Концепція електронної орбіталі. Глава ii. будова атомів та періодичний закон. Неможливість зображення орбіт

Фізичні та хімічні властивості атомів, а отже, і речовини загалом багато в чому визначаються особливостями електронної хмари навколо атомного ядра. Позитивно заряджене ядро ​​притягує негативно заряджені електрони. Електрони обертаються навколо ядра так швидко, що точно визначити їхнє місцезнаходження неможливо. Електрони, що рухаються навколо ядра, можна порівняти з хмарою або туманом, в одних місцях більш менш щільним, в інших зовсім розрідженим. Форму електронної хмари, а також ймовірність знаходження електрона в будь-якій його точці можна визначити, розв'язавши відповідні рівнянняквантової механіки. Області найвірогіднішого знаходження електронів називають орбіталями. Кожна орбіталь характеризується певною енергією, і у ній може бути трохи більше двох електронів. Зазвичай спочатку заповнюються найближчі до ядра найнижчі енергетичні орбіталі, потім орбіталі з вищою енергією і т.д.

Сукупність електронних орбіталей з близькою енергією утворює шар (тобто оболонку або енергетичний рівень). Енергетичні рівні нумерують, починаючи від ядра атома: 1, 2, 3,... . Чим далі від ядра, тим більше шари і тим більше орбіталей і електронів вони можуть вмістити. Так, наn-му рівні n 2 орбіталей, і на них можуть розташовуватися до 2n 2 електронів. У відомих елементів електрони знаходяться лише на перших семи рівнях, і лише перші чотири з них бувають заповненими.

Існує чотири типи орбіталей, їх позначаютьs , p , dі f . На кожному рівні (шарі) є однаs -орбіталь, що містить найміцніше пов'язані з ядром електрони. За нею йдуть триp-орбіталі, п'ять d -орбіталей і, нарешті, сімf-орбіталей.

Оболонка n	Число орбіталей n 2	Тип орбіталей	Число електронів 2n 2
		s, p
		s, p, d
		s, p, d, f

s - Орбіталі мають форму сфери,p – форму гантелі або двох сфер, що стикаються, уd-орбіталей 4 «пелюстка», а у f -орбіталей 8. У розрізі ці орбіталі виглядають приблизно так, як показано на малюнку.

Три р-орбіталі орієнтовані у просторі вздовж осей прямокутної системи координат і позначаються відповідноp x, p yі p z; d- І f -орбіталі теж розташовуються під певними кутами один до одного; сферичніs -орбіталі просторової орієнтації немає.

Кожен наступний елемент у періоді має атомний номер, що на одиницю перевищує номер попереднього елемента, і містить на один електрон більше. Цей додатковий електрон займає таку орбіталь у порядку зростання. Потрібно мати на увазі, що електронні шари дифузні та енергія в деяких орбіталей зовнішніх шарів нижче, ніж у внутрішніх. Тому, наприклад, спочатку заповнюєтьсяs -орбіталь четвертого рівня (4s -орбіталь), і тільки після неї завершується заповнення 3d -орбіталі. Порядок заповнення орбіталей зазвичай наступний: 1s , 2 s , 2 p , 3 s , 3 p , 4 s , 3 d , 4 p , 5 s , 4 d , 5 p , 6 s , 4 f , 5 d , 6 p , 7 s . У записі, яку використовують для представлення електронної конфігурації елемента, верхній індекс при букві, що позначає орбіталь, вказує кількість електронів на цій орбіталі. Наприклад, запис 1 s 2 2 s 2 2 p 5 означає, що на 1s -орбіталі атома знаходиться два електрони, на 2s -орбіталях два, на 2р п'ять електронів. Нейтральні атоми, що мають на зовнішній електронній оболонці 8 електронів (тобто заповненіs- І р -орбіталі), настільки стабільні, що практично не вступають у жодні хімічні реакції. Такими є атоми інертних газів. Електронна конфігурація гелію 1 s 2 , неона | 2 s 2 2 p 6 , аргону 3 s 2 3 p 6 , криптону 4 s 2 3 d 10 4 p 6 , ксенону 5 s 2 4 d 10 5 p 6 і, нарешті, радону | 6 s 2 4 f 14 5 d 10 6 p 6 .

Атомна орбіталь- одноелектронна хвильова функція, отримана рішенням рівняння Шредінгера для даного атома; задається: головним n, орбітальним l і магнітним m - квантовими числами. Єдиний електрон атома водню утворює навколо ядра сферичну орбіталь - кулясту електронну хмару, на кшталт нещільно намотаного клубка пухнастої вовни або ватяної кульки.

Сферичну атомну орбіталь вчені домовилися називати s-орбіталлю. Вона найстійкіша і знаходиться досить близько до ядра. Чим більша енергія електрона в атомі, тим швидше він обертається, тим сильніше витягується область його перебування і нарешті перетворюється на гантелеподібну. p-орбіталь:

Гібридизація орбіталей- гіпотетичний процес змішування різних (s, p, d, f) орбіталей центрального атома багатоатомної молекули із виникненням однакових орбіталей, еквівалентних за своїми характеристиками.

5.Тетраедричні моделі атома вуглецю. Теорія будови Бутлерова

Теорія хімічної будови органічних речовин була сформульована А. М. Бутлеровим у 1861 році.

Основні положення теорії будовизводяться до наступного:

1) у молекулах атоми з'єднані один з одним у певній послідовності відповідно до їх валентності. Порядок зв'язку атомів називається хімічною будовою;

2) властивості речовини залежать не тільки від того, які атоми і в якій кількості входять до складу його молекули, а й від того, в якому порядку вони з'єднані між собою, тобто від хімічної будови молекули;

3) атоми чи групи атомів, які утворили молекулу, взаємно впливають друг на друга.

Основні уявлення про хімічній будові, Закладені Бутлеровим, були доповнені Вант-Гоффом І Ле-Белем (1874), які розвинули ідею про просторове розташування атомів у молекулі органіч. в-ва і поставили питання про просторову конфігурацію та конформацію молекул. Робота Вант-Гоффа започаткувала напрямок орг. Хімії – стереохімії – навчанню про просторову будову. Вант-Гофф запропонував тетраедричну модель атома вуглецю – чотири валентності атома до вуглецю в метані спрямовані до чотирьох кутів тетраедра, в центрі якого знаходиться вуглецевий атом, а на вершинах – атоми водню.

Ненасичені карбонові кислоти

Хімічні властивості.
Хімічні властивості ненасичених карбонових кислотобумовлені як властивостями карбоксильної групи, і властивостями подвійного зв'язку. Специфічними властивостями мають кислоти з близько розташованою від карбоксильної групи подвійним зв'язком - альфа, бета-ненасичені кислоти. У цих кислот приєднання галогеноводородів та гідратація йдуть проти правила Марковнікова:

СН 2 = СН-СООН + НВr -> СН 2 Вr-СН 2 -СООН

При обережному окисленні утворюються діоксикислоти:

СН 2 =СН-СООН + [О] + Н 2 0 -> АЛЕ-СН 2 -СН(ОН)-СООН

При енергійному окисленні відбувається розрив подвійного зв'язку і утворюється суміш різних продуктів, якими можна встановити положення подвійного зв'язку. Олеїнова кислота З 17 Н 33 СООН - одна з найважливіших вищих ненасичених кислот. Це - безбарвна рідина, твердне на холоді. Її структурна формула: СН 3 -(СН 2) 7 -СН=СН-(СН 2) 7 -СООН.

Похідні карбонових кислот

Похідні карбонових кислот- це сполуки, у яких гідроксильна група карбонової кислоти заміщена іншою функціональною групою.

Прості ефіри - органічні речовини, що мають формулу R-O-R", де R та R" - вуглеводневі радикали. Проте слід враховувати, що така група може входити до складу інших функціональних груп сполук, які не є простими ефірами.

Складні ефіри(або естери) - похідні оксокислот (як карбонових, так і неорганічних) із загальною формулою R k E(=O) l (OH) m , де l ≠ 0, що формально є продуктами заміщення атомів водню гідроксилів -OH кислотної функції на вуглеводневий залишок (аліфатичний, алкенільний, ароматичний або гетероароматичний); розглядаються також як ацилпохідні спиртів. У номенклатурі IUPAC до складних ефірів відносять також ацилпохідні халькогенідних аналогів спиртів (тіолів, селенолів та телуролів).

Відрізняються від простих ефірів (етерів), у яких два вуглеводневі радикали з'єднані атомом кисню (R 1 -O-R 2)

Амі́ди- похідні оксокислот (як карбонових, так і мінеральних) R k E(=O) l (OH) m , (l ≠ 0), що формально є продуктами заміщення гідроксильних груп -OH кислотної функції на аміногрупу (незаміщену та заміщену); розглядаються також як ацилпохідні амінів. Сполуки з одним, двома або трьома ацильными замісниками у атома азоту називаються первинними, вторинними і третинними амідами, вторинні аміди називаються також імідами.

Аміди карбонових кислот - карбоксаміди RCO-NR 1 R 2 (де R 1 і R 2 - водень, ацил або алкільний, арильний або інший вуглеводневий радикал) зазвичай іменуються амідами, у разі інших кислот відповідно до рекомендацій IUPAC при іменуванні аміду як префікс вказується назва кислотного залишку, наприклад, аміди сульфокислот RS(=O 2 NH 2 іменуються сульфамідами.

Хлорангідрид карбонової кислоти(ацилхлорид) - похідне карбонової кислоти, в якій гідроксильна група -OH у карбоксильній групі -COOH замінена на атом хлору. Загальна формула R-COCl. Перший представник з R=H (хлористий форміл) не існує, хоча суміш CO і HCl в реакції Гаттермана - Коха поводиться подібно до хлорангідриду мурашиної кислоти.

Отримання

R-COOH + SOCl 2 → R-COCl + SO 2 + HCl

Нітрили- органічні сполуки загальної формули R-C≡N, що формально є C-заміщеними похідними синильної кислоти HC≡N

Капрон(полі-ε-капроамід, найлон-6, поліамід 6) - синтетичне поліамідне волокно, одержуване з нафти, продукт поліконденсації капролактаму

[-HN(CH 2) 5 CO-] n

У промисловості його одержують шляхом полімеризації похідного.

Нейлон(англ. nylon) - сімейство синтетичних поліамідів, що використовуються переважно у виробництві волокон.

Найбільш поширені два види нейлону: полігексаметиленадипінамід ( анід(СРСР/Росія), найлон 66 (США)), часто званий власне нейлоном і полі-ε-капроамід ( капрон(СРСР/Росія), Найлон 6 (США)). Відомі також інші види, наприклад, полі-ω-енантоамід ( енант(СРСР/Росія), найлон 7 (США)) та полі-ω-ундеканамід ( ундекан(СРСР/Росія), найлон 11 (США), рільсан (Франція, Італія)

Формула волокна з аніду: [-HN(CH 2) 6 NHOC(CH 2) 4 CO-] n . Анід синтезується поліконденсацією адипінової кислоти та гексаметилендіаміну. Для забезпечення стехіометричного відношення реагентів 1:1, необхідного для отримання полімеру з максимальною молекулярною масою, використовується сіль адипінової кислоти та гексаметилендіаміну ( АГ-сіль):

R = (CH 2) 4 , R" = (CH 2) 6

Формула волокна з капрону (найлон-6): [-HN(CH 2) 5 CO-] n . Синтез капрону з капролактаму проводиться гідролітичною полімеризацією капролактаму за механізмом «розкриття циклу – приєднання»:

Пластмасові вироби можуть виготовлятися з жорсткого нейлону - еколону шляхом впорскування у форму рідкого нейлону під великим тиском, ніж досягається більша щільність матеріалу.

Класифікація

КЕТОКИСЛОТИ- органічні речовини, до складу молекул яких входять карбоксильні (COOH-) та карбонільні (-CO-) групи; служать попередниками багатьох сполук, виконують важливі біологічні функції у організмі. Істотні порушення обміну речовин, що мають місце при низці патологічних станів, супроводжуються підвищенням концентрації в організмі людини тих чи інших кетокислот

кето єнольна таутомерія

Методи отримання Альфа та Бета кетокислот

-Кетокислоти отримують окисленням -гідроксикислот.

β-Кетокислоти через свою нестійкість одержують зі складних ефірів конденсацією Кляйзена.

У органічної хіміїтермін «реакція окислення» має на увазі, що окислюється саме органічнез'єднання, при цьому окислювачем у більшості випадків є неорганічний реагент.

Алкени

KMnO 4 та H 2 O (нейтральне середовище)

3СH2=CH2 + 2KMnO 4 + 4H 2 O = 3C 2 H 4 (OH) 2 + 2MnO 2 + 2KOH - повне рівняння

(кисле середовище)

йде розрив подвійного зв'язку:

R-СH 2 =CH 2 -R + [O] → 2R-COOH - схематичне рівняння

Алкіларени

Еітлбензол-алкіларен

Кетони

Кетони до дії окислювачів дуже стійкі і окислюю лише сильними окислювачами при нагріванні. У процесі окиснення відбувається розрив зв'язків C-Cпо обидва боки карбонільної групи та у загальному випадку виходить суміш чотирьох карбонових кислот:

Окислення кетону передує його енолізація, яка може проходити як у лужному, так і в кислому середовищі:

Винна кислота(діоксіянтарна кислота, тартарова кислота, 2, 3-дигідроксибутандіова кислота) НООС-СН(ОН)-СН(ОН)-СООН - двоосновна оксикислота. Солі та аніони винної кислоти називають тартратами.

Відомі три стереоізомерні форми винної кислоти: D-(-)-енантіомер (зліва вгорі), L-(+)-енантіомер (праворуч вгорі) та мезо-форма (мезовинна кислота):

Діастереомери- стереоізомери, що не є дзеркальними відображеннями один одного. Діастереомерія виникає коли з'єднання має кілька стереоцентрів. Якщо два стереоізомери мають протилежні конфігурації всіх відповідних стереоцентрів, вони є енантіомерами.

Системи. При цьому орбіталь визначається одноелектронним ур-ним Шредінгера з ефективним одноелектронним гамільтоніаном; орбітальна енергія, як правило, співвідноситься з (див.). Залежно від системи, для якої визначена орбіталь, розрізняють атомні, молекулярні і кристалічні орбіталі.

Атомні орбіталі (АТ) характеризуються трьома квантовими числами: головним п, орбітальним/і магнітним ш. Значення l = 0, 1, 2,... задає квадрат орбітального (кутового) моменту (постійна Планка), значення m = l,l - 1,..., +1, 0, - 1,..., - l + 1, - l-проекцію моменту на нек-ру обрану вісь z; n нумерує орбітальні енергії. Стани із заданим / нумеруються числами п = l + 1, l + 2, ... У сферич. системі координат з центром на ядрі АТ має форму , де і-Полярні кути, r-відстань від до ядра. R nl (r) зв. радіальною частиною АТ (радіальної ф-цією), a Y lm (q, j)-сферич. гармонікою. При поворотах системи координат сферич. гармоніка замінюється на лінійну комбінацію гармонік з тим самим значенням l; радіальна частина АТ при поворотах не змінюється, і відповідний цій АТ енергетич. рівень (21+1)-кратно вироджений. Зазвичай – показник орбітальної експоненти, а Р пl – поліном ступеня (п – l – 1). У скороченому записі АТ описують символом nl m , причому п позначають цифрами 1, 2, 3,..., значенням l = 0, 1, 2, 3, 4,... відповідають букви s, p, d, f, g ,...; m вказують праворуч унизу, напр. 2p+1, 3d-2.

Більш зручні АТ, що містять не комплексні сферич. гармоніки, які лінійні комбінації, мають . значення. Такі АТ зв. кубічними (тесеральними). Вони мають вигляд , де (х, y, z) - однорідний поліном (кутова ф-ція) ступеня l щодо декартових координат х, у, z з центром на ядрі (напрямок осей довільно); АТ позначають символами, напр.

Якщо поліном P nl (r) визначається рішенням ур-ня Шредінгера для в кулонівському полі ядра, АТ зв. водородоподібними. наиб. вживані водородоподібні кубич. АТ наведено у таблиці.

ВОДОРОДОПІДНІ ОРБІТАЛІ s. p, d, f-ТИПІВ

У хім. додатках нерідко наводять контури АТ, які м. б. побудовані по-різному. наиб. поширені т. зв. фазові пов-сті, на яких брало зображують значення кубич. (або сферич.) гармонік: при заданих полярних кутах модуль кутової частини АТ дорівнює відстані на початок координат. На рис. 1 наведені інші, більш наочні пов-сті, на яких брало абс. величини деяких АТ мають постійне значення. Обидва способи зображення АТ мало різняться лише поблизу початку координат. У всіх випадках знаками + та - (або штрихуванням) вказують, який знак має АТ у цій галузі. Як і всі хвильові ф-ції, АТ можна помножити на - 1, що призведе до змінизнака ф-ции, проте сенс мають знаки АТ власними силами,а чергування знаків системи АТ під час опису мол. орбіталей. Графічні. зображення АТ який завжди має сенс. Так, квадрати модулів сферич. гармонік не залежать від кута, тому зображення, напр., АТ 2р х і 2р у буде зовсім не схоже на зображення АТ 2р + і 2p -, хоча обидві АТ повністю еквівалентні.

Молекулярні орбіталі(МО) описують у полі всіх ядер та усередненому полі інших. Як правило, МО не мають простого аналіту. уявлення і їм використовують (див. ). У методах мовляв. орбіталей багатоелектронна хвильова ф-ция будується як твір чи визначник, складений зі спин-орбіталей, тобто. орбіталей, помножених на спин-функцію або (див.).

де 0 = 0,372, b = 0,602, -атомна орбіталь 2p z С i (i = 1, 2, 3, 4). 1-орбіталь має одну вузлову площину (ху), 2-орбіталь має доповнити. вузлову площину, перпендикулярну цій площині і проходить між

Електрон має подвійну природу: у різних експериментах може проявляти властивості частки і хвилі. Властивості електрона як частинки: маса, заряд; хвильові властивості‑ в особливостях руху, інтерференція та дифракція.

Рух електрона підпорядковується законам квантової механіки .

Основні характеристики, що визначають рух електрона навколо ядра: енергія та просторові особливості відповідної орбіталі.

При взаємодії (перекриванні) атомних орбіталей(АТ ) , що належать двом або більше атомам, утворюються молекулярні орбіталі(МО).

Молекулярні орбіталі заповнюються узагальненими електронами та здійснюють ковалентний зв'язок.

Перед утворенням молекулярних орбіталей може відбуватися гібридизація атомних орбіталей одного атома

Гібридизація –зміна форми деяких орбіталей під час освіти ковалентного зв'язкудля більш ефективного їхнього перекривання. Утворюються однакові гібридні АТ, які беруть участь в освіті МО, перекриваючись атомними орбіталями інших атомів Гібридизація можлива лише атомів, що утворюють хімічні зв'язку, але з вільних атомів.

Вуглеводні

Основні питання:

1. Вуглеводні. Класифікація. Номенклатура.
2. Будова. Властивості.
3. Застосування вуглеводнів.

Вуглеводні– клас органічних сполук, які складаються з двох елементів: вуглецю та водню.

Вибрати ізомери та гомологи:

Назвати алкани:

____________________________________________

__________________________________________

Ä реакція нітрування (реакція Коновалова, 1889) – реакція заміщення водню на нітрогрупу.

Умови: 13% НNO 3 t = 130 - 140 0 C, Р = 15 - 10 5 Па. У промисловому масштабі нітрування алканів проводять у газовій фазі при 150 – 170 0 С оксидом азоту (ІV) або парами азотної кислоти.

СН 4 + АЛЕ - NO 2 → CН 3 - NO 2 + Н 2 О

нітрометан

@ Вирішити завдання:

1. Склад алканів відбиває загальна формула:

а) З n H 2 n +2; б) З n H 2 n -2; в) З n H 2 n; г) З n H 2 n -6 .

2. З якими реагентами можуть взаємодіяти алкани:

а) Br 2 (розчин); б) Br 2, t 0; в)Н 2 SO 4; г)НNO 3 (розбав.), t 0; д) КМnО 4 ; е) КОН?

Відповіді: 1) реагенти а, б, г, д; 2) реагенти б, в, е;

3) реагенти б, г; 4) реагенти б, г, д, е.

1. Встановити відповідність між типом реакції та схемою (рівнянням) реакції:

1. Вкажіть речовину, яка утворюється при повному хлоруванні метану:

а) трихлорметан; б) тетрахлорметан; в) дихлорметан; г) тетрахлоретан.

1. Вкажіть найімовірніший продукт монобромування 2,2,3-триметилбутану:

а) 2-бром-2,3,3-триметилбутан; б) 1-бром-2,2,3-триметилбутан;

в) 1-бром-2,3,3-триметилбутан; г) 2-бром-2,2,3-триметилбутан.

Складіть рівняння реакції.

Реакція Вюрца – дія металевого натрію на галогенопохідні вуглеводнів. При взаємодії двох різних галогенопроізводних утворюється суміш вуглеводнів, яка може бути розділена перегонкою.

СН 3 І + 2 Na + СН 3 І → С 2 Н 6 + 2 NaІ

@ Вирішити завдання:

1. Вкажіть назву вуглеводню, який утворюється при нагріванні брометану з металевим натрієм:

а) пропан; б) бутан; в) пентан; г) гексан; д) гептан.

Скласти рівняння реакції.

1. Які вуглеводні утворюються при дії металевого натрію на суміш:

а) йодметану та 1-бром-2-метилпропану; б) 2-бромпропану та 2-бромбутану?

Циклоалкани

1. Для малих циклів (З 3 – З 4) характерні реакції приєднання водню, галогенів та галогеноводородів. Реакції супроводжуються розмиканням циклу.

2. Для інших циклів (З 5 і вище) характерні реакції заміщення.

Ненасичені вуглеводні(ненасичені):

Алкени (олефіни, ненасичені вуглеводні з подвійним зв'язком, етиленові вуглеводні): Будова: sp 2 -гібридизація, площинне розміщення орбіталей (плоский квадрат). Реакції:приєднання (гідрування, галогенування, гідрогалогенування, полімеризація), заміщення (не характерні), окислення (горіння, КМnO 4), розкладання (без доступу кисню).

@ Вирішити завдання:

1. Яка гібридизація атомів вуглецю в молекулі алкену:

а) 1 і 4 - sp 2, 2 і 3 - sp 3; б) 1 і 4 - sp 3, 2 і 3 - sp 2;

в) 1 та 4 – sp 3 , 2 та 3 – sp; г) 1 та 4 – не гібридизовані, 2 та 3 – sp 2 .

2. Назвати алкен:

1. Скласти рівняння реакцій з прикладу бутена-1, назвати отримані продукти.

4. У наведеній нижче схемі перетворень етилен утворюється в реакції:

а) 1 та 2; б) 1 та 3; в) 2 та 3;

г) етилен не утворюється в жодній реакції.

1. Яка реакція йде проти правила Марковнікова:

а)СН 3 - СН = СН 2 + НВr →; б) СН 3 - СН = СН 2 + Н 2 O →;;

в) СН 3 - СН = СН - CH 2 + НCI →; г) СCI 3 - СН = СН 2 + НCI →?

þ Дієни зі сполученими зв'язками:гідровання 1,3-бутадієну – утворюється 2-бутен (1,4-приєднання):

þ гідрування 1,3-бутадієну у присутності каталізатора Nі ‑ бутан:

þ галогенування 1,3-бутадієну – 1,4-приєднання (1,4 – дібром-2-бутен):

þ полімеризація дієнів:

Полієни(Ненасичені вуглеводні з багатьма подвійними зв'язками) - це вуглеводні, у складі молекул яких міститься не менше трьох подвійних зв'язків.

Отримання дієнів:

Ø дія спиртового розчину лугу:

Ø спосіб Лебедєва (синтез дивінілу):

Ø дегідратація гліколів (алкандіолів):

Алкіни (ацетиленові вуглеводні, вуглеводні з одним потрійним зв'язком): Будова: sp-гібридизація, лінійне розміщення орбіталей. Реакції:приєднання (гідрування, галогенування, гідрогалогенування, полімеризація), заміщення (утворення солей), окислення (горіння, КМnO 4), розкладання (без доступу кисню).	5-метилгексин-2 1-пентин 3-метилбутин-1
	1. Які вуглеводні відповідають загальною формулоюЗ n H 2n-2: а) ацетиленові, дієнові; б) етиленові, дієнові; в) циклоалкани, алкени; г) ацетиленові, ароматичні? 2. Потрійний зв'язок є поєднанням: а) трьох - зв'язків; б) одного σ-зв'язку та двох π-зв'язків; в) двох σ-зв'язків та одного π-зв'язку; г) трьох-зв'язків. 3. Скласти формулу 3-метилпентину -3.
І. Реакції приєднання
v Гідруваннявідбувається через стадію утворення алкенів:
v Приєднання галогеніввідбувається гірше, ніж у алкенах: Алкіни знебарвлюють бромну воду ( якісна реакція).
v Приєднання галогенводнів:
Продукти приєднання до несиметричних алкін визначаються правилом Марковнікова:
v Приєднання води (гідратація)- Реакція М.Г.Кучерова, 1881.
Для гомологів ацетилену продуктом приєднання води є кетон:
ІІІ. Освіта солей (кислотні властивості) – реакції заміщення
ð Взаємодія з активними металами: Ацетиленіди використовують для синтезу гомологів
ð Взаємодія алкінів з аміачними розчинами оксиду срібла або хлориду міді(І):
Якісна реакція на кінцевий потрійний зв'язокутворення сірувато-білого осаду ацетиленіду срібла або червоно-коричневого – ацетиленіду міді (І):	НС ≡ СН + СuCI → СuC ≡ ССu ↓ + 2HCI Реакція не відбувається
ІV. Реакції окиснення
Ÿ М'яке окиснення– знебарвлення водного розчину перманганату калію ( якісна реакція на кратний зв'язок):	При взаємодії ацетилену з розведеним розчином КМnО 4 ( кімнатна температура) ‑ щавелева кислота.

область найбільш ймовірного місцезнаходження електрона в атомі (атомна орбіталь) або в молекулі (молекулярна орбіталь).

Електрон рухається в атомі навколо ядра не фіксованою лінією-орбітою, а займає деяку область простору. Наприклад, електрон в атомі водню може з певною ймовірністю виявитися або дуже близько до ядра, або на значній відстані, проте існує певна область, де його поява найбільш ймовірно. Графічно орбіталь зображують як поверхні, що окреслює область, де ймовірність появи електрона найбільша, інакше кажучи, електронна щільність максимальна. У атома водню орбіталь електрона має сферичну (кульову) форму:

На даний момент описано п'ять типів орбіталей: s, p, d, fі g. Назви перших трьох склалися історично, далі було обрано алфавітний принцип. Форми орбіталей обчислені методами квантової хімії.

Орбіталі існують незалежно від цього, знаходиться ними електрон (зайняті орбіталі), чи відсутня (вакантні орбіталі). Атом кожного елемента, починаючи з водню і закінчуючи останнім отриманим сьогодні елементом, має повний набір всіх орбіталей на всіх електронних рівнях. Їхнє заповнення електронами відбувається у міру збільшення порядкового номера, тобто заряду ядра.

s-Орбіталі, як було показано вище, мають сферичну форму і, отже, однакову електронну щільність у напрямку кожної осі тривимірних координат:

На першому електронному рівні кожного атома знаходиться лише одна s-орбіталь. Починаючи з другого електронного рівня, крім s-орбіталі з'являються також три р-орбіталі. Вони мають форму об'ємних вісімок, саме так виглядає область найімовірнішого місцезнаходження р-Електрона в районі атомного ядра. Кожна р-орбіталь розташована вздовж однієї з трьох взаємоперпендикулярних осей, відповідно до цього в назві р-орбіталі вказують за допомогою відповідного індексу ту вісь, вздовж якої розташовується її максимальна електронна щільність:

У сучасній хімії орбіталь - визначальне поняття, що дозволяє розглядати процеси утворення хімічних зв'язків та аналізувати їх властивості, при цьому увагу зосереджують на орбіталях тих електронів, які беруть участь в утворенні хімічних зв'язків, тобто валентних електронів, зазвичай це електрони останнього рівня.

У атома вуглецю у вихідному стані на другому (останньому) електронному рівні знаходиться два електрони на s-орбіталі (позначені синім кольором) і по одному електрону на двох р-орбіталях (позначені червоним і жовтим кольором), третя орбіталь р z-Вакантна:

Мінкін В.І., Сімкін Б.Я., Міняєв P.M. Теорія будови молекул. Електронні оболонки. М., «Світ», 1979
Бучаченко О.Л. Хімія як музика, або хімічні ноти та нові мелодії нового століття. Збірник науково-популярних статей, Москва, 2002
Російська наука: шлях життя. Збірник науково-популярних статей. М., "Октопус", 2002

Знайти "ОРБІТАЛЬ" на