Научная литература
booksshare.net -> Добавить материал -> Химия -> Каррер П. -> "Курс органической химии" -> 37

Курс органической химии - Каррер П.

Каррер П. Курс органической химии — Л.: Химическая литература, 1960. — 1241 c.
Скачать (прямая ссылка): kursorganikhim1960.djvu
Предыдущая << 1 .. 31 32 33 34 35 36 < 37 > 38 39 40 41 42 43 .. 561 >> Следующая

В связывающих молекулярных состояниях могут принимать уча-1 стие лишь те электроны, которые не спарены. Как видно из табл. 3,1 в основном состоянии у углерода имеются два таких валентных элек-1 трона, у азота — три, у кислорода — четыре, у фтора — один. Молекула I Р2 образуется в результате перекрывания р-орбит двух электронов. При 1 этом также возникает о-состояние, т. е. простая связь (рис. 7).
о
Р Л Р '--Ч
Рис. 7.
Атом углерода должен был бы образовывать две связи, расположенные под прямым углом друг к другу, так как атомные р-облака взаимно перпендикулярны (см. рис. 6а). Однако, в действительности,] углерод является четырехвалентным, и образуемые им связи (например, в метане) направлены к вершинам тетраэдра. По Полингу, это объясняется тем, что 2х- и 2р-состояния почти вырождены (т. е. энергия р-состояния лишь немногим больше энергии «-состояния), вследствие! чего в момент образования связей оказывается возможной суперпозиция (смешивание, гибридизация) состояний углерода, и один из двух спаренных 25-электронов переходит на свободную 2р-орбиту. В ре-1 зультате у атома углерода оказывается четыре валентных электрона:!
с0
1±. 1 1

! 1
При суперпозиции собственных функций этих электронов возни-! кают четыре электронных облака (смешанные собственные функции), которые направлены к вершинам тетраэдра (см. рис. 8).
Это называют 5р3-гибридизацией. Гибридные облака выступают' наружу больше, чем р-облака, и образуют особенно прочные с-связи при обобщении с й-облаками четырех атомов водорода. Вообще, энер-1 гия связи всегда тем больше, чем полнее перекрываются в пространстве связывающие атомные состояния. В этом заключается принцип максимального перекрывания.
Описание химической связи с помощью атомной модели
51
Таким образом, новая теория валентности выводит пространственные модели молекул из свойств симметрии собственных электронных функций атомов. Необходимо, однако, иметь в виду, что представление о гибридизации лишено объективного физического смысла. Оно вводится лишь в связи с построением приближенной собственной функции молекулярного состояния из атомных функций.
Рис. 8. Гибридное 5ря-состояние атома углерода. Каждое облако является одноэлектронным.
Теория Льюиса — Лэнгмюра. Заполненное двумя электронами связывающее молекулярное состояние в качественной теории Льюиса называется двухэлектронной связью. Электронное облако обозначается черточкой, соединяющей атомы. При этом несвязывающие, или так называемые одиночные (неподеленные, необобщенные) электронные пары того же электронного слоя отмечаются черточками вокруг символа атома, например:
H
_ _ I _ нх _
J F — F l H-C-Cli >G=0
- - | - н/ -
H
Эта схема показывает, где электроны чаще всего находятся, причем Здесь, конечно, имеется в виду статическая локализация электронов. Электронные слои в атомах отделены друг от друга настолько высокими энергетическими барьерами, что все молекулярные состояния {по крайней мере, в случае легких атомов, особенно важных для органической химии) возникают за счет электронов одной и той же оболочки. Отсюда вытекает указанное Лэнгмюром правило октета: при образовав нии связей свободные электронные состояния заполняются до тех пор, пока не получится оболочка инертного газа.
Полярность ковалентной связи. В молекуле, состоящей из двух одинаковых атомов, электронное облако расположено симметрично относительно обоих ядер. В случае же двух различных атомов электронная плотность около одного из них бывает большей, чем около другого. Тогда в молекулярном состоянии участвуют с разным весом собственные функции валентных электронов атома А (ф4) и атома В (фв):
Молекулы = «Фа + Нв
где а и Ъ — числовые коэффициенты, величина которых больше нуля и меньше или равна единице.
Если фч и Фв одинаковы, например две 2р-функции, то распределение зарядов симметрично при а = Ь; молекула в этом случае непо-лярна. При а> Ь, т. е. когда состояние ф ч представлено в большей степени, чем фв, электроны преимущественно находятся около атома А,
4*
52
Гл. 2. Углеводороды
в результате чего на атоме В возникает избыточный положительный заряд; молекула полярна и обладает дипольным моментом. Аналогично можно рассмотреть другие случаи распределения зарядов:
X В ^ А-В тл' і і А~0 а> Ь а = Ь а<Ь а^О
Таким образом, существует целый ряд видов связи от неполярной до полностью ионной. Направление и величина полярности двухэлек-тронной связи имеют очень большое значение. При химических реакциях связи часто разрываются таким образом, что электронная пара остается у того атома, к которому она была ближе, т. е. первоначальная полярность усиливается в промежуточном реакционном комплексе до ионного состояния. С помощью шкалы электроотрицательности атомов (Полннг, Мулликен) можно определить направление и приблизительно оценить величину полярности (дипольный момент) связи. Чем больше разность электроотрицательности двух связанных атомов, тем больше дипольный момент связи, но зависимость между этими величинами не является линейной. Атом с меньшей электроотрицательностью образует положительный конец диполя. Ниже приводятся электроотрицательности некоторых атомов, наиболее важных для органической химии:
Предыдущая << 1 .. 31 32 33 34 35 36 < 37 > 38 39 40 41 42 43 .. 561 >> Следующая

Реклама

c1c0fc952cf0704ad12d6af2ad3bf47e03017fed

Есть, чем поделиться? Отправьте
материал
нам
Авторские права © 2009 BooksShare.
Все права защищены.
Rambler's Top100

c1c0fc952cf0704ad12d6af2ad3bf47e03017fed