ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Квантовомеханические представления и электронное строение атомов из "Органическая химия" Орбитали различаются своими формами, объемом и пространственным расположением. Формы орбиталей и их размещение относительно друг друга имеют большое значение, так как от этого зависит пространственное расположение атомов в молекуле. [c.12] Состояние электрона, а следовательно, характер его орбиталей выражается четырьмя квантовыми числами главным (п) и тремя побочными — орбитальным (I), магнитным (т) и спиновым (т ). [c.12] Главное квантовое число п характеризует размеры орбитали, а значит, и энергию электрона — его энергетический уровень. Увеличение главного квантового числа п ведет к возрастанию энергии электрона. Число п может изменяться от единицы до значения, соответствующего номеру периода, в котором находится данный элемент. Энергетические уровни (1, 2, 3 и т. д.) обозначают прописными латинскими буквами / , , М и т. д. [c.12] Каждый энергетический уровень в свою очередь состоит из подуровней (электронных оболочек), число которых зависит от орбитального квантового числа I. [c.12] Вместо чисел О или I чаще применяют буквенные обозначения — малые sap. Поэтому атомные орбитали подразделяются соответственно на типы s, р, d, f и т. д. Другими словами, если электрон находится в состоянии с 1—0, то его называют s-электроном , а в состоянии с /=1 — р-электроном и т. д. [c.13] При / = 0 гп1 также равно 0 в этом случае возможна только одна 15-орбиталь, имеющая щарообразную форму. В центре этой сферы расположено ядро атома. Эта орбиталь не имеет четкой границы, так как существует определенная вероятность обнаружения электронов даже на значительном расстоянии от атомного ядра (рис. 1). Ь-Орбиталь имеет меньшую по сравнению с другими орбиталями энергию. 25-Орбиталь представляет собой сферу с ядром в центре, но по размерам больше 15-орбитали. Она имеет и более высокую энергию. [c.13] Взаимосвязь между главным и другими (побочными) квантовыми числами, а также электронные состояния атомов элементов первого и второго периодов периодической системы приведены в табл. 1 и 2. [c.14] При изучении органической химии особый интерес представляет электронное строение атома углерода, так как с этим связаны его особые свойства, определяющие во многом различия между органическими и неорганическими соединениями. [c.14] Углерод — первый элемент IV группы периодической системы элементов. Два его электрона находятся на внутреннем -уровне, а на внешнем, /.-уровне, — четырё эЛектрона (рис, 3). [c.16] Для атома углерода возможны три валентных состояния с различными типами гибридизации. [c.17] Все четыре гибридные орбитали строго ориентированы в пространстве, создавая своими утолщенными лепестками геометрическую фигуру — тетраэдр, так как они расположены друг относительно друга под углом 109°28 (рис. 4). [c.17] Состояние углеродного атома с 5р -гибридными орбиталями называется первым валентным состояние.ч. Оно характерно для предельных углеводородов. [c.17] Химическая связь между атомами осуществляется с помощью электронов. Следовательно, теория химической связи должна быть обязательно электронной теорией. [c.19] Известно три основных вида химической связи между атомами в молекуле. [c.19] Ионная связь имеет свои особенности. Она отличается значительной полярностью, а вещества, содержащие такую связь, характеризуются высокими (по сравнению с органическими веществами) температурами плавления и кипения, хорошей растворимостью в полярных растворителях, огромной скоростью протекания реакций и электропроводностью их растворов. [c.19] Полярность связи, т. е. степень смещения электронной плотности, может быть охарактеризована с помощью электрических моментов диполей. Электрический момент диполя р связи является векторной величиной, равной произведению заряда О на расстояние / между центрами тяжести зарядов p = Ql и измеряется в кулон-метрах (Кл-м). Электрический момент диполя молекулы, имеющей несколько связей, можно представить как векторную сумму электрических моментов диполей этих связей, полученную путем сложения их по правилам векторной алгебры р = 2 Рг. [c.20] Кроме полярности, которая характеризует химические связи в статическом состоянии, каждая связь может обладать еще и поляризуемостью — способностью изменять свою полярность под действием внешнего электромагнитного поля. [c.20] Если в образовании ковалентной углерод-углеродной связи принимают участие две или более электронных пар, то такую химическую связь называют кратной. Она может быть двойной (в случае двух пар электронов) или тройной (с участием трех пар электронов). Кратные связи состоят из одной а-связи и одной или двух я-свЯзей. я-Связь осуществляется негибрндизированными 2р-элек-тронами (я-электронами). [c.21] В случае двойной связи (С = С) простая (Т-связь осуществляется за счет перекрывания 5р2-гибридных орбиталей атомов углерода и расположена в плоскости, в которой находятся все ядра атомов углерода и водорода. Вторая связь (я-связь) между углеродными атомами образуется двумя 2р-электронами (негибридизированны-ми) и лежит в плоскости, перпендикулярной плоскости ст-связей (см. рис. 5). Двойная связь характерна для этиленовых углеводородов углерод, связанный двойной связью, находится во втором валентном состоянии (5р2-гибридизацня). [c.21] Тройная углерод-углеродная связь (С=С) образована одной т-связью (перекрывание двух гибридных р-атомных орбиталей) и двумя я-связями (перекрывание двух негибридизированных орбиталей от каждого соседнего углеродного атома). а-Связь в тройной связи расположена на одной прямой линии, представляющей собой ось трех (Т-связей, Две л-связн расположены в двух взаимно перпендикулярных плоскостях (см. рис. 6). Тройная связь характерна для ацетиленовых углеводородов, в которых атом углерода, связанный тройной связью, находится в третьем валентном состоянии ( -гибридизация). [c.21] Вернуться к основной статье