Kaksoissidos
kovalenttinen neljän elektronin sidos kahden vierekkäisen atomin välillä molekyylissä. D. s. ilmaistaan yleensä kahdella valenssialkuluvulla: >C=CC=N -, >C=O, >C=S, - N=N -, - H=O jne. Tämä tarkoittaa, että yksi elektronipari, jossa on sp 2 tai sp- hybridisoidut orbitaalit muodostavat σ-sidoksen (katso. riisi. 1
), jonka elektronitiheys on keskittynyt atomien välistä akselia pitkin; σ-sidos on samanlainen kuin yksinkertainen sidos. Toinen elektronipari r-orbitals muodostaa π-sidoksen, jonka elektronitiheys on keskittynyt atomien välisen akselin ulkopuolelle. Jos koulutuksessa D. s. ryhmän IV tai V atomit osallistuvat jaksollinen taulukko, silloin nämä atomit ja niihin suoraan liittyvät atomit sijaitsevat samassa tasossa; liitoskulmat ovat 120°. δ -
Epäsymmetristen järjestelmien tapauksessa molekyylirakenteen vääristymät ovat mahdollisia. D. s. lyhyempi kuin yksinkertainen sidos ja jolle on tunnusomaista korkea energiaeste sisäiselle pyörimiselle; siksi substituenttien paikat sidoksilla sitoutuneissa atomeissa eivät ole samanarvoisia, ja tämä aiheuttaa geometrisen isomerian ilmiön (katso isomerismi). Yhdisteet, jotka sisältävät D.:tä, pystyvät additioreaktioihin. Jos D. s. on elektronisesti symmetrinen, silloin reaktiot suoritetaan sekä radikaaleilla (π-sidoksen homolyysillä) että ionisilla mekanismeilla (väliaineen polarisoivasta vaikutuksesta johtuen). Jos DS:ään sitoutuneiden atomien elektronegatiivisuudet ovat erilaisia tai jos niihin on sitoutunut erilaisia substituentteja, π-sidos on erittäin polarisoitunut. Yhdisteet, jotka sisältävät polaarista D.:ta, ovat taipuvaisia lisääntymään ionimekanismilla: elektroneja vetävälle D.:lle. Nukleofiiliset reagenssit kiinnittyvät helposti ja elektroneja luovuttavat reagenssit. -elektrofiilinen. Elektronien siirtymän suunta D. polarisaation aikana. Kaavoissa on tapana ilmaista nuolilla ja siitä aiheutuvat ylimääräiset maksut symboleilla δ
Ja + . Tämä helpottaa additioreaktioiden radikaalien ja ionisten mekanismien ymmärtämistä: Yhdisteissä, joissa on kaksi dynaamista sidosta, joita erottaa yksi yksinkertainen sidos, tapahtuu π-sidosten konjugaatiota ja yhden π-elektronipilven muodostumista, jonka labiilisuus ilmenee koko ketjussa (
riisi. 2 , vasen). Tämän konjugaation seurauksena on kyky suorittaa 1,4-additioreaktioita: G. A. Sokolsky. Riisi. 1. Kaksoissidoskaavio >C = C Iso. - M.: Neuvostoliiton tietosanakirja.
1969-1978
.
Katso, mitä "kaksoissidos" on muissa sanakirjoissa:
Kaksoissidos: Kaksoissidos on kemiallinen sidos kahden atomin välillä, jotka muodostuvat kahdesta elektroniparista; usean yhteyden erikoistapaus. Kaksoissidos (tai kaksoisviesti) psykologinen käsite Gregory Batesonin skitsofreniateoriassa ... Wikipedia
DOUBLE BIND- En.: Kaksoissidos Ericksonin ja Rossin mukaan kaksoissidos on ehdotus melko yksinkertaistetusta ja illusorisesta valinnasta (Erickson & Rossi, 1976, s. 62.): "Haluatko kokea syvän transsin vai mediumin yksi?" Vaihtoehtoa ehdotetaan, mutta tulos on... ... Uusi hypnoosi: sanasto, periaatteet ja menetelmä. Johdatus Ericksonian hypnoterapiaan
kaksoissidos- dvigubasis ryšio statusas T ala chemija apibrėžtis Du kovalentiniai ryšiai tarp dviejų atomų. atitikmenys: engl. kaksoissidos; etyleenisidos rus. kaksoissidos; ethylene bond ryšiai: sinonimas – dvilypis yhteys sinonimas – etyleninis yhteys … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
kaksoissidos- dvilypis yhteyden statusas T ala fizika atitikmenys: engl. kaksoissidos vok. Doppelbindung, f rus. kaksoissidos, f pranc. yhteyshenkilö, f … Fizikos terminų žodynas
Chem. sidos molekyylin viereisten atomien välillä kahden elektroniparin suorittamana. Ominainen ch. arr. luomua varten yhteyksiä. Graafisesti esitetty kahdella valenssivedolla, esimerkiksi Connections with D. s. (katso esimerkiksi eteeni, buteenit, ... ... Suuri tietosanakirja polytekninen sanakirja
Katso useita linkkejä... Kemiallinen tietosanakirja
Katso useita linkkejä... Luonnontieteet. Ensyklopedinen sanakirja
Kaksoissidos- Skitsofreniapotilaiden perheissä havaitut kommunikaatiohäiriöt. Potilaiden ja vanhempien välinen viestintä saa monitahoisen luonteen, ja se etenee kahdella tasolla, jotka eivät sovi yhteen affektiivisesti. Esimerkiksi skitsofreniapotilas, joka iloitsee... ... Sanakirja psykiatriset termit
Kaksoissidos- rikkomus lapsen ja vanhemman välisessä viestinnässä, kun lapsi saa ristiriitaisia viestejä vanhemmilta. Esimerkiksi äiti, joka ei hyväksy helliä tunteitaan lastaan, työntää lapsen pois kylmyydellään ja ilmaisee sitten näyttävää rakkautta... Ensyklopedinen psykologian ja pedagogiikan sanakirja
Tällä termillä on muita merkityksiä, katso kaksoissidos. Kuva 1. Sigma-yhteys ... Wikipedia
Kirjat
- Double Castling, kirjoittanut Noah Charney. Taidemaailmassa tapahtui kolme sensaatiomaista rikosta, jotka järkyttivät Eurooppaa samanaikaisesti... Caravaggion mestariteos katosi roomalaisesta kirkosta. Malevitšin legendaarinen maalaus varastettiin Pariisissa. IN…
Kahden yhteydessä Kaksoissidos yhdellä yksinkertaisella sidoksella erotettuna tapahtuu p-sidosten konjugoituminen ja yhden p-elektronipilven muodostuminen, jonka labiilisuus ilmenee koko ketjussa ( Yhdisteissä, joissa on kaksi dynaamista sidosta, joita erottaa yksi yksinkertainen sidos, tapahtuu π-sidosten konjugaatiota ja yhden π-elektronipilven muodostumista, jonka labiilisuus ilmenee koko ketjussa ( , vasen). Tämän konjugaation seurauksena on kyky suorittaa 1,4-additioreaktioita:
Jos kolme Kaksoissidos konjugoituvat kuusijäseniseen renkaaseen, niin p-elektronien sekstetti tulee yhteiseksi koko syklille ja muodostuu suhteellisen stabiili aromaattinen järjestelmä (ks. riisi. 2, oikein). Sekä elektrofiilisten että nukleofiilisten reagenssien lisääminen tällaisiin yhdisteisiin estyy energisesti. (Katso myös
Jossa toinen atomeista luopui elektronista ja muuttui kationiksi, ja toinen atomi hyväksyi elektronin ja muuttui anioniksi.
Tunnusomaiset ominaisuudet kovalenttinen sidos - suuntaavuus, kylläisyys, polariteetti, polarisoituvuus - määrittää kemialliset ja fysikaaliset ominaisuudet yhteyksiä.
Liitoksen suunnan määrää aineen molekyylirakenne ja sen molekyylin geometrinen muoto. Kahden sidoksen välisiä kulmia kutsutaan sidoskulmiksi.
Kyllästyvyys tarkoittaa atomien kykyä muodostaa rajoitettu määrä kovalenttisia sidoksia. Atomin muodostamien sidosten lukumäärää rajoittaa sen ulkoisten sidosten lukumäärä atomikiertoradat.
Sidosen polariteetti johtuu elektronitiheyden epätasaisesta jakautumisesta, joka johtuu atomien elektronegatiivisuuden eroista. Tämän perusteella kovalenttiset sidokset jaetaan ei-polaarisiin ja polaarisiin (ei-polaarisiin - kaksiatominen molekyyli koostuu identtisistä atomeista (H 2, Cl 2, N 2) ja kunkin atomin elektronipilvet jakautuvat symmetrisesti suhteessa näihin atomeihin polaarinen - kaksiatominen molekyyli koostuu erilaisista atomeista kemiallisia alkuaineita, ja yleinen elektronipilvi siirtyy kohti yhtä atomeista muodostaen siten epäsymmetrian sähkövarauksen jakautumiseen molekyylissä, jolloin syntyy molekyylin dipolimomentti).
Sidosen polarisoituvuus ilmaistaan sidoselektronien siirtymisessä ulkoisen sähkökentän, mukaan lukien toisen reagoivan hiukkasen, vaikutuksesta. Polarisoituvuus määräytyy elektronien liikkuvuuden perusteella. Kovalenttisten sidosten polariteetti ja polarisoituvuus määräävät molekyylien reaktiivisuuden polaarisia reagensseja kohtaan.
Voittaja kuitenkin kahdesti Nobel-palkinto L. Pauling huomautti, että "joissakin molekyyleissä on kovalenttisia sidoksia, jotka johtuvat yhdestä tai kolmesta elektronista yhteisen parin sijaan." Yksielektroninen kemiallinen sidos toteutuu molekyylivetyionissa H 2 +.
Molekyylivetyioni H2+ sisältää kaksi protonia ja yhden elektronin. Molekyylijärjestelmän yksi elektroni kompensoi kahden protonin sähköstaattista hylkimistä ja pitää ne 1,06 Å:n etäisyydellä (H 2 + kemiallisen sidoksen pituus). Molekyylijärjestelmän elektronipilven elektronitiheyskeskus on yhtä kaukana molemmista protoneista Bohrin säteellä α 0 = 0,53 A ja se on molekyylivetyionin H 2 + symmetriakeskus.
Tietosanakirja YouTube
-
1 / 5
Kovalenttinen sidos muodostuu kahden atomin välisestä elektroniparista, ja näiden elektronien on sijaittava kahdella vakaalla kiertoradalla, yksi kustakin atomista.
A + + B → A: B
Sosialisaation seurauksena elektronit muodostavat täytetyn energiatason. Sidos muodostuu, jos niiden kokonaisenergia tällä tasolla on pienempi kuin alkutilassa (ja energiaero ei ole muuta kuin sidosenergia).
Molekyyliorbitaalien teorian mukaan kahden atomiorbitaalin päällekkäisyys johtaa yksinkertaisimmassa tapauksessa kahden molekyyliorbitaalin (MO) muodostumiseen: yhdistää MO Epäsymmetristen järjestelmien tapauksessa molekyylirakenteen vääristymät ovat mahdollisia. D. s. lyhyempi kuin yksinkertainen sidos ja jolle on tunnusomaista korkea energiaeste sisäiselle pyörimiselle; siksi substituenttien paikat sidoksilla sitoutuneissa atomeissa eivät ole samanarvoisia, ja tämä aiheuttaa geometrisen isomerian ilmiön (katso isomerismi). Yhdisteet, jotka sisältävät D.:tä, pystyvät additioreaktioihin. Jos D. s. on elektronisesti symmetrinen, silloin reaktiot suoritetaan sekä radikaaleilla (π-sidoksen homolyysillä) että ionisilla mekanismeilla (väliaineen polarisoivasta vaikutuksesta johtuen). Jos DS:ään sitoutuneiden atomien elektronegatiivisuudet ovat erilaisia tai jos niihin on sitoutunut erilaisia substituentteja, π-sidos on erittäin polarisoitunut. Yhdisteet, jotka sisältävät polaarista D.:ta, ovat taipuvaisia lisääntymään ionimekanismilla: elektroneja vetävälle D.:lle. Nukleofiiliset reagenssit kiinnittyvät helposti ja elektroneja luovuttavat reagenssit. -elektrofiilinen. Elektronien siirtymän suunta D. polarisaation aikana. Kaavoissa on tapana ilmaista nuolilla ja siitä aiheutuvat ylimääräiset maksut symboleilla sitoutumista estävä (löystyvä) MO. Jaetut elektronit sijaitsevat alemman energian sidosyksikössä MO.
Sidosten muodostuminen atomien rekombinaation aikana
Kuitenkin atomien välisen vuorovaikutuksen mekanismi pysyi tuntemattomana pitkään. Vasta vuonna 1930 F. London esitteli dispersion vetovoiman - hetkellisten ja indusoitujen (indusoitujen) dipolien välisen vuorovaikutuksen. Tällä hetkellä atomien ja molekyylien vaihtelevien sähködipolien välisen vuorovaikutuksen aiheuttamia houkuttelevia voimia kutsutaan "Lontoo-voimiksi".
Tällaisen vuorovaikutuksen energia on suoraan verrannollinen elektronisen polarisoituvuuden α neliöön ja kääntäen verrannollinen kahden atomin tai molekyylin väliseen etäisyyteen kuudenteen potenssiin asti.
Sidosmuodostus luovuttaja-akseptorimekanismilla
Edellisessä osiossa kuvatun homogeenisen kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismin lisäksi on olemassa heterogeeninen mekanismi - vastakkaisesti varautuneiden ionien - H + -protonin ja negatiivisen vetyionin H - vuorovaikutus, jota kutsutaan hydridi-ioniksi:
H + + H - → H 2
Ionien lähestyessä hydridi-ionin kahden elektronin pilvi (elektronipari) vetää puoleensa protonia ja tulee lopulta yhteiseksi molemmille vetyytimille, eli se muuttuu sidoselektronipariksi. Hiukkasta, joka toimittaa elektroniparin, kutsutaan luovuttajaksi, ja hiukkasta, joka vastaanottaa tämän elektroniparin, kutsutaan vastaanottajaksi. Tätä kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismia kutsutaan luovuttaja-akseptoriksi.
H+ + H20 → H30+
Protoni hyökkää vesimolekyylin yksinäistä elektroniparia vastaan ja muodostaa stabiilin kationin, joka esiintyy happojen vesiliuoksissa.
Samoin protoni lisätään ammoniakkimolekyyliin monimutkaisen ammoniumkationin muodostamiseksi:
NH3 + H+ → NH4+
Tällä tavalla (kovalenttisen sidoksen muodostumisen luovuttaja-akseptorimekanismin mukaan) saadaan iso luokka oniumyhdisteet, joihin kuuluvat ammonium, oksonium, fosfonium, sulfonium ja muut yhdisteet.
Vetymolekyyli voi toimia elektroniparin luovuttajana, joka joutuessaan kosketuksiin protonin kanssa johtaa molekyylivetyionin H 3 + muodostumiseen:
H2 + H+ → H3+
Molekyylivetyionin H 3 + sitoutuva elektronipari kuuluu samanaikaisesti kolmeen protoniin.
Kovalenttisten sidosten tyypit
Kovalenttisia kemiallisia sidoksia on kolmea tyyppiä, jotka eroavat muodostumismekanismista:
1. Yksinkertainen kovalenttinen sidos. Sen muodostumista varten jokainen atomi tarjoaa yhden parittoman elektronin. Kun muodostuu yksinkertainen kovalenttinen sidos, atomien muodolliset varaukset pysyvät muuttumattomina.
- Jos yksinkertaisen kovalenttisen sidoksen muodostavat atomit ovat samat, niin molekyylin atomien todelliset varaukset ovat myös samat, koska sidoksen muodostavat atomit omistavat tasaisesti yhteisen elektroniparin. Tätä yhteyttä kutsutaan ei-polaarinen kovalenttinen sidos. Yksinkertaisilla aineilla on tällainen yhteys, esimerkiksi: 2, 2, 2. Mutta eivät vain samantyyppiset epämetallit voivat muodostaa kovalentteja ei-polaarinen sidos. Kovalenttisia ei-polaarisia sidoksia voidaan muodostaa myös ei-metallisista elementeistä, joiden elektronegatiivisuus on sama arvo Esimerkiksi PH 3 -molekyylissä sidos on kovalenttinen ei-polaarinen, koska vedyn EO on yhtä suuri kuin fosforin EO.
- Jos atomit ovat erilaisia, niin jaetun elektroniparin hallussapitoasteen määrää atomien elektronegatiivisuuden ero. Atomi, jolla on suurempi elektronegatiivisuus, vetää puoleensa sitovia elektroneja voimakkaammin itseään kohti, ja sen todellinen varaus muuttuu negatiiviseksi. Atomi, jolla on pienempi elektronegatiivisuus, saa vastaavasti samansuuruisen positiivisen varauksen. Jos yhdiste muodostuu kahden eri epämetallin välille, niin tällaista yhdistettä kutsutaan kovalenttinen polaarinen sidos.
Etyleenimolekyylissä C 2 H 4 on kaksoissidos CH 2 = CH 2, sen elektroninen kaava: H:C::C:H. Kaikkien eteeniatomien ytimet sijaitsevat samassa tasossa. Jokaisen hiiliatomin kolme elektronipilveä muodostavat kolme kovalenttista sidosta muiden atomien kanssa samassa tasossa (niiden väliset kulmat ovat noin 120°). Hiiliatomin neljännen valenssielektronin pilvi sijaitsee molekyylin tason ylä- ja alapuolella. Sellaiset molempien hiiliatomien elektronipilvet, jotka ovat osittain päällekkäin molekyylin tason ylä- ja alapuolella, muodostavat toisen sidoksen hiiliatomien välille. Ensimmäistä, vahvempaa kovalenttista sidosta hiiliatomien välillä kutsutaan σ-sidokseksi; toista, heikompaa kovalenttista sidosta kutsutaan π (\displaystyle \pi )- viestintä.
Lineaarisessa asetyleenimolekyylissä
N-S≡S-N (N: S::: S: N)
hiili- ja vetyatomien välillä on σ-sidoksia, kahden hiiliatomin välillä yksi σ-sidos ja kaksi π (\displaystyle \pi )- sidokset samojen hiiliatomien välillä. Kaksi π (\displaystyle \pi )-sidokset sijaitsevat σ-sidoksen vaikutusalueen yläpuolella kahdessa keskenään kohtisuorassa tasossa.
Syklisen bentseenimolekyylin C6H6 kaikki kuusi hiiliatomia ovat samassa tasossa. Renkaan tasossa olevien hiiliatomien välillä on σ-sidoksia; Jokaisella hiiliatomilla on samat sidokset vetyatomien kanssa. Näiden sidosten muodostamiseksi hiiliatomit kuluttavat kolme elektronia. Hiiliatomien neljännen valenssielektronin pilvet, jotka on muotoiltu kahdeksaksi, sijaitsevat kohtisuorassa bentseenimolekyylin tasoon nähden. Jokainen tällainen pilvi limittyy samalla tavalla viereisten hiiliatomien elektronipilvien kanssa. Bentseenimolekyylissä, ei kolmea erillistä π (\displaystyle \pi )-yhteydet, mutta yksittäinen π (\displaystyle \pi) dielektriset tai puolijohteet. Tyypillisiä esimerkkejä atomikiteistä (atomit, jotka ovat yhteydessä toisiinsa kovalenttisilla (atomi)sidoksilla) ovat
Kaksoissidos kovalenttinen neljän elektronin sidos kahden vierekkäisen atomin välillä molekyylissä. D. s. yleensä osoitetaan kahdella valenssialkuluvulla: >C=C<, >C=N -, >C=O, >C=S, - N=N -, - H=O jne. Tämä tarkoittaa, että yksi elektronipari, jolla on sp 2 tai sp- hybridisoituneet orbitaalit muodostavat s-sidoksen (katso. riisi. 1 ), jonka elektronitiheys on keskittynyt atomien välistä akselia pitkin; S-liitäntä on samanlainen kuin yksinkertainen liitäntä. Toinen elektronipari r-orbitals muodostaa p-sidoksen, jonka elektronitiheys on keskittynyt atomien välisen akselin ulkopuolelle. Jos koulutuksessa D. s. jaksollisen järjestelmän ryhmän IV tai V atomit osallistuvat, silloin nämä atomit ja niihin suoraan liittyvät atomit sijaitsevat samassa tasossa; liitoskulmat ovat 120°. Epäsymmetristen järjestelmien tapauksessa molekyylirakenteen vääristymät ovat mahdollisia. D. s. lyhyempi kuin yksinkertainen sidos ja sille on tunnusomaista korkea energiaeste sisäiselle pyörimiselle; siksi substituenttien paikat D:n sitoutuneissa atomeissa eivät ole samanarvoisia, ja tämä aiheuttaa geometrisen ilmiön isomerismi. Yhdisteet, jotka sisältävät D.:tä, pystyvät additioreaktioihin. Jos D. s. on elektronisesti symmetrinen, niin reaktiot suoritetaan sekä radikaaleilla (p-sidoksen homolyysillä) että ionisilla mekanismeilla (väliaineen polarisoivasta vaikutuksesta johtuen). Jos sidokseen sitoutuneiden atomien elektronegatiivisuudet ovat erilaisia tai jos niihin on sitoutunut erilaisia substituentteja, niin p-sidos on erittäin polarisoitunut. Yhdisteet, jotka sisältävät polaarista D.:ta, ovat taipuvaisia lisääntymään ionimekanismilla: elektroneja vetävälle D.:lle. Nukleofiiliset reagenssit kiinnittyvät helposti ja elektroneja luovuttavat reagenssit. -elektrofiilinen. Elektronien siirtymän suunta D. polarisaation aikana. Kaavoissa on tapana ilmaista nuolilla ja siitä aiheutuvat ylimääräiset maksut symboleilla d- Epäsymmetristen järjestelmien tapauksessa molekyylirakenteen vääristymät ovat mahdollisia. D. s. lyhyempi kuin yksinkertainen sidos ja jolle on tunnusomaista korkea energiaeste sisäiselle pyörimiselle; siksi substituenttien paikat sidoksilla sitoutuneissa atomeissa eivät ole samanarvoisia, ja tämä aiheuttaa geometrisen isomerian ilmiön (katso isomerismi). Yhdisteet, jotka sisältävät D.:tä, pystyvät additioreaktioihin. Jos D. s. on elektronisesti symmetrinen, silloin reaktiot suoritetaan sekä radikaaleilla (π-sidoksen homolyysillä) että ionisilla mekanismeilla (väliaineen polarisoivasta vaikutuksesta johtuen). Jos DS:ään sitoutuneiden atomien elektronegatiivisuudet ovat erilaisia tai jos niihin on sitoutunut erilaisia substituentteja, π-sidos on erittäin polarisoitunut. Yhdisteet, jotka sisältävät polaarista D.:ta, ovat taipuvaisia lisääntymään ionimekanismilla: elektroneja vetävälle D.:lle. Nukleofiiliset reagenssit kiinnittyvät helposti ja elektroneja luovuttavat reagenssit. -elektrofiilinen. Elektronien siirtymän suunta D. polarisaation aikana. Kaavoissa on tapana ilmaista nuolilla ja siitä aiheutuvat ylimääräiset maksut symboleilla d Ja
Yhdisteissä, joissa on kaksi dynaamista sidosta, joita erottaa yksi yksinkertainen sidos, p-sidokset konjugoituvat ja muodostuu yksi p-elektronipilvi, jonka labiilisuus ilmenee koko ketjussa ( Yhdisteissä, joissa on kaksi dynaamista sidosta, joita erottaa yksi yksinkertainen sidos, tapahtuu π-sidosten konjugaatiota ja yhden π-elektronipilven muodostumista, jonka labiilisuus ilmenee koko ketjussa ( riisi. 2
Jos kolme D. s. konjugoituvat kuusijäseniseen renkaaseen, niin p-elektronien sekstetti tulee yhteiseksi koko syklille ja muodostuu suhteellisen stabiili aromaattinen järjestelmä (ks. riisi. 2, oikein). Sekä elektrofiilisten että nukleofiilisten reagenssien lisääminen tällaisiin yhdisteisiin estyy energisesti. (Katso myös Kemiallinen sidos . )