химический каталог




Современная органическая химия. Том 1

Автор А.Л.Терней

ния, показанный на рис. 2-12, также включает две р-орбитали, однако их главные оси параллельны. При взаимодействии

з*

этих орбиталей тоже образуются связывающая и разрыхляющая молекулярные орбитали. Однако в отличие от предыдущих случаев эти молекулярные орбитали не обладают круговой симметрией и поэтому не могут быть CITS. о**-орбиталями. Их называют соответственно л- и я*-орбиталями. Тип перекрывания, приводящий к образованию молекулярных л- и я*-орбита-лей, называется л-перекрывапием. Обычно я-связи слабее а-связей.

Прежде чем мы перейдем к следующему вопросу, обратим внимание на узловые поверхности молекулярных орбиталей, представленных на рис. 2-12. Отметим, что ни одна из трех связывающих молекулярных орбиталей не имеет узловой поверхности между двумя ядрами. Напротив, каждая разрыхляющая молекулярная орбиталь, показанная на этом рисунке, обладает узловой поверхностью, проходящей между двумя ядрами.

ПОЧЕМУ ГАЗООБРАЗНЫЙ КИСЛОРОД (02) ЯВЛЯЕТСЯ ПАРАМАГНИТНЫМ? Рассмотрим различные молекулярные орбитали, возникающие

•О- 02 _ :ф:

7Г т

2р 2р 2р

2р 2р 2р

-LL-

2$

JUL

2s

_LL

Рис. 2-13. Энергетическая диаграмма молекулярных орбиталей 02.

Показаны только валентные электроны. Рассмотрите, что получается при взаимодействии двух заполненных 2*-орбиталей. Согласуется ли полученный результат с утверждением о том, что «полностью заполненные орбитали не могут перекрываться, образуя связь»?

при соединении двух атомов кислорода из бесконечного удаления. Две 2я-орбитали (заполненными ls-орбиталями пренебрегаем) взаимодействуют с образованием двух молекулярных орбиталей — одной связывающей и одной разрыхляющей. Предположим, что два атома кислорода соединяются друг с другом таким образом, что главная ось одной их трех 2р-орбиталей каждого атома кислорода совпадает с межъядерной осью атомов. Эти две 2р-орбитали перекрываются с образованием двух молекулярных о-орбиталей. Обозначим произвольно эти атомные 2р-орбитали как 2рх-орбитали, а результирующие молекулярные орбитали — как о2рх и а*2рх. Две 2ру-орба-тали перекрываются друг с другом по л-типу, образуя связывающую (л2ру) и разрыхляющую (л*2ру) орбитали. Две 2р2-орбитали ведут себя одинаково. Уровни энергии различных молекулярных орбиталей, образующихся в результате такого перекрывания, представлены на рис. 2-13.

Для того чтобы расположить все восемь электронов, которые первоначально были /^-электронами, в атоме кислорода, два из них должны быть помещены на л*-уровень молекулы кислорода. Кроме того, есть две вырож

денные л*-орбитали, каждая из которых принимает по одному электрону (правило Гунда!). Остающийся набор из двух неспаренных электронов обусловливает парамагнетизм кислорода. Вообще наличие парамагнетизма у молекулы свидетельствует о присутствии в ней неспаренных электронов.

Обычно формулу кислорода пишут как 02. Однако если вы даже нарисуете для 02 структуры, показанные ниже, то и они не будут отражать парамагнетизма 02. Объяснение природы парамагнетизма у кислорода является одним из триумфов теории молекулярных орбиталей.

:р-о;

МЕТОД ЛКАО. В структуре, которую мы только что рассмотрели, для описания связей использовались молекулярные орбитали. Мы конструировали эти орбитали простой комбинацией («смешиванием») атомных орбиталей. Такой подход к построению молекулярных орбиталей обычно называется методом ЛКАО (линейпой комбинации атомных орбиталей). Атомными орбиталями, используемыми в методе ЛКАО, могут быть либо чистые атомные (как в уже рассмотренных нами случаях), либо гибридные атомные орбитали (как это будет рассмотрено ниже).

2.5. СТРУКТУРЫ ЛЬЮИСА И ФОРМАЛЬНЫЙ ЗАРЯД

Дж. Н. Льюис (1895—1946) был одним из наиболее выдающихся американских химиков. Именно Льюис предположил, что существует связь между электронной структурой элементов, их положением в периодической системе, зарядом их ионов и числом связей, образуемых элементами в органических молекулах. Согласно Льюису, атом можно представить в виде «остова» и внешних электронов; остов состоит из ядра и внутренних электронов и остается неизменным при всех обычных химических изменениях*. Химические изменения по Льюису затрагивают только внешние электроны (их обычно называют валентными электронами). Комбинация из восьми валентных электронов рассматривается как весьма стабильная. Подтверждением этого служат инертные газы, атомы которых содержат на внешней оболочке восемь электронов**. (Гелий, у которого лишь два валентных электрона, является исключением.)

При написании химических формул мы часто пользуемся формой изображения молекул, предложенной Льюисом. В этой форме записи под символом элемента подразумевается остов данного элемента. Валентные электроны обозначаются точками. (Иногда пару электронов изображают черточкой.) В подобных формулах, называемых структурами Льюиса, у всех элементов (кроме водорода) должно быть по 8 валентных электронов.

Примером структуры Льюиса может служить представленная ниже формула тетрахлорида углерода

: С1: С: С1 тстрахлорид углерода :С1:

В этой формуле символом С обозначен остов атома углерода, т. е. ядро и два электрона на первом главном квантовом уровне. Отдельно изображены восемь электронов на внешней оболочке вокруг углерода (т. е. на втором главном квантовом уровне). Поэтому углерод оказывается вполне стабильным, если он принимает ту же электронную конфигурацию, что и неон.

Символом С1 обозначен остов атома хлора. В этом случае остов состоит из ядра, двух электронов на первом главном квантовом уровне и восьми электронов на втором главном квантовом уровне. Отдельно показан октет электронов на валентной оболочке вокруг хлора. (Валентная оболочка хлора соответствует третьему главному квантовому уровню.) Хлор принял такую же стабильную электронную конфигурацию, какая свойственна аргону.

4. а) Сколько валентных электронов у следующих элементов: В, С, N, О, F, С1? б) Сколько электронов в остове у каждого из этих элементов?

* Lewis G.N., Valence and the Structure of Atoms and Molecules, The Chemical Catalog Co., New York, 1923.

** См. периодическую систему, помещенную в конце тома 2.

Ниже показаны структуры Льюиса для метана, аммиака, воды и хлористого водорода. На каждой из этих структур все элементы (кроме водорода) изображены с восемью валентными электронами. Водород показан с двумя электронами на внешней оболочке, что соответствует электронной

конфигурации гелия.

Н

Н:С:Н

н

Н: N: Н Н

НЮ:Н

Н:С1:

метан

аммиак

воЬа

хлористый вооороо

5. Нарисуйте структуры Льюиса для a) SiH4, б) SiCl4, в) С2Нв, г) CH3NH2.

Некоторые атомы могут быть связаны более чем одной парой электронов. Нетрудно нарисовать структуры Льюиса и в этом случае; нужно лишь помнить о том, что общее число электронов вокруг каждого атома должно равняться восьми. Это показано ниже на примерах диоксида углерода, формальдегида и азота. Во всех этих структурах электронные пары связей между атомами изображены линиями. Оставшиеся валентные электроны (так называемые электроны непод

страница 12
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171

Скачать книгу "Современная органическая химия. Том 1" (20.8Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
плитка линат крема аппе
Ingersoll INQ005SLRS
Газовые котлы Vaillant ecoTEC VU VU OE 306/3-5 H
щипцы для стейков

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(05.12.2016)