Электронная теория в органической химии

1.Введение.

Химическая связь - межатомное взаимодействие, обусловленное перекрыванием внешних электронных оболочек атомов сопровождающееся понижением общей энергии образовавшейся системы. Химическая связь может образовываться путем предоставления от каждого из атомов по одному или нескольким неспаренным электронам (кратные связи) с образованием электронных пар (ковалентная связь), либо при доминировании одним атомом электронной пары, а другим атомом вакантной электронной орбитали (донорно-акцепторная связь). В образовании химической связи участвуют только электроны внешней электронной оболочки, а внутренние электронные уровни не затрагиваются. В результате, при образовании химической связи у каждого атома образуется заполненная электронная оболочка внешнего электронного уровня, состоящая из двух (дуплет) или восьми (октет) электронов. Химическая связь характеризуется длиной и энергией. Длина химической связи это расстояние между ядрами связанных атомов. Энергия химической связи показывает сколько необходимо затратить энергии на разведение двух атомов, между которыми существует химическая связь, на расстояние, при котором эта химическая связь будет разорвана.

Возникновение химической связи и изменение энергии, происходящие при этом, можно описать следующей  моделью. Первоначально атомы разведены  на большое расстояние и энергия  их взаимодействия близка к нулю. При  сближении атомов между ними возникает  слабое взаимодействие. Когда межъядерное  расстояние становится сравнимым с  радиусами электронных оболочек атомов, между атомами возникают  два конкурирующих процесса. С  одной стороны происходит взаимное притяжение между разноименно заряженными  ядрами одного атома и электронами  другого атома, а с другой стороны  происходит взаимное отталкивание между  одноименно заряженными ядрами и  электронными оболочками обоих атомов. На определенном расстоянии ( ) силы отталкивания и притяжения между двумя атомами выравниваются, наблюдается минимум потенциальной энергии образовавшейся системы из двух атомов ( ) и происходит образование химической связи.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

3.Характеристика двойной связи.

Двойная связь — ковалентная связь двух атомов в молекуле посредством двух общих электронных пар. Строение двойной связи отражено в теории валентных связе. В этой теории считалось, что двойная связь образуется комбинацией сигма- (рис.1) и пи- (рис.2) связей.

На симпозиуме по теоретической  органической химии (Лондон, сентябрь 1958 г.) был представлен доклад Л.Полинга, дважды лауреата Нобелевских премий. Доклад Полинга был посвящён природе двойной связи. Был предложен новый путь описания двойной связи как комбинации двух одинаковых изогнутых связей.^[1]

Полинг особое внимание уделил на кулоновскую электронную корреляцию: «Взаимодействие электронов (отталкивание) может играть весьма сущестенную роль в повышении устойчивости изогнутых связей…»

Описание двойной и тройной связи с помощью представления об изогнутых связях поразительным образом объясняет некоторые из их свойств. Так, если кратные связи имеют вид дуг длиной 1,54 Å (длина простой связиуглерод-углерод) и начальное направление их совпадает с тетраэдрическим, то их вычисленная длина оказывается равной 1,32 Å для двойной связи и 1,18 Å для тройной, что хорошо соответствует экспериментальным значениям 1,33 и 1,20 Å."

Дальнейшее развитие представлений  об электростатическом отталкивании электронов предпринято в теории отталкивания электронных пар Р.Гиллеспи.

Рис.1

Рис.2

 

 

Связь	Длина связи, нм	Энергия связи, кДж/моль
С-С С=С СΞС С-С (в аром. кольце)	0,154 0,134 0,121 0,139	335 630 837 150 (энергия сопряжения  в бензольном кольце)

 

 

2.Характеристика простой связи.

Простая связь, ординарная связь, одинарная связь, химическая ковалентная связь, осуществляемая парой электронов (с антипараллельной ориентацией спинов), движущихся в поле 2 атомных ядер. Например, в молекулах H₂, Cl₂ и HCl имеется по одной ковалентной связи, образованной взаимодействием неспаренныхэлектронов (находившихся на атомных орбиталях 1s—1s, 3р—3р и 1s—3р соответственно). Поскольку эти молекулы двухатомны, химические связи в них двухцентровые. Для указанных молекул можно написать следующие электронные и структурные формулы: Н: Н и Н—Н, Cl: Cl и Cl—Cl, H: Cl и Н—Cl [две точки и валентный штрих (чёрточка) обозначают пару электронов, общую для обоих соединившихся атомов]. 

 Аналогичное  описание справедливо для молекул всех насыщенных соединений, у которых число пар валентных электронов равно числу возможных двухцентровых взаимодействий. В таких соединениях все химические связи являются простыми связями (с кратностью, равной единице). Пара электронов простой связи в равной степени может иметь и донорно-акцепторное происхождение (см. Донорно-акцепторная связь). Поэтому, например, изоэлектронные молекула CH₄ и ионы   и   могут быть описаны однотипной структурной формулой

(где Х = В^-, С и N⁺ соответственно).  

В химических соединениях, в которых среднее число электронов, связывающих каждую пару атомных ядер, не равно двум, могут возникнуть химические связисамой различной кратности — как меньше единицы (соединения с дефицитом электронов), так и больше единицы (соединения с кратными связями). В этих случаях описание электронного строения молекул обычно требует привлечения наиболее общего метода квантовой химии — молекулярных орбиталей метода.

 

 

 

 

 

 

 

 

Содержание:

1.Введение.

2.Характеристика простой  связи

3. Характеристика двойной связи.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Используемая  литература:

http://www.xumuk.ru

http://www.himhelp.ru

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Министерство образования  и науки Республики Казахстан

Евразийский национальный университет  имени Л. Н. Гумилева

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Реферат на тему:

«Энергия,длина,поляризуемо-сть простой и двойной связи»

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Проверила: д.х.н.Рахмадиева С.Б. 

Выполнила: Нурасилов А.Б.Хм-22

 

 

 Астана 2013