Тройная связь

Тройная связь — ковалентная связь двух атомов в молекуле посредством трёх общих связывающих электронных пар.

Тройная связь в рамках теории валентных связей

ОписаниеПравить

Первая картина наглядного строения тройной связи была дана в теории валентных связей. Тройная связь в рамках теории валентных связей образуется путём перекрытия двух p-орбиталей атомов в двух перпендикулярных плоскостях и одной s-орбитали атома в состоянии sp-гибридизации по оси, соединяющей атомы.

Позднее (1958 г.) Л. Полинг предложил другой путь описания тройной связи, включающей комбинацию трёх равноценных изогнутых простых ковалентных связей^[1]. Изгиб ковалентной связи имеет место за счёт электростатического отталкивания электронных пар.

Дальнейшее развитие этих представлений нашло отражение в работах Гиллеспи — Найхолма. Идея учёта отталкивания электронных пар получила заслуженное признание и распространение под названием теории отталкивания электронных пар.

В основу теории положена модель жёстких сфер. Согласно этой модели, длина простой ковалентной связи d равна сумме радиусов двух атомных остовов и диаметра совместно используемой электронной пары (2r_e):

d = r^A_остов + r^B_остов + 2r_e.

Для гомоядерной двухатомной молекулы ковалентный радиус атома r_ков = 1/2 d, поэтому справедливо следующее соотношение:

r_ков = r_остов + r_e

или

r_e = r_ков − r_остов.

Из этого соотношения можно рассчитать радиусы электронных пар для большинства элементов, используя значения ковалентных радиусов и ионных радиусов по Полингу, которые соответствуют размерам атомных остовов.^[2]

Для атома углерода ковалентный радиус равен 0,77 Å, радиус атомного остова — 0,15 Å, радиус связывающей электронной пары — 0,62 Å, длина химической связи углерод-углерод — 1,54 Å.^[2]

Кратность связи	Число связывающих электронных пар	Длина химической связи, Å	Энергия разрыва химической связи, кДж/моль
Одинарная (C−C)	одна	1,54	348
двойная (C=C)	две	1,34	614
тройная (C≡C)	три	1,20	839

Соединения с кратными химическими связями легко вступают в реакции присоединения и получили название непредельных соединений.

См. такжеПравить

ПримечанияПравить

↑ Полинг Л. Кекуле и химическая связь (книга «Теоретическая органическая химия») / под. ред. Р. Х. Фрейдлиной. — М.: Издательство иностранной литературы, 1963. — С. 7—16. — 366 с.
↑ ¹ ² Гиллеспи Р. Геометрия молекул. — М.: Мир, 1975. — С. 47—48. — 280 с.

[1] Полинг Л. Кекуле и химическая связь (книга «Теоретическая органическая химия») / под. ред. Р. Х. Фрейдлиной. — М.: Издательство иностранной литературы, 1963. — С. 7—16. — 366 с.

[gillespi-2] ¹ ² Гиллеспи Р. Геометрия молекул. — М.: Мир, 1975. — С. 47—48. — 280 с.

[1]

[2]