Site Loader

Содержание

Молекула — синильная кислота — Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 1

Молекула — синильная кислота

Cтраница 1

Молекулы синильной кислоты линейны аналогично молекулам ацетилена; причиной этого является, как и в случае этого углеводорода, sp — гибридизация атома углерода. Однако синильная кислота — значительно более сильная кислота, чем ацетилен, вследствие индукционного электронопритягивающего эффекта атома агаота, гораздо сильнее позитивирующего соседний атом углерода, чем простой эффект гибридизации в ацетилене.  [1]

Молекулы синильной кислоты линейны аналогично молекулам ацетилена; причиной этого является, как и в случае этого углеводорода, sp — гибридияация атома углерода. Однако синильная кислота — значительно более сильная кислота, чем ацетилен, вследствие индукционного электронопритягивающего эффекта атома азота, гораздо сильнее позитивирующего соседний атом углерода, чем простой эффект гибридизации в ацетилене.  [2]

По новейшим данным м и молекулы обычной синильной кислоты в ее жидкой фазе ассоциированы по две.  [3]

Для рассматриваемой реакции исходными веществами являются молекулы синильной кислоты, полностью диссоциирующие только в процессе реакции, и гидро-ксильные ионы щелочи, с самого начала реакции имеющиеся в растворе в необходимом количестве; продуктами реакции, кроме молекул воды, являются еще и ионы CN, освободившиеся из молекул синильной кислоты.  [4]

Анионы CN, соединяясь с катионами Н, образуют малодиссоциирующие молекулы синильной кислоты HCN. В результате связывания ионов Н равновесие диссоциации воды смещается вправо и еще какое-то количество молекул воды диссоциирует на ионы. Но ионы Н продолжают связываться ионами CN -, а ионы гидроксила ОН накапливаться в растворе.  [5]

В действительности происходит соединение одной молекулы бензила с двумя молекулами синильной кислоты, при этом получается динитрил ди-фенилвинной кислоты СеШ — C ( OH) CN-C ( OH) CN — СеШ, эмпирическая формула которого совпадает с формулой, приводимой Зининым.  [6]

Анионы CN -, соединяясь с катионами Н, образуют малодиссоциирующие молекулы синильной кислоты HCN

. В результате связывания ионов Н равновесие диссоциации воды смещается вправо и еще какое-то количество молекул воды диссоциирует на ионы. Но ионы Н продолжают связываться ионами CN, а ионы гидроксила ОН накапливаются в растворе.  [7]

Кекуле, в молекуле бензола) между азотом и углеродом так, что все молекулы синильной кислоты имеют одинаковое строение.  [8]

Предполагается, что в синтезе акрилонитрила атом меди активирует как молекулу ацетилена, так и молекулу синильной кислоты.  [9]

Увеличение частоты колебания CN при адсорбции молекул ацетонитрила, акрилонитрила, каприлонитрила [70] и особенно при адсорбции молекул синильной кислоты противоположно обычно наблюдаемому при адсорбции уменьшению частоты.  [11]

Этой вращательной постоянной соответствуют межатомные расстояния r0C — H) 1 07 0 01 А ( принято по аналогии с молекулой синильной кислоты), г0С — О) 1 183 0 0025 А.  [12]

Так же распадается он под влиянием энзимов, содержащихся в миндале: эмульсина, отщепляющего обе молекулы глюкозы, и оксинитрилазы, отщепляющей молекулу синильной кислоты

. Глюкоза находится в амигдалине в виде дисахарида генциобиозы.  [13]

Стабильность молекулярного иона пиридина ( 39 6) близка к стабильности молекулярного иона бензола ( 33 2), а его первичный распад протекает с элиминированием молекулы синильной кислоты.  [14]

Реакция удлинения углеродной цепи углеводов при помощи циангидринного метода заключается в том, что редуцирующие сахара в присутствии аммиака в водном растворе присоединяют по карбонильной группе молекулу синильной кислоты, образуя в результате появления нового асимметрического центра смесь двух изомерных нитрилов альдоновых кислот.  [15]

Страницы:      1    2

Формула Синильной кислоты структурная химическая

Структурная формула

Истинная, эмпирическая, или брутто-формула: HCN

Химический состав Синильной кислоты

Символ Элемент Атомный вес Число атомов Процент массы
C Углерод 12,011 1 44,4%
H Водород 1.008 1 3,7%
N Азот 14,007 1 51,8%

Молекулярная масса: 27,025

Сини́льная (циа́нистоводородная) кислота́, цианистый водород, HCN — бесцветная, очень летучая, легкоподвижная ядовитая жидкость, имеющая характерный запах. Синильная кислота содержится в некоторых растениях, коксовом газе, табачном дыме, выделяется при термическом разложении нейлона, полиуретанов. Смешивается во всех соотношениях с водой, этанолом, диэтиловым эфиром.

Свойства

Химические

Молекула HCN сильно полярна (μ = 0,96·10−29 Кл·м). Безводный цианистый водород является сильно ионизирующим растворителем, растворенные в нём электролиты хорошо диссоциируют на ионы. Его относительная диэлектрическая проницаемость при 25 °C равна 107 (выше, чем у воды). Это обусловлено линейной ассоциацией полярных молекул HCN за счет образования водородных связей. Очень слабая одноосновная кислота К = 1,32·10

−9 (18 °C). Образует с металлами соли — цианиды. Взаимодействует с оксидами и гидроксидами щелочных и щёлочноземельных металлов. Пары синильной кислоты горят на воздухе фиолетовым пламенем с образованием Н2О, СО2 и N2. В смеси кислорода со фтором горит с выделением большого количества тепла. Синильная кислота широко применяется в органическом синтезе. Она реагирует с карбонильными соединениями, образуя циангидрины. С хлором, бромом и иодом прямо образует циангалогениды. С галогеналканами — нитрилы (реакция Кольбе). С алкенами и алкинами реагирует, присоединяясь к кратным связям. Легко полимеризуется в присутствии основания (часто со взрывом). Образует аддукты, например, HCN-CuCl.

Физиологические

Синильная кислота является веществом, вызывающим кислородное голодание тканевого типа. При этом наблюдается высокое содержание кислорода как в артериальной, так и в венозной крови и уменьшение таким образом артерио-венозной разницы, резкое понижение потребления кислорода тканями с уменьшением образования в них углекислоты. Синильная кислота и её соли, растворенные в крови, достигают тканей, где вступают во взаимодействие с трехвалентной формой железа цитохромоксидазы. Соединившись с цианидом, цитохромоксидаза теряет способность переносить электроны на молекулярный кислород. Вследствие выхода из строя конечного звена окисления блокируется вся дыхательная цепь и развивается тканевая гипоксия. Кислород доставляется к тканям в достаточном количестве с артериальной кровью, но ими не усваивается и переходит в неизмененном виде в венозное русло. Одновременно нарушаются процессы образования макроэргов, необходимых для нормальной деятельности различных органов и систем. Активизируется гликолиз, то есть обмен с аэробного перестраивается на анаэробный. Также подавляется активность и других ферментов — каталазы, пероксидазы, лактатдегидрогеназы.

Действие на нервную систему

В результате тканевой гипоксии, развивающейся под влиянием синильной кислоты, в первую очередь нарушаются функции центральной нервной системы.

Действие на дыхательную систему

В результате острого отравления наблюдается резко выраженное увеличение частоты и глубины дыхания. Развивающуюся одышку следует рассматривать как компенсаторную реакцию организма на гипоксию. Стимулирующее действие синильной кислоты на дыхание обусловлено возбуждением хеморецепторов каротидного синуса и непосредственным действием яда на клетки дыхательного центра. Первоначальное возбуждение дыхания по мере развития интоксикации сменяется его угнетением вплоть до полной остановки. Причинами этих нарушений являются тканевая гипоксия и истощение энергетических ресурсов в клетках каротидного синуса и в центрах продолговатого мозга.

Действие на сердечно-сосудистую систему

Проникая в кровь, она снижает способность клеток воспринимать кислород из притекающей крови. Наступает кислородное голодание. А так как нервные клетки больше всех остальных нуждаются в кислороде, они первыми страдают от действия синильной кислоты. В начальном периоде интоксикации наблюдается замедление сердечного ритма. Повышение артериального давления и увеличение минутного объёма сердца происходят за счет возбуждения синильной кислотой хеморецепторов каротидного синуса и клеток сосудодвигательного центра, с одной стороны, выброса катехоламинов из надпочечников и вследствие этого спазма сосудов — с другой. По мере развития отравления артериальное давление падает, пульс учащается, развивается острая сердечно-сосудистая недостаточность и наступает остановка сердца.

Изменения в системе крови

Содержание в крови эритроцитов увеличивается, что находит объяснение в рефлекторном сокращении селезенки в ответ на развивающуюся гипоксию. Цвет венозной крови становится ярко-алым за счет избыточного содержания кислорода, не поглощенного тканями. Артерио-венозная разница по кислороду резко уменьшается. При угнетении тканевого дыхания изменяется как газовый, так и биохимический состав крови. Содержание CO2 в крови снижается вследствие меньшего образования и усиленного её выделения при гипервентиляции. Это приводит в начале развития интоксикации к газовому алкалозу, который меняется метаболическим ацидозом, что является следствием активации процессов гликолиза. В крови накапливаются недоокисленные продукты обмена. Увеличивается содержание молочной кислоты, нарастает содержание ацетоновых тел, отмечается гипергликемия. Нарушением окислительно-восстановительных процессов в тканях объясняется развитие гипотермии. Таким образом, синильная кислота и её соли вызывают явления тканевой гипоксии и связанные с ней нарушения дыхания, кровообращения, обмена веществ, функции центральной нервной системы, выраженность которых зависит от тяжести интоксикации.

Биологическая роль

Показано, что нейроны способны вырабатывать эндогенную синильную кислоту (цианистый водород, HCN) после их активации эндогенными или экзогенными опиоидами и что образование нейронами эндогенной синильной кислоты повышает активность NMDA-рецепторов и, таким образом, может играть важную роль в передаче сигнала между нейронами (нейротрансмиссии). Более того, образование эндогенного цианида оказалось необходимым для проявления в полном объёме анальгетического действия эндогенных и экзогенных опиоидов, а вещества, снижающие образование свободной HCN, оказались способны уменьшать (но не полностью устранять) анальгетическое действие эндогенных и экзогенных опиоидов. Выдвинуто предположение, что эндогенная синильная кислота может являться нейромодулятором. Известно также, что стимуляция мускариновых холинорецепторов клеток феохромоцитомы в культуре повышает образование ими эндогенной синильной кислоты, однако стимуляция мускариновых холинорецепторов ЦНС в живом организме крысы приводит, наоборот, к снижению образования эндогенной синильной кислоты. Также показано, что синильная кислота выделяется лейкоцитами в процессе фагоцитоза и способна убивать патогенные микроорганизмы. Возможно, что вазодилатация, вызываемая нитропруссидом натрия, связана не только с образованием окиси азота (механизм, общий для действия всех сосудорасширяющих препаратов группы нитратов, таких, как нитроглицерин, нитросорбид), но и с образованием цианида. Возможно, что эндогенный цианид и образующийся при его обезвреживании в организме тиоцианат играют роль в регуляции функций сердечно-сосудистой системы, в обеспечении вазодилатации, и являются одними из эндогенных антигипертензивных веществ.

Получение

В настоящий момент существуют три наиболее распространенных метода получения синильной кислоты в промышленных масштабах:

  • Метод Андрусова: прямой синтез из аммиака и метана в присутствии воздуха и платинового катализатора при высокой температуре.
  • Метод BMA (Blausäure aus Methan und Ammoniak), запатентованный фирмой Degussa: прямой синтез из аммиака и метана в присутствии платинового катализатора при высокой температуре.
  • Побочный продукт при производстве акрилонитрила путём окислительного аммонолиза пропилена.

Применение

В химическом производстве

Является сырьём для получения акрилонитрила, метилметакрилата, адипонитрила и других соединений. Синильная кислота и большое число её производных используются при извлечении благородных металлов из руд, при гальванопластическом золочении и серебрении, в производстве ароматических веществ, химических волокон, пластмасс, каучука, органического стекла, стимуляторов роста растений, гербицидов.

Как отравляющее веществo

Впервые в роли боевого отравляющего вещества синильная кислота была использована французской армией 1 июля 1916 года на реке Сомме. Однако из-за отсутствия кумулятивных свойств и малой стойкости на местности последующее использование синильной кислоты в этом качестве прекратилось. Синильная кислота являлась основной составной частью препарата «Циклон Б», который был наиболее популярным в Европе во время Второй мировой войны инсектицидом, а также использовался нацистами для убийства людей в концентрационных лагерях. В некоторых штатах США синильная кислота использовалась в газовых камерах в качестве отравляющего вещества при исполнении приговоров смертной казни, в последний раз это было сделано в Аризоне в 1999 году. Смерть, как правило, наступает в течение 5—15 минут.

Соли

Соли синильной кислоты называются цианидами. Цианиды подвержены сильному гидролизу. При хранении водных растворов цианидов при доступе диоксида углерода они разлагаются. Ион CN (изоэлектронный молекуле СО) входит как лиганд в большое число комплексных соединений d-элементов. Комплексные цианиды в растворах очень стабильны. Цианиды тяжёлых металлов термически неустойчивы; в воде, кроме цианида ртути (Hg(CN)2), нерастворимы. При окислении цианиды образуют соли — цианаты. Многие металлы при действии избытка цианида калия или цианида натрия дают комплексные соединения, что используется, например, для извлечения золота и серебра из руд.

Биологические свойства

Синильная кислота — сильнейший яд общетоксического действия, блокирует клеточную цитохромоксидазу, в результате чего возникает выраженная тканевая гипоксия. Средние летальные дозы (LD50) и концентрации для синильной кислоты:

Мыши:

  • орально (ORL-MUS LD50) — 3,7 мг/кг
  • при вдыхании (IHL-MUS LD50) — 323 м.д.
  • внутривенно (IVN-MUS LD50) — 1 мг/кг

Кролики:

  • внутривенно (IVN-RBT LD50) менее 1 мг/кг

Человек — минимальная опубликованная смертельная доза (ORL-MAN LDLo) менее 1 мг/кг.

При вдыхании синильной кислоты в небольших концентрациях наблюдается царапанье в горле, горький вкус во рту, головная боль, тошнота, рвота, боли за грудиной. При нарастании интоксикации уменьшается частота пульса, усиливается одышка, развиваются судороги, наступает потеря сознания. При этом цианоз отсутствует (содержание кислорода в крови достаточное, нарушена его утилизация в тканях). При вдыхании синильной кислоты в высоких концентрациях или при попадании её внутрь появляются клонико-тонические судороги и почти мгновенная потеря сознания вследствие паралича дыхательного центра. Смерть может наступить в течение нескольких минут. В организме человека метаболитом синильной кислоты является роданид (тиоцианат), образующийся при её взаимодействии с серой под действием фермента роданазы.

Антидоты синильной кислоты

Для лечения отравлений синильной кислотой известно несколько антидотов, которые могут быть разделены на две группы. Лечебное действие одной группы антидотов основано на их взаимодействии с синильной кислотой с образованием нетоксичных продуктов. К таким препаратам относятся, например, коллоидная сера и различные политионаты, переводящие синильную кислоту в малотоксичную роданистоводородную кислоту, а также альдегиды и кетоны (глюкоза, диоксиацетон и др.), которые химически связывают синильную кислоту с образованием циангидринов. К другой группе антидотов относятся препараты, вызывающие образование в крови метгемоглобина: синильная кислота связывается метгемоглобином и не доходит до цитохромоксидазы. В качестве метгемоглобинообразователей применяют метиленовую синь, а также соли и эфиры азотистой кислоты. Сравнительная оценка антидотных средств: метиленовая синь предохраняет от двух смертельных доз, тиосульфат натрия и тетратиосульфат натрия — от трёх доз, нитрит натрия и этилнитрит — от четырёх доз, метиленовая синь совместно с тетратиосульфатом — от шести доз, амилнитрит совместно с тиосульфатом— от десяти доз, азотистокислый натрий совместно с тиосульфатом — от двадцати смертельных доз синильной кислоты.

Псевдовращение катион-радикала бензола, ассоциированного с молекулой HCN или Ch4CN

  • Статья поступила: 28.05.2019 г.
  • С доработки: 27.06.2019 г.
  • Принята к публикации: 22.08.2019 г.
  • DOI 10.26902/JSC_id47027
  • Просмотров: 83
© Береговая И.В. , Андреев Р.В., Щеголева Л.Н.

Новосибирский институт органической химии им. Н.Н. Ворожцова СО РАН, Россия

Впервые затронут вопрос о влиянии ион-молекулярной ассоциации на свойственную ион-радикалам ароматических соединений структурную нежесткость по отношению к псевдовращению. В рамках метода DFT показано, что сложное строение поверхности потенциальной энергии и структурная нежесткость ян-теллеровского катиона бензола сохраняются при образовании комплексов с молекулой циановодорода или ацетонитрила. Высота барьера псевдовращения катион-радикала в рассмотренных комплексах зависит от взаимной ориентации частиц, находясь в диапазоне от 0.1 ккал/моль до ~2 ккал/моль. 

Ключевые слова: межмолекулярные взаимодействия, ион-молекулярные комплексы, ян-теллеровские ионы, поверхность потенциальной энергии, псевдовращение

Диполь. Дипольный момент молекулы | Задачи 254

 

 

 Задача 254.
Дипольный момент молекулы HCN равен 2,9D. Вычислить длину диполя.
Решение:
Дипольный момент молекулы равен произведению абсолютного значения заряда электрона g (1,60 . 10-19 Кл) на расстояние l между центрами положительного и отрицательного зарядов в диполе:

Отсюда

Учитывая, что 1D = 3,33 . 10-30 Кл . м, находим длину диполя:

Ответ: 6,04 . 10-11 м.


Задача 255. 
Длина диполя молекулы фтороводорода равна 4 . 10-11 м. Вычислить ее дипольный момент в дебаях и в кулон-метрах.
Решение:
Дипольный момент молекулы равен произведению абсолютного значения заряда электрона g (1,60 . 10-19 Кл) на расстояние l  между центрами положительного и отрицательного зарядов в диполе:

Дипольный момент измеряют в дебаях (D), 1D = 3,33 .10-30 Кл . м).

Находим дипольный момент молекулы в кулон-метрах:

Вычисляем дипольный момент молекулы в дебаях:

Ответ: 6,04 .10-30 Кл . м  = 1,92D.


Задача 256. 
Дипольные моменты молекул Н2О и Н2S равны соответственно 1,84 и 0,94D. Вычислить длины диполей. В какой молекуле связь более полярна? Указать направления дипольных моментов связей в этих молекулах.
Решение:
Дипольный момент молекулы равен произведению абсолютного значения заряда электрона g (1,60 . 10-19 Кл) на расстояние l  между центрами положительного и отрицательного зарядов в диполе:

Дипольный момент измеряют в дебаях (D), 1D = 3,33 . 10-30Кл . м).

Вычислим длину связи молекулы Н2О:

Вычислим длину связи молекулы H2S:

Так как дипольный момент молекулы Н2О больше, чем молекулы H2S, то в молекуле Н2О связь более полярна. Учитывая, что атомы кислорода и серы более электроотрицательнее атома водорода, то дипольные моменты связей будут направлены от атома водорода соответственно к атому кислорода и серы (Н→ О, H →S).

Ответ: 0,038 и 0,020 нм.


Задача 257. 
Описать пространственное строение неполярной молекулы ВеСI2. Какие АО бериллия участвуют в образовании связей Ве—С1?
Решение:
В молекуле BeCl2 валентный электронный слой атома бериллия содержит две электронных пары:

Поэтому электронные облака атома бериллия будут максимально удалены друг от друга при sp-гибридизации, когда их оси совпадают и направлены противоположно друг к другу, что приводит к нулевому значению дипольного момента, молекула приобретает линейное строение:

При образовании молекулы BeCl2 в образовании связей Be—Cl участвуют две sp-гибридные АО бериллия.


Задача 258. 
Дипольный момент молекулы SO2 равен 1,бID, молекулы СО2 — нулю. Одинаковы ли валентные углы ОSО и ОСО? Ответ мотивировать.
Решение:
Дипольный момент – величина векторная, направленная от положительного конца диполя к отрицательному. Поэтому дипольный момент многоатомной молекулы следует рассматривать как некоторую сумму дипольных моментов связей; она зависит не только от полярности каждой связи, но и от взаимного расположения этих связей. 

В линейных молекулах типа АВ2, в нашем случае в молекуле СО2, дипольные моменты связей С=О направлены друг к другу и поэтому взаимно компенсируются, что и приводит к нулевому значению суммарного диполя молекулы. Поэтому углы ОСО равны 1800. Схема молекулы СО2 имеет вид:

Так как дипольный момент молекулы SO2 имеет значение больше нуля, то дипольные моменты связей S—O направлены друг к другу под углом, молекула имеет угловую структуру:

Взаимное расположение связей в молекуле SO2 угловое, т.е. молекула построена в форме треугольника. Поэтому валентные углы ОSО и ОСО не одинаковы.


Задача 259. 
Дипольный момент молекулы СS2 равен нулю. Каким типом гибридизации АО углерода описывается образование этой молекулы?
Решение:
Электронная конфигурация атома углерода 1s22s22. Электронное строение его валентных орбиталей в стационарном состоянии может быть представлено следующей схемой:

Электронное строение валентных орбиталей атома углерода в возбужденном состоянии представлено следующей схемой:

Четыре неспаренных электрона возбуждённого атома углерода могут участвовать в образовании четырёх ковалентных связей по обычному механизму с другими атомами химических элементов. Так как дипольный момент молекулы CS2 равен нулю, то молекула имеет линейное строение. В CS2 валентный электронный слой содержит четыре  пары электронов, по две пары с двух сторон атома углерода:

Поэтому в молекуле CS2 углерод находится в состоянии sp-гибридизации. Образовавшиеся равноценные sp-гибридные орбитали образуют одинарные — связи C—S, а два неспаренных р-облака, перекрываясь образуют — связь с атомами серы. Поэтому в молекуле CS2 sp-гибридные облака ориентируются в противоположных направлениях, молекула имеет линейное строение. В линейных молекулах типа АВ2, в нашем случае в молекуле CS2, дипольные моменты связей С=S направлены друг к другу и поэтому взаимно компенсируются, что и приводит к нулевому значению суммарного диполя молекулы. Поэтому углы SСS равны 1800. Схема молекулы СS2 имеет вид:

S → C ← S


Задача 260. 
Дипольные моменты молекул ВF3 и NF3 равны соответственно О и 0,2D. Какими типами гибридизации AO бора и азота описывается образование этих молекул?
Решение:
а) В молекуле BF3 валентный электронный слой атома бора содержит три пары электронов:

Электронные облака атома бора будут максимально удалены друг от друга при sp2-гибридизации, когда оси  связей
B—F направлены друг к другу под углом 1200 (т.е. в направлениях к вершинам правильного треугольника), молекула будет иметь форму:

Такое расположение связей взаимно компенсирует их дипольные моменты, так что суммарное значение дипольного момента молекулы трифторида бора равно нулю.

б) В молекуле NF3 валентный электронный слой атома азота содержит четыре пары электронов:

Поэтому электронные облака атома азота будут максимально удалены друг от друга при sp3-гибридизации, когда оси  связей N—F будут направлены к вершинам тетраэдра (углы между этими направлениями составляют  109028’). При образовании молекулы NF3 атом азота расположен в центре тетраэдра, а атомы фтора расположены в трёх вершинах тетраэдра, к четвёртой вершине направлено электронное облако неподелённой пары электронов атома азота.            Образовавшаяся фигура – тригональная пирамида. Дипольный момент такой молекулы будет иметь значение больше нуля.


Гибридизация атомных орбиталей. Геометрия молекул

Гибридизация атомных орбиталей. Геометрия молекул

s-облако

p-облако

Концепция гибридизации атомных орбиталей

В образовании химической связи принимают участие гибридные орбитали,

число гибридных орбиталей

равно числу исходных.

Гибридные орбитали не участвуют в образовании π-связи.

+

Условия устойчивой гибридизации:

в гибридизации могут участвовать орбитали с близкими значениями энергий,

гибридная атомная орбиталь должна более плотно перекрываться с орбиталями другого атома при образовании связи,

в гибридизации участвуют орбитали с достаточно высокой электронной плотностью,

гибридные орбитали должны быть ориентированы в пространстве таким образом, чтобы обеспечить максимальное взаимное удаление друг от друга.

sp-гибридизация

180

 

(s+p)-орбитали

две sp-гибридные орбитали

180

 

Be

Cl

Cl

sp 2 -гибридизация

F

120

 

120

 

B

F

F

молекула BF 3

(s+p+p)-орбитали

три sp 2 -гибридные орбитали

10928´

 

sp 3 -гибридизация

10928´

 

(s+p+p+р)-орбитали

молекула СН 4

четыре sp 3 -гибридные орбитали

Основные характеристики разных типов гибридизации

Число

Пространственная конфигурация

гибридных

орбиталей

Исходные

Тип

гибридизации

орбитали

Валентный

угол

 

180

2

sp

s+p

линейная

sp 2

120

 

треугольная

3

s+2p

sp 3

4

s+3p

10928´

 

тетраэдрическая

Пространственное строение молекул или ионов зависит от типа гибридизации ,

Почему в молекулах углы между связями часто отличаются от углов, соответствующих типу гибридизации?

взаимного расположения в пространстве гибридизированных орбиталей.

Устойчивому состоянию молекулы соответствует такое пространственное расположение электронных облаков валентного слоя, при котором их взаимное отталкивание минимально .

Несвязывающие,

или неподелённые

Вода

Аммиак

О

Н

Н

О

sp 3 -гибридизация

95.84 pm

Н

Н

 

104.5

sp-гибридизация

CO 2

π-связь

σ

σ

π-Связи не влияют на геометрию молекул.

π

π

..

..

..

Виды геометрических конфигураций

Пространственная конфигурация

Валентный

Тип

Примеры

угол

гибридизации

молекул

BeF 2 , CO 2 ,

N 2 O, HCN

sp

180

 

линейная

..

AlF 3 , BCl 3

sp 2

 

120

угловая

SO 2

треугольная

..

СН 4 , CCl 4 ,

sp 3

 

10928´

PCl 3 , NH 3 ,

тригонально-

пирамидальная

тетраэдри-

ческая

угловая

OF 2 , H 2 O

Многоцентровые связи

О

О

Н – О – N

Н – О – N

О

О

Делокализованная π-связь

О

Н – О – N

О

Гибридные орбитали обеспечивают максимальное взаимное удаление друг от друга.

Гибридные орбитали участвуют в образовании только σ-связи.

Геометрия любой молекулы определяется пространственной направленностью σ-связи.

На пространственное строение молекулы оказывают влияние несвязывающие пары электронов.

Репетитор-онлайн — подготовка к ЦТ

В табл. 4.1 приведены структурные характеристики (пространственная конфигурация, тип связей, полярность) некоторых молекул и ионов, а также веществ.

Строение некоторых молекул, ионов и веществ

. 2. Аналогичное строение имеют молекулы SiH

. 3. Аналогичное строение у молекулы COCl

. 4. Плоско-треугольное строение имеют молекулы BH

. 5. Такое же пространственное расположение у атомов кремния и алмаза (длина связи C–C в алмазе 0,154 нм).

Формула (название)Пространственная конфигурацияХарактеристика связей, строение молекул
Н2О (вода)Молекула имеет угловое строение (α = 105°), полярная (диполь), 2σ-связи по обменному механизму
NH3 (аммиак)Молекула имеет пирамидальное строение (α = 107°), полярная (диполь), 3σ-связи по обменному механизму
CO2 (оксид углерода(IV))Молекула имеет линейное строение1 (α = 180°), неполярная, 4 связи (2σ+ 2π) по обменному механизму
CH4 (метан)Молекула имеет тетраэдрическое строение2 (α = 109°), неполярная, 4σ-связи по обменному механизму
H2O2 (пероксид водорода)Молекула полярная, 3 σ-связи по обменному механизму, 2 из них полярные (связи Н–О)
P4 (белый фосфор)Тетраэдрическое строение (α = 60°), молекула неполярная, 6 σ-связей по обменному механизму
S8 (ромбическая и моноклинная сера)Структура в виде «короны», молекула неполярная, 8 σ-связей по обменному механизму
N2H4 (гидразин)Молекула полярная, 5 σ-связей, 4 из них полярные (все по обменному механизму)
NH2OH (гидроксиламин)Молекула полярная. 4 σ-связи (все по обменному механизму)
CS2 (сероуглерод)Молекула имеет линейное строение (α = 180°), неполярная, 4 связи (2σ + 2π), все по обменному механизму
COF2Молекула треугольная (ядра всех атомов находятся в одной плоскости), полярная, 4 связи (3σ + 1π), все по обменному механизму
SO2 (оксид серы(IV))Молекула имеет угловое строение (α = 120°), полярная, 4 связи (2σ + 2π), все по обменному механизму
SO3 (оксид серы(VI))Молекула имеет вид треугольника (α = 120°), все атомы лежат в одной плоскости4, неполярная, 6 связей (3σ + 3π), все по обменному механизму
HCN (циановодород)Молекула имеет линейное строение (α = 180°), полярная, 4 связи (2σ + 2π), все по обменному механизму
H3O+(ион гидроксония)Ион имеет пирамидальное строение (как NH3), α = 107°, 3 σ-связи: одна по донорно-акцепторному, две — по обменному механизму
Nh5+ (ион аммония)Ион имеет тетраэдрическое строение (α = 109°), 4 σ-связи: одна по донорно-акцепторному, три — по обменному механизму
С6Н6 (бензол)Валентный угол α равен 120°. Молекула неполярная
SiC (карборунд)Тетраэдрическое расположение атомов в пространстве5 (валентный угол 109°)
ГрафитВ графите длина связи С–С, 0,142 нм, валентный угол равен 120°
КарбинВалентный угол 180°, длина связи углерод — углерод равна 0,120 нм

Химическая связь строение вещества — Документ

Черемичкина И.А., Ермишина Е.Ю.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

Основные понятия химии – «атом» и «молекула». Атомов известно лишь немногим более 100 видов, а вот молекул – свыше 18 миллионов. Столь богатое разнообразие обусловлено тем, что атомы разных элементов, взаимодействуя друг с другом, способны объединяться в молекулы. Причем молекулярное состояние устойчивее, чем атомное.

Классическую электронную теорию химической связи предложил в 1916 г. американский химик Гилберг Ньютон Льюис (1875-1946). Как уже было известно, завершенные электронные оболочки атомов благородных газов отличаются особой устойчивостью. Льюис предположил, что при образовании химической связи возникают пары электронов, которые принадлежат сразу двум атомам. Тем самым атомы заполняют до конца свой внешний электронный уровень и приобретают электронную конфигурацию благородного газа. Льюис назвал это правилом октета, т.к. атомы всех благородных газов (кроме гелия) имеют на внешнем уровне восемь электронов. С помощью правила октета удалось объяснить электронное строение огромного числа соединений. А связь, образованная за счет общей электронной пары, получила название ковалентной.

Ковалентная связь – связь, образованная за счет общей электронной пары.

При описании химической связи в школьном курсе удобно пользоваться структурными схемами Льюиса. Хотя современное толкование химической связи основывается на гораздо более глубоких представлениях, электронно-точечные формулы по-прежнему считаются удобными обозначениями. Каждый валентный электрон атома (т.е. электрон на самых внешних s- и р-орбиталях) изображается точкой рядом с символом химического элемента. Другими словами, с каждой из четырех сторон вокруг символа химического элемента можно ассоциировать одну из четырех орбиталей: s, px, py, pz. С учетом количества валентных электронов атомы элементов второго периода, например, можно изобразить так:

Теория Льюиса объясняет тип связи и последовательность расположения атомов в молекуле. Однако она не позволяет объяснить геометрию молекул.

При описании строения вещества используют различные научно-обоснованные методы, объясняющие распределение электронной плотности при образовании химической связи. Один из них – метод валентных связей (схем) (М.В.С.). Этот метод объяснения состава и структуры соединений основывается на следующем положении, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких электронных пар. Каждая пара образована двумя электронами с противоположно направленными спинами. Иными словами, в представлении теории валентных связей химическая связь локализована между двумя атомами, т.е. она двухцентровая и двухэлектронная.

С точки зрения М.В.С. возможны два способа образования химической связи, т.е. общей электронной пары.

Механизмы образования ковалентной связи

I. Обменный механизм

Два атома предоставляют в общее пользование по одному электрону. В пространстве между ядрами атомов возникает повышенная электронная плотность.

1. Образование молекулы водорода

Запишем электронную формулу и электронно-графическую схему атома водорода. 1Н 1s 1s1.

Образование молекулы водорода можно представить схемой с помощью формул Льюиса (точка означает электрон):

Часто общую пару изображают чертой: НН, или же с помощью электронно-графических схем:

Если учесть, что s-орбиталь имеет форму сферы, схематически молекулу водорода можно представить:

Область перекрывания атомных орбиталей атомов водорода лежит на линии, соединяющей центры атомов. Таким образом, в молекуле Н2 каждому атому принадлежат два электрона (конфигурация атома гелия), которые предоставлены в общее пользование двум атомам водорода.

2. Образование молекулы F2

Подобным же образом устроена и молекула F2. У атома фтора на внешнем уровне 7 электронов – чтобы достичь электронной конфигурации неона не хватает одного. 9F 1s22s22p5 .

Поэтому каждый атом фтора отдает по одному электрону в общее пользование:

FF



Теперь оба атома фтора имеют на внешнем уровне по восемь электронов (октет), из которых два общих, а шесть (три пары) сохраняются в индивидуальном пользовании.

3. Образование молекулы N2

Аналогично образуются кратные связи. Если между атомами возникла одна ковалентная связь (одна общая электронная пара), то она называется одинарной, если больше – то кратной – двойной (две общие электронные пары), тройной (три общие электронные пары).

Так в молекуле азота тройная связь возникает в результате создания трех общих электронных пар.

7N 1s22s22p3

или N N

Таким образом, ковалентная связь по обменному механизму образовывается двумя электронами от разных атомов с противоположно направленными спинами, при этом электронная пара принадлежит двум атомам. При образовании связи незавершенные слои превращаются в завершенные. Ковалентная связь тем прочнее, чем больше область перекрывания взаимодействующих облаков.

II. Донорно-акцепторный механизм

Ковалентная связь может образовываться при перекрывании свободной орбитали одного атома (акцептор) с неподеленной электронной парой другого атома (донор). А (акцептор)  + Д (донор) = А Д. В пространстве между ядрами возникает повышенная концентрация электронной плотности.

1. Образование иона аммония NH4+

Атом азота имеет три неспаренных электрона, которые принимают участие в образовании трех ковалентных связей с атомами водорода в молекуле аммиака по обменному механизму. Кроме того, у атома азота есть еще одна пара электронов. При присоединении иона Н+ к NH3 эта пара поступает в совместное пользование атомов азота и водорода. В данном случае атом азота выступает в качестве донора, а протон – акцептора электронной пары:

7N 1s22s22p3

1H 1s1

H+ 1so


В образовавшемся ионе NH4+ все связи равноценные, заряд делокализован.


2. Образование иона гидроксония Н3О+

Присоединение акцептора электронной пары – протона Н+ к молекуле Н2О (донора) приводит к образованию иона Н3О+

8О 1s22s22p4

1H 1s1

Рассмотренные примеры показывают, что ковалентные связи обусловливаются не только валентными электронами, но и свободными валентными орбиталями.

3. Образование связи в молекуле СО

В молекуле монооксида углерода атомы связаны тройной связью. Две из них образованы по обменному механизму, а третья – по донорно-акцепторному:

6С 1s22s22p2

8О 1s22s22p4


Важнейшие характеристики химической связи

Чтобы можно было сравнивать друг с другом химические связи, в том числе и разных типов, используют единые количественные характеристики, среди которых главные – длина, энергия и полярность.

1. Полярность связи

Различают две разновидности ковалентной связи: неполярную и полярную.

Неполярная ковалентная связь возникает, если общая электронная пара симметрична относительно ядер соединяющихся атомов. Неполярная ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов с одинаковой электроотрицательностью. Например, в молекулах Н2, С12, F2 и т.д.

Электроотрицательность – мера способности атома смещать к себе электронную плотность химической связи.

Самые электроотрицательные элементы – активные неметаллы: F, O, N, Cl. Самые электроположительные – щелочные металлы.

Полярная ковалентная связь возникает, если молекула состоит из атомов различных элементов, имеющих различную электроотрицательность, при этом общая электронная пара смещена к атому с большей электроотрицательностью. Например, полярной является связь в молекуле фтороводорода:

Электронная пара смещена в сторону атома F, как более электроотрицательного. Полярность связи можно показать стрелкой, указывающей направление смещения электронной пары: Н+ → F. Таким образом, двухатомная молекула HF обладает электрическим дипольным моментом, который обусловлен пространственным разделением положительного и отрицательного зарядов.

Если разность между значениями электроотрицательности взаимодействующих атомов большая (> 2,0), между атомами электронной плотности почти нет. При таких условиях один из атомов передает один или несколько валентных электронов своему партнеру. Такую связь называют ионной. Например, атом натрия настолько отличается по своим свойствам от атома фтора, что в NaF атомы не в состоянии равномерно обобществлять электроны:

Na

Образующиеся заряженные частицы называются ионами.

Химическая связь, образованная за счет электростатического взаимодействия ионов, называется ионной связью.

Ионную связь можно рассматривать как предельный случай полярной ковалентной связи, когда электронная пара полностью смещается к одному из атомов. В действительности такого полного смещения никогда не происходит. Например, в кристаллах NaCl реальные заряды составляют +0,92 и -0,92, а не +1 и -1, как обычно считается. Исследования показали значительный ковалентный характер связи во многих соединениях. Иными словами, имеет смысл говорить о степени ионности, описывая ионный характер связи. Согласно оценке величины дипольного момента степень ионности связи в НС1 всего 17 %, а в KF – 83 %. Это показывает, что не существует чисто ионных и чисто ковалентных связей. Не существует принципиального различия между этими двумя типами связи – они лишь являются предельными случаями ряда связей с различной полярностью. Под ионной связью понимают предельно поляризованную ковалентную связь.

2. Энергия связи

Прочность химической связи характеризуется энергией связи, т.е. энергией, которая необходима для того, чтобы разорвать связь и развести атомы на бесконечное расстояние.

Значения энергии разрыва связи измеряются в кДж и приводятся в расчете на 1 моль вещества. Энергия связи изменяется в очень широких пределах. Чем больше энергия связи, тем связь прочнее. Наиболее прочная связь в молекулах N2 (945,3 кДж/моль) и СО (1070,3 кДж/моль). Самая слабая ковалентная связь образуется между атомами азота в оксиде N2O3 (40,6 кДж/моль):


3. Длина связи

Длина связи – это равновесное расстояние между ядрами атомов, соединенных связью.

Ее можно измерить экспериментально. Обычно длина ковалентной связи составляет 0,1-0,2 нм. Чем короче связь, тем она прочнее. Свойствами химической связи являются также направленность и насыщаемость ковалентной связи; ненаправленность и ненасыщаемость ионной и металлической связей.

4. Направленность связи

Под направленностью ковалентной связи понимают способность связи образовываться в направлении максимального перекрывания электронных облаков.

Поскольку электронные облака имеют различную форму, их взаимное перекрывание может осуществляться разными способами. В зависимости от способа перекрывания различают  и -связи.

-связь осуществляется при лобовом перекрывании орбиталей вдоль линии, соединяющей центры атомов. Все одинарные связи являются -связями.


-связь возникает при боковом перекрывании р-орбиталей по обе стороны от линии соединения ядер атомов.

Например, в молекуле азота одна -связь и две -связи.

Чтобы не загромождать рисунок, боковое перекрывание р-орбиталей будем показывать волнистыми линиями, соединяющими р-орбитали. Электроны s-орбиталей могут участвовать лишь в -связывании, а р-электроны – как в -, так и в -связывании.

-связи являются энергетически самыми выгодными связями, т.к. имеет место глубокое перекрывание облаков. Если между двумя атомами возникает единственная связь, то непременно -связь.

-связи возникают в том случае, если между двумя атомами образуются кратные связи (двойные или тройные). Например, в молекуле СО2 атом углерода образует с каждым атомом кислорода одну -связь и одну -связь:

Таким образом, за направление связи принимается линия связи – линия, проходящая через центры взаимодействующих атомов.

Направленность химической связи – это расположение области перекрывания электронных облаков в определенных направлениях по отношению к взаимодействующим атомам.

Т.к. образование ковалентной связи является результатом перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов, и связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака, то перекрывание образуется в таком направлении, в котором оно максимально. Направленность ковалентной связи обусловливает геометрию молекулы.

5. Насыщаемость связи

Насыщаемость — это способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей, обусловленное определенным количеством валентных электронов в атоме.

Ионная химическая связь не обладает насыщаемостью, не имеет направленности. Каждый ион окружен сферическим электрическим полем, действующим на любой другой ион вне зависимости от места его расположения. Сила взаимодействия будет определяться только величиной заряда и расстоянием между ионами в соответствии с законом Кулона.

В газах, жидкостях и кристаллах каждый ион стремится окружить себя наибольшим числом ионов противоположного заряда. Если представить ионы в виде несжимаемых сфер, то они располагаются в кристаллах друг около друга в определенном порядке, позволяющем занять минимально возможный объем с минимальной потенциальной энергией.

Отсутствие у ионной химической связи таких свойств, как насыщаемость и направленность, приводит к образованию ионных кристаллов, представляющих собой, по существу, гигантские молекулы. Каждый ионный кристалл, как гигантская молекула, может и дальше увеличиваться в размерах путем присоединения к поверхности кристалла в процессе кристаллизации новых положительных и отрицательных ионов.

Пространственная конфигурация молекул по модели гибридизации

валентных орбиталей

Достаточно простой, но красивый способ определения геометрии молекул был предложен в 1957 году канадским физико-химиком Р.Д.Гиллепси. Развитый им подход получил название метода отталкивания валентных электронных пар. Он позволяет с хорошей точностью по структуре Льюиса предсказывать геометрическую форму молекулы. Согласно этой теории, во многих простых молекулах химические связи расположены таким образом, что электронные пары, принадлежащие одному атому, максимально удалены друг от друга. Например, в молекуле ВеН2 атом бериллия делит с атомами водорода две пары электронов. Одна пара максимально удалена от другой, когда угол между связями составляет 180о. Это означает, что молекула линейна.

Таким образом, в оптимальной конфигурации ядер два заряда находятся на концах диаметра, три заряда образуют правильный треугольник, четыре – тетраэдр, шесть – октаэдр. Но данная модель в школьном курсе химии практически не применяется. Наиболее широко используется модель гибридизации валентных орбиталей. Идею о гибридизации атомных орбиталей выдвинул американский ученый Лайнус Полинг (1901-1994).

Как уже известно, -связи могут образовываться за счет электронов на атомных орбиталях различной симметрии (s-, p-, d- или f-). По этой причине, согласно квантово-механическим расчетам, -связи должны отличаться по энергии. Опыт опровергает квантово-механические расчеты. Все связи оказываются равноценными (и по энергии, и по длине). Для объяснения этого введено представление о гибридизации валентных орбиталей, которое позволяет предсказывать пространственную конфигурацию молекулы. Разумеется, как физический процесс гибридизация атомных орбиталей не существует. Но этот подход представляет собой удобную модель наглядного описания строения молекул и некоторых их свойств.

Гибридизация — это смешивание и выравнивание по форме и по энергии орбиталей одного и того же атома, участвующих в образовании -связей.

В результате гибридизации первоначальная форма облаков изменяется, и образуется облако, имеющее форму ассиметричной гантели. Иными словами, электронная плотность в ней сконцентрирована по одну сторону в большей степени, чем по другую. Благодаря такому неравномерному распределению электронной плотности вокруг ядра, гибридное облако способно к более глубокому перекрыванию, чем обычное, и дает энергетически более выгодную связь.

Гибридизироваться могут орбитали как участвующие в образовании связей, так и занятые неподеленной парой электронов. Тип гибридизации определяется видом и количеством участвующих в гибридизации орбиталей. различают следующие типы гибридизации: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2 и т.д. На наш взгляд, нет смысла рассматривать гибридизацию атомных орбиталей внешних атомов, т.к. это не отражается на геометрии молекулы. Например, в молекулах РС15; BeBr2; НСN не стоит рассматривать гибридизацию атомных орбиталей соответственно хлора, брома, кислорода, азота.

Чтобы определить тип гибридизации атомных орбиталей надо исходить из того, что не принимают участие в гибридизации пустые орбитали и орбитали, электроны которых образуют -связи. Далее будут рассмотрены примеры на определение типа гибридизации. Тип гибридизации орбиталей центрального атома определяет пространственную конфигурацию молекулы.

sp-гибридизация

Гибридизуется одна s- и одна р-орбиталь, образуются две гибридные орбитали, которые располагаются на одной прямой под углом 180о. Молекула общего вида АХ2 имеет линейную структуру. Примеры соединений: ВеН2, ВеС12, СО2, CS2.

Рассмотрим на примере молекулы гидрида бериллия. Структурная формула соединения НВеН. На внешнем энергетическом уровне бериллия два электрона. Для образования двух химических связей с атомами водорода бериллий переходит в возбужденное состояние:

В молекуле ВеН2 нет кратных связей, а, следовательно, нет и -связей, пустые орбитали Ру и Рz не гибридизуются. Исходя из вышесказанного, в гибридизации принимают участие 2s и 2рх орбитали бериллия, именно они образуют -связи с атомами водорода. Такой тип гибридизации называют sp-гибридизацией.

Количество гибридных орбиталей равно количеству орбиталей, участвующих в гибридизации. Две sp-гибридные орбитали располагаются вокруг ядра атома на максимальном удалении друг от друга. Такое удаление достигается в том случае, когда валентный угол  = 180о. Валентный угол – это угол между межъядерными осями. s-орбитали атомов водорода перекрываются с sp-гибридными орбиталями бериллия. Геометрия молекулы – линейная. Связи в молекуле ВеН2 равноценны по энергии и длине.

Еще один пример: строение молекулы углекислого газа СО2.

6С 1s22s22p2 → C* 1s22s12p3

8O 1s22s22p4

Атом углерода образует по обменному механизму две - и две -связи:

. Из четырех валентных электронов углерод два затратил на образование -связей. Причем в образовании -связей участвуют s- и р-электроны углерода, т.к. s-орбитали не могут образовать -связь. Таким образом, гибридизоваться будут только орбитали, участвующие в образовании -связей: 2s и 2р. Тип гибридизации – sp.


 = 180о, молекула – линейная

sp-гибридизация характерна для атомных орбиталей углерода в молекуле ацетилена:


6С 1s22s2p2 → C* 1s22s12p3

1H 1s1

Каждый атом углерода образует по две -связи и по две -связи по обменному механизму. Следовательно, тип гибридизации – sp-гибридизация. Геометрия молекулы – линейная. Валентный угол  = 180о.

Негибридизованные р-орбитали атомов углерода перекрываются во взаимноперпендикулярных плоскостях, образуя -связи.

sp2-гибридизация

Гибридизуются одна s- и две р-орбитали, образуются три гибридные орбитали, которые располагаются в одной плоскости под углом 120о.



Молекула общего вида АХ3 имеет треугольную, плоскую структуру. Примеры соединений: ВС13, ВН3, SO3, CO32-. sp2-гибридизация характерна также для орбиталей углерода в молекуле этилена.

Строение молекулы ВС13

5В 1s22s22p1 5B* 1s22s12p2

17Cl 1s22s22p63s23p5

У каждого атома хлора по одному неспаренному электрону. Атом бора образует с тремя атомами хлора три -связи по обменному механизму. В образовании связи участвуют одна s- и две р-орбитали, что приводит к образованию трех гибридных орбиталей, расположенных под углом 120о. Тип гибридизации – sp2. Молекула ВС13 имеет форму равностороннего треугольника с атомом бора в центре:

Строение молекулы С2Н4

6С 1s22s22p2 C* 1s22s12p3

1H 1s1

Каждый атом углерода образует три -связи и одну -связь. Т.к. в образовании -связей участвуют одна s-орбиталь и две р-орбитали углерода, тип гибридизации sp2. У каждого атома углерода остается р-орбиталь, которая не гибридизуется. Три sp2-гибридные орбитали располагаются в плоскости под углом  = 120о, определяя геометрию молекулы. Негибридные р-орбитали перекрываются над и под плоскостью молекулы, образуя -связь.

Строение молекулы SO2

sp2-гибридизация имеет место и в том случае, если атом образовал две -связи за счет р-орбиталей, а на s-орбитали есть неподеленная электронная пара.

16S 1s22s22p63s23p43do 16S* 1s22s22p63s23p33d1

8O 1s22s22p4

В молекуле SO2 на образование -связей затрачено две р-орбитали, на s-орбитали есть неподеленная электронная пара. Поэтому s-орбиталь также участвует в гибридизации. Молекула SO2 имеет угловую структуру. Валентный угол близок к 120о.



sp3-гибридизация

Гибридизуются одна s- и три р-орбитали. Четыре sp3-гибридных облака направлены к вершинам тетраэдра и располагаются в пространстве под углом 109о28/

Молекула общего вида АВ4 имеет форму тетраэдра.

Поскольку гибридизоваться могут не только орбитали электронов, участвующих в образовании химических связей, но и орбитали с неподделенными электронными парами, данный тип гибридизации характерен для центральных атомов молекул аммиака и воды.

Строение молекулы метана

6С 1s22s22p2C* 1s22s12p3

1H 1s1

Атом углерода образует четыре одинарные связи с атомами водорода, все эти связи — -связи. Следовательно, орбитали всех валентных электронов углерода гибридизуются. Четыре sp3-гибридные орбитали углерода располагаются вокруг ядра углерода под углом 109о28/, орбитали водорода перекрываются с sp3-гибридными орбиталями углерода. Образуется прочная молекула метана с четырьмя одинаковыми связями:

Строение молекулы NH3

7N 1s22s22p3

1H 1s1

Атом азота образует с атомами водорода три -связи по обменному механизму. В гибридизации участвуют три р-орбитали атома азота и s-орбиталь, занятая неподеленной парой электронов. Тип гибридизации – sp3. Молекула NH3 имеет структуру пирамиды, в вершине которой находится атом азота, а в углах основания – атомы водорода. Валентный угол составляет 107о3/. Таким образом, валентный угол в молекуле NH3 меньше, чем в молекуле СН4 с учетом неодинакового отталкивания между неподеленной парой и связывающими парами электронов:

Строение молекулы Н2О

8О 1s22s22p4

1H 1s1

Атом кислорода образует с атомами водорода две -связи по обменному механизму. В гибридизации участвуют две р-орбитали, идущие на образование связи с атомами водорода, а также одна s- и одна р-орбиталь, занятые неподеленными парами электронов. Тип гибридизации – sp3.

В молекуле воды валентный угол еще больше отклоняется от тетраэдрического (109о28/). Это также следствие асимметрии в отталкивании sp3-гибридных орбиталей, занятых неподеленными парами и связывающими электронами. Структура молекулы воды – угловая.

Рассмотрев строение молекул метана, аммиака и воды, можно сделать вывод, что с увеличением числа неподеленных пар, орбитали которых участвуют в гибридизации, величина валентного угла уменьшается.

sp3d-гибридизация

Гибридизуется одна s-, три р- и одна d-орбитали. Пять гибридных облаков направлены к вершинам тригональной бипирамиды.

Строение молекулы PF5

15P 1s22s22p63s23p33do → P* 1s22s22p63s13p33d1

9F 1s22s22p5

Атом фосфора образует пять -связей с атомами фтора по обменному механизму. Тип гибридизации – sp3d.

Структура – тригональная бипирамида:

sp3d2-гибридизация

Характерна для молекул типа АХ6. Форма такой частицы – октаэдрическая.

Рассмотрим данный тип гибридизации на примере молекулы SCl6.


В молекуле SCl6 шесть -связей, следовательно, сера находится в возбужденном состоянии и тип гибридизации орбиталей – sp3d2. Пять гибридных облаков направлены в вершины октаэдра, валентные углы – 90о:

Структуры со смешанным типом гибридизации

Если в частице не один центральный атом, то типы гибридизации орбиталей атомов могут не совпадать. Примером тому служит молекула аллена (пропадиена):


Первый и третий атомы углерода образуют по три - и одной -связи, а, значит, три их орбитали находятся в sp2-гибридизации. Второй атома углерода образовал две -связи и две -связи с соседними атомами углерода, т.е. орбитали второго атома углерода sp-гибридны:

Гибридизация орбиталей в заряженных частицах

Для понимания механизмов органических реакций, например, моно- и бимолекулярного нуклеофильного замещения, электрофильного присоединения и др. важно дать понятие о гибридизации орбиталей в заряженных частицах – карбкатионах и карбанионах.

Метильный карбкатион:

Пустая орбиталь углерода не гибридизуется, значит тип гибридизации орбиталей углерода – sp2.

Метильный карбанион:


Орбитали с неподеленными электронными парами гибридизуются. Атом углерода в метильном карбанионе образовал три -связи, следовательно, имеет место sp3-гибридизация.

Винильный карбкатион:


Винильный карбанион:

Металлическая связь

Это связь между положительными ионами в кристаллах металлов, осуществляемая за счет общих электронов, свободно перемещающихся по кристаллу.

Валентные электроны атомов металлов достаточно слабо связаны с ядрами атомов и могут легко отрываться от них. В результате в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы и свободные электроны. Поэтому в кристаллической решетке металлов существует большая свобода перемещения электронов: одни из атомов будут терять свои электроны, а образующиеся ионы могут принимать эти электроны из «электронного газа».

Как следствие, любой металл в твердом состоянии представляет собой ряд положительных ионов, локализованных в определенных положениях кристаллической решетки. Связь между этими ионами осуществляется за счет большого количества электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров. Металлическая связь, как и ионная, отличается ненаправленностью, т.к. валентные электроны распределены по кристаллу равномерно. На рисунке представлена схема кристаллической решетки натрия.

— катион Na+

— свободно перемещающийся электрон

Металлическая связь характерна для металлов в твердом и жидком состоянии. Это свойство агрегатов атомов, расположенных в непосредственной близости друг к другу. Однако, в парообразном состоянии атомы металлов, как и других веществ, связаны между собой ковалентной связью. Пары металлов состоят из отдельных молекул (одноатомных и двухатомных).

Представление об «электронном газе» позволяет объяснить специфические свойства металлического состояния, а именно, высокие электрическую проводимость и теплопроводность металлов, их металлический блеск. Электроны «электронного газа» легко перемещаются в металле под действием разности потенциалов. Высокая теплопроводность металлов обусловлена способностью электронов переносить кинетическую энергию. Металлический блеск есть следствие способности электронного газа хорошо отражать световые волны.

Металлы, в целом, характеризуются пластичностью, а многие из них также прочностью и часто высокими температурами плавления и кипения. Эти свойства также определяются особенностями многоцентровой металлической связи.

Пластичность металлов является проявлением легкости изменения многоцентровых связей. Многоцентровой характер этой связи придает металлам способность легко перестраивать свои кристаллические решетки с сохранением большого числа таких связей. При повышении температуры в большинстве металлов происходит перестройка структуры кристаллической решетки.

Высокие или низкие температуры плавления и кипения металлов определяются прочностью металлических связей. Мерой прочности связей в металлах служит энергия атомизации, т.е. энергия, необходимая для превращения 1 моль металла в атомный пар. Понятие энергии связи к металлическим связям не применяется из-за их многоцентровой природы.

Задания для самостоятельной работы:

1. Изобразите структурные формулы следующих веществ, укажите тип каждой химической связи: HClO4, KClO3, HClO2, HCl, Cl2. Оцените валентность и степень окисления хлора. Может ли фтор образовывать подобные соединения? Поясните с точки зрения строения атома.

2. Изобразите структурные формулы следующих веществ, укажите тип каждой химической связи:

а) PH3, H3PO4, Na2HPO4, NaH2PO4, P2O5, Ca3(PO4)2

б) H2SO3, H2SO4, H2S, NaHS, SO2, SO3, S8, Al2(SO4)3

в) HMnO4, H2CrO4, H2Cr2O7, H6TeO6, H5IO6

г) NaH2AsO4, HAsO2, H2SeO4, NaHSeO3, HBrO3, XeO4

д) CO2, H2CO3, HCN, CH3NH2, H2CO2, CO, KHCO3, Ca(HCO3)2, (BeOH)2CO3

е) H2CO, C2H2, C2H4, HNO3, N2O5, C2H4O2

Оцените валентность и степень окисления атомов.

3. Какой тип связи осуществляется в соединениях: MgCl2, Cl2, MgS, Al2O3, O2, HCl, HI, SCl2, H2O, S8, H2O2, C2H6, KHS, Na. Ответ обоснуйте.

4. В каких из перечисленных соединений присутствуют ионные связи:

RbCl, MgCl2, Ca(OH)2, Al(OH)3, BaSO4, Fe(NO3)2, KNO3.

Изобразите их структурные формулы и укажите ионные связи.

5. Приведите формулы трех соединений, имеющих одновременно ионную и ковалентную связи.

6. Почему для элементов фосфора, серы и хлора максимальная валентность в их соединении совпадает с номером группы Периодической системы, а для элементов азота, кислорода и фтора она меньше номера группы?

7. Обоснуйте, какие значения валентности и степени окисления могут проявлять в своих соединениях элементы: фтор, иод, теллур, кислород, мышьяк, азот, алюминий, франций, стронций, марганец, скандий.

8. Объясните механизм образования химической связи в следующих веществах:

H2S, PBr5, CuO, Na2O, AlBr3, BH3, SiH4, SiO2, SBr6, HF, Ca, SO2, AsH3, Al, I2, O2, Li, Na2Se, K3P, NH4F, Na[BF4].

Укажите тип каждой химической связи.

9. В каких из перечисленных ниже соединениях присутствуют связи, образованные по донорно-акцепторному механизму:

CCl4, NH4NO3, Al(OH)3, K[Al(OH)4], AgCl, [Ag(NH3)2]OH?

10. Назовите элемент-донор и элемент-акцептор в каждом из перечисленных ниже соединений:

K[Сr(OH)4], NH4Cl, NH3∙BF3, [Cu(NH3)2]Cl.

11. Определите тип гибридизации атомных орбиталей (где это нужно), валентность и степень окисления атома азота в соединениях:

NH3, N2, NH2OH, HNO2, HNO3.

12. Определите тип гибридизации атомных орбиталей центральных атомов, валентные углы, пространственные формы частиц и изобразите расположение орбиталей в пространстве:

С2Сl2, С2Сl4, CH3NH2, CO2, HCN, PH3, H2S, BF3, BF4, SO2, C2H6, циклопропан, циклопропен, бензол, СH3OH, CCl4, H2C=O, HCOOH, H3O+, CS2, AlCl3, BeF2, ZnCl2, SiH4, SiF4, CH3+, CH2=CH+, CH2=CH∙, CH2=CH, CH≡C+, CH≡C∙, CH≡C, CH2=CH-CH=CH2.

13. Атомные орбитали каких атомов гибридизуются способом:

а) sp, б) sp2, в) sp3, г) sp3d2, д) sp3d?

14. На основании, каких факторов можно сделать выбор между плоскостной и пирамидальной моделью при определении пространственной структуры молекул BF3 и NF3?

Литература:

Глинка Н.Л. Общая химия.-Л.:Химия, 1976.

Князев Д.А., Смарыгин С.Н. Неорганическая химия.-М.:Высшая школа, 1990

Рэмсден Э.Н. Начала современной химии / Пер. с англ.- Л.:Химия, 1989.

Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. 2400 задач.-М.:Издательский дом «Дрофа», 1999.

Гудкова А.С., Ефремова К.М., Магдесиева Н.Н., Мельчакова Н.В. 500 задач по химии.-М.:Просвещение, 1977.

Содержание

Химическая связь. Строение вещества……………………………………………………3

Механизмы образования ковалентной связи…………………………………………..4

I. Обменный механизм……………………………………………………………………………..4

II. Донорно-акцепторный механизм…………………………………………………………6

Важнейшие характеристики химической связи………………………………………8

1. Полярность связи………………………………………………………………………………….8

2. Энергия связи………………………………………………………………………………………10

3. Длина связи………………………………………………………………………………………….10

4. Направленность связи…………………………………………………………………………11

5. Насыщаемость связи…………………………………………………………………………..12

Пространственная конфигурация молекул по модели гибридизации валентных орбиталей………………………………………………………………………………….13

sp-гибридизация………………………………………………………………………………………15

sp2-гибридизация…………………………………………………………………………………….17

sp3-гибридизация…………………………………………………………………………………….20

sp3d-гибридизация…………………………………………………………………………………..23

sp3d2-гибридизация………………………………………………………………………………….24

Структуры со смешанным типом гибридизации……………………………………25

Гибридизация орбиталей в заряженных частицах…………………………………26

Металлическая связь………………………………………………………………………………27

Задания для самостоятельной работы……………………………………………………30

Литература………………………………………………………………………………………………32

HCN Структура Льюиса, молекулярная геометрия, форма и полярность

Цианистый водород — это бесцветная, легковоспламеняющаяся и ядовитая химическая жидкость. Представленный химической формулой, HCN — одна из тех молекул, которые имеют интересную структуру Льюиса. Эта жидкость используется в гальванике, горнодобывающей промышленности и в качестве прекурсора для некоторых соединений.

А для дальнейшего понимания физических свойств цианида водорода необходимо знать его структуру Льюиса и геометрию молекул.Продолжайте читать этот пост, чтобы узнать его форму, полярность и многое другое. Во-первых, давайте посмотрим на его точечную структуру Льюиса и валентные электроны, которые участвуют в образовании связей.

Валентные электроны HCN

Чтобы нарисовать точечную структуру Льюиса любой молекулы, важно знать общее количество валентных электронов в структуре. Чтобы узнать валентные электроны HCN, давайте рассмотрим валентные электроны отдельных атомов в цианиде водорода.

Эта молекула состоит из трех разных атомов: водорода, углерода, и азота.

Водород имеет один валентный электрон, и ему нужен только еще один электрон для завершения своей валентной оболочки, поскольку это исключение из правила октетов.

Итак, у водорода один валентный электрон.

В то время как углерод имеет четыре валентных электрона, а азот — пять валентных электронов.

Общее количество валентных электронов в HCN = количество валентных электронов в водороде + количество валентных электронов в карбобе + количество валентных электронов в азоте

= 1 + 4 + 5

= 10 валентных электронов

Следовательно, цианистый водород HCN имеет десять валентных электронов.

Структура Льюиса HCN

Как только вы получите общее количество валентных электронов, вы можете построить точечную структуру Льюиса HCN. Эта структура помогает понять расположение валентных электронов вокруг атомов в молекуле. Это также помогает понять связи, образующиеся в молекуле, и электроны, не участвующие в образовании каких-либо связей.

Чтобы начать построение структуры Льюиса HCN, мы сначала определим центральный атом. А затем поместите оставшиеся атомы в структуру.

Поскольку углерод является наименее электроотрицательным атомом в этой молекуле, он займет центральное положение. Разместите атомы водорода и азота по обеим сторонам углерода следующим образом:

После того, как вы расположите атомы, начните размещать валентные электроны вокруг отдельных атомов. Как у водорода будет один электрон, так и у углерода будет четыре электрона, а у азота будет пять электронов вокруг своего атома, вот так:

Если вы внимательно посмотрите на структуру, вы поймете, что водород может разделить один электрон с атомом углерода и стать стабильным.Таким образом, и углерод, и водород разделяют два электрона и образуют одинарную связь.

H-C N

Теперь, когда мы закончили валентную оболочку для водорода, давайте сделаем то же самое для атома углерода. У атома осталось только три валентных электрона, поскольку он поделился одним электроном с водородом. Таким образом, углерод поделится своими оставшимися тремя электронами с азотом, чтобы завершить свой октет, что приведет к образованию тройной связи между углеродом и азотом.

Углерод имеет полный октет, образуя одинарную связь с водородом и тройную связь с атомом азота.Точно так же у азота есть полный октет, поскольку для завершения октета, который он получил, поделившись электронами с углеродом, ему потребовалось всего три электрона. Водород имеет два электрона во внешней валентной оболочке. Остальные два электрона — несвязывающие электроны.

HCN Молекулярная геометрия

Молекулярная геометрия любой данной молекулы помогает понять ее трехмерную структуру, расположение атомов в молекуле и ее форму. Цианистый водород имеет форму молекулы AX2 , где A — центральный атом, а X — количество атомов, связанных с центральным атомом.

Поскольку углерод связан с двумя атомами, он следует молекулярной геометрии AX2. И согласно теории VSEPR, молекулы, подпадающие под действие AX2, имеют линейную молекулярную геометрию.

Следовательно, цианистый водород имеет линейную молекулярную геометрию.

Уголки для скрепления HCN

Зная структуру Льюиса и молекулярную геометрию любой молекулы, легко определить ее валентные углы и полярность. Поскольку эта молекула имеет линейную молекулярную геометрию, валентный угол HCN составляет 180 градусов.

HCN Форма

Поскольку и водород, и азот расположены далеко друг от друга под углами связи 180 градусов, они образуют линейную форму.

HCN Полярность

HCN в полярной молекуле, в отличие от линейного CO2 . И вот почему:

Углерод имеет электроотрицательность 2,5, электроотрицательность водорода 2,1 и азот электроотрицательность 3.

Хотя водород наименее электроотрицателен, он никогда не может занять центральное положение.И из-за разницы в электроотрицательности между углеродом и водородом вектор представляет, что заряд будет перенесен от водорода к углероду. Точно так же, поскольку азот более электроотрицателен, чем углерод, вектор будет направлен в сторону азота из углерода.

Несмотря на довольно небольшую разницу в электроотрицательностях углерода и азота, эта связь считается слегка полярной, поскольку азот будет пытаться притягивать электроны к себе. Из-за таких различий водород будет иметь слегка положительные заряды, а азот будет иметь слегка отрицательные заряды, поскольку вектор идет от водорода к азоту.

Таким образом, азот становится отрицательным полюсом, а атом водорода становится положительным полюсом, делая молекулярный полярным. Любая молекула, имеющая разность электроотрицательностей любого дипольного момента, считается полярной.

Следовательно, цианистый водород является полярной молекулой.

Заключительные замечания

Обобщая все в этой статье, можно сказать, что:

  • Углерод образует одну одинарную связь с атомом водорода и тройную связь с атомом азота.
  • HCN имеет всего 10 валентных электронов.
  • Он покрыт молекулярной геометрией AX2 и имеет линейную форму.
  • Валентный угол HCN составляет 180 градусов.
  • Цианистый водород — полярная молекула.

5.3C: \ (HCN \) — Chemistry LibreTexts

HCN, цианистый водород, является летучим и ядовитым соединением с ярко выраженным горьким запахом. Это линейная молекула с тройной связью между атомами C и N и валентным углом 180 градусов.Его можно найти во фруктах с косточками из-за того, что они содержат небольшое количество циангидринов, которые медленно выделяют цианистый водород. Также его можно найти в выхлопных газах автомобилей и горящих пластмассах, содержащих азот.

Введение

Теория валентных связей может быть объяснена перекрытием атомных орбиталей, электроны которых локализованы в области для образования химических связей. Однако, когда вы используете этот подход для объяснения химической структуры молекулы, вы должны знать, что существуют различные атомные орбитали для связывания, которые будут существенно влиять на структуру молекулы.

Определение теории валентной связи

Теория Валентной связи просто объясняет образование связи так же, как структура точки Льюиса, но вместо этого она объясняет связь в терминах ковалентной связи с помощью квантовой механики. Согласно этой теории, связь образуется, когда

1) Орбиталь одного атома занимает орбиталь другого атома, что называется перекрытием.

2) количество электронов на обеих орбитали в сумме составляет не более двух.

Так же, как при образовании молекулы с точечной структурой Льюиса, связи между атомами завершаются, когда два электрона находятся на одной и той же орбитали.

Прочность связи зависит от степени перекрытия, поскольку электроны притягиваются к ядрам обоих атомов, большее количество электронов притягивает больше ядер, что увеличивает прочность связи. Однако две орбитали не могут содержать более двух атомов из-за максимальной емкости, которую они могут удерживать.

Кроме того, поскольку известная атомная геометрия не может иметь эффективного перекрытия, атомные орбитали объединяются друг с другом и переконфигурируются в другую конфигурацию. Этот процесс называется гибридизацией.

Формирование новой гибридной орбитали возможно путем объединения нескольких типов орбиталей (s, p, d и т. Д.).

Опишите молекулярную связь HCN, используя теорию валентной связи

В молекуле HCN атом C включает sp -гибридизованную орбиталь, поскольку он будет соединяться только с двумя другими атомами с образованием HCN. Одна из гибридных орбиталей sp атома углерода перекрывается с 1 s орбиталью атома H, в то время как другая sp-гибридная орбиталь смешивается с одной из трех атомных орбиталей p атома азота, которые не были гибридизированы.Поскольку px-орбиталь C и N будет образовывать сигма-связь, это оставляет с двумя атомными атомами N p -орбитали, которые образуют две взаимно перпендикулярные пи-связи к двум атомным орбиталям p на атоме C. Таким образом, HCN имеет одну одинарную и одну тройную связь. Последний состоит из сигма-связи из перекрытия гибридной орбитали sp атома C с орбиталью атома N p , и две взаимно перпендикулярные пи-связи образованы из параллельных атомных p орбиталей атомов углерода и азота.

Список литературы

  1. Зима, Марк Дж. Химическая связь . Оксфорд: Oxford UP, 2005. Печать.
  2. Роджер Л. Декок и Гарри Б. Грей. Химическая структура и связь . Книги университетских наук. 1989.

Внешние ссылки

1. Шайк, Сэсон С. и Филипп К. Хиберти. Справочник химика по теории валентной связи . Хобокен, Нью-Джерси: Wiley-Interscience, 2008. Печать.

2. «Связь и гибридизация». Department of Chemistry & Biochemistry @ Boise State University .Интернет. 05 ноября 2010 г. .

Проблемы

1. Какой тип связи присутствует в молекулярных орбиталях HCN?

2. Какая теория необходима для объяснения образования гибридизованных орбиталей?

3. Объясните, почему HCN линейна.

Ответы

1. 1 сигма-связь между атомами H и C. Между атомами C и N. присутствует 1 сигма-связь и 2 пи-связь.

2. Теория валентной связи, а также гибридизация . Точечная структура Льюиса может быть использована для получения общего представления о структуре.

3. Из-за 2 пи-связей и 1 сигма-связи, образованных гибридизацией 2p x , 2p y и 2p z между атомами C и N, это перекрытие 2p делает связь более прочной и короткой, следовательно связь между C и N линейна. Кроме того, на основании свойства атомов находиться в положении с наименьшей возможной степенью точности, атом H будет как можно дальше от атома C, что приведет к линейной структуре.

Авторы и авторство

Орбитальная гибридизация — Химический колледж

Если вы считаете, что контент, доступный через Веб-сайт (как определено в наших Условиях обслуживания), нарушает или несколько ваших авторских прав, сообщите нам, отправив письменное уведомление («Уведомление о нарушении»), содержащее в информацию, описанную ниже, назначенному ниже агенту.Если репетиторы университета предпримут действия в ответ на ан Уведомление о нарушении, оно предпримет добросовестную попытку связаться со стороной, которая предоставила такой контент средствами самого последнего адреса электронной почты, если таковой имеется, предоставленного такой стороной Varsity Tutors.

Ваше Уведомление о нарушении прав может быть отправлено стороне, предоставившей доступ к контенту, или третьим лицам, таким как в виде ChillingEffects.org.

Обратите внимание, что вы будете нести ответственность за ущерб (включая расходы и гонорары адвокатам), если вы существенно искажать информацию о том, что продукт или действие нарушает ваши авторские права.Таким образом, если вы не уверены, что контент находится на Веб-сайте или по ссылке с него нарушает ваши авторские права, вам следует сначала обратиться к юристу.

Чтобы отправить уведомление, выполните следующие действия:

Вы должны включить следующее:

Физическая или электронная подпись правообладателя или лица, уполномоченного действовать от их имени; Идентификация авторских прав, которые, как утверждается, были нарушены; Описание характера и точного местонахождения контента, который, по вашему мнению, нарушает ваши авторские права, в \ достаточно подробностей, чтобы позволить репетиторам университетских школ найти и точно идентифицировать этот контент; например нам требуется а ссылка на конкретный вопрос (а не только на название вопроса), который содержит содержание и описание к какой конкретной части вопроса — изображению, ссылке, тексту и т. д. — относится ваша жалоба; Ваше имя, адрес, номер телефона и адрес электронной почты; и Ваше заявление: (а) вы добросовестно считаете, что использование контента, который, по вашему мнению, нарушает ваши авторские права не разрешены законом, владельцем авторских прав или его агентом; (б) что все информация, содержащаяся в вашем Уведомлении о нарушении прав, является точной, и (c) под страхом наказания за лжесвидетельство, что вы либо владелец авторских прав, либо лицо, уполномоченное действовать от их имени.

Отправьте жалобу нашему уполномоченному агенту по адресу:

Чарльз Кон Varsity Tutors LLC
101 S. Hanley Rd, Suite 300
St. Louis, MO 63105

Или заполните форму ниже:

Цианистый водород | Подкаст | Chemistry World

Мира Сентилингам

На этой неделе смертоносное соединение. Вот Акшат Рати.

Акшат Рати

Цианистый водород — очень маленькая линейная молекула.Это просто H-C-N. Атом углерода связан с азотом сильной тройной связью, тогда как водород присоединен гораздо слабее. При отщеплении атома водорода остается отрицательно заряженный и высокореактивный цианид-ион, CN .

Цианид, как известно, образует прочные связи с металлами, и это свойство используется при очистке золота от его руды. Золотая руда перемешивается в чанах, содержащих раствор цианида натрия, с образованием растворимых комплексов цианида золота.Хотя используются очень большие количества этого очень ядовитого материала, нечего опасаться, потому что почти весь он перерабатывается. Тем не менее, этот метод остается спорным из-за риска случайного выброса большого количества высокотоксичных цианидных соединений в окружающую среду.

Цианид — один из самых быстродействующих ядов, поэтому он, как известно, много раз упоминается в триллерах как орудие убийства или в форме таблетки самоубийства, которую дают секретным агентам в случае их поимки.Его токсичность возникает из-за сродства иона цианида к атомам железа. Когда ионы цианида присутствуют в организме человека, они быстро связываются с атомами железа внутри клеток. При этом они подавляют важный фермент — цитохром С-оксидазу, который находится внутри вырабатывающих энергию митохондрий клетки. Фермент необходим для жизни, потому что он катализирует заключительную стадию окисления глюкозы. Когда он заблокирован, источник энергии в организме быстро высыхает, немедленно влияя на центральную нервную систему и сердце.Связывание цианида с атомом железа необратимо в том смысле, что его можно удалить только химическим воздействием. При употреблении цианида в течение нескольких минут жертва теряет сознание, хотя продолжает дышать, и сердце медленно сдает, вызывая смерть.

Цианистый водород действует как яд не только в фильмах. Некоторые разновидности маниоки, которая является основным продуктом питания 500 миллионов человек, содержат достаточно цианида, чтобы убить шесть человек на килограмм урожая. К счастью, методы, используемые для приготовления маниоки, гарантируют, что при правильном приготовлении человек, съевший килограмм маниоки, получит лишь одну пятую смертельной дозы цианида.Белые корни необходимо замочить или отварить в воде, либо подвергнуть ферментации, чтобы удалить цианид. Эта обработка часто проводится в промышленных масштабах для производства безопасных пищевых продуктов, таких как мука из маниоки и тапиока. Несмотря на доступность методов, позволяющих безопасное употребление, отравление цианидом маниокой стало распространенной проблемой в 1980-х годах, особенно в пострадавших от засухи районах Африки, где люди не желали принимать правильные меры для приготовления маниоки перед ее употреблением. Семена фруктов, таких как яблоки, вишня и миндаль, также содержат HCN, но в таких небольших количествах, что не представляют опасности для здоровья.

Но каким бы ужасным ни казалось отравление цианидом, был разработан ряд антидотов, и механизм их действия позволяет иону цианида прикрепляться к другой молекуле вместо связывания с атомом железа в цитохромоксидазе. Одной из таких жертвенных молекул, которые доступны в организме человека, является гемоглобин. Но для того, чтобы атом железа в гемоглобине захватил цианид-ион, необходимо окислить Fe (II) до Fe (III). Этого можно добиться путем введения нитрита натрия или 4-диметиламинофенола.Другие жертвенные молекулы, которые могут быть введены в организм человека, — это гидроксикобаламин, родственник витамина B12, или келоцианор, оба из которых используют кобальт для удаления ионов цианида.

Принимая это во внимание, может показаться удивительным, что химическая промышленность по всему миру ежемесячно производит цианистый водород в количестве, достаточном для того, чтобы убить каждого живого человека на Земле. Но, конечно, большая его часть используется для производства самых разных органических соединений.

Например, адипонитрил, полученный путем добавления HCN через две двойные связи бутадиена, является предшественником полимера нейлона, который используется для различных целей, от изготовления композитных материалов до использования в качестве швов после хирургических вмешательств.Он также используется для синтеза незаменимых аминокислот для коммерческого использования.

Способность легко образовывать множество органических соединений с помощью множества реагентов и в различных условиях заставила исследователей задуматься о роли цианистого водорода в происхождении жизни, что привело к продолжающимся спорам. Сторонники этого аргумента утверждают, что цианистый водород вполне мог образоваться в результате разряда молнии в доисторической атмосфере нашей планеты. Присутствие в то время других химических веществ могло позволить синтез аминокислот, которые составляют основу нашей жизни.

Вне зависимости от того, как идут дебаты, цианистый водород — удивительная молекула — может быть, дающая, иногда берущая, а сегодня во многих отношениях также поддерживающая жизнь.

Мира Сентилингам

Действительно, но я все же думаю, что мог бы проявить немного больше внимания, когда в следующий раз буду использовать маниоку в качестве ингредиента в своих блюдах. Это был Акшат Рати с токсичным, но полезным химическим составом цианистого водорода. Теперь, на следующей неделе, средство, которое предотвратит старение вашей одежды раньше времени.

Джош Хаугего

Однажды я заметил, что на моих джинсах образовалась пара маленьких дырок. Постепенно я стал замечать, что все больше и больше предметов начинают растираться и раскалываться.

Вдруг меня осенило: у меня проблема с молью. Я начал читать все о шелковых мотыльках, пытаясь понять, нет ли какого-нибудь способа избавиться от этих мерзких чешуекрылых. Почти сразу я был очарован историей о Бомбыколе, половом феромоне самки шелковой моли.

Мира Сентилингам

И чтобы узнать, как этот феромон был впервые обнаружен, а также как он используется для защиты от вредителей, присоединяйтесь к Джошу Хоуджего в программе Chemistry in its element на следующей неделе. А пока спасибо за внимание. Я Мира Сентилингам

Формы молекул

В двухатомной молекуле (X 2 или XY) существует только одна связь, и полярность этой связи определяет полярность молекулы: если связь полярна, молекула полярна, и если связь неполярная, молекула неполярна.

В молекулах с более чем одной связью обе формы и полярность связи определяют, является ли молекула полярной . А молекула должна содержать полярные связи , чтобы молекула была полярной, но если полярные связи выровнены точно напротив друг друга, или если они достаточно симметричны, полярности связей сокращаются, делая молекула неполярная. (Полярность — это векторная величина, поэтому как необходимо учитывать величину и направление .)

Например, рассмотрим точечную структуру Льюиса для углекислый газ. Это линейная молекула, содержащая два полярных углерод-кислородные двойные связи. Однако, поскольку полярные связи указывают ровно на 180 друг от друга, полярности связи сокращаются, и молекула неполярна. (В качестве аналогии вы можете подумать, что это как игра в перетягивание каната между двумя командами, которые тянут за веревку одинаково сложно.)

Молекула воды также содержит полярные связи, но поскольку это изогнутая молекула, связи расположены под углом друг к другу около 105.Они отменяют , а не , потому что они не указывают точно по направлению друг к другу, и есть общий диполь, идущий от водородный конец молекулы по направлению к кислородному концу молекулы; вода, следовательно, является полярной молекулой:

Молекулы, в которых все атомы, окружающие центральный атом такие же, как правило, неполярный, если нет неподеленных пар на центральном атоме.Если некоторые из атомов, окружающих центральный атом различны, однако молекула может быть полярной. Например, углерод тетрахлорид, CCl 4 , неполярный, но хлороформ, CHCl 3 , и метилхлорид, CH 3 Cl полярны:

Полярность молекулы сильно влияет на ее физические свойства. Более полярные молекулы имеют более сильную межмолекулярные силы между ними и, как правило, имеют более высокую температуру кипения точки (а также другие различные физические свойства).

В таблице ниже показано, соответствуют ли примеры в предыдущие разделы полярны или неполярны. Для видов, у которых есть общая начисленная сумма, вместо нее используется термин начисленный, поскольку полярные и неполярные не применимы к заряженным видам; заряжен виды, по определению, по существу полярны. Одинокие пары на каком-то внешнем атомы опущены для ясности.

Формула

Льюис Строение

3D-структура

Форма

Полярность

Пояснение

1.

Канал 4

четырехгранный

неполярный

Облигация CH неполярный, так как C и H различаются всего на 0,35 единицы электроотрицательности.

2.

NH 3

тригональный пирамидальный

полярный

С этого момента молекула не плоская, связи NH не указывают непосредственно друг на друга, и их полярности не отменяют вне.Кроме того, есть небольшой диполь в направлении одинокой пары.

3.

H 2 O

гнутый

полярный

С этого момента молекула изогнута, связи ОН не указывают прямо на друг друга, и их полярности не исключают друг друга.

4.

H 3 O +

тригональный пирамидальный

начислено

С этого момента вид заряжен, термины полярный и неполярный не имеющий отношения.

5.

HCN

линейная

полярный

Линейные молекулы обычно неполярны, но в этом случае не все атомы связанные с центральным атомом такие же.Облигация CN полярный, и не компенсируется неполярной связью CH.

6.

CO 2

линейная

неполярный

Полярный C = O облигации ориентированы на 180 ° друг от друга.Полярность этих связей аннулируется, делая молекулу неполярной.

7.

CCl 4

четырехгранный

неполярный

Полярный CCl облигации ориентированы 109.5 друг от друга. Полярность этих связей аннулируется, делая молекулу неполярной.

8.

COCl 2

тригонально планарный

полярный

Тригональный планарный молекулы обычно неполярны, но в этом случае не все атомы, связанные с центральным атомом, такие же.В полярности связи не отменяются полностью, и молекула полярна. (Если бы было три О или три Cl прикрепленный к центральному C, он будет неполярным.)

9.

О 3

гнутый

полярный

Изогнутые молекулы всегда полярны.Хотя кислородно-кислородные связи неполярный, неподеленная пара на центральном O вносит некоторый полярность к молекуле.

10.

CO 3 2-

тригонально планарный

начислено

С этого момента вид заряжен, термины полярный и неполярный не имеющий отношения.

11.

С 2 В 6

четырехгранный

неполярный

Оба атома углерода четырехгранные; так как облигации CH и облигации CC являются неполярная, молекула неполярная.

12.

С 2 В 4

тригонально планарный

неполярный

Оба атома углерода тригонально плоские; так как облигации CH и облигации CC неполярны, молекула неполярна.

13.

Канал 3 Канал 2 ОН

C: четырехгранный

O: изогнутый

полярный

CC и CH связи не влияют на полярность молекулы, но связи CO и OH полярны, так как форма вокруг атом O изогнут, молекула должна быть полярной.

14.

BF 3

тригонально планарный

неполярный

С этого момента молекула плоская, все три полярные связи BF находятся в одна и та же плоскость, ориентированная на 120 ° друг от друга, что делает молекула неполярная.

15.

НЕТ

линейная

полярный

Поскольку есть только одна связь в этой молекуле, и связь полярная, молекула должна быть полярной.

16.

PCl 5

тригональный бипирамидальный

неполярный

Связи PCl в экваториальные положения на этой молекуле ориентированы 120 друг от друга, и их полярности связи уравновешиваются.Связи PCl в осевых положениях отстоят на 180 от друг друга, и их полярности связи также компенсируются.

17.

SF 6

восьмигранный

неполярный

Облигации SF в все эти молекулы удалены друг от друга на 90, и их полярности облигаций сокращаются.

18.

SF 4

качели

полярный

Облигации SF в осевые позиции разнесены на 90, а их полярности связи отменяет.В экваториальных позициях, так как одна позиция поглощается одинокой парой, они не сокращаются, и молекула полярна.

19.

XeF 4

плоский квадрат

неполярный

Облигации XeF все ориентированы на 90 градусов друг от друга, и их связь полярности компенсируются.Одинокие пары находятся на расстоянии 180 от друг друга, и их небольшая полярность также уравновешивается.

20.

H 2 SO 4

S: четырехгранный

O: изогнутый

полярный

Эта молекула полярный из-за изогнутых связей HOS, которые присутствуют в Это.

Структура Льюиса и гибридизация HCN (синильная кислота, цианистый водород) — Lewis Structures

HCN имеет атом водорода с одинарной связью с атомом углерода, и этот атом углерода с тройной связью с атомом азота.

Это все неметаллы, поэтому связи ковалентные и, следовательно, HCN имеет ковалентную (так называемую молекулярную) структуру.

Углерод приносит с собой четыре валентных электрона; ему нужно еще четыре, чтобы завершить свою валентную оболочку.Водород разделяет с ним один электрон, а азот — три. На этом октет углерода завершен.

Углерод также делит один электрон обратно с водородом (внешняя оболочка водорода из двух электронов, также известная как Дублет), а углерод делит три электрона обратно с азотом. На этом октет азота завершен.

Вы можете увидеть, как эта структура нарисована ниже, или вы можете прокрутить страницу вниз, чтобы увидеть законченную структуру.

Что такое гибридизация углерода в HCN?

Углерод связан с азотом тройной связью, поэтому существует две пи-связи (помните: первая связь между любыми двумя атомами является сигма-связью, а вторая / третья связи — пи-связями).Это означает, что после гибридизации необходимо оставить две p-орбитали.

2 пи-связи = 2 оставшихся p-орбитали.

Это означает, что только ОДНА из p-орбиталей углерода доступна для гибридизации, поэтому гибридизация C в HCN является «sp».

Что такое гибридизация N в HCN?

Азот связан с углеродом тройной связью, поэтому здесь также требуются две пи-связи. Это означает, что только одна из p-орбиталей азота доступна для гибридизации, и поэтому гибридизация азота в HCN является «sp».

Какова молекулярная форма (форма VSEPR) HCN?

Поскольку углерод связан с двумя атомами без неподеленных пар на этом центральном атоме углерода, геометрия — AX2, которая является «линейной». Угол скрепления составляет 180 градусов.

На этом изображении показан HCN с составляющими его атомами, обмен электронами от одного атома к другому и окончательная структура Льюиса, показывающая одинарную связь с водородом и тройную связь с азотом.

Страница не найдена | MIT

Перейти к содержанию ↓
  • Образование
  • Исследовательская работа
  • Инновации
  • Прием + помощь
  • Студенческая жизнь
  • Новости
  • Выпускников
  • О Массачусетском технологическом институте
  • Подробнее ↓
    • Прием + помощь
    • Студенческая жизнь
    • Новости
    • Выпускников
    • О Массачусетском технологическом институте
Меню ↓ Поиск Меню Ой, похоже, мы не смогли найти то, что вы искали!
Попробуйте поискать что-нибудь еще! Что вы ищете? Увидеть больше результатов

Предложения или отзывы?

.

alexxlab

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.