doppelte chemische Bindung. Organische Chemie

Doppelbindung

eine kovalente Vier-Elektronen-Bindung zwischen zwei benachbarten Atomen in einem Molekül. D. s. normalerweise mit zwei Valenzstrichen bezeichnet: >C=CC=N -, >C=O, >C=S, - N=N -, - H=O usw. Dies impliziert, dass ein Elektronenpaar mit sp2 oder sp- hybridisierte Orbitale bilden eine σ-Bindung (vgl. Reis. eines ), deren Elektronendichte entlang der interatomaren Achse konzentriert ist; Die σ-Bindung ähnelt einer einfachen Bindung. Ein weiteres Elektronenpaar R-Orbitale bilden eine π-Bindung, deren Elektronendichte außerhalb der interatomaren Achse konzentriert ist. Wenn in der Ausbildung von D. s. sind Atome der Gruppe IV oder V des Periodensystems beteiligt, so befinden sich diese Atome und die direkt mit ihnen verbundenen Atome in der gleichen Ebene; die Bindungswinkel betragen 120°. Bei asymmetrischen Systemen sind Verzerrungen der Molekülstruktur möglich. D. s. kürzer als eine einfache Bindung und durch eine hohe Energiebarriere der Innenrotation gekennzeichnet; daher sind die Positionen von Substituenten an durch D. s. gebundenen Atomen nicht äquivalent, und dies verursacht das Phänomen der geometrischen Isomerie. Verbindungen, die D. s. enthalten, sind zu Additionsreaktionen fähig. Wenn D.s. elektronisch symmetrisch ist, dann laufen die Reaktionen sowohl radikalisch (durch Homolyse der π-Bindung) als auch ionisch (aufgrund der polarisierenden Wirkung des Mediums) ab. Sind die Elektronegativitäten der durch D. s. gebundenen Atome unterschiedlich oder sind ihnen unterschiedliche Substituenten zugeordnet, so ist die π-Bindung stark polarisiert. Verbindungen, die polare D. s. enthalten, neigen zur Addition durch den ionischen Mechanismus: zu elektronenziehenden D. s. nucleophile Reagenzien lassen sich leicht anlagern und s. - elektrophil. Verschiebungsrichtung der Elektronen während der Polarisation D. s. Es ist üblich, mit Pfeilen in den Formeln und den resultierenden Überschussgebühren - mit Symbolen - anzugeben δ - und δ + . Dies erleichtert das Verständnis der radikalischen und ionischen Mechanismen von Additionsreaktionen:

In Verbindungen mit zwei D. s., getrennt durch eine einfache Bindung, die Konjugation von π-Bindungen und die Bildung einer einzigen π-Elektronenwolke, deren Labilität sich entlang der gesamten Kette manifestiert ( Reis. 2 , links). Die Folge dieser Konjugation ist die Fähigkeit zu 1,4-Additionsreaktionen:

G. A. Sokolsky.

Reis. 1. Doppelbindungsschema >C = C

Große sowjetische Enzyklopädie. - M.: Sowjetische Enzyklopädie. 1969-1978 .

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Doppelbindung- dvigubasis ryšys statusas T sritis chemija apibrėžtis Du kovalentiniai ryšiai tarp dviejų atomų. atitikmenys: engl. Doppelbindung; Ethylenbindung. Doppelbindung; Ethylenbindung ryšiai: sinonimas - dvilypis ryšys sinonimas - etileninis ryšys ... Chemijos terminų aiskinamasis žodynas

Doppelbindung- dvilypis ryšys statusas T sritis fizika atitikmenys: angel. Doppelbindung {f} Doppelbindung, f rus. Doppelbindung, f pranc. Verbindungsdoppel, f … Fizikos terminų žodynas

Chem. eine Bindung zwischen benachbarten Atomen in einem Molekül, die von zwei Elektronenpaaren ausgeführt wird. Merkmal ch. Arr. für Bio Verbindungen. Grafisch dargestellt mit zwei Valenzstrichen, zB Verbindungen mit D. s. (siehe z. B. Ethylen, Butene, … … Großes enzyklopädisches polytechnisches Wörterbuch

Siehe Mehrfachbindungen... Chemische Enzyklopädie

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Doppelbindung- Kommunikationsstörungen, die in Familien von Patienten mit Schizophrenie beobachtet wurden. Die Kommunikation der Patienten mit den Eltern nimmt gleichsam einen mannigfaltigen Charakter an, verläuft auf zwei Ebenen, die im affektiven Sinne unvereinbar sind. Zum Beispiel ein schizophrener Patient, der sich freut ... ... Erklärendes Wörterbuch psychiatrischer Begriffe

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Dieser Begriff hat andere Bedeutungen, siehe Doppelbindung. Abb. 1. Sigma-Anleihe ... Wikipedia

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Doppelbindung, eine kovalente Vier-Elektronen-Bindung zwischen zwei benachbarten Atomen in einem Molekül. D. s. normalerweise durch zwei valente Striche bezeichnet: > C \u003d C<, >C=N -, >C=O, >C=S, - N=N -, - H=O usw. Dies impliziert, dass ein Elektronenpaar mit sp2 oder sp- bildet eine s-Bindung mit hybridisierten Orbitalen (vgl. Reis. eines ), deren Elektronendichte entlang der interatomaren Achse konzentriert ist; Ein S-Link ähnelt einem einfachen Link. Ein weiteres Elektronenpaar R-Orbitale bilden eine p-Bindung, deren Elektronendichte außerhalb der interatomaren Achse konzentriert ist. Wenn in der Ausbildung von D. s. sind Atome der Gruppe IV oder V des Periodensystems beteiligt, so befinden sich diese Atome und die direkt mit ihnen verbundenen Atome in der gleichen Ebene; die Bindungswinkel betragen 120°. Bei asymmetrischen Systemen sind Verzerrungen der Molekülstruktur möglich. D. s. kürzer als eine einfache Bindung und durch eine hohe Energiebarriere der Innenrotation gekennzeichnet; daher sind die Positionen der Substituenten an den mit D. s. assoziierten Atomen nicht äquivalent, und dies verursacht das Phänomen der Geometrie Isomerie. Verbindungen, die D. s. enthalten, sind zu Additionsreaktionen fähig. Wenn D.s. elektronisch symmetrisch ist, dann laufen die Reaktionen sowohl radikalisch (durch Homolyse der p-Bindung) als auch ionisch (aufgrund der polarisierenden Wirkung des Mediums) ab. Sind die Elektronegativitäten der durch D. s. gebundenen Atome unterschiedlich oder sind unterschiedliche Substituenten daran gebunden, so ist die p-Bindung stark polarisiert. Verbindungen, die polare D. s. enthalten, neigen zur Addition durch den ionischen Mechanismus: zu elektronenziehenden D. s. nucleophile Reagenzien lassen sich leicht anlagern und s. - elektrophil. Verschiebungsrichtung der Elektronen während der Polarisation D. s. Es ist üblich, mit Pfeilen in den Formeln und den resultierenden Überschussgebühren - mit Symbolen - anzugeben d- und d+ . Dies erleichtert das Verständnis der radikalischen und ionischen Mechanismen von Additionsreaktionen:

In Verbindungen mit zwei D. s, die durch eine einfache Bindung getrennt sind, kommt es zu einer Konjugation von p-Bindungen und zur Bildung einer einzigen p-Elektronenwolke, deren Labilität sich entlang der gesamten Kette manifestiert ( Reis. 2 , links). Die Folge dieser Konjugation ist die Fähigkeit zu 1,4-Additionsreaktionen:

Wenn drei D. mit. in einem sechsgliedrigen Zyklus konjugiert werden, dann wird das Sextett der p-Elektronen für den gesamten Zyklus gemeinsam und es entsteht ein relativ stabiles aromatisches System (siehe Abb. Reis. 2, rechts). Die Zugabe von sowohl elektrophilen als auch nukleophilen Reagenzien zu solchen Verbindungen ist energetisch schwierig. (Siehe auch chemische Bindung. )

Doppelbindung

eine kovalente Vier-Elektronen-Bindung zwischen zwei benachbarten Atomen in einem Molekül. D. s. normalerweise durch zwei valente Striche bezeichnet: > C \u003d C<, >C=N ≈, >C=O, >C=S, ≈ N=N ≈, ≈ H=O usw. Dies impliziert, dass ein Elektronenpaar mit sp2- oder sp-hybridisierten Orbitalen eine s-Bindung bildet (siehe Abb. Reis. eines), deren Elektronendichte entlang der interatomaren Achse konzentriert ist; Eine S-Bindung ähnelt einer einfachen Bindung. Ein weiteres Elektronenpaar mit p-Orbitalen bildet eine p-Bindung, deren Elektronendichte außerhalb der interatomaren Achse konzentriert ist. Wenn in der Ausbildung von D. s. sind Atome der Gruppe IV oder V des Periodensystems beteiligt, so befinden sich diese Atome und die direkt mit ihnen verbundenen Atome in der gleichen Ebene; Bindungswinkel sind 120°. Bei asymmetrischen Systemen sind Verzerrungen der Molekülstruktur möglich. D. s. kürzer als eine einfache Bindung und durch eine hohe Energiebarriere der Innenrotation gekennzeichnet; daher sind die Positionen der Substituenten an den durch D. s. gebundenen Atomen nicht äquivalent, und dies verursacht das Phänomen der geometrischen Isomerie. Verbindungen, die D. s. enthalten, sind zu Additionsreaktionen fähig. Wenn D.s. elektronisch symmetrisch ist, dann laufen die Reaktionen sowohl radikalisch (durch Homolyse der p-Bindung) als auch ionisch (aufgrund der polarisierenden Wirkung des Mediums) ab. Sind die Elektronegativitäten der durch D. s. gebundenen Atome unterschiedlich oder sind ihnen unterschiedliche Substituenten zugeordnet, so ist die p-Bindung stark polarisiert. Verbindungen, die polare D. s. enthalten, neigen zur Addition durch den ionischen Mechanismus: zu elektronenziehenden D. s. nucleophile Reagenzien lassen sich leicht anlagern und s. ≈ elektrophil. Verschiebungsrichtung der Elektronen während der Polarisation D. s. Es ist üblich, in Formeln durch Pfeile und die resultierenden Überschussladungen ≈ Symbole anzuzeigen d- und d+. Dies erleichtert das Verständnis der radikalischen und ionischen Mechanismen von Additionsreaktionen:

In Verbindungen mit zwei D. s., getrennt durch eine einfache Bindung, die Konjugation von p-Bindungen und die Bildung einer einzigen p-Elektronenwolke, deren Labilität sich entlang der gesamten Kette manifestiert ( Reis. 2, links). Die Folge dieser Konjugation ist die Fähigkeit zu 1,4-Additionsreaktionen:

Wenn drei D. mit. in einem sechsgliedrigen Zyklus konjugiert werden, dann wird das p-Elektronen-Sextett für den gesamten Zyklus gemeinsam und es entsteht ein relativ stabiles aromatisches System (siehe Abb. Reis. 2, rechts). Die Zugabe von sowohl elektrophilen als auch nukleophilen Reagenzien zu solchen Verbindungen ist energetisch schwierig. (Siehe auch Chemische Bindung.)

G. A. Sokolsky.

Wikipedia

Doppelbindung (Begriffsklärung)

Doppelbindung:

• Doppelbindung - eine chemische Bindung zwischen zwei Atomen, die von zwei Elektronenpaaren gebildet wird; besonderer Fall Mehrfachbindung.
• Double-Bind (Double-Bind) - das gleiche wie Doppelbindung, ein psychologisches Konzept in Gregory Batesons Theorie der Schizophrenie.

Doppelbindung

Doppelbindung- eine kovalente Bindung zweier Atome in einem Molekül durch zwei gemeinsame Elektronenpaare. Die Struktur der Doppelbindung spiegelt sich in der Theorie der Valenzbindungen wider. In dieser Theorie wurde angenommen, dass eine Doppelbindung durch eine Kombination von Sigma- (Fig. 1) und Pi-Bindungen (Fig. 2) gebildet wird.

Auf dem Symposium on Theoretical Organic Chemistry (London, September 1958) wurde ein Bericht von L. Pauling, zweifacher Nobelpreisträger, vorgestellt. Paulings Bericht war der Natur der Doppelbindung gewidmet. Es wurde ein neuer Weg vorgeschlagen, um eine Doppelbindung als eine Kombination aus zwei identischen gekrümmten Bindungen zu beschreiben.

Die Beschreibung von Doppel- und Dreifachbindungen als gekrümmte Bindungen erklärt einige ihrer Eigenschaften auf eindrucksvolle Weise. Wenn also Mehrfachbindungen die Form von Bögen mit einer Länge von 1,54 Å (der Länge einer einfachen Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindung) haben und ihre anfängliche Richtung mit der Tetraeder übereinstimmt, dann ergibt sich ihre berechnete Länge für eine Doppelbindung zu 1,32 Å und 1,18 Å für eine dreifache Eins, was gut mit den experimentellen Werten von 1,33 und 1,20 Å übereinstimmt.

Eine Weiterentwicklung der Vorstellungen über die elektrostatische Abstoßung von Elektronen erfolgte in der Theorie der Abstoßung von Elektronenpaaren von R. Gillespie.

Chemische Bindung.

Bestimmung einer chemischen Bindung;

Arten chemischer Bindungen;

Methode der Valenzbindungen;

die Hauptmerkmale der kovalenten Bindung;

Mechanismen zur Bildung einer kovalenten Bindung;

komplexe Verbindungen;

Molekularorbitalmethode;

intermolekulare Wechselwirkungen.

BESTIMMUNG DER CHEMISCHEN BINDUNG

chemische Bindung bezeichnet die Wechselwirkung zwischen Atomen, die zur Bildung von Molekülen oder Ionen und zum starken Halten von Atomen nahe beieinander führt.

Die chemische Bindung ist elektronischer Natur, dh sie erfolgt aufgrund der Wechselwirkung von Valenzelektronen. Je nach Verteilung der Valenzelektronen in einem Molekül werden folgende Bindungsarten unterschieden: ionisch, kovalent, metallisch usw. Eine ionische Bindung kann als Grenzfall einer kovalenten Bindung zwischen Atomen stark unterschiedlicher Natur angesehen werden.

ARTEN DER CHEMISCHEN BINDUNG

Ionenverbindung.

Die Hauptbestimmungen der modernen Theorie der Ionenbindung.

Eine Ionenbindung entsteht bei der Wechselwirkung von Elementen, die sich in ihren Eigenschaften stark voneinander unterscheiden, dh zwischen Metallen und Nichtmetallen.

Die Bildung einer chemischen Bindung erklärt sich aus dem Streben der Atome nach einer stabilen Acht-Elektronen-Außenhülle (s 2 p 6).

Ca: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 4s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3 Sek 2 p 6

Kl: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 5

Cl–: 1s 2 2s 2 p 6 3 Sek 2 p 6

Die gebildeten entgegengesetzt geladenen Ionen werden aufgrund elektrostatischer Anziehung nahe beieinander gehalten.

Die Ionenbindung ist nicht gerichtet.

Es gibt keine reine ionische Bindung. Da die Ionisationsenergie größer als die Elektronenaffinitätsenergie ist, findet auch bei einem Atompaar mit großem Elektronegativitätsunterschied kein vollständiger Elektronenübergang statt. Daher können wir über den Anteil der Ionizität der Bindung sprechen. Die höchste Bindungs-Ionizität tritt in Fluoriden und Chloriden von s-Elementen auf. So beträgt er in RbCl-, KCl-, NaCl- und NaF-Kristallen 99, 98, 90 bzw. 97 %.

kovalente Bindung.

Die wichtigsten Bestimmungen der modernen Theorie der kovalenten Bindungen.

Zwischen Elementen mit ähnlichen Eigenschaften, also Nichtmetallen, wird eine kovalente Bindung gebildet.

Jedes Element stellt 1 Elektron für die Bildung von Bindungen zur Verfügung, und die Spins der Elektronen müssen antiparallel sein.

Bilden Atome desselben Elements eine kovalente Bindung, so ist diese Bindung nicht polar, das heißt, das gemeinsame Elektronenpaar verschiebt sich zu keinem der Atome. Wird die kovalente Bindung von zwei verschiedenen Atomen gebildet, so verschiebt sich das gemeinsame Elektronenpaar zum elektronegativsten Atom, diesem polare kovalente Bindung.

Wenn eine kovalente Bindung gebildet wird, überlappen sich die Elektronenwolken der wechselwirkenden Atome, wodurch im Raum zwischen den Atomen eine Zone erhöhter Elektronendichte erscheint, die die positiv geladenen Kerne der wechselwirkenden Atome anzieht und sie nahe beieinander hält. Dadurch nimmt die Energie des Systems ab (Abb. 14). Bei sehr starker Annäherung von Atomen nimmt jedoch die Abstoßung der Kerne zu. Daher gibt es einen optimalen Abstand zwischen den Kernen ( Bindungslänge,l bei dem das System die minimale Energie hat. In diesem Zustand wird Energie freigesetzt, Bindungsenergie genannt - E St.

Reis. Abb. 14. Abhängigkeit der Energie von Systemen aus zwei Wasserstoffatomen mit parallelem (1) und antiparallelem (2) Spin vom Abstand zwischen den Kernen (E ist die Energie des Systems, Eb ist die Bindungsenergie, r ist der Abstand zwischen den Kernen, l ist die Bindungslänge).

Zwei Methoden werden verwendet, um eine kovalente Bindung zu beschreiben: die Valenzbindungsmethode (BC) und die Molekülorbitalmethode (MMO).

VALENCE-BOND-METHODE.

Die VS-Methode basiert auf den folgenden Bestimmungen:

1. Eine kovalente chemische Bindung wird von zwei Elektronen mit entgegengesetzt gerichtetem Spin gebildet, und dieses Elektronenpaar gehört zu zwei Atomen. Kombinationen solcher Zwei-Elektronen-Zwei-Zentren-Bindungen, die die elektronische Struktur des Moleküls widerspiegeln, werden genannt valente Schemata.

2. Je stärker die kovalente Bindung, desto mehr überlappen sich die wechselwirkenden Elektronenwolken.

Zur visuellen Darstellung von Valenzschemata wird üblicherweise die folgende Methode verwendet: Elektronen, die sich in der äußeren elektronischen Schicht befinden, werden durch Punkte gekennzeichnet, die sich um das chemische Symbol des Atoms befinden. Die Elektronen, die zwei Atomen gemeinsam sind, sind durch Punkte zwischen ihren chemischen Symbolen dargestellt; eine Doppel- oder Dreifachbindung wird jeweils durch zwei oder drei Paare gemeinsamer Punkte gekennzeichnet:

N:1s2 2s 2 p 3 ;

C:1s2 2s 2 p 4

Aus den obigen Diagrammen ist ersichtlich, dass jedes Elektronenpaar, das zwei Atome bindet, einem Strich entspricht, der eine kovalente Bindung in den Strukturformeln darstellt:

Die Anzahl der gemeinsamen Elektronenpaare, die ein Atom eines bestimmten Elements mit anderen Atomen binden, oder mit anderen Worten die Anzahl der kovalenten Bindungen, die von einem Atom gebildet werden, wird als bezeichnet Kovalenz nach dem VS-Verfahren. Die Kovalenz von Wasserstoff ist also 1, Stickstoff - 3.

Gemäß der Methode der Überlappung von Elektronenwolken gibt es zwei Arten von Verbindungen:  - Verbindung und  - Verbindung.

 - Verbindung tritt auf, wenn sich zwei Elektronenwolken entlang der Achse überlappen, die die Atomkerne verbindet.

Reis. 15. Bildungsschema  - Verbindungen.

 - Bindung wird gebildet, wenn sich Elektronenwolken auf beiden Seiten der Linie überlappen, die die Kerne wechselwirkender Atome verbindet.

Reis. 16. Bildungsschema  - Verbindungen.

HAUPTMERKMALE DER KOVALENTEN BINDUNG.

1. Bindungslänge, ℓ. Dies ist der Mindestabstand zwischen den Kernen wechselwirkender Atome, der dem stabilsten Zustand des Systems entspricht.

2. Bindungsenergie, E min – dies ist die Energiemenge, die aufgewendet werden muss, um die chemische Bindung aufzubrechen und Atome aus der Wechselwirkung zu entfernen.

3. Dipolmoment der Bindung, ,=qℓ. Das Dipolmoment dient als quantitatives Maß für die Polarität eines Moleküls. Bei unpolaren Molekülen ist das Dipolmoment 0, bei unpolaren Molekülen ungleich 0. Das Dipolmoment eines mehratomigen Moleküls ist gleich der Vektorsumme der Dipole einzelner Bindungen:

4. Eine kovalente Bindung ist durch Orientierung gekennzeichnet. Die Orientierung einer kovalenten Bindung wird durch die Notwendigkeit einer maximalen räumlichen Überlappung von Elektronenwolken wechselwirkender Atome bestimmt, die zur Bildung der stärksten Bindungen führen.

Da diese -Bindungen räumlich streng orientiert sind, können sie je nach Zusammensetzung des Moleküls in einem bestimmten Winkel zueinander stehen – einen solchen Winkel nennt man Valenzwinkel.

Zweiatomige Moleküle haben eine lineare Struktur. Mehratomige Moleküle haben eine komplexere Konfiguration. Betrachten wir die Geometrie verschiedener Moleküle am Beispiel der Hydridbildung.

1. Gruppe VI, Hauptuntergruppe (außer Sauerstoff), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4

Bei Wasserstoff ist ein Elektron mit s-AO an der Bindungsbildung beteiligt, bei Schwefel 3p y und 3p z. Das H 2 S-Molekül hat eine planare Struktur mit einem Bindungswinkel von 90 0 . .

Abb. 17. Die Struktur des H 2 E-Moleküls

2. Hydride von Elementen der V-Gruppe, der Hauptuntergruppe: PH 3, AsH 3, SbH 3.

R 1s 2 2s 2 R 6 3s 2 R 3 .

An der Bildung von Bindungen nehmen teil: in Wasserstoff s-AO, in Phosphor - p y, p x und p z AO.

Das PH 3 -Molekül hat die Form einer trigonalen Pyramide (an der Basis ist ein Dreieck).

Abbildung 18. Die Struktur des EN 3-Moleküls

5. Sättigungsfähigkeit kovalente Bindung ist die Anzahl der kovalenten Bindungen, die ein Atom bilden kann. Es ist begrenzt, weil Ein Element hat eine begrenzte Anzahl von Valenzelektronen. Die maximale Anzahl kovalenter Bindungen, die ein bestimmtes Atom im Grund- oder angeregten Zustand bilden kann, wird als seine bezeichnet Kovalenz.

Beispiel: Wasserstoff ist einwertig, Sauerstoff ist zweiwertig, Stickstoff ist dreiwertig usw.

Einige Atome können ihre Kovalenz in einem angeregten Zustand aufgrund der Trennung von gepaarten Elektronen erhöhen.

Beispiel. Sei 0 1s 2 2s 2

Ein Berylliumatom hat im angeregten Zustand ein Valenzelektron am 2p-AO und ein Elektron am 2s-AO, also die Kovalenz Be 0 = 0 und die Kovalenz Be * = 2. Während der Wechselwirkung Hybridisierung der Orbitale tritt ein.

Hybridisierung- Dies ist die Ausrichtung der Energie verschiedener AO als Ergebnis des Mischens vor der chemischen Wechselwirkung. Hybridisierung ist eine bedingte Technik, die es ermöglicht, die Struktur eines Moleküls unter Verwendung einer Kombination von AOs vorherzusagen. Jene AOs, deren Energien nahe beieinander liegen, können an der Hybridisierung teilnehmen.

Jede Art der Hybridisierung entspricht einer bestimmten geometrischen Form der Moleküle.

Bei Hydriden von Elementen der II. Gruppe der Hauptnebengruppe sind zwei identische sp-Hybridorbitale an der Bindungsbildung beteiligt. Diese Art der Bindung wird als sp-Hybridisierung bezeichnet.

Abb. 19. VeH 2 .sp-Hybridisierungsmolekül.

sp-Hybridorbitale haben eine asymmetrische Form, verlängerte Teile des AO mit einem Bindungswinkel von 180 o sind auf Wasserstoff gerichtet. Daher hat das BeH 2 -Molekül eine lineare Struktur (Abb.).

Betrachten wir die Struktur von Hydridmolekülen von Elementen der Gruppe III der Hauptuntergruppe am Beispiel der Bildung eines BH 3 -Moleküls.

B 0 1s 2 2s 2 p 1

Kovalenz B 0 = 1, Kovalenz B * = 3.

Drei sp-Hybridorbitale sind an der Bildung von Bindungen beteiligt, die durch Umverteilung der Elektronendichten s-AO und zwei p-AO gebildet werden. Diese Art der Verbindung wird als sp 2 -Hybridisierung bezeichnet. Der Bindungswinkel bei der sp 2 -Hybridisierung ist gleich 120 0, daher hat das BH 3 -Molekül eine flache dreieckige Struktur.

Abb.20. BH 3-Molekül. sp 2 -Hybridisierung.

Betrachten wir am Beispiel der Bildung eines CH 4 -Moleküls die Struktur der Hydridmoleküle von Elementen der Gruppe IV der Hauptnebengruppe.

C 0 1s 2 2s 2 p 2

Kovalenz C 0 = 2, Kovalenz C * = 4.

In Kohlenstoff sind vier sp-Hybridorbitale an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt, die als Ergebnis der Umverteilung der Elektronendichten zwischen s-AO und drei p-AO gebildet wird. Die Form des CH 4 -Moleküls ist ein Tetraeder, der Bindungswinkel beträgt 109° 28'.

Reis. 21. Molekül CH 4 .sp 3 -Hybridisierung.

Ausnahmen von der allgemeinen Regel sind H 2 O- und NH 3 -Moleküle.

In einem Wassermolekül betragen die Bindungswinkel 104,5°. Im Gegensatz zu Hydriden anderer Elemente dieser Gruppe hat Wasser besondere Eigenschaften, es ist polar, diamagnetisch. All dies erklärt sich aus der Tatsache, dass im Wassermolekül der Bindungstyp sp 3 ist. Das heißt, vier sp-Hybridorbitale sind an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt. Zwei Orbitale enthalten jeweils ein Elektron, diese Orbitale interagieren mit Wasserstoff, die anderen beiden Orbitale enthalten ein Elektronenpaar. Das Vorhandensein dieser beiden Orbitale erklärt die einzigartigen Eigenschaften von Wasser.

Im Ammoniakmolekül betragen die Winkel zwischen den Bindungen etwa 107,3°, das heißt, die Form des Ammoniakmoleküls ist ein Tetraeder, der Bindungstyp ist sp 3 . An der Bildung einer Bindung in einem Stickstoffmolekül sind vier hybride sp 3 -Orbitale beteiligt. Drei Orbitale enthalten jeweils ein Elektron, diese Orbitale sind mit Wasserstoff assoziiert, das vierte AO enthält ein ungeteiltes Elektronenpaar, das die Einzigartigkeit des Ammoniakmoleküls bestimmt.

MECHANISMEN DER KOVALENTEN VERBINDUNGSBILDUNG.

MVS ermöglicht es, drei Mechanismen für die Bildung einer kovalenten Bindung zu unterscheiden: Austausch, Donor-Akzeptor und Dativ.

Austauschmechanismus. Es umfasst jene Fälle der Bildung einer chemischen Bindung, wenn jedes der beiden verbundenen Atome ein Elektron für die Vergesellschaftung zuweist, als würde es sie austauschen. Um die Kerne zweier Atome zu binden, müssen sich die Elektronen im Raum zwischen den Kernen befinden. Dieser Bereich im Molekül wird als Bindungsbereich bezeichnet (der Bereich, in dem das Elektronenpaar am wahrscheinlichsten im Molekül verbleibt). Damit der Austausch ungepaarter Elektronen in Atomen stattfinden kann, ist die Überlappung von Atomorbitalen notwendig (Abb. 10.11). Dies ist die Wirkung des Austauschmechanismus zur Bildung einer kovalenten chemischen Bindung. Atomorbitale können sich nur überlappen, wenn sie die gleichen Symmetrieeigenschaften um die Kernachse haben (Abb. 10, 11, 22).

Reis. 22. AO-Überlappung, die nicht zur Bildung einer chemischen Bindung führt.

Donor-Akzeptor- und Dativmechanismen.

Der Donor-Akzeptor-Mechanismus ist mit der Übertragung eines einsamen Elektronenpaars von einem Atom zu einem freien Atomorbital eines anderen Atoms verbunden. Zum Beispiel die Bildung eines Ions -:

Das freie p-AO im Boratom im BF 3 -Molekül nimmt ein Elektronenpaar vom Fluoridion (Donor) auf. In dem resultierenden Anion sind vier kovalente B-F-Bindungen in Länge und Energie äquivalent. Im ursprünglichen Molekül wurden alle drei B-F-Bindungen durch den Austauschmechanismus gebildet.

Atome, deren äußere Hülle nur aus s- oder p-Elektronen besteht, können entweder Donatoren oder Akzeptoren des freien Elektronenpaars sein. Atome, die Valenzelektronen auch auf d-AO haben, können gleichzeitig sowohl als Donor als auch als Akzeptor wirken. Um zwischen diesen beiden Mechanismen zu unterscheiden, wurden die Konzepte des Dativmechanismus der Bindungsbildung eingeführt.

Das einfachste Beispiel für einen Dativmechanismus ist die Wechselwirkung zweier Chloratome.

Zwei Chloratome in einem Chlormolekül bilden eine kovalente Austauschbindung, indem sie ihre ungepaarten 3p-Elektronen kombinieren. Außerdem überträgt das Cl-1-Atom das freie Elektronenpaar 3p 5 - AO auf das Cl- 2 -Atom auf das unbesetzte 3d-AO, und das Cl- 2 -Atom überträgt dasselbe Elektronenpaar auf das unbesetzte 3d-AO das Cl-1-Atom.Jedes Atom erfüllt gleichzeitig die Funktionen eines Akzeptors und eines Donors. Dies ist der Dativmechanismus. Die Wirkung des Dativmechanismus erhöht die Stärke der Bindung, sodass das Chlormolekül stärker ist als das Fluormolekül.

KOMPLEXE VERBINDUNGEN.

Nach dem Prinzip des Donor-Akzeptor-Mechanismus entsteht eine riesige Klasse komplexer chemischer Verbindungen - Komplexverbindungen.

Komplexverbindungen sind Verbindungen, die in ihrer Zusammensetzung komplexe Ionen aufweisen, die sowohl in kristalliner Form als auch in Lösung existieren können, einschließlich eines zentralen Ions oder Atoms, das mit negativ geladenen Ionen oder neutralen Molekülen durch kovalente Bindungen verbunden ist, die durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet werden.

Die Struktur komplexer Verbindungen nach Werner.

Komplexverbindungen bestehen aus einer inneren Sphäre (Komplexion) und einer äußeren Sphäre. Die Verbindung zwischen den Ionen der inneren Sphäre erfolgt nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus. Akzeptoren werden Komplexbildner genannt, sie können oft positive Metallionen sein (mit Ausnahme von Metallen der IA-Gruppe), die unbesetzte Orbitale haben. Die Fähigkeit zur Komplexbildung steigt mit zunehmender Ladung des Ions und abnehmender Größe.

Donoren eines Elektronenpaares werden Liganden oder Addenden genannt. Liganden sind neutrale Moleküle oder negativ geladene Ionen. Die Anzahl der Liganden wird durch die Koordinationszahl des Komplexbildners bestimmt, die in der Regel gleich der doppelten Wertigkeit des komplexbildenden Ions ist. Liganden sind entweder einzähnig oder mehrzähnig. Die Dentanz eines Liganden wird durch die Anzahl der Koordinationsstellen bestimmt, die der Ligand in der Koordinationssphäre des Komplexbildners einnimmt. Zum Beispiel F – einzähniger Ligand, S 2 O 3 2– – zweizähniger Ligand. Die Ladung der inneren Kugel ist gleich der algebraischen Summe der Ladungen ihrer konstituierenden Ionen. Wenn die innere Kugel negativ geladen ist, handelt es sich um einen anionischen Komplex, wenn sie positiv ist, um einen kationischen Komplex. Kationische Komplexe werden auf Russisch mit dem Namen des komplexierenden Ions bezeichnet, in anionischen Komplexen wird der Komplexbildner auf Latein mit dem Zusatz des Suffixes - bei. Die Verbindung zwischen der äußeren und der inneren Sphäre in einer komplexen Verbindung ist ionisch.

Beispiel: K 2 - Kaliumtetrahydroxozinkat, ein anionischer Komplex.

2- - innere Sphäre

2K+ - äußere Sphäre

Zn 2+ - Komplexbildner

OH – -Liganden

Koordinationsnummer - 4

Die Verbindung zwischen der äußeren und der inneren Sphäre ist ionisch:

K2 \u003d 2K + + 2-.

Die Bindung zwischen dem Zn 2+ -Ion und den Hydroxylgruppen ist kovalent und wird durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet: OH – -Donoren, Zn 2+ – -Akzeptor.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Arten von komplexen Verbindungen:

1. Ammoniak - Liganden des Ammoniakmoleküls.

Cl 2 - Tetraaminkupfer (II) -chlorid. Ammoniak wird durch Einwirkung von Ammoniak auf komplexbildnerhaltige Verbindungen gewonnen.

2. Hydroxoverbindungen - OH - Liganden.

Na ist Natriumtetrahydroxoaluminat. Hydroxo-Komplexe werden durch Einwirkung eines Überschusses an Alkali auf Metallhydroxide erhalten, die amphotere Eigenschaften haben.

3. Aquakomplexe - Liganden des Wassermoleküls.

Cl 3 ist Hexaaquachrom(III)-chlorid. Aquakomplexe werden durch die Wechselwirkung von wasserfreien Salzen mit Wasser erhalten.

4. Acido-Komplexe - Ligandenanionen von Säuren - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - und andere.

K 4 - Kaliumhexacyanoferrat (II). Erhalten durch die Wechselwirkung eines Überschusses eines Salzes, das einen Liganden enthält, mit einem Salz, das einen Komplexbildner enthält.

MOLEKULARORBITALMETHODE.

MVS erklärt die Bildung und Struktur vieler Moleküle ziemlich gut, aber diese Methode ist nicht universell. Beispielsweise liefert die Methode der Valenzbindungen keine zufriedenstellende Erklärung für die Existenz des Ions
, obwohl Ende des 19. Jahrhunderts die Existenz eines ziemlich starken molekularen Wasserstoffions festgestellt wurde
: Bindungsbruchenergie beträgt hier 2,65 eV. Allerdings kann in diesem Fall kein Elektronenpaar gebildet werden, da die Zusammensetzung des Ions
nur ein Elektron ist enthalten.

Die Molekularorbitalmethode (MMO) ermöglicht es, eine Reihe von Widersprüchen zu erklären, die mit der Valenzbindungsmethode nicht erklärt werden können.

Grundlegende Bestimmungen der IMO.

Wenn zwei Atomorbitale interagieren, werden zwei Molekülorbitale gebildet. Dementsprechend werden n-Molekülorbitale gebildet, wenn n-Atomorbitale interagieren.

Elektronen in einem Molekül gehören gleichermaßen zu allen Kernen des Moleküls.

Von den beiden gebildeten Molekülorbitalen hat eines eine niedrigere Energie als das ursprüngliche, ist das bindende Molekülorbital, der andere hat eine höhere Energie als das Original, ist es antibindendes Molekülorbital.

MMOs verwenden Energiediagramme ohne Maßstab.

Beim Auffüllen von Energieunterebenen mit Elektronen gelten die gleichen Regeln wie für Atomorbitale:

das Prinzip der minimalen Energie, d.h. Unterebenen mit niedrigerer Energie werden zuerst gefüllt;

das Pauli-Prinzip: Auf jeder Energieunterebene kann es nicht mehr als zwei Elektronen mit antiparallelem Spin geben;

Hundsche Regel: Die Energieunterebenen werden so gefüllt, dass der Gesamtspin maximal ist.

Kommunikationsvielfalt. Kommunikationsvielfalt in IMO wird durch die Formel bestimmt:

wenn Kp = 0, wird keine Bindung gebildet.

Beispiele.

1. Kann ein H 2 -Molekül existieren?

Reis. 23. Schema der Bildung des Wasserstoffmoleküls H 2 .

Fazit: Das H 2 -Molekül wird existieren, da die Multiplizität der Bindung Kp\u003e 0 ist.

2. Kann ein He 2 -Molekül existieren?

Reis. 24. Schema der Bildung des Heliummoleküls He 2 .

Fazit: Das He 2 -Molekül wird es nicht geben, da die Bindungsmultiplizität Kp = 0 ist.

3. Kann ein Teilchen H 2 + existieren?

Reis. 25. Schema der Bildung des H 2 + -Teilchens.

Das H 2 + -Teilchen kann existieren, da die Multiplizität der Bindung Kp > 0 ist.

4. Kann ein O 2 -Molekül existieren?

Reis. 26. Schema der Bildung des O 2 -Moleküls.

Das O 2 -Molekül existiert. Aus Abb. 26 folgt, dass das Sauerstoffmolekül zwei ungepaarte Elektronen hat. Aufgrund dieser beiden Elektronen ist das Sauerstoffmolekül paramagnetisch.

So erklärt die Methode der Molekülorbitale die magnetischen Eigenschaften von Molekülen.

INTERMOLEKULARE WECHSELWIRKUNG.

Alle zwischenmolekularen Wechselwirkungen lassen sich in zwei Gruppen einteilen: Universal- und Spezifisch. Universelle kommen ausnahmslos in allen Molekülen vor. Diese Interaktionen werden oft aufgerufen Verbindung oder Van-der-Waals-Kräfte. Obwohl diese Kräfte schwach sind (die Energie überschreitet nicht 8 kJ/mol), sind sie die Ursache für den Übergang der meisten Substanzen vom gasförmigen in den flüssigen Zustand, die Adsorption von Gasen an den Oberflächen von Festkörpern und andere Phänomene. Die Natur dieser Kräfte ist elektrostatisch.

Die Hauptkräfte der Interaktion:

1). Wechselwirkung zwischen Dipol und Dipol (Orientierung). existiert zwischen polaren Molekülen.

Die Orientierungswechselwirkung ist umso größer, je größer die Dipolmomente, je kleiner der Abstand zwischen den Molekülen und je niedriger die Temperatur. Je größer die Energie dieser Wechselwirkung ist, desto höher muss also die Temperatur sein, auf die die Substanz erhitzt werden muss, damit sie siedet.

2). Induktive Wechselwirkung tritt auf, wenn in einem Stoff Kontakt zwischen polaren und unpolaren Molekülen besteht. Durch Wechselwirkung mit einem polaren Molekül wird in einem unpolaren Molekül ein Dipol induziert.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Die Energie dieser Wechselwirkung steigt mit zunehmender Polarisierbarkeit von Molekülen, dh der Fähigkeit von Molekülen, unter dem Einfluss eines elektrischen Feldes einen Dipol zu bilden. Die Energie der induktiven Wechselwirkung ist viel kleiner als die Energie der Dipol-Dipol-Wechselwirkung.

3). Dispersionswechselwirkung- Dies ist die Wechselwirkung unpolarer Moleküle aufgrund von sofortigen Dipolen, die aufgrund von Schwankungen der Elektronendichte in Atomen entstehen.

In einer Reihe von Substanzen des gleichen Typs nimmt die Dispersionswechselwirkung mit zunehmender Größe der Atome zu, aus denen die Moleküle dieser Substanzen bestehen.

4) abstoßende Kräfte entstehen durch die Wechselwirkung von Elektronenwolken von Molekülen und treten bei weiterer Annäherung auf.

Spezifische intermolekulare Wechselwirkungen umfassen alle Arten von Donor-Akzeptor-Wechselwirkungen, d. h. solche, die mit der Übertragung von Elektronen von einem Molekül auf ein anderes verbunden sind. Die resultierende intermolekulare Bindung hat alle charakteristischen Merkmale einer kovalenten Bindung: Sättigung und Direktionalität.

Eine chemische Bindung, die durch einen positiv polarisierten Wasserstoff, der Teil einer polaren Gruppe oder eines Moleküls ist, und einem elektronegativen Atom eines anderen oder desselben Moleküls gebildet wird, wird als Wasserstoffbindung bezeichnet. Beispielsweise können Wassermoleküle wie folgt dargestellt werden:

Durchgezogene Linien sind polare kovalente Bindungen innerhalb von Wassermolekülen zwischen Wasserstoff- und Sauerstoffatomen; Punkte zeigen Wasserstoffbrückenbindungen an. Der Grund für die Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen liegt darin, dass Wasserstoffatome praktisch keine Elektronenhüllen haben: Ihre einzigen Elektronen werden zu den Sauerstoffatomen ihrer Moleküle verschoben. Dadurch können sich Protonen im Gegensatz zu anderen Kationen den Kernen von Sauerstoffatomen benachbarter Moleküle nähern, ohne von den Elektronenhüllen der Sauerstoffatome abgestoßen zu werden.

Die Wasserstoffbrücke ist durch eine Bindungsenergie von 10 bis 40 kJ/mol gekennzeichnet. Diese Energie reicht jedoch aus, um zu bewirken Assoziation von Molekülen diese. ihre Assoziation zu Dimeren oder Polymeren, die teilweise nicht nur im flüssigen Zustand einer Substanz existieren, sondern auch beim Übergang in Dampf erhalten bleiben.

Beispielsweise liegt Fluorwasserstoff in der Gasphase als Dimer vor.

In komplexen organischen Molekülen gibt es sowohl intermolekulare als auch intramolekulare Wasserstoffbrückenbindungen.

Moleküle mit intramolekularen Wasserstoffbrückenbindungen können keine intermolekularen Wasserstoffbrückenbindungen eingehen. Daher bilden Substanzen mit solchen Bindungen keine Assoziate, sind flüchtiger, haben niedrigere Viskositäten, Schmelz- und Siedepunkte als ihre Isomere, die intermolekulare Wasserstoffbrückenbindungen bilden können.

Ethylen für die organische Chemie ist vielleicht kein Ziegelstein, sondern ein ganzer Block. Das Ethylenmolekül besteht aus zwei Kohlenstoffatomen und vier Wasserstoffatomen.
Wie ist Ethylen aufgebaut? Tatsächlich muss Kohlenstoff in allen organischen Verbindungen vierwertig sein, und im Ethylenmolekül ist jedes Kohlenstoffatom mit einem anderen Kohlenstoff und zwei Wasserstoffatomen verbunden, d.h. es ist sozusagen dreiwertig.
Nein, es gibt keinen Verstoß gegen das Vierwertigkeitsprinzip des Kohlenstoffs im Ethylenmolekül: Zwei Kohlenstoffatome sind nicht wie beim Ethan durch ein einfaches, sondern durch eine Doppelbindung miteinander verbunden. Jede Valenz wird durch einen Strich angezeigt, und wenn wir zwei Kohlenstoffatome mit zwei Strichen verbinden, behalten wir den vierwertigen Kohlenstoff bei:
Aber was verbirgt sich hinter solchen Bezeichnungen, wie unterscheidet sich die durch eine Linie dargestellte Verbindung von der durch zwei Linien dargestellten Verbindung?
Erinnern Sie sich, wie das Ethanmolekül gebildet wird. Um jedes Kohlenstoffatom herum entstehen durch Hybridisierung, d.h. Mischung, im Mittel ein 5- und drei p-Orbitale, vier absolut identische hybridisierte 5p3-Orbitale, die in verschiedene Richtungen gerichtet sind.

Beim Ethylen sind die Bindungen zwischen den Kohlenstoffatomen anders aufgebaut. Hier mischen sich nur zwei Orbitale mit einem Orbital 5. Dadurch entstehen drei hybridisierte 5p2-Orbitale, die in derselben Ebene liegen: Zwei davon überlappen mit den 5 Orbitalen zweier Wasserstoffatome und binden diese Wasserstoffe an Kohlenstoff, das dritte Das $p2-Orbital überlappt mit genau demselben Orbital des zweiten Kohlenstoffatoms. Diese Bindung macht einen der Bindestriche zwischen zwei Kohlenstoffatomen aus. Was symbolisiert die zweite Linie?
Denken Sie daran, dass wir noch ein p-Elektron übrig haben. Es bildet eine Wolke in Form einer Volumen-Acht, die senkrecht zur Ebene dreier Orbitale gerichtet ist.Diese Elektronenwolken (eine Acht von jedem Kohlenstoff) können sich auch überlappen, aber nicht frontal, als zwei $ p2-Orbitale überlappen und "seitwärts". Diese Überlappung wird durch den zweiten Strich angezeigt. Die Verbindung des ersten Typs („Stirn“) wird mit dem griechischen Buchstaben a (Sigma) bezeichnet, und die Verbindung, bei der Elektronenwolken mit „Seiten“ überlappen, wird als n-Bindung bezeichnet (und solche Elektronen selbst werden als n-Elektronen bezeichnet). . Zusammen ergibt dies eine Doppelbindung. Die Doppelbindung ist kürzer als die Einfachbindung, ihre Länge beträgt 0,133 mm.
Also haben wir das Gerät von einem anderen Teil abgebaut, aus dem man "Gebäude" aus organischen Verbindungen bauen kann. Was sind das für Gebäude?
Nehmen wir zunächst solche Kombinationen: ein Molekül Ethylen und mehrere Moleküle Methan. Wenn ein Wasserstoffatom in einem Ethylenmolekül durch eine Methylgruppe (d. h. durch einen Methanrest) ersetzt wird, erhalten wir Propylen (auch Propen genannt) CH2=CH-CH3.
Lassen Sie uns nun das nächste Mitglied der homologen Reihe konstruieren (d. h. das Mitglied mit einer CH2-Gruppe mehr). Dazu ersetzen wir eines der Wasserstoffatome in Propylen durch eine Methylgruppe. Für eine solche Substitution gibt es mehrere Möglichkeiten, als Ergebnis erhalten wir drei verschiedene Butylene (Butene).
Durch Substitution des Wasserstoffs der Methylgruppe erhalten wir normales Buten-1: CH2=CH-CH2-CH3. Das Ersetzen des Wasserstoffs am anderen Ende ergibt Buten-2: CH3-€H=CH-CH3. Wenn wir schließlich den einzigen Wasserstoff in der Doppelbindung ersetzen, erhalten wir mso-Butylen: CH2=C(CH3)2. Dies sind drei verschiedene Substanzen mit unterschiedlichen Siede- und Schmelzpunkten. Die Zusammensetzung all dieser Kohlenwasserstoffe wird durch die allgemeine Formel CnH2n wiedergegeben. Ebenso kann man Formeln für alle möglichen Pentene, Hexene usw. herleiten.
Wir haben also gelernt, wie man ungesättigte Kohlenwasserstoffe zu Papier bringt. Wie werden sie eigentlich gewonnen?
Die Hauptquelle der einfachsten Alkene (d. h. ungesättigte Kohlenwasserstoffe) sind Erdölprodukte, aus denen Ethylen nach Erhitzen und Destillation isoliert wird.
Propylen, Butylene... Wird ein Alkan (gesättigter Kohlenwasserstoff) unter hohem Druck in Gegenwart eines Katalysators auf 500-600°C erhitzt, werden zwei Wasserstoffatome abgespalten und ein Alken entsteht. Aus n-Butan wird beispielsweise ein Gemisch aus Buten-1 und Buten-2 gewonnen.
Im Labor werden ungesättigte Kohlenwasserstoffe (z. B. Ethylen) durch Entwässerung von Alkoholen gewonnen; Dazu werden sie mit einer katalytischen Menge Säure erhitzt:
IDO 200 °С CH3—CH2—OH ----- CH2=CH2
Auch aus Halogenderivaten gesättigter Kohlenwasserstoffe lässt sich mit Alkali ein Halogenwasserstoffmolekül abspalten:
NaOH
CH3—CH3—CH2C1 SH CH3—CH=CH2—HC!
Das Spektrum der Reaktionen, an denen Verbindungen mit einer Doppelbindung teilnehmen, ist viel vielfältiger und breiter als die Reihe der Umwandlungen von Alkanen. Betrachten Sie eine dieser Reaktionen ungesättigter Verbindungen.
Ungesättigte Substanzen fügen Halogen-Wasserstoffe an die Doppelbindung an, und Halogen-substituierte gesättigte Kohlenwasserstoffe werden gebildet (d. h. die Reaktion ist die Umkehrung der gerade beschriebenen). Aber wenn Sie einem unsymmetrischen Alken einen Halogenwasserstoff hinzufügen. (zu einem, bei dem aber auf beiden Seiten der Doppelbindung unterschiedliche Gruppen vorhanden sind) können zwei unterschiedliche Derivate erhalten werden, beispielsweise im Fall von Propen entweder CH3CH2CH2C1 oder CH3CHSNCHUN3.
Diese Reaktion wurde im letzten Jahrhundert von dem russischen Chemiker V. V. Markovnikov untersucht. Er stellte die Regel auf, die heute seinen Namen trägt: Das Halogen ist an das am wenigsten hydrierte Kohlenstoffatom gebunden (d. h. an dasjenige, das mit der geringsten Anzahl von Wasserstoffatomen verbunden ist). Das bedeutet, dass aus Propylen hauptsächlich iso-Propylchlorid CH3CH1CH3 gebildet wird. Aber warum läuft die Reaktion so ab? Die moderne Theorie liefert eine Erklärung für die Markovikov-Regel. Wir stellen diese Theorie in etwas vereinfachter Form vor.
Tatsache ist, dass die Mechanismen selbst scheinbar einfacher chemischer Reaktionen ziemlich komplex sind und mehrere Stufen umfassen. So ist es auch bei der Reaktion der Addition eines Halogenwasserstoffs. Das Chlorwasserstoffmolekül wird nicht sofort, sondern in Teilen an das Alkenmolekül gebunden. Zunächst wird Wasserstoff in Form eines P1+-Protons hinzugefügt. Ein positiv geladenes Proton nähert sich dem Propylenmolekül. Welches der doppelt gebundenen Kohlenstoffe wird es angreifen? Es stellt sich heraus - extrem, weil es eine kleine negative Ladung hat, die als b- (Delta-Minus) bezeichnet wird. Aber wie kam diese Ladung, ein kleiner Überschuss an Elektronendichte, zustande?
Daran ist die Methylgruppe "schuld". Es scheint Elektronen von sich abzustoßen, die sich daher am gegenüberliegenden Kohlenstoffatom ansammeln, weg von der Methylgruppe. Wir betonen nur noch einmal, dass diese Elektronendichteverschiebung sehr klein ist. Es ist viel weniger, als wenn ein ganzes Elektron vom mittleren zum äußeren Kohlenstoffatom wandert. Dann müssten wir ein Plus über das mittlere Atom setzen und ein Minus über das äußerste (wir setzen das Zeichen q-, was einen kleinen Teil der gesamten negativen Ladung des Elektrons bedeutet).
Jetzt ist also klar, dass sich ein positiv geladenes Proton viel eher dem äußersten Kohlenstoffatom nähert, das eine gewisse überschüssige Elektronendichte trägt.
Ein positiv geladenes Proton verbindet sich mit einem ungeladenen Molekül und überträgt seine Ladung auf dieses. Wo befindet sich diese Gebühr? Wenn sich an das mittlere Kohlenstoffatom ein Proton anschließt, dann würde die Ladung am äußersten Kohlenstoffatom entstehen. Tatsächlich nähert sich das Proton dem äußersten Kohlenstoffatom und die Ladung entsteht am mittleren Kohlenstoffatom. Spielt es eine Rolle, wo sich die Ladung konzentriert? Ja, und es gibt einen großen Unterschied. Beide Carbokationen (d. h. organische Teilchen, die am Kohlenstoffatom eine positive Ladung tragen) sind instabil und haben keine lange Lebensdauer. Trotzdem ist das zweite Kation stabiler: Tatsache ist, dass es auf beiden Seiten von Methylgruppen umgeben ist; und wir wissen bereits, dass Methylgruppen in der Lage sind, Elektronen abzugeben, sie von sich selbst abzustoßen. Es zeigt sich, dass Methylgruppen die entstehende positive Ladung teilweise kompensieren. Und je kleiner diese Ladung ist, desto stabiler ist die Carbokation. Im ersten Fall wird die positive Ladung nur durch eine Ethylgruppe gelöscht, dieses Carbokation ist weniger stabil als das zweite.
Je stabiler ein Partikel ist, desto leichter lässt es sich in der Regel bilden. Und das bedeutet, dass das zweite Carbokation viel häufiger erhalten wird als das erste. Die zweite Stufe der Reaktion ist die Addition eines negativ geladenen Chlorions an das Carbokation. Da die Carbokation des zweiten Typs in den Produkten der ersten Stufe überwiegt, gibt es als Ergebnis der gesamten Reaktion für ein Molekül 1-Chlorpropan Tausende von Molekülen des Isomers, in dem Chlor an den durchschnittlichen Kohlenstoff gebunden ist. Daher sagen wir, dass die Addition hauptsächlich nach der Markovnikov-Regel abläuft. Zwei Faktoren - der Angriffsort des Protons in der ersten Stufe und die Stabilität des danach gebildeten Carbokations - bestimmen die Erfüllung dieser Regel.
Ungesättigte Verbindungen binden leicht nicht nur Chlorwasserstoff, sondern auch. viele andere Moleküle. Typische Beispiele für chemische Umwandlungen von Ethylen sind im Diagramm dargestellt.
Der Leser mag eine Frage haben: Gibt es organische Moleküle, die nur aus Ethylenblöcken aufgebaut sind? Ja, das gibt es. Und der einfachste Vertreter ist Butadien CH2=CH-CH=CH2. Diese Verbindung wird häufig bei der Herstellung von synthetischem Kautschuk verwendet. Der Kohlenwasserstoff Lycopin, rote Kristalle, wurde in Tomaten und Früchten gefunden. Es gibt 13 Doppelbindungen in der Kohlenstoffkette dieser Substanz.