Tredobbelt binding

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 22. august 2018; verifikation kræver 1 redigering .

En tredobbelt binding  er en kovalent binding mellem to atomer i et molekyle gennem tre fælles bindingselektronpar .

Beskrivelse

Det første billede af den visuelle struktur af tripelbindingen blev givet i teorien om valensbindinger . En tredobbelt binding inden for rammerne af teorien om valensbindinger dannes ved at overlappe to p -orbitaler af atomer i to vinkelrette planer og en s -orbital af et atom i en tilstand af sp -hybridisering langs aksen, der forbinder atomerne.

Senere (1958) foreslog L. Pauling en anden måde at beskrive en tredobbelt binding på, som omfatter en kombination af tre ækvivalente bøjede simple kovalente bindinger [1] . Bøjningen af ​​en kovalent binding finder sted på grund af den elektrostatiske frastødning af elektronpar.

Den videre udvikling af disse ideer blev afspejlet i Gillespie  -Nyholms værker. Ideen om at tage hensyn til frastødning af elektronpar har modtaget velfortjent anerkendelse og distribution under navnet teorien om frastødning af elektronpar .

Teorien er baseret på modellen for stive kugler. Ifølge denne model er længden af ​​en simpel kovalent binding d lig med summen af ​​radierne af de to atomkerner og diameteren af ​​det delte elektronpar (2 r e ):

d = r A kerne + r B kerne + 2 r e .

For et homonukleært diatomisk molekyle er atomets kovalente radius r cov = 1/2  d , så følgende forhold er sandt:

r kov \ u003d r kerne + r e ,

eller

r e = r kerne  − ​​r kerne .

Ud fra denne relation kan man beregne radierne af elektronpar for de fleste grundstoffer ved at bruge værdierne af kovalente radier og ioniske radier ifølge Pauling, som svarer til størrelserne af atomkerner. [2]

For et carbonatom er den kovalente radius 0,77 Å, radius af atomkernen er 0,15 Å, radius af bindingselektronparret er 0,62 Å, og den kemiske carbon-carbon-bindingslængde er 1,54 Å. [2]

Kommunikationsmangfoldighed	Antal bindende elektronpar	Kemisk bindingslængde, Å	Kemisk bindingsbrudenergi , kJ/mol
Enkelt (C-C)	en	1,54	348
dobbelt (C=C)	to	1,34	614
tredobbelt (C≡C)	tre	1,20	839

Forbindelser med flere kemiske bindinger indgår let i additionsreaktioner og kaldes umættede forbindelser.

Se også

• kemisk binding
• kovalent binding
• Dobbeltbinding (kemi)
• Sigma-binding
• pi-binding
• Hybridisering (kemi)
• Bøjet kemisk bindingsteori

Noter

1. ↑ Pauling L. Kekule og den kemiske binding (bogen "Theoretical Organic Chemistry") / under. udg. R. Kh. Freidlina. - M . : Forlag for udenlandsk litteratur, 1963. - S. 7-16. — 366 s.
2. ↑ 1 2 Gillespie R. Molekylernes geometri. - M . : Mir, 1975. - S. 47-48. - 280 sek.

kemisk binding
Intramolekylær interaktion	kovalent binding enkeltbinding Polar ikke-polær Multipel binding σ binding π binding δ binding φ-binding Dobbeltbinding tredobbelt binding Firedobbelt binding Fem links Gearforbindelse Koordinerende link Donor-acceptor interaktion Semipolær forbindelse Andet Enkelt elektronbinding 3c-2e Aromaticitet Andet Ionisk binding metalforbindelse Perpendikulær paramagnetisk kobling
Intermolekylær interaktion	hydrogenbinding Van der Waals styrker mekanisk forbindelse Interkalation Staking