Кілька облігацій

Last updated

Oct 25, 2022
Save as PDF
- Електронегативність
- Огляд теорії Полінга та валентних зв'язків

$\newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} }$

$\newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}}$

$\newcommand{\id}{\mathrm{id}}$

$\newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$

$\newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}$

$\newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}$

$\newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}$

$\newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}$

$\newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}$

$\newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}$

$\newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}$

$\newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$

$\newcommand{\id}{\mathrm{id}}$

$\newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$

$\newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}$

$\newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}$

$\newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}$

$\newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}$

$\newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}$

$\newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}$

$\newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}$

$\newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$

Навички для розвитку

Визначити кілька зв'язків (назва, характеристики)
Опишіть і намалюйте резонансні структури
Прогнозувати гібридизацію та числа σ та π зв'язків

Ви вже знаєте, що іноді нам доводиться використовувати кілька зв'язків (подвійні або потрійні зв'язки), щоб намалювати хороші структури Льюїса. Ідея Льюїса про декілька зв'язків передбачає, що вони повинні бути коротшими за одиночні зв'язки (оскільки тетраедри мають край або обличчя, а не лише точку). Виявляється, це збігається з даними кристалічних структур. У попередньому розділі ми використовували гібридні орбіталі, щоб показати, як ми можемо створювати зв'язки, використовуючи орбіталі, що перекриваються. Це насправді відповідає образу Льюїса тетраедри досить добре! Таким чином, ми могли б подумати про створення декількох зв'язків з гібридними орбіталями саме так, як зображений Льюїс, які зараз називаються «зігнутими зв'язками», оскільки електронна щільність, здається, не знаходиться на лінії між ядрами. Це не поганий спосіб думати про деякі молекули. Однак це стає дуже заплутаним у випадках множинного резонансу зв'язку!

Етилен (C ₂ H ₄) показаний (зверху вниз) як точкова структура Льюїса, використовуючи «зігнуті зв'язки» і sp ³ гібридизації, а також використовуючи σ і π зв'язки з sp ² гібридизації (σ і π зв'язки орбіталі показані окремими, потім комбінованими).

Множинний резонанс зв'язку

Давайте подумаємо про структури Льюїса для нітратного іона, NO ₃ ^-. Ми повинні намалювати 1 подвійний зв'язок і 2 одиночних зв'язку між N і O, щоб дати N рівно 8 електронів. Це говорить про те, що в нітратному іоні має бути 1 короткий зв'язок і 2 довгі зв'язки. Однак немає різниці між атомами O, тож як би ми вибрали, який з них отримує подвійний зв'язок? Ми могли б поставити його в будь-яке положення, даючи 3 різні структури з однаковою енергією. Якщо ви пам'ятаєте ідею резонансної енергії, ви можете очікувати, що наявність 3 різних структур з однаковою енергією дозволяє резонансувати між структурами, так що кожен зв'язок насправді 4/3 зв'язку, а молекула набагато стабільніша через резонансну енергію.

Два опису структури Льюїса іонів нітратів. Верх: нітрат з 1 короткою подвійною зв'язкою і 2 довгими одинарними зв'язками. Дно: нітрат, показаний за допомогою резонансних структур, що вказує на те, що кожен зв'язок еквівалентний, з подвійним зв'язком, розділеним на всі 3 кисню.

Коли ми вивчаємо структуру нітратів, ми не можемо знайти різниці між киснем. Якщо ми зробимо рентгенівську кристалографію на CsNO ₃, скажімо, ми можемо перевірити, які всі довжини зв'язків та кути зв'язку, і вони здаються рівними. Інші методи дають той же результат. Молекули або іони, в яких резонанс множинних зв'язків важливий (так само, як і зв'язки, в яких важливий іонний резонанс), більш стабільні, ніж ми б інакше передбачали, і вони, здається, мають «дробові» зв'язки. Бензол, ще один важливий приклад резонансу, показаний на малюнку. Інші приклади включають сульфатні та фосфатні іони. Спробуйте намалювати резонансні структури для цих іонів, використовуючи «резонансну стрілку» ↔.

Резонансні структури для бензолу, С ₆ Н ₆

Орбіталі для резонансу множинних зв'язків

Важко уявити, як множинний резонанс зв'язків може відбутися за допомогою ідеї «зігнутого зв'язку». Однак ми можемо використовувати іншу модель декількох зв'язків, що робить її набагато зрозумілішою. Подумайте про молекулу кисню. Кожен атом робить 2 зв'язку і має 2 одинокі пари. Ми могли б подумати про це з гібридами sp ³, але є й інший спосіб, якщо ми припустимо, що другий зв'язок відрізняється від першого. Уявіть, що ви використовуєте sp ² гібриди на кожному атомі. Один p орбітальний залишок, перпендикулярний 3 гібридам. Робимо нормальну пряму зв'язок з одним гібридом з кожного атома, який ми будемо називати зв'язком σ. Ми ставимо самотні пари в інші гібриди. Остання пара облігацій йде в зв'язок, зроблений із залишків p орбіталів. Це називається π зв'язком. Це проілюстровано на малюнку.

Освіта σ і π зв'язків в O ₂. Пари σ зв'язків і одиноких використовують гібриди sp ², показані червоним кольором. π зв'язок складається з залишкової p орбітальної, показаної синім кольором.

Тепер уявіть орбіталі для нітратних іонів. N робить 4 зв'язку і не має одиноких пар. Ми хочемо створити 3 нормальні зв'язки і ще один зв'язок, розділений на всі 3 атоми кисню. Кожен атом кисню має нормальний зв'язок з N і 2 або 3 одинокими парами. Давайте використовувати sp ² гібриди на кожному атомі. N складає 3 σ зв'язку з використанням гібридів sp ² і має 1 р орбітальний залишок. Кожен O робить нормальний σ зв'язок з одним гібридом і ставить одинокі пари в інший 2. Всі гібридні орбіталі на кожному атомі знаходяться в одній площині, а залишки p орбіталів на кожному атомі стирчать вгору і вниз від цієї площини. 4 залишилися p орбіталі містять 3 пари електронів, і всі ці орбіталі можуть змішуватися разом. Ми не можемо легко визначити з цієї моделі, які електрони є самотніми парами електронів, а які є сполучними електронами, але ми бачимо, що зв'язок розподіляється порівну на всі 3 атоми O.

Орбіталі в нітрат-іоні. Зліва: система π, з використанням p орбіталів, показана синім кольором. Праворуч: система σ, що включає зв'язки σ та одиночні пари, використовуючи гібриди sp ², червоним кольором.

Етилен, C ₂ H ₄, являє собою планарну молекулу (всі атоми знаходяться в одній площині). Це має сенс, використовуючи або опис зігнутого зв'язку, або опису σ та π зв'язку. В останньому випадку, якщо ми скручуємо молекулу навколо подвійного зв'язку, p орбіталі не будуть шикуватися один з одним, тому подвійний зв'язок розірветься. Оскільки подвійні зв'язки не можуть легко обертатися, молекула може бути різною, якщо до кожного кінця подвійного зв'язку прикріплені різні групи. Вони називаються ізомерами.

Прогнозування гібридизації та чисел σ та π зв'язків

Тільки 1 σ зв'язок може бути зроблена між 2 атомами. Якщо присутній більше облігацій або часткових зв'язків, вони повинні бути π зв'язками. Таким чином, легко підрахувати кількість σ і π зв'язків у структурі Льюїса. Після того, як ви це зробите, ви можете легко знайти, який тип гібридів робить кожен атом (лише для атомів із загальною кількістю електронів 8; ви не повинні використовувати гібриди для атомів, які мають більше 8). Кожен π зв'язок потребує орбітальної p. Гібридизація буде sp ^x, де

$x=3-(number\; of\; \pi \; bonds)$

Наприклад, атом, який робить 2 подвійні зв'язки, робить 2 π зв'язку, тому він буде sp гібридизований, як атом, який робить 1 потрійний зв'язок. Атом, який робить 1 подвійний зв'язок, є sp ² гібридизованим.

Автори та атрибуція

Template:ContribGreyLark