공명(화학)

Resonance (chemistry)
다른 용도는 공진(동음이의)을 참조하십시오.
탄산 이온의 기여 구조

화학에서, 중합체라고도 불리는 공명은 몇몇 기여 구조(또는 형태,[1] 공명 구조 또는 표준 구조로도 다양하게 알려져 있음)의 결합을 원자가 결합 이론에서 공명 하이브리드(또는 하이브리드 구조)로 결합하여 특정 분자 또는 다원자 이온의 결합을 설명하는 방법입니다.단일 루이스 구조로는 결합을 표현할 수 없는 비국재화 전자를 분석하는 데 특별한 가치가 있습니다.

개요

원자가 결합 이론의 틀에서, 공명은 화학 종에서의 결합이 루이스 구조에 의해 설명될 수 있다는 생각의 확장이다.많은 화학종의 경우, 옥텟 규칙을 따르는 원자로 구성되고, 형식 전하를 가질 수 있으며, 양의 정수 차수의 결합으로 연결된 단일 루이스 구조는 화학 결합을 기술하고 결합 길이, 각도 및 쌍극자 [2]모멘트와 같이 실험적으로 결정된 분자 특성을 합리화하기에 충분하다.그러나 일부 경우에는 둘 이상의 루이스 구조를 그릴 수 있으며 실험 특성은 하나의 구조와 일관성이 없다.이러한 상황에 대처하기 위해 여러 개의 기여 구조가 평균으로 함께 고려되며, 분자는 여러 개의 루이스 구조가 그 진짜 구조를 설명하기 위해 집합적으로 사용되는 공명 하이브리드로 표현된다고 한다.

오른쪽에 표시된 아질산 음이온의 실험2– 기하학적 형상 NO는 구조를 두 개의 주요 및 동등하게 중요한 기여 형태로 구성된 공진 하이브리드 형태로 설명함으로써 가장 합리화됩니다.

예를 들어, NO, 아질산 음이온에서2–, 단일 루이스 구조가 동일한 형식 결합 순서를 가진 두 개의 N-O 결합을 가지지 않음에도 불구하고, 두 개의 N-O 결합 길이는 같다.단, 측정된 구조는 위에 나타낸 두 주요 기여 구조의 공진 하이브리드로서 설명과 일치한다. 즉, 125pm의 두 개의 동일한 N-O 결합을 가지며, 일반적인 N-O 단일 결합(히드록실아민의 경우 pm, HN-OH의2 경우 pm)과 N-O 이중 결합(니트로늄, +Ionium의 경우 115pm) 사이의 중간 길이이다.기여 구조에 따르면, 각 N-O 결합은 공식 단일 및 공식 이중 결합의 평균이며, 실제 결합 차수는 1.5이다.이 평균화에 의해 NO에서의2– 결합에 대한 루이스 설명은 음이온이 동등한 N-O 결합을 가지고 있다는 실험 사실과 일치한다.

공명 하이브리드는 실제 분자를 기여 구조의 "평균"으로 나타내며, 기여자의 개별 루이스 구조에 대해 예상되는 것과 비교하여 결합 길이와 부분 전하가 중간 값을 취한다. 이 경우, 실제 분자는 "실제" 화학적 [3]실체로 존재할 수 있다.기여 구조는 원자에 대한 전자의 형식적 배분에서만 다를 뿐 실제 물리적, 화학적으로 유의한 전자 또는 스핀 밀도는 다릅니다.기여 구조는 공식 결합 순서와 공식 전하 할당에서 다를 수 있지만, 기여 구조는 모두 동일한 수의 원자가 전자와 동일한 스핀 [4]다중성을 가져야 한다.

전자 비국재화는 시스템의 잠재적 에너지를 낮추기 때문에, 공명 하이브리드로 대표되는 모든 종은 (가상의) 기여 구조보다 [5]더 안정적입니다.전자 비국재화는 전자가 분자 위에 더 균일하게 퍼져 전자-전자 [6]반발을 감소시키기 때문에 분자를 안정화시킵니다.실제 종과 가장 낮은 위치 에너지를 가진 기여 구조의 (계산된) 에너지 사이의 위치 에너지의 차이를 공명[7] 에너지 또는 비국재 에너지라고 합니다.공명 에너지의 크기는 유사한 가정과 조건에서 계산된 공명 에너지의 비교가 화학적으로 의미가 있을 수 있지만, 가상의 "비안정" 종과 사용된 계산 방법에 대해 이루어진 가정에 따라 달라지며 측정 가능한 물리적 양을 나타내지 않는다.

선형 폴리엔 및 다방향족 화합물과 같은 확장된 δ계를 가진 분자는 분자 궤도 이론의 비국재화 궤도뿐만 아니라 공명 하이브리드에 의해 잘 설명된다.

공명 대 이성질

공명은 이성체와 구별되어야 한다.이성질체는 같은 화학식을 가진 분자이지만 우주에서 원자핵 배열이 다른 별개의 화학종이다.반면, 분자의 공명 기여자들은 분자의 루이스 구조 묘사에서 전자가 공식적으로 원자에 할당되는 방식만 다를 수 있다.구체적으로, 분자 구조가 공명 하이브리드에 의해 표현된다고 할 때, 그것은 분자의 전자가 루이스 구조로 표현된 여러 세트의 위치 사이에서 "재조정"되거나 앞뒤로 이동하는 것을 의미하지 않는다.오히려 기여 구조의 집합이 단일하고 잘 정의된 기하학적 구조와 전자의 분포를 갖는 중간 구조(기여자의 가중 평균)를 나타낸다는 것을 의미한다.공명 하이브리드를 급속하게 상호 변환하는 이성체로 간주하는 것은 잘못되었지만, "공진"이라는 용어가 [8]그러한 이미지를 불러일으킬 수 있다.(아래에 기술한 바와 같이, "공진"이라는 용어는 양자역학 현상에 대한 고전 물리학의 유추에서 유래되었으므로 너무 문자 그대로 해석해서는 안 된다.)상징적으로 A와 단일 화학 종에 기여하고 있음을 나타내기 위해 A와 B의 A - B( A - B를 사용합니다. 자세한 사용법은 를 참조하십시오.

화학적이지 않은 비유는 설명된다: 사람들은 두 개의 신화적인 생물, 즉 머리에 하나의 뿔을 가진 생물인 유니콘과 고래를 닮은 생물인 리바이어던의 특징에 대해 실제 동물인 나르왈의 특징을 묘사할 수 있다.나르왈은 유니콘과 레비아탄 사이를 왔다 갔다 하는 생물도 아니고, 유니콘과 레비아탄도 인간의 상상을 초월한 물리적인 존재를 가지고 있는 것도 아닙니다.그럼에도 불구하고, 이러한 상상의 생물들의 관점에서 나왈을 묘사하는 것은 그것의 신체적 특징에 대한 꽤 좋은 묘사를 제공한다.

공명이라는 단어의 물리적 의미와의 혼동으로 인해, 실제로 물리적으로 "재결합"하는 실체가 없기 때문에, 공명이라는 용어는 비국재화를[9] 위해 버려지고 공명 에너지는 비국재화 에너지를 위해 버려지는 것이 제안되었다.공진구조는 기여구조가 되고 공진하이브리드는 하이브리드구조가 된다.모든 유형의 화살표가 초급 학생들에게 화학 변화가 일어나고 있음을 암시할 수 있으므로 이중 머리 화살표는 일련의 구조를 나타내기 위해 쉼표로 대체됩니다.

도표에서의 표현

각 괄호로 둘러싸인 티오시아네이트 이온의 기여 구조.
질산 이온의 하이브리드 구조
벤젠의 하이브리드 구조.

다이어그램에서 기여 구조는 일반적으로 이중 머리 화살표(↔)로 구분됩니다.화살표는 좌우 방향 평형 화살표(⇌)와 혼동해서는 안 된다.모든 구조는 하나의 분자 또는 이온을 화학적 평형에서 다른 종이 아닌 하나의 분자 또는 이온으로 표현하기 위해 큰 대괄호로 묶을 수 있다.

다이어그램에서 기여 구조를 사용하는 대신 하이브리드 구조를 사용할 수 있다.하이브리드 구조에서 공명에 관여하는 파이 결합은 보통 곡선 또는 파선으로 그려지며, 이는 정상적인 완전 파이 결합이 아닌 부분적인 것임을 나타냅니다.벤젠 및 기타 방향족 고리에서는 탈국재화된 파이 전자가 고체 [11]원으로 그려지기도 한다.

역사

이 개념은 1899년 요하네스 틸레의 "부분적 원자가 가설"에서 벤젠의 특이한 안정성을 설명하기 위해 처음 등장했는데, 벤젠의 구조는 1865년 [12]단결합과 이중결합을 번갈아 가며 제안되었습니다.벤젠은 전형적인 알켄과 같은 부가반응이 아닌 치환반응을 거친다.그는 벤젠의 탄소-탄소 결합이 단일 결합과 이중 결합의 중간이라고 제안했다.

공명 제안은 또한 벤젠 유도체의 이성질체 수를 설명하는 데 도움을 주었다.예를 들어 Kekulé의 구조는 브롬화 탄소 원자가 단일 또는 이중 결합으로 결합된 두 개의 오르토 이성질체를 포함하여 4개의 디브로모벤젠 이성질체를 예측합니다.실제로 디브로모벤젠 이성질체는 3개뿐이고, 1개만 오르토이며, 이는 단일 결합과 이중 [13]결합의 중간인 탄소-탄소 결합이 1개뿐이라는 생각에 일치한다.

공명의 메커니즘은 1926년 Werner Heisenberg에 의해 헬륨 원자의 양자 상태에 대한 논의에서 양자 역학에 도입되었습니다.그는 헬륨 원자의 구조를 공명 결합 고조파 [3][14]발진기의 고전적인 시스템과 비교했다.고전적인 시스템에서 커플링은 두 가지 모드를 생성하며, 그 중 하나는 분리되지 않은 진동보다 주파수가 낮습니다. 양자역학적으로 이 낮은 주파수는 낮은 에너지로 해석됩니다.라이너스 폴링은 1928년 분자의 부분적인 원자가를 설명하기 위해 이 메커니즘을 사용했고 1931-1933년 [15][16]일련의 논문에서 그것을 더욱 발전시켰다.독일과 프랑스 출판물에서는 같은 의미의 메소머리즘이라는[17] 대체 용어가 1938년 C. K. 잉골드에 의해 도입되었지만 영문학에서는 인기를 끌지 못했다.현재 중합체 효과의 개념은 관련이 있지만 다른 의미를 가지고 있다.쌍두 화살은 독일 화학자 프리츠 아른트가 도입했는데, 그는 독일어로 zwischenstufe 또는 중간 단계를 선호했다.

소련에서는 특히 폴링에 의해 개발된 공명론이 1950년대 초에 변증법적 유물론의 마르크스주의 원칙에 반한다는 공격을 받았고, 1951년 6월 알렉산더 네스메야노프의 지도 하에 소련 과학 아카데미는 유기 화합물의 화학 구조에 대한 회의를 소집했다.400명의 물리학자, 화학자, 철학자에 의해 "공명 이론의 의사 과학적 본질은 드러나고 마스크되지 않았다".[18]

주요 및 소규모 기여자

한 기여 구조는 (에너지 및 안정성 측면에서) 다른 분자보다 실제 분자와 더 유사할 수 있다.위치 에너지 값이 낮은 구조물은 값이 높은 구조물에 비해 안정성이 높고 실제 구조물과 더 유사하다.가장 안정적인 기여 구조를 주요 기여 구조라고 합니다.에너지적으로 불리하고 따라서 덜 우호적인 구조는 작은 기여자들이다.규칙이 대략적으로 중요도가 감소하는 순서로 나열되는 가운데, 주요 기여자는 일반적으로 다음과 같은 구조이다.

  1. 옥텟 규칙(결손이나 잉여가 있는 대신 각 원자 주위에 8개의 원자가 전자 또는 1주기 원소의 경우 2개의 전자)을 가능한 한 준수한다.
  2. 최대 공유 결합 수를 가져야 한다.
  3. 서로 다른 전하와 유사한 전하의 분리를 최소화하고 최대화하여 최소의 정식으로 대전된 원자를 운반한다.
  4. 가장 전기음성적인 원자에 음전하를, 가장 전기음성적인 원자에 양전하를 가한다.
  5. 이상적인 결합 길이 및 각도(예: 벤젠에 대한 듀어형 공진 기여자의 상대적 중요성 없음)에서 크게 벗어나지 말 것.
  6. 방향족 서브구조를 국소적으로 유지하면서 방향족 서브구조를 피한다(Clar Sextet 및 비페닐렌 참조).

2주기 원소 Be, B, C, N, O, F는 최대 8개의 원자가 전자가 엄밀하며, H와 He는 최대 2개, Li도 [19]유효하다.제3주기의 원자가 쉘과 더 무거운 주요 원소들의 팽창 문제는 논란이 되고 있다.중심 원자가 8보다 큰 원자가 전자수를 갖는 루이스 구조는 전통적으로 결합에 d 오비탈의 참여를 의미한다.그러나, 그들이 한계 기여를 할 수 있지만, d 오비탈의 참여는 중요하지 않으며, 소위 초가 분자의 결합은 대부분 3중점 4전자 결합을 나타내는 전하 분리 기여 형태로 더 잘 설명된다는 것이 공통된 의견이다.그럼에도 불구하고, 전통에 따라 확장 옥텟 구조는 여전히 술폭사이드, 술폰, 인 일라이드와 같은 기능성 기에 대해 일반적으로 그려진다.진정한 전자구조를 반드시 반영할 필요는 없는 형식주의로 간주되는 그러한 묘사는 부분결합, 전하분리 또는 데이터결합을 [20]특징으로 하는 구조보다 IUPAC에 의해 선호된다.

등가 기여자는 실제 구조에 동등하게 기여하는 반면, 비등가 기여자의 중요도는 위에 열거된 특성에 부합하는 정도에 따라 결정된다.더 많은 수의 중요한 기여 구조와 탈국재 전자에 사용할 수 있는 더 많은 부피 공간은 분자의 안정화(에너지 감소)로 이어진다.

예

방향족 분자

주요 기사:방향성

벤젠에서는 Kekulé에 의해 최초로 제안된 2개의 시클로헥사트리엔 케쿨레 구조가 전체 구조를 나타내는 기여 구조로서 함께 사용된다.오른쪽의 하이브리드 구조에서 파선된 육각형은 3개의 이중 결합을 치환하고 분자 평면에 노드 평면을 갖는 3개의 분자 궤도 집합에서 6개의 전자를 나타낸다.

Benzene delocalization

fran에서 산소 원자의 단일 쌍은 탄소 원자의 δ 궤도와 상호작용한다.곡선 화살표는 비국소화 δ 전자의 순열을 나타내며, 이는 다양한 기여 요인을 낳는다.

Contributing structures of furan

전자가 풍부한 분자

오존 분자는 두 개의 기여 구조로 표현된다.실제로 두 말단 산소 원자는 동등하며 하이브리드 구조는 -의 전하로 오른쪽에 그려집니다. 산소 원자 및 부분 이중 결합에 대해 전체 및 파선과 결합 순서 1+1⁄2.[21][22]

Delocalization ozone

초가 분자에 대해서는 상기 합리화를 적용하여 그러한 분자의 결합을 설명하는 기여 구조를 생성할 수 있다.아래는 디플루오르화 제논의 3c-4e 결합의 기여 구조입니다.

전자 결핍 분자

주요 기사:전자 결핍

알릴 양이온은 말단 탄소 원자에 양전하를 띠는 두 개의 기여 구조를 가지고 있습니다.하이브리드 구조에서 이들의 전하는 +1⁄2입니다.전체 양전하는 또한 세 개의 탄소 원자 사이에서 비국재화된 것으로 묘사될 수 있다.

Delocalization allyl cation

디보란 분자는 서로 다른 원자에 전자결핍을 가진 구조를 기여함으로써 설명된다.이것은 각 원자의 전자결핍을 줄이고 분자를 안정시킨다.다음은 디보란의 개별 3c-2e 결합의 기여 구조이다.

Contributing structures of diborane.

반응성 중간체

주요 기사:반응성 중간체

종종 카보카티온이나 유리기와 같은 반응성 중간체는 모반응물보다 더 많은 비국재화 구조를 가지고 있어 예상치 못한 생성물을 발생시킨다.전형적인 예는 앨릴 재배열입니다.HCl 1몰을 1,3-부타디엔 1몰에 추가하면 일반적으로 예상되는 제품 3-클로로-1-부텐 외에 1-클로로-2-부텐도 발견됩니다.동위원소 라벨링 실험에 따르면 일부 제품에서 추가 이중 결합이 1.2 위치에서 2.3 위치로 이동한다.이러한 증거와 다른 증거(초산 용액의 NMR 등)는 중간 탄수화물이 대부분 고전적인 (비국소화 존재하지만 작은) 모분자와는 달리 고도로 비국재화된 구조를 가져야 한다는 것을 보여준다.이 양이온(알릴 양이온)은 위와 같이 공명을 사용하여 나타낼 수 있습니다.

안정성이 낮은 분자에서 더 큰 탈국소화를 관찰하는 것은 매우 일반적이다.켤레 디엔의 들뜬 상태는 기저 상태보다 켤레에 의해 안정되어 유기 염료가 된다.

고전적이지 않은 2-노르보닐 양이온에서 γ전자(과포합)를 포함하지 않는 탈국소화의 잘 연구된 예를 볼 수 있다.또 다른 예로는 메탐(CH)이+
5 있습니다.이것들은 3중간 2전자 결합을 포함하는 것으로 볼 수 있으며, γ 전자의 재배열을 포함하는 구조 또는 3개의 핵을 가진 특별한 표기법인 Y로 표현된다.

비국재화 전자는 여러 가지 이유로 중요하다; 주요한 이유는 전자가 보다 안정적인 구성으로 비국재화 되어 다른 위치에서 일어나는 반응을 일으키기 때문에 예상되는 화학 반응이 일어나지 않을 수 있다는 것이다.예를 들어 1-클로로-2-메틸프로판을 사용한 벤젠의 프리델-크래프트스 알킬화가 있으며, 카보카케이션은 탈국소화의 특정 형태인 과접합에 의해 안정화 된 Tert-부틸기로 재배열된다.비국재화는 전자의 파장을 길게 하기 때문에 에너지를 감소시킨다.

벤젠

주요 기사:벤젠

본드 길이

벤젠의 기여 구조

벤젠의 두 가지 기여 구조를 비교하면, 모든 단일 결합과 이중 결합이 서로 교환됩니다.예를 들어 X선 회절을 사용하여 결합 길이를 측정할 수 있습니다.C-C 단일 결합의 평균 길이는 154 pm, C=C 이중 결합의 평균 길이는 133 pm이다.국부 시클로헥사트리엔에서 탄소-탄소 결합은 154 pm과 133 pm을 번갈아 사용해야 한다.대신 벤젠의 모든 탄소-탄소 결합은 단일 결합과 이중 결합 사이의 중간 결합 길이인 약 139pm인 것으로 밝혀졌다.이 혼합된 단일 결합과 이중 결합(또는 삼중 결합) 특성은 다른 기여 구조에서 결합 순서가 다른 모든 분자에 대해 전형적입니다.채권 길이는 채권 순서를 사용하여 비교할 수 있습니다.예를 들어 시클로헥산은 결합순서가 1인 반면 벤젠은 1+(3 66)=1+122이다.따라서 벤젠은 이중결합특성이 높아 시클로헥산보다 결합길이가 짧다.

공명 에너지

공명(또는 비국재화) 에너지는 진정한 비국재화 구조를 가장 안정적인 기여 구조로 변환하는 데 필요한 에너지의 양입니다.경험적 공명 에너지는 실제 물질의 수소화 엔탈피 변화를 기여 구조에 대한 추정과 비교하여 추정할 수 있다.

벤젠이 1,3-시클로헥사디엔과 시클로헥센을 통해 시클로헥산으로 완전히 수소화되면 발열됩니다. 벤젠 1몰은 208.4kJ(49.8kcal)를 생성합니다.

Benzene hydrogenation.svg

이중 결합 1몰의 수소화는 119.7 kJ(28.6 kcal)를 전달하며, 이는 마지막 단계인 사이클로헥센의 수소화를 통해 추론할 수 있다.그러나 벤젠의 경우 이중 결합 1몰을 수소화하려면 23.4kJ(5.6kcal)가 필요합니다.143.1kJ(34.2kcal)의 차이는 벤젠의 경험적 공명 에너지입니다.1,3-시클로헥사디엔 역시 작은 탈국재 에너지(7.6kJ 또는 1.8kcal/mol)를 가지고 있기 때문에 국소화된 시클로헥사트리엔에 비해 순공명 에너지는 151kJ 또는 36kcal/mol로 약간 높다.[23]

이 측정된 공명 에너지는 세 개의 '비공명' 이중 결합의 수소화 에너지와 측정된 수소화 에너지 간의 차이이기도 합니다.

(3 × 119.7) - 208.4 = 150.7 kJ/mol(36 kcal).[24]

양자역학적 원자가결합(VB) 이론

벤젠의 [25]VB 혼합도.A1g 라벨과2u B 라벨은 Dsymmetry6h 그룹의 문자 테이블에 정의된 대로 두 상태의 대칭을 정의합니다.

공명은 원자가 결합 이론(VB)의 수학적 형식주의에서 더 깊은 의미를 갖는다.양자역학은 분자의 파동함수가 관찰된 대칭을 따르는 것을 요구한다.하나의 기여 구조가 이를 달성하지 못할 경우 공명이 호출됩니다.

예를 들어 벤젠에서 원자가 결합 이론은 실제 분자의 6배 대칭을 개별적으로 가지지 않는 두 케쿨레 구조에서 시작됩니다.이 이론은 실제 파동 함수를 두 구조를 나타내는 파동 함수의 선형 중첩으로 구성합니다.두 Kekulé 구조는 동일한 에너지를 가지므로 전체 구조에 동일한 기여를 합니다. 즉, 중첩은 동일한 가중 평균이거나 벤젠의 경우 두 구조의 1:1 선형 조합입니다.대칭 조합은 접지 상태를 나타내며, 반대칭 조합은 그림과 같이 첫 번째 들뜬 상태를 나타냅니다.

일반적으로 중첩은 결정되지 않은 계수로 작성되며, 이후 변동적으로 최적화되어 주어진 기저파 함수의 세트에 대해 가능한 최저 에너지를 구한다.더 많은 기여 구조가 포함되면 분자파 함수는 더 정확해지고 더 많은 들뜬 상태는 기여 구조의 다른 조합에서 도출될 수 있다.

분자 궤도(MO) 이론과의 비교

∙벤젠의 분자 궤도

분자 궤도 이론에서, 원자가 결합 이론의 주요 대안인 분자 궤도(MOs)는 모든 원자에 대한 모든 원자 궤도(AOs)의 합으로 근사된다; AOs만큼 많은 MO가 있다.각 AO에는i 특정 MO에 대한 AO의 기여도를 나타내는 가중치 계수i c가 있습니다. 예를 들어, 벤젠의 경우 MO 모델은 6개의 C 원자 각각에 2p의z AO를 조합한 6µ MO를 제공합니다.따라서 각 γMO는 벤젠 분자 전체에 걸쳐 탈국재화되고 MO를 점유하는 전자는 분자 전체에 걸쳐 탈국재화된다.이 MO 해석은 벤젠 고리의 내부에 원이 있는 육각형에 영감을 주었습니다.벤젠을 설명할 때, 기초화학 과정에서는 국소화 δ결합의 VB 개념과 탈국소화 δ궤도의 MO 개념이 자주 결합된다.

VB 모델의 기여 구조는 벤젠과 같은 δ 시스템에 대한 치환기의 영향을 예측하는 데 특히 유용합니다.벤젠에서 전자 인출 그룹과 전자 방출 그룹의 기여 구조 모델로 이어집니다.MO 이론의 효용성은 원자i C의 가중치 계수i c의 제곱으로부터 원자 δ계통의 전하를 정량적으로 나타낼 수 있다는 것이다.충전qi † c2
i계수를 제곱하는 이유는 전자가 AO에 의해 설명되면 AO의 제곱이 전자 밀도를 제공하기 때문입니다.AOs는 AO2 = 1i, q δ (cAOii) c2
i c가 되도록 조절(정규화)2된다. 벤젠의 경우 각 C 원자에서 q = 1이다i.Ortho 및 para C 원자의 전자 인출기i q < 1 및i 전자 방출기의 경우 q > 1이다.

계수

전체 구조에 대한 기여 측면에서 기여 구조물의 가중치는 Valence Bond 이론 또는 Weinhold NBO5의 Natural Bond Orbitals(NBO) 접근법 또는 마지막으로 Hückel 방법에 기초한 경험적 계산에서 도출된 "Ab initio" 방법을 사용하여 여러 방법으로 계산할 수 있다.HuLiS 웹 사이트에서 공명을 가르치는 Hückel 방법 기반 소프트웨어를 이용할 수 있습니다.

충전 디로컬라이제이션

이온의 경우 일반적으로 비국재 전하(전하 비국재 전하)에 대해 언급합니다.음전하가 2개의 산소 원자에 균등하게 집중되는 카르본산염기에서 이온의 탈국재 전하의 예를 찾을 수 있다.음이온에서의 전하 탈국소화는 반응성(일반적으로 탈국소화 정도가 높을수록 반응성이 낮아짐)과 특히 켤레산의 산 강도를 결정하는 중요한 요인이다.일반적으로 음이온 내 전하가 탈국소화될수록 결합산이 강해진다.예를 들어 과염소산 음이온(ClO−
4)의 음전하는 대칭배향산소원자간에 균등하게 분포한다(및 그 일부는 중심염소원자에도 유지된다).이러한 뛰어난 전하 탈국소화는 높은 산소 원자 수(4개)와 중심 염소 원자의 높은 전기 음성도와 결합되어 pKa 값이 [26]-10인 알려진 가장 강한 산 중 하나로 이어집니다.음이온의 전하 디로컬라이제이션 범위는 WAPS(가중평균 양의 시그마) 파라미터로[27] 정량적으로 표현할 수 있으며, 양이온에는 유사한 WANS(가중평균 음의 시그마)[28][29] 파라미터가 사용됩니다.

공통산 음이온 WAPS 값과 공통염기 양이온 WANS 값
컴파운드 WAPS × 105 컴파운드 WANS × 105
(C2F5SO2)2NH 2.0[30] 트리페닐포스핀 2.1[28]
(CF3)3 COH 3.6[30] 페닐테트라메틸구아니딘 2.5[28]
피클린산 4.3[27] 트리프로필아민 2.6[28]
2,4-디니트로페놀 4.9[27] MTBD(7-메틸트리아자비시클로데센) 2.9[29]
안식향산 7.1[27] DBU(1,8-디아자비시클라운덱-7-ene) 3.0[29]
페놀 8.8[30] TBD(트리아자비시클로데센) 3.5[29]
아세트산 16.1[27] N, N-디메틸아닐린 4.7[28]
안녕 21.9[30] 피리딘 7.2[28]
HBr 29.1[30] 아닐린 8.2[28]
HCL 35.9[27] 프로필아민 8.9[28]

WAPS 및 WANS 값은 e/O로4 표시됩니다.값이 클수록 대응하는 이온의 전하가 국소화되어 있음을 나타냅니다.

「 」를 참조해 주세요.

위키 인용문에는 공명(화학)과 관련된 인용문이 있습니다.
Wikimedia Commons에는 메소메니즘과 관련된 미디어가 있습니다.

외부 링크

  • Goudard, N.; Carissan, Y.; Hagebaum-Reignier, D.; Humbel, S. (2008). "HuLiS : Java Applet − Simple Hückel Theory and Mesomery − program logiciel software" (in French). Retrieved 29 October 2010.

레퍼런스

  1. ^ IUPAC, 화학 용어집, 제2판('골드북') (1997).온라인 수정판: (2006–) "Resonance" . doi : 10.1351 / goldbook . R05326
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