einem Sechseck, sie drückt aus, dass die drei Elektronenpaare des Benzolrings in einem einzigen Sextett vereint sind. Zum besseren Verständnis in Abb. 4 zeigt ein halbkugelförmiges Modell von Benzol.

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Die Valenztheorie hat eine wichtige Rolle bei der Entwicklung der Theorie der Chemie im Allgemeinen und der organischen Chemie im Besonderen gespielt. Basierend auf der Valenztheorie schlug Kekule vor, dass das Kohlenstoffatom vierwertig ist, und versuchte 1858, basierend auf dieser Annahme, die Struktur der einfachsten organischen Moleküle und Radikale darzustellen. Im selben Jahr 1858 schlug der schottische Chemiker Archibald Scott Cooper (1831-1892) vor, die Kräfte, die Atome (oder Bindungen, wie sie allgemein genannt werden) verbinden, in Form von Strichen darzustellen. Nachdem das erste organische Molekül „gebaut“ war, wurde ziemlich klar, warum organische Moleküle in der Regel viel größer und komplexer sind als anorganische.

Nach Kekules Ideen können sich Kohlenstoffatome über eine oder mehrere ihrer vier Valenzbindungen miteinander verbinden und lange Ketten bilden - gerade oder verzweigt. Anscheinend haben keine anderen Atome diese bemerkenswerte Fähigkeit in dem Maße wie Kohlenstoff.

Wenn wir uns also vorstellen, dass jedes Kohlenstoffatom vier Valenzbindungen und jedes Wasserstoffatom eine solche Bindung hat, können wir die drei einfachsten Kohlenwasserstoffe (Verbindungen, deren Moleküle nur aus Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen bestehen) darstellen: Methan CH4, Ethan C2H6 und Propan C3H8 , auf folgende Weise:

Durch Erhöhen der Anzahl der Kohlenstoffatome kann diese Sequenz fortgesetzt werden, und zwar fast unbegrenzt. Durch Hinzufügen von Sauerstoff (zwei Valenzbindungen) oder Stickstoff (drei Valenzbindungen) zur Kohlenwasserstoffkette können die Strukturformeln von Ethanol (C2H6O)- und Methylamin (CH5N)-Molekülen dargestellt werden:

Geht man von der Möglichkeit von zwei Bindungen (Doppelbindung) oder drei Bindungen (Dreifachbindung) zwischen benachbarten Atomen aus, kann man die Strukturformeln von Verbindungen wie Ethylen (C2H4), Acetylen (C2H2), Methylcyanid (C2H3N), Aceton (C3H6O) darstellen ) und Essigsäure (C2H4O2):

Die Nützlichkeit von Strukturformeln war so offensichtlich, dass viele organische Chemiker sie sofort übernahmen. Sie erkannten alle Versuche, organische Moleküle als aus Radikalen aufgebaute Strukturen darzustellen, als völlig überholt an. Infolgedessen wurde es für notwendig befunden, beim Aufschreiben der Formel einer Verbindung ihre atomare Struktur anzugeben.

Der russische Chemiker Alexander Mikhailovich Butlerov (1823-1886) verwendete dieses neue System von Strukturformeln in seiner Theorie der Struktur organischer Verbindungen. In den 60er Jahren des letzten Jahrhunderts zeigte er, wie sich mit Hilfe von Strukturformeln die Gründe für die Existenz von Isomeren eindeutig erklären lassen (siehe Kapitel 5). So haben beispielsweise Ethylalkohol und Dimethylether die gleiche Summenformel C2H6O, aber die Strukturformeln dieser Verbindungen unterscheiden sich deutlich:

Daher ist es nicht verwunderlich, dass eine Änderung der Atomanordnung zu zwei sehr unterschiedlichen Eigenschaften führt. In Ethylalkohol ist eines der sechs Wasserstoffatome an ein Sauerstoffatom gebunden, während in Dimethylether alle sechs Wasserstoffatome an Kohlenstoffatome gebunden sind. Das Sauerstoffatom hält das Wasserstoffatom schwächer als das Kohlenstoffatom, so dass dem Ethanol zugesetztes metallisches Natrium Wasserstoff ersetzt (ein Sechstel der Gesamtmenge). Zu Dimethylether hinzugefügtes Natrium verdrängt Wasserstoff überhaupt nicht. So kann man sich bei der Erstellung von Strukturformeln an orientieren chemische Reaktionen, und Strukturformeln wiederum können helfen, das Wesen der Reaktionen zu verstehen.

Butlerov widmete einer der Arten von Isomerie namens Tautomerie (dynamische Isomerie) besondere Aufmerksamkeit, bei der einige Substanzen immer als Mischungen zweier Verbindungen wirken. Wird eine dieser Verbindungen in reiner Form isoliert, geht sie sofort teilweise in eine andere Verbindung über. Butlerov zeigte, dass die Tautomerie auf dem spontanen Übergang eines Wasserstoffatoms von einem Sauerstoffatom zu einem benachbarten Kohlenstoffatom (und umgekehrt) beruht.

Um die Gültigkeit des Strukturformelsystems vollständig zu beweisen, war es notwendig, die Strukturformel von Benzol, einem Kohlenwasserstoff mit sechs Kohlenstoffatomen und sechs Wasserstoffatomen, zu bestimmen. Dies wurde nicht sofort erledigt. Es schien, als gäbe es keine solche Strukturformel, die zwar die Erfordernisse der Wertigkeit erfüllt, aber gleichzeitig die größere Stabilität der Verbindung erklären würde. Die ersten Versionen der Strukturformeln von Benzol waren den Formeln einiger Kohlenwasserstoffe sehr ähnlich – Verbindungen, die sehr instabil sind und Benzol in ihren chemischen Eigenschaften nicht ähnlich sind.

Das Kohlenstoffatom ist der Grundbaustein, aus dem organische Verbindungen aufgebaut sind. Um die Valenzschale mit acht Elektronen zu füllen (wie in einem Edelgas), muss ein Kohlenstoffatom seine Elektronen mit den Elektronen von vier Wasserstoffatomen paaren.

Durch Hybridisierung und Paarung von Elektronen werden sowohl die Valenzelektronenschale von Kohlenstoff als auch die Valenzschalen von Wasserstoffatomen gefüllt. Es entsteht eine äußerst stabile elektronische Konfiguration und es entsteht ein stabiles CH 4 -Molekül namens Methan.

Die Elektronen verschiedener Atome bilden Paare, was symbolisch durch Punkte angedeutet ist. Jedes Paar solcher Elektronen bildet eine kovalente Bindung. Der Einfachheit halber wird jedes dieser Elektronenpaare von verschiedenen Atomen oder eine kovalente Bindung normalerweise als eine Linie (Bindung) dargestellt, die die gebundenen Atome verbindet.

Die vier Bindungen vom Kohlenstoffatom stellen die vier Valenzen dar, die das Kohlenstoffatom hat. In ähnlicher Weise stellt eine Bindung zwischen jedem Wasserstoffatom und Kohlenstoff die eine Wertigkeit dar, die jedes Wasserstoffatom hat.

Diese vereinfachten Darstellungen geben jedoch nicht die wahre dreidimensionale Geometrie des Methanmoleküls wieder. Methan hat aufgrund von Hybridisierung eine tetraedrische Struktur. Alle Winkel zwischen HCH-Bindungen in Methan betragen 109,5° (Abb. 8). Die tetraedrische Struktur ermöglicht es jedem der Wasserstoffatome, eine Position einzunehmen, die so weit wie möglich von benachbarten Wasserstoffatomen entfernt ist. Dadurch werden die Abstoßungskräfte zwischen benachbarten Wasserstoffatomen minimal.

Die kovalenten Kohlenstoff-Wasserstoff-Bindungen in Methan sind starke Bindungen. Um aus 1 g-Molekül (1 mol) Methan (16 g) seine konstituierenden Kohlenstoff- und Wasserstoffatome zu gewinnen, müssten 404 kcal Energie aufgewendet werden. Da es im Methanmolekül vier Kohlenstoff-Wasserstoff-Bindungen gibt, hat jede eine durchschnittliche Energie von 101 kcal/mol. Eine solche Bindung wird als sehr starke kovalente Bindung angesehen.

Kohlenstoff (C) ist das sechste Element des Periodensystems von Mendelejew mit einem Atomgewicht von 12. Das Element gehört zu den Nichtmetallen und hat ein Isotop von 14 C. Die Struktur des Kohlenstoffatoms liegt aller organischen Chemie zugrunde, da alle organischen Substanzen enthalten sind Kohlenstoffmoleküle.

Kohlenstoffatom

Position des Kohlenstoffs im Periodensystem von Mendelejew:

• sechste Seriennummer;
• vierte Gruppe;
• zweite Periode.

Reis. 1. Die Position von Kohlenstoff im Periodensystem.

Anhand der Daten aus der Tabelle können wir schließen, dass die Struktur des Atoms des Elements Kohlenstoff zwei Schalen umfasst, auf denen sich sechs Elektronen befinden. Die Wertigkeit von Kohlenstoff, der Teil organischer Substanzen ist, ist konstant und gleich IV. Das bedeutet, dass sich auf der äußeren elektronischen Ebene vier Elektronen befinden und auf der inneren zwei.

Von den vier Elektronen besetzen zwei ein kugelförmiges 2s-Orbital und die restlichen zwei ein hantelförmiges 2p-Orbital. Im angeregten Zustand wandert ein Elektron vom 2s-Orbital in eines der 2p-Orbitale. Wenn sich ein Elektron von einem Orbital zum anderen bewegt, wird Energie verbraucht.

Ein angeregtes Kohlenstoffatom hat also vier ungepaarte Elektronen. Seine Konfiguration kann durch die Formel 2s 1 2p 3 ausgedrückt werden. Dadurch ist es möglich, mit anderen Elementen vier kovalente Bindungen einzugehen. Beispielsweise bildet Kohlenstoff in einem Methan (CH 4 )-Molekül Bindungen mit vier Wasserstoffatomen – eine Bindung zwischen den s-Orbitalen von Wasserstoff und Kohlenstoff und drei Bindungen zwischen den p-Orbitalen von Kohlenstoff und den s-Orbitalen von Wasserstoff.

Das Schema der Struktur des Kohlenstoffatoms kann als +6C) 2) 4 oder 1s 2 2s 2 2p 2 dargestellt werden.

Reis. 2. Die Struktur des Kohlenstoffatoms.

Physikalische Eigenschaften

Kohlenstoff kommt in natürlicher Form vor Felsen. Es sind mehrere allotrope Modifikationen von Kohlenstoff bekannt:

• Graphit;
• Diamant;
• Karabiner;
• Kohle;
• Ruß.

Alle diese Substanzen unterscheiden sich in der Struktur des Kristallgitters. Die härteste Substanz - Diamant - hat eine kubische Form von Kohlenstoff. Bei hohen Temperaturen verwandelt sich Diamant in Graphit mit hexagonaler Struktur.

Reis. 3. Kristallgitter aus Graphit und Diamant.

Chemische Eigenschaften

Die atomare Struktur von Kohlenstoff und seine Fähigkeit, vier Atome einer anderen Substanz zu binden, bestimmen Chemische Eigenschaften Element. Kohlenstoff reagiert mit Metallen zu Karbiden:

• Ca + 2C → CaC 2;
• Cr + C → CrC;
• 3Fe + C → Fe 3 C.

Reagiert auch mit Metalloxiden:

• 2ZnO + C → 2Zn + CO 2 ;
• PbO + C → Pb + CO;
• SnO 2 + 2C → Sn + 2CO.

Bei hohen Temperaturen reagiert Kohlenstoff mit Nichtmetallen, insbesondere mit Wasserstoff, zu Kohlenwasserstoffen:

C + 2H 2 → CH 4.

Mit Sauerstoff entsteht Kohlenstoff Kohlendioxid und Kohlenmonoxid:

• C + O 2 → CO 2;
• 2C + O 2 → 2CO.

Auch bei der Wechselwirkung mit Wasser entsteht Kohlenmonoxid.

Fortsetzung. Für den Anfang siehe № 15, 16/2004

Lektion 5
Atomorbitale von Kohlenstoff

Eine kovalente chemische Bindung wird unter Verwendung gemeinsamer Bindungselektronenpaare des Typs gebildet:

Eine chemische Bindung eingehen, d.h. nur ungepaarte Elektronen können mit einem „fremden“ Elektron eines anderen Atoms ein gemeinsames Elektronenpaar bilden. Beim Schreiben elektronischer Formeln befinden sich ungepaarte Elektronen nacheinander in der Orbitalzelle.
Atomorbital ist eine Funktion, die die Dichte der Elektronenwolke an jedem Punkt im Raum um den Kern eines Atoms herum beschreibt. Eine Elektronenwolke ist ein Raumbereich, in dem sich mit hoher Wahrscheinlichkeit ein Elektron aufhält.
Um die elektronische Struktur des Kohlenstoffatoms und die Wertigkeit dieses Elements zu harmonisieren, werden die Konzepte der Anregung des Kohlenstoffatoms verwendet. Im normalen (nicht angeregten) Zustand hat das Kohlenstoffatom zwei ungepaarte 2 R 2 Elektronen. In einem angeregten Zustand (wenn Energie absorbiert wird) einer von 2 s 2-Elektronen können frei passieren R-orbital. Dann erscheinen im Kohlenstoffatom vier ungepaarte Elektronen:

Erinnern Sie sich daran, dass in der elektronischen Formel eines Atoms (zum Beispiel für Kohlenstoff 6 C - 1 s 2 2s 2 2p 2) große Zahlen vor den Buchstaben - 1, 2 - geben die Nummer des Energieniveaus an. Briefe s und R geben die Form der Elektronenwolke (Orbitale) an, und die Zahlen rechts über den Buchstaben geben die Anzahl der Elektronen in einem bestimmten Orbital an. Alle s- sphärische Orbitale:

Auf der zweiten Energiestufe außer 2 s-es gibt drei Orbitale 2 R-Orbitale. Diese 2 R-Orbitale haben eine ellipsoidische Form, ähnlich wie Hanteln, und sind im Raum in einem Winkel von 90 ° zueinander ausgerichtet. 2 R-Orbitale bezeichnen 2 px, 2r y und 2 pz nach den Achsen, entlang denen sich diese Orbitale befinden.

Wenn chemische Bindungen gebildet werden, nehmen die Elektronenorbitale die gleiche Form an. Also, in gesättigten Kohlenwasserstoffen, eins s-orbital und drei R-Orbitale eines Kohlenstoffatoms zu vier identischen (Hybrid) sp 3-Orbitale:

Das - sp 3 - Hybridisierung.
Hybridisierung– Ausrichtung (Mischen) von Atomorbitalen ( s und R) mit der Bildung neuer Atomorbitale, genannt hybride Orbitale.

Hybridorbitale haben eine asymmetrische Form, die zum angehängten Atom hin verlängert ist. Elektronenwolken stoßen sich gegenseitig ab und befinden sich im Raum möglichst weit voneinander entfernt. Gleichzeitig die Achsen von vier sp 3-hybride Orbitale erweisen sich als auf die Ecken des Tetraeders (regelmäßige Dreieckspyramide) gerichtet.
Dementsprechend sind die Winkel zwischen diesen Orbitalen tetraedrisch und betragen 109 ° 28 ".
Die Spitzen von Elektronenorbitalen können sich mit den Orbitalen anderer Atome überlappen. Wenn sich Elektronenwolken entlang einer Linie überlappen, die die Zentren von Atomen verbindet, wird eine solche kovalente Bindung genannt sigma()-Anleihe. Beispielsweise wird in einem C 2 H 6 -Ethanmolekül eine chemische Bindung zwischen zwei Kohlenstoffatomen gebildet, indem zwei Hybridorbitale überlappt werden. Dies ist eine Verbindung. Außerdem jedes der Kohlenstoffatome mit seinen drei sp 3-Orbitale überlappen mit s-Orbitale von drei Wasserstoffatomen, die drei -Bindungen bilden.

Insgesamt sind für ein Kohlenstoffatom drei Wertigkeitszustände mit unterschiedlichen Hybridisierungsarten möglich. Außer sp 3-Hybridisierung existiert sp 2 und sp-Hybridisierung.
sp 2 -Hybridisierung- eins mischen s- und zwei R-Orbitale. Als Ergebnis drei Hybride sp 2 -Orbitale. Diese sp 2 -Orbitale befinden sich in der gleichen Ebene (mit Achsen X, bei) und sind auf die Eckpunkte des Dreiecks mit einem Winkel zwischen den Orbitalen von 120° gerichtet. nicht hybridisiert
R-Orbital ist senkrecht zur Ebene der drei Hybriden sp 2 Orbitale (entlang der Achse orientiert z). Obere Hälfte R-Orbitale sind über der Ebene, die untere Hälfte ist unter der Ebene.
Art der sp 2-Hybridisierung von Kohlenstoff tritt in Verbindungen mit einer Doppelbindung auf: C=C, C=O, C=N. Außerdem kann nur eine der Bindungen zwischen zwei Atomen (z. B. C=C) eine Bindung sein. (Die anderen bindenden Orbitale des Atoms sind in entgegengesetzte Richtungen gerichtet.) Die zweite Bindung wird als Ergebnis der Überlappung von Nicht-Hybriden gebildet R-Orbitale auf beiden Seiten der Linie, die die Atomkerne verbindet.

Kovalente Bindung durch seitliche Überlappung R-Orbitale benachbarter Kohlenstoffatome genannt pi()-Bindung.

Ausbildung - Kommunikation

Aufgrund der geringeren Überlappung der Orbitale ist die -Bindung weniger stark als die -Bindung.
sp-Hybridisierung ist eine Mischung (Ausrichtung in Form und Energie) von Eins s- und ein
R-Orbitale mit der Bildung von zwei Hybriden sp-Orbitale. sp- Orbitale befinden sich auf derselben Linie (in einem Winkel von 180 °) und sind vom Kern des Kohlenstoffatoms in entgegengesetzte Richtungen gerichtet. Zwei
R-Orbitale bleiben unhybridisiert. Sie werden senkrecht zueinander platziert.
Richtungen - Verbindungen. Auf dem Bild sp-Orbitale sind entlang der Achse dargestellt j, und die unhybridisierten zwei
R-Orbitale - entlang der Achsen X und z.

Die Kohlenstoff-Kohlenstoff-Dreifachbindung CC besteht aus einer -Bindung, die bei Überlappung auftritt
sp-Hybridorbitale und zwei -Bindungen.
Die Beziehung zwischen solchen Parametern des Kohlenstoffatoms wie der Anzahl der gebundenen Gruppen, der Art der Hybridisierung und den Arten der gebildeten chemischen Bindungen ist in Tabelle 4 gezeigt.

Tabelle 4

Kovalente Bindungen von Kohlenstoff

Anzahl der Gruppen verbunden mit Kohle	Art der Hybridisierung	Typen teilnehmen chemische Bindungen	Beispiele für zusammengesetzte Formeln
4	sp 3	Vier - Verbindungen
3	sp 2	Drei - Verbindungen und Einer ist Verbindung
2	sp	Zwei - Verbindungen und zwei Anschlüsse	H-CC-H

Übungen.

1. Welche Elektronen von Atomen (z. B. Kohlenstoff oder Stickstoff) werden als ungepaart bezeichnet?

2. Was bedeutet das Konzept der "gemeinsamen Elektronenpaare" in Verbindungen mit einer kovalenten Bindung (z. B. CH 4 oder H 2 S )?

3. Was sind die elektronischen Zustände von Atomen (zum Beispiel C oder N ) werden Basic genannt, und welche sind aufgeregt?

4. Was bedeuten die Zahlen und Buchstaben in der elektronischen Formel eines Atoms (zum Beispiel C oder N )?

5. Was ist ein Atomorbital? Wie viele Orbitale befinden sich im zweiten Energieniveau eines C-Atoms? und wie unterscheiden sie sich?

6. Was ist der Unterschied zwischen Hybridorbitalen und den ursprünglichen Orbitalen, aus denen sie entstanden sind?

7. Welche Arten der Hybridisierung sind für das Kohlenstoffatom bekannt und welche sind das?

8. Zeichnen Sie ein Bild der räumlichen Anordnung der Orbitale für einen der elektronischen Zustände des Kohlenstoffatoms.

9. Wie chemische Bindungen genannt werden und was? Angeben-und-Verbindungen in Verbindungen:

10. Geben Sie für die Kohlenstoffatome der nachstehenden Verbindungen an: a) Art der Hybridisierung; b) Typen seiner chemischen Bindungen; c) Bindungswinkel.

Lösungen zu den Übungen zu Thema 1

Lektion 5

1. Elektronen, die eines pro Orbital sind, werden genannt ungepaarte Elektronen. Zum Beispiel gibt es in der Elektronenbeugungsformel eines angeregten Kohlenstoffatoms vier ungepaarte Elektronen und das Stickstoffatom hat drei:

2. Zwei Elektronen, die an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt sind, werden genannt gemeinsames Elektronenpaar. Normalerweise gehörte vor der Bildung einer chemischen Bindung eines der Elektronen dieses Paares zu einem Atom und das andere Elektron zu einem anderen Atom:

3. Elektronischer Staat Atom, in dem die Reihenfolge der Füllung der Elektronenorbitale eingehalten wird: 1 s 2 , 2s 2 , 2p 2 , 3s 2 , 3p 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4p 2 usw. aufgerufen werden Hauptstaat. BEI aufgeregter Zustand Wenn eines der Valenzelektronen des Atoms ein freies Orbital mit höherer Energie einnimmt, geht ein solcher Übergang mit der Trennung gepaarter Elektronen einher. Schematisch wird es so geschrieben:

Während es im Grundzustand nur zwei valenz-ungepaarte Elektronen gibt, sind es im angeregten Zustand vier solcher Elektronen.

5. Ein Atomorbital ist eine Funktion, die die Dichte einer Elektronenwolke an jedem Punkt im Raum um den Kern eines bestimmten Atoms herum beschreibt. Es gibt vier Orbitale auf dem zweiten Energieniveau des Kohlenstoffatoms - 2 s, 2px, 2r y, 2pz. Diese Orbitale sind:
a) die Form der Elektronenwolke ( s- Kugel, R- Hantel);
b) R-Orbitale haben unterschiedliche Orientierungen im Raum - entlang zueinander senkrechter Achsen x, j und z, sie sind bezeichnet px, r y, pz.

6. Hybridorbitale unterscheiden sich von den ursprünglichen (nicht-hybriden) Orbitalen in Form und Energie. Zum Beispiel, s-orbital - die Form einer Kugel, R- symmetrische Acht, sp-Hybrid-Orbital - asymmetrische Acht.
Energieunterschiede: E(s) < E(sp) < E(R). Auf diese Weise, sp-Orbital - ein in Form und Energie gemitteltes Orbital, das durch Mischen der Initiale erhalten wird s- und p-Orbitale.

7. Für das Kohlenstoffatom sind drei Arten der Hybridisierung bekannt: sp 3 , sp 2 und sp (siehe den Text von Lektion 5).

9. -Bindung - eine kovalente Bindung, die durch frontale Überlappung von Orbitalen entlang einer Linie gebildet wird, die die Zentren von Atomen verbindet.
-Bindung - eine kovalente Bindung, die durch seitliche Überlappung gebildet wird R-Orbitale auf beiden Seiten der Linie, die die Zentren der Atome verbindet.
- Bindungen werden durch die zweite und dritte Linie zwischen den verbundenen Atomen angezeigt.