Dobbelt og Tredobbelt Kovalente bindinger | Introduktion til Kemi

Learning Objective

Beskrive, hvilke typer af orbital overlapper hinanden, der opstår i enkelt -, dobbelt, og tredobbelt obligationer

hovedpunkter

Double-og triple-kovalente bindinger er stærkere end single kovalente bindinger, og de er kendetegnet ved deling af fire eller seks elektroner mellem atomer, hhv.,
dobbelt – og tredobbeltbindinger består af sigma-bindinger mellem hybridiserede orbitaler og pi-bindinger mellem uhybridiserede p-orbitaler. Dobbelt og tredobbelt obligationer tilbyder ekstra stabilitet til forbindelser, og begrænse enhver rotation omkring bindingsaksen.
Bindingslængder mellem atomer med flere bindinger er kortere end hos dem med enkeltbindinger.

Vilkår

bindingsstyrkedirekte relateret til den mængde energi, der kræves for at bryde bindingen mellem to atomer. Jo mere energi, der kræves, jo stærkere bindingen siges at være.,
bond længdeafstanden mellem kernerne af to bundne atomer. Det kan eksperimentelt bestemmes.
orbital hybridiseringbegrebet blanding atomare orbitaler til dannelse af nye hybrid orbitaler egnet til den kvalitative beskrivelse af atombindingsegenskaber og geometrier.
atomare orbitalerden fysiske region i rummet omkring kernen, hvor en elektron har en sandsynlighed for at være.

dobbelt-og tredobbelt kovalente bindinger

kovalent binding opstår, når elektroner deles mellem atomer., Dobbelt og tredobbelt kovalente bindinger opstår, når fire eller seks elektroner er delt mellem to atomer, og de er angivet i Lewis-strukturer ved at tegne to eller tre linjer, der forbinder et atom til et andet. Det er vigtigt at bemærke, at kun atomer med behovet for at vinde eller tabe mindst to valenselektroner gennem deling kan deltage i flere bindinger.

Bindingskoncepter

dobbelt-og tredobbeltbindinger kan forklares ved orbital hybridisering eller ‘blanding’ af atomorbitaler for at danne nye hybrid orbitaler. Hybridisering beskriver bindingssituationen fra et specifikt atoms synspunkt., En kombination af S og p orbitaler resulterer i dannelsen af hybrid orbitaler. De nydannede hybridorbitaler har alle den samme energi og har et specifikt geometrisk arrangement i rummet, der stemmer overens med den observerede bindingsgeometri i molekyler. Hybrid orbitaler betegnes som SP., hvor S og p angiver de orbitaler, der anvendes til blandingsprocessen, og værdien af superscript. varierer fra 1-3, afhængigt af hvor mange p orbitaler der kræves for at forklare den observerede binding.,

Hybridiseret orbitalsA skematisk af den resulterende orientering i rummet af sp3 hybrid orbitals. Bemærk, at summen af superskripterne (1 For S og 3 for p) giver det samlede antal dannede hybrid orbitaler. I dette tilfælde produceres fire orbitaler, der peger langs retningen af en tetrahedrons hjørner.

Pi-bindinger

Pi, eller \pi, bindinger forekommer, når der er overlapning mellem uhybridiserede p-orbitaler af to tilstødende atomer., Overlapningen forekommer ikke mellem atomernes kerner, og dette er nøgleforskellen mellem Sigma og pi-bindinger. For at bindingen skal danne sig effektivt, der skal være et ordentligt geometrisk forhold mellem de uhybridiserede p-orbitaler: de skal være på det samme plan.

Pi bond formationOverlap mellem tilstødende unhybridized p orbitals producerer en pi bond. Elektrondensiteten svarende til de delte elektroner er ikke koncentreret langs den internukleære akse (dvs.mellem de to atomer), i modsætning til i sigma-bindinger.,

flere bindinger mellem atomer består altid af en sigma-binding, hvor eventuelle yderligere bindinger er af π-typen.

eksempler på Pi-bindinger

det enkleste eksempel på en organisk forbindelse med en dobbeltbinding er ethylen eller ethen, C2H4. Dobbeltbindingen mellem de to carbonatomer består af en sigma-binding og en bond-binding.

Ethylenbindinget eksempel på et simpelt molekyle med en dobbeltbinding mellem carbonatomer., Bindingslængderne og vinklerne (indikativ for molekylær geometri) er angivet.

set fra carbonatomernes perspektiv har hver tre SP2 hybrid orbitaler og en uhybridiseret p orbital. De tre sp2 orbitaler ligger i et enkelt plan i 120 graders vinkler. Når carbonatomerne nærmer sig hinanden, overlapper deres orbitaler og danner en binding. Samtidig nærmer p-orbitalerne hinanden og danner en binding. For at opretholde denne binding skal p-orbitalerne forblive parallelle med hinanden; derfor er rotation ikke mulig.,

en tredobbelt binding involverer deling af seks elektroner, med en sigma-binding og to \pi-bindinger. Den enkleste triple-bonded organiske forbindelse er acetylen, C2H2. Triple Obligationer er stærkere end dobbeltobligationer på grund af tilstedeværelsen af to \pi obligationer snarere end en. Hver carbon har to sp hybrid orbitaler, og en af dem overlapper med sin tilsvarende ene fra den anden carbonatom til dannelse af en sp-sp sigma binding. De resterende fire uhybridiserede p-orbitaler overlapper hinanden og danner to \ pi-bindinger. I lighed med dobbeltbindinger er ingen rotation omkring den tredobbelte bindingsakse mulig.,

observerbare konsekvenser af flere bindinger

kovalente bindinger kan klassificeres med hensyn til den mængde energi, der kræves for at bryde dem. Baseret på den eksperimentelle observation, at der er behov for mere energi for at bryde en binding mellem to O oxygenygenatomer i O2 end to brintatomer i H2, udleder vi, at O .ygenatomerne er mere tæt bundet sammen. Vi siger, at bindingen mellem de to iltatomer er stærkere end bindingen mellem to hydrogenatomer.

eksperimenter har vist, at dobbeltbindinger er stærkere end enkeltbindinger, og tredobbeltbindinger er stærkere end dobbeltbindinger., Derfor ville det tage mere energi at bryde den tredobbelte obligation i N2 sammenlignet med dobbeltbindingen i O2. Faktisk tager det 497 kcal/mol at bryde O2-molekylet, mens det tager 945 kJ / mol at gøre det samme med N2-molekylet.

Bindingslængde

en anden konsekvens af tilstedeværelsen af flere bindinger mellem atomer er forskellen i afstanden mellem kernerne i de bundne atomer. Dobbeltobligationer har kortere afstande end enkeltobligationer, og triple Obligationer er kortere end dobbeltobligationer.

Introduktion til Kemi (Dansk)