Что такое сигма связь в химии пример
Что такое сигма связь в химии пример
РАЗДЕЛ И. ОБЩАЯ ХИМИЯ
В образовании σ-связи могут принимать участие как обычные, так и гібридизовані орбитали.
Два неспаренные р-электроны в атоме Кислорода могут образовать две совместные ковалентные пары с электронами второго атома Кислорода:
Одна пара идет на образование σ-связи:
которые размещаются в плоскости, которая является перпендикулярной к оси соединения атомов Карбона:
В результате образования трех общих электронных пар N≡N каждый атом Азота приобретает устойчивую электронную конфигурацию инертного элемента 2 s 2 2 p 6 (октет электронов).
С помощью π-связи формируется молекула бензену и других аренов. Длина связи (ароматического, «полуторного», сказывается 
) 1 является промежуточной между длиной простого (0,154 нм) и двойной (0,134 нм) связи и составляет 0,140 нм. Все шесть атомов Углерода имеют общую π-электронное облако, плотность которой локализована над и под плоскостью ароматического ядра и равномерно распределена (делокалізована) между всеми атомами Углерода. По современным представлениям она имеет форму тороида:
1 Под длиной связи понимают расстояние между центрами ядер атомов Углерода, участвующих в связи.
Сигма-связь
σ-связь(сигма-связь) — ковалентная связь, образующаяся перекрыванием электронных облаков «по осевой линии». Характеризуется осевой симметрией. Связь, образующаяся при перекрывании гибридных орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра атома.
Считалось, что сигма-связь образуется за счёт перекрывания вытянутых гибридных орбиталей (рис.1), а Пи-связь образуется за счёт перекрывания p-орбиталей (рис.2).
В настоящее время разработаны Анимированные изображения гибридизации атомных орбиталей.
Основная характеристика сигма-связи (длина и прочность) зависит от электронной конфигурации атомов, образующих сигма-связь. Характеристика сигма-связи [3]
| Молекула | Электронная конфигурация атома | Орбитальный радиус атома, Å | Длина связи, Å | Энергия разрыва связи, кДж/моль |
|---|---|---|---|---|
| H2 | —— 1S 1 | 0,53 | 0,74 | 436 |
| Li2 | [He] 2S 1 | 1,57 | 2,67 | 102 |
| Na2 | [Ne] 3S 1 | 1,715 | 3,08 | 73 |
| K2 | [Ar] 4S 1 | 2,09 | 3,92 | 57 |
| Rb2 | [Kr] 5S 1 | 2,22 | 4,10 | 49 |
| Cs2 | [Xe] 6S 1 | 2,35 | 4,30 | 42 |
Чем больше электронное экранирование ядра атома, тем удалённее от ядра единственный валентный электрон электронной оболочки атома, тем больше длина сигма-связи и меньше её прочность.
Метод валентных связей. Гибридизация атомных орбиталей
Метод валентных связей
Метод валентных связей (локализованных электронных пар) предполагает, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар.
Поэтому химическая связь представляется двухэлектронной и двухцентровой, т.е. локализована между двумя атомами. В структурных формулах соединений обозначается черточкой:
Рассмотрим в свете Метода ВС, такие особенности связи, как насыщаемость, направленность и поляризуемость.
Образование сигма-, пи- и дельта-связей
Валентность атома — определяется числом неспаренных (валентных) электронов, способных принять участие в образовании химической связи.
Валентность выражается небольшими целыми числами и равна числу ковалентных связей. Валентность элементов, проявляющуюся в ковалентных соединениях, часто называют ковалентностью.
Некоторые атомы имеют переменную валентность, например углерод в основном состоянии имеет 2 неспаренных электрона и будет двух валентен. При возбуждении атома, возможно распарить другие два спаренных электрона и тогда атом углерода станет четырех валентен:
Возбуждение атома до нового валентного состояния требует затраты энергии, которая компенсируется выделяемой при образовании связей энергией.
Взаимное перекрывание облаков, т.е. образование связи может происходить разными способами, ввиду их различной формы. Различают σ-, π- и δ-связи.
Как различить сигма-, пи- и дельта-связи?
Сигма – связи образуются при перекрывании облаков вдоль линии, проходящей через ядра атомов.
Пи – связи возникают при перекрывании облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.
Дельта – связи осуществляются при перекрывании всех четырех лопастей d – электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях.
σ– связь может возникнуть при перекрывании вдоль линии, соединяющей ядра атомов в следующих орбиталей:
σ– связь обладает свойствами локализованной двухцентровой связи, каковой она и является.
π– связь может образовываться при перекрывании по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов следующих орбиталей:
Итак, s— элементы способны к образованию только σ– связи,
р— элементы — σ– и π– связи,
d— элементы — σ–, π– и δ‑ связи,
При совместном образовании π– и σ- связей получается двойная связь.
Если же одновременно возникают две π–и σ- связь, то образуется тройная связь.
Количество возникших связей между атомами, называется кратностью связи.
Между двумя атомами может возникнуть только одна сигма-связь.
Направленность ковалентной связи
Гибридизация атомных орбиталей
Рассмотрим пример. Представим, что четыре атома водорода соединились с атомом углерода и образовалась молекула метана CH4.
Рисунок показывает что происходит, но не объясняет, как ведут себя s- и р— орбитали, при образовании таких соединений.
Хотя р— орбиталь имеет две части, развернутые друг относительно друга, но она может образовывать только одну связь. В итоге, можно предположить, что в молекуле метана один атом водорода присоединяется к 2s- орбитали углерода, остальные – к 2р— орбитали.
Тогда, каждый атом водорода будет находиться по отношению к другому под углом 90°, но это не так. Электроны отталкиваются друг от друга и расходятся на большее расстояние.
Что же на самом деле происходит?
Происходит гибридизация атомных орбиталей, в результате которой все орбитали объединяются, перестраиваются и образуют 4 эквивалентные гибридные орбитали, которые направлены к вершинам тетраэдра.
Типы гибридизации атомных орбиталей
В нашем примере, каждая из гибридных орбиталей содержит некий вклад 2s- орбитали и некоторые вклады 2р— орбиталей.
Как видно из рисунка, конфигурация гибридных орбиталей позволяет четырем атомам вдорода образовать ковалентные связи с атомом углерода, при этом орбитали будут располагаться относительно друг друга под углом 109,5°.
В молекуле H2O неподеленными электронными парами заняты две гибридные орбитали атома кислорода, а две другие используются для связывания с атомами водорода.
Число гибридных орбиталей определяется числом одинарных связей, а также количеством неподеленных электронных пар в молекуле. Эти электроны находятся на гибридных орбиталях. Когда же происходит перекрывание негибридных орбиталей двух атомов, то образуется кратная связь. Например, в молекуле этилена связь реализуется следующим образом:
Орбитали будут располагаться относительно друг друга под углом 120°.
sp-гибридизация
Таким же образом, в молекуле ацетилена образуется тройная связь. В данном случае происходит sp-гибридизация атомов, т.е. гибридные орбитали образованы одной 2s- и одной 2р— орбиталями, а другие две 2р— орбитали являются негибридными.
Орбитали располагаются относительно друг друга под углом 180°
Гибридные орбитали в пространстве располагаются различным образом:
Сигма-связь
Из Википедии — свободной энциклопедии
σ-связь (сигма-связь) — ковалентная связь, образующаяся перекрыванием электронных облаков «по осевой линии», соединяющей ядра атомов. Характеризуется осевой симметрией.
Считалось, что сигма-связь образуется за счёт перекрывания вытянутых гибридных орбиталей (рис.1), а Пи-связь образуется за счёт перекрывания p-орбиталей (рис.2).
Основная характеристика сигма-связи (длина и прочность) зависит от электронной конфигурации атомов, образующих сигма-связь. Характеристика сигма-связи [3]
| Молекула | Электронная конфигурация атома | Орбитальный радиус атома, Å | Длина связи, Å | Энергия разрыва связи, кДж/моль |
|---|---|---|---|---|
| H2 | —— 1S 1 | 0,53 | 0,74 | 436 |
| Li2 | [He] 2S 1 | 1,57 | 2,67 | 102 |
| Na2 | [Ne] 3S 1 | 1,715 | 3,08 | 73 |
| K2 | [Ar] 4S 1 | 2,09 | 3,92 | 57 |
| Rb2 | [Kr] 5S 1 | 2,22 | 4,10 | 49 |
| Cs2 | [Xe] 6S 1 | 2,35 | 4,30 | 42 |
Чем больше электронное экранирование ядра атома, тем удалённее от ядра единственный валентный электрон электронной оболочки атома, тем больше длина сигма-связи и меньше её прочность.
Типы связей в молекулах органических веществ
Типы связей в молекулах органических веществ. Гибридизация атомных орбиталей углерода. Радикал. Функциональная группа.
Типы связей в молекулах органических веществ
Одна из характеристик химических связей — тип перекрывания орбиталей атомов в молекуле.
По характеру перекрывания различают σ-(сигма) и π‑(пи) связи.
| σ-Связь — это связь, в которой перекрывание орбиталей происходит вдоль оси, соединяющей ядра атомов. |
σ-Связь может быть образована любыми типами орбиталей (s, p, d, гибридизованными).
σ-Связь — это основная связь в молекуле, которая преимущественно образуется между атомами.
Между двумя атомами возможна только одна σ-связь.
 |  |
 |  |
 |  |
| π-Связь — это связь, в которой перекрывание орбиталей происходит в плоскости, перпендикулярной оси, соединяющей ядра атомов, сверху и снизу от оси связи. |
π-Связь образуется при перекрывании только р- (или d) орбиталей, перпендикулярных линии связи и параллельных друг другу.
π-Связь является дополнительной к σ-связи, она менее прочная и легче разрывается при химических реакциях.
С–С, С–Н, С–О
С=С, С=О
С≡С, С≡N
Таким образом, число сигма-связей ( σ-связей) в молекуле метана равно четырем:
В молекуле этилена число сигма-связей равно пяти, а также есть одна пи-связь (между атомами углерода):
В молекуле ацетилена всего три сигма-связи и две пи-связи:
H–C≡C–H
Добавить комментарий Отменить ответ
Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте, как обрабатываются ваши данные комментариев.