Строение органических молекул. (Лекция 2)

связь;
Теория валентных связей;
Теория МО.
3. Современные методы исследования структуры органических молекул

1857г.

Теория химического
строения, 1861г.

Якоб Хендрик
Вант-Гофф

Основы стереохимии; тетраэдрическая модель атома углерода 1875г.

Жозеф Ашиль
Ле Бель

Гилберт Ньютон
Льюис

Теория химической связи, 1917г.

Эрих Арманд Артур Йозеф
Хюккель

Основы квантовой химии,
Квантовая теория двойных связей, 1930г.

Кристофер Кельк
И́нгольд

Кинетика реакций замещения
при насыщенном атоме углерода

связей;
Метод молекулярных орбиталей

ВСПОМНИМ!

+6

2е

-

4е

-

2s

2p

1s

12С

Количество энергетических уровней соответствует номеру периода;
Энергетический уровень состоит из подуровней (s, p, d и т.д.)

Энергетические
уровни

Для электрона (микрочастица) неприемлемо понятие о траектории движения

Орбиталь - область пространства,
где вероятность пребывания
электрона максимальна

электронами на внешних орбиталях

Одной из наиболее известных является шкала электроотри-
цательности, предложенная Л.К. Полингом

Лайнус Карл Полинг

Нобелевская премия по химии 1954г.
«за изучение природы химической связи
и его применение к объяснению
строения сложных молекул».

Проблема химической связи

связь

Образуется за счет обобществления пары валентных
электронов атомов, участвующих в
образовании связи;
Характеризуется направленностью, насыщаемостью,
полярностью

Ковалентная связь

Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и
геометрической формы их молекулы.
Углы между двумя связями называют валентными.

связей,
образуемых атомом, ограничено числом его внешних
атомных орбиталей.

При образовании молекул атомы удовлетворяют свою потребность в достижении 8 электронной валентной оболочки, подобной электронной конфигурации благородных газов за счет попарного обобществления своих валентных электронов.

Октетное правило Люиса

Пары электронов, находящиеся на гетероатомах
и не участвующие в образовании химической связи,
называют неподеленными электронными парами.

Обобществленная
электронная пара

Неподеленная
электронная пара

электроотрицательностях атомов.

Полярная ковалентная
связь

Неполярная ковалентная
связь

Электроны, образующие ковалентную связь, смещены в сторону более электроотрицательного атома, что вызывает поляризацию данной связи

Поляризация приводит к появлению частичных зарядов
(обозначаются, как δ+ или δ- ) на атомах, образующих связь

Полярность связи измеряется молекулярным
дипольным моментом, обозначаемым D (Дебай) D = e ∙ l (e- величина заряда; l-длина
связи)

Средние значения дипольных моментов для некоторых распространенных типов связей

удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар.

Связывание атомов достигается в результате спаривания спинов двух электронов, находящихся на атомных орбиталях исходных атомов.

Н

Н

Н-Н

Лучшему перекрыванию орбиталей, отвечающих данной валентной связи, способствует гибридизация атомных орбиталей.

Электронная плотность

sp2 — гибридизация (алкены);
sp — гибридизация и (алкины)

Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам.

sp3

sp2

1 p-орбиталь - негибридная

sp

2 p-орбитали - негибридные

орбиталей (АО) с образованием молекулярных орбиталей (МО).

Связывающая МО имеет меньшую энергию, чем образующие ее обе АО,
т.е. имеет место выигрыш энергии (причина образования связи).
Энергия разрыхляющей орбитали больше энергии обеих АО.

связывающая МО
ΨМО = ΨА + ΨБ

разрыхляющая МО
Ψ *МО = ΨА - ΨБ

ΨА

ΨБ

повышенная электронная плотностью между ядрами (энергетически выгодно)

пространственный разрыв между ядрами. Электронная плотность равна нулю (энергетически не выгодно)

При перекрывании двух s АО образуется ковалентная связь, называемая σ-связь

Н

Н

Н2

двух p орбиталей:

вакантными МО (ВМО)

МО, расположенные наиболее близко к линии нулевой энергии, называют
высшими занятыми (ВЗМО) и низшими вакантными МО (НВМО)

Типы МО

Связывающие (σ, π);
Разрыхляющие (σ*, π*);
Несвязывающие (n)

Связывающая σ

Связывающая π

Несвязывающая n

0

Разрыхляющая π *

Разрыхляющая σ*

Энергия