Sigma veza

Sa Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigacija, traži

Sigma veze (σ veze) – u hemiji, najjači su tipe kovalentne hemijske veze.[1] Formiraju se naglavačke na preklapanju između atomskih orbitala. Sigma veze se najčešće jednostavno definiraju za diatomske molekule pomoću jezika i alata simetrije grupa. U ovom formalnom pristupu, σ-veza je simetrična u odnosu na rotaciju oko osi veze. Po ovoj definiciji, zajednički oblici sigma veza su s+s, pz+pz, s+pz i dz2+dz2 (gdje je z is definirano kao os veze).[2]

Kvantna teorija također ukazuje na to da su molekulske orbitale (MO) identičnih simetrije zapravo mješavina ili hibridiziraju. Kao praktična posljedica ovog miješanja diatomskih molekula, u talasnim funkcijama e + e i pz + pz molekulske orbitale postaju uklopljene. Obim ovog miješanja (ili hibridizacije) zavisi od relativne energije MO-a u sličnoj simetriji.

1sσ* antivezna moleculska orbitala u H2 sa čvornim poljem

.[3][4][5][6]

Za homodiatomiku, veze σ orbitala nemaju čvornih polja, na kojima je talasna funkcija jednaka nula (0), bilo između vezanih atoma ili prolaze kroz vezane atome. Odgovarajuća anti veza, ili σ* orbitala, definirana je prisustvom jedne čvorne ravni između dva vezana atoma.

Sigma veze su najjači tip kovalentnih veza, zbog direktnog preklapanja orbitala, a elektroni na ovim vezama se ponekad nazivaju sigma elektroni.[7]

Simbol ove veze je grčko slovo σ. Kada se gleda kroz osi veza, σ MO ima kružnu simetriju, zbog čega liči na "s" atomsku orbitalu.

Tipska jednostruka veza je sigma veza, dok se više veza sastoji od jedne sigma veze zajedno s pi ili drugim vezama. Dvostruka veza ima jednu sigma plus jednu pi vezu, a trostruka ima jednu sigma plus dvije pi veze.

—— ———————————————— —————

Atomske

orbitale

Electron orbitals crop.svg
Simetrične (s–s and p–p)
sigma veze između atomskih orbitala
Jedna pi veza,
za poređenje
—— ———————————————— —————
Molecular orbitals sq.svg
σs–hibrid
Molecular orbital of hydrogen fluoride.svg
σs–p

Poliatomske molekule[uredi | uredi izvor]

Sigma veze su dobijene čeonim preklapanjem atomskih orbitala. Koncept sigma vezia je proširen na opisivanje interakcija vezanja, uključujući preklapanja jednog režnja jedne atomske orbitale sa jednim režnja druge. Naprimjer, propan je opisan kao spoj koji se sastoji od deset sigma veza, po jedna za dvije C-C veze i po jedna za osam C-H veza.

Viševezni kompleksi[uredi | uredi izvor]

Prelazni metalni kompleksi koji imaju višestruke veze, kao što je divodikov kompleks, imaju sigma veze između više vezanih atoma. Ove sigma veze se mogu dopuniti drugim interakcijama vezanja, kao što su donacija zadnje π-veze, kao u slučaju W(CO)3(PCy3)2(H2), a čak i δ-veze, kao u hrom(II) acetatu.[8]

Organske molekule[uredi | uredi izvor]

Organske molekule su često ciklični spojevi koji sadrže jedan ili više prstenova, kao što je benzen, a često se sastoji od mnogih sigma veza, uz pi veze. Prema pravilu sigma veze, broj sigma veza u molekuli je ekvivalentan broj atoma plus broj prstenova minus jedan:

Nσ = Natoma + Nprstenova − 1.

Molekule bez prstena mogu biti predstavljene kao stablo sa brojem veza jednakom broju atoma minus jedan (kao u divodiku, H2, sa samo jednomm sigma vezom ili amonijaku, NH3, sa 3 sigma veze). Između bilo koja dva atoma, nema više od jedne sigma veze.

Molekule sa prstenom imaju dodatne sigma veze, kao što je benzenov prsten, koje imaju 6 C-C sigma veza unutar prstena sa 6 C-atoma. Antracenska molekula, C14 H10, ima tri prstena, tako da je pravilo da broj sigma veza iznosi 24 + 1 - 3 = 26. U ovom slučaju postoji 16 C-C sigma i 10 C-H veza.

Također pogledajte[uredi | uredi izvor]

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Moore, John; Stanitski, Conrad L.; Jurs, Peter C. Principles of Chemistry: The Molecular Science. 
  2. ^ Clayden, Jonathan; Greeves, Nick; Warren, Stuart (March 2012) [2002]. Organic Chemistry (2nd iz.). Oxford: OUP Oxford. str. 101–136. ISBN 978-0199270293. 
  3. ^ Atkins P., de Paula J. (2006). Physical chemistry, 8th Ed. San Francisco: W. H. Freeman. ISBN 0-7167-8759-8. 
  4. ^ Whitten K.W., Gailey K. D. and Davis R. E. (1992). General chemistry, 4th Ed. Philadelphia: Saunders College Publishing. ISBN 0-03-072373-6. 
  5. ^ Petrucci R. H., Harwood W. S., Herring F. G. (2002). General Chemistry, 8th Ed. New York: Prentice-Hall. ISBN 0-13-014329-4. 
  6. ^ Laidler K. J. (1978). Physical chemistry with biological applications. Benjamin/Cummings. Menlo Park. ISBN 0-8053-5680-0. 
  7. ^ Keeler, James; Wothers, Peter (May 2008). Chemical Structure and Reactivity (1st iz.). Oxford: OUP Oxford. str. 27–46. ISBN 978-0199289301. 
  8. ^ Kubas, Gregory (2002). "Metal Dihydrogen and σ-Bond Complexes:  Structure, Theory, and Reactivity". JCAS 14: 3799–3800. doi:10.1021/ja0153417. 

Vanjski linkovi[uredi | uredi izvor]