Οι περισσότερες οργανικές ενώσεις έχουν μοριακή δομή. Τα άτομα σε ουσίες με μοριακό τύπο δομής σχηματίζουν πάντα μόνο ομοιοπολικούς δεσμούς μεταξύ τους, κάτι που παρατηρείται και στην περίπτωση των οργανικών ενώσεων. Θυμηθείτε ότι ένας ομοιοπολικός δεσμός είναι ένας τέτοιος τύπος δεσμού μεταξύ ατόμων, ο οποίος πραγματοποιείται λόγω του γεγονότος ότι τα άτομα κοινωνικοποιούν μέρος των εξωτερικών ηλεκτρονίων τους για να αποκτήσουν την ηλεκτρονική διαμόρφωση ενός ευγενούς αερίου.

Σύμφωνα με τον αριθμό των κοινωνικοποιημένων ζευγών ηλεκτρονίων, οι ομοιοπολικοί δεσμοί σε οργανικές ουσίες μπορούν να χωριστούν σε απλούς, διπλούς και τριπλούς. Αυτοί οι τύποι συνδέσεων υποδεικνύονται στον γραφικό τύπο, αντίστοιχα, με μία, δύο ή τρεις γραμμές:

Η πολλαπλότητα του δεσμού οδηγεί σε μείωση του μήκους του, επομένως ένας απλός δεσμός C-C έχει μήκος 0,154 nm, διπλός δεσμός C=C - 0,134 nm, τριπλός δεσμός C≡C - 0,120 nm.

Τύποι δεσμών ανάλογα με τον τρόπο επικάλυψης των τροχιακών

Όπως είναι γνωστό, τα τροχιακά μπορούν να έχουν διαφορετικά σχήματα, για παράδειγμα, τα τροχιακά s είναι σφαιρικά και έχουν σχήμα αλτήρα. Για αυτόν τον λόγο, οι δεσμοί μπορεί επίσης να διαφέρουν στον τρόπο επικάλυψης των τροχιακών ηλεκτρονίων:

ϭ-δεσμοί - σχηματίζονται όταν τα τροχιακά επικαλύπτονται με τέτοιο τρόπο ώστε η περιοχή της επικάλυψης τους να τέμνεται από μια γραμμή που συνδέει τους πυρήνες. Παραδείγματα ομολόγων ϭ:

π-δεσμοί - σχηματίζονται όταν τα τροχιακά επικαλύπτονται, σε δύο περιοχές - πάνω και κάτω από τη γραμμή που συνδέει τους πυρήνες των ατόμων. Παραδείγματα δεσμών π:

Πώς να γνωρίζουμε πότε υπάρχουν δεσμοί π- και φ- σε ένα μόριο;

Με έναν ομοιοπολικό τύπο δεσμού, υπάρχει πάντα ένας δεσμός φ μεταξύ οποιωνδήποτε δύο ατόμων και έχει δεσμό π μόνο στην περίπτωση πολλαπλών (διπλών, τριπλών) δεσμών. Εν:

• Μεμονωμένος δεσμός - πάντα ένας δεσμός ϭ
• Ένας διπλός δεσμός αποτελείται πάντα από έναν ϭ- και έναν π-δεσμό
• Ένας τριπλός δεσμός σχηματίζεται πάντα από έναν ϭ και δύο δεσμούς π.

Ας υποδείξουμε αυτούς τους τύπους δεσμών στο μόριο του προπινοϊκού οξέος:

Υβριδισμός τροχιακών ατόμων άνθρακα

Ο τροχιακός υβριδισμός είναι μια διαδικασία κατά την οποία τα τροχιακά που αρχικά είχαν διαφορετικά σχήματα και ενέργειες αναμειγνύονται, σχηματίζοντας σε αντάλλαγμα τον ίδιο αριθμό υβριδικών τροχιακών, ίσων σε σχήμα και ενέργεια.

Για παράδειγμα, όταν αναμιγνύετε ένα μικρό-και τρεις Π-σχηματίζονται τέσσερα τροχιακά sp 3-υβριδικά τροχιακά:

Στην περίπτωση των ατόμων άνθρακα, ο υβριδισμός λαμβάνει πάντα μέρος μικρό-τροχιακό, και τον αριθμό Π-τα τροχιακά που μπορούν να λάβουν μέρος στον υβριδισμό ποικίλλει από ένα έως τρία Π-τροχιακά.

Πώς να προσδιορίσετε τον τύπο υβριδισμού ενός ατόμου άνθρακα σε ένα οργανικό μόριο;

Ανάλογα με το πόσα άλλα άτομα είναι συνδεδεμένο ένα άτομο άνθρακα, είτε βρίσκεται στην κατάσταση sp 3, ή στην πολιτεία sp 2, ή στην πολιτεία sp-παραγωγή μικτών γενών:

Ας εξασκηθούμε στον προσδιορισμό του τύπου υβριδισμού των ατόμων άνθρακα χρησιμοποιώντας το παράδειγμα του ακόλουθου οργανικού μορίου:

Το πρώτο άτομο άνθρακα συνδέεται με δύο άλλα άτομα (1Η και 1C), επομένως βρίσκεται στην κατάσταση sp-παραγωγή μικτών γενών.

• Το δεύτερο άτομο άνθρακα συνδέεται με δύο άτομα - sp-παραγωγή μικτών γενών
• Το τρίτο άτομο άνθρακα συνδέεται με τέσσερα άλλα άτομα (δύο C και δύο H) - sp 3-παραγωγή μικτών γενών
• Το τέταρτο άτομο άνθρακα συνδέεται με τρία άλλα άτομα (2O και 1C) - sp 2-παραγωγή μικτών γενών.

Ριζικό. Λειτουργική ομάδα

Ο όρος "ρίζα" σημαίνει συνήθως μια ρίζα υδρογονάνθρακα, η οποία είναι το υπόλοιπο ενός μορίου οποιουδήποτε υδρογονάνθρακα χωρίς ένα άτομο υδρογόνου.

Το όνομα της ρίζας υδρογονάνθρακα σχηματίζεται με βάση το όνομα του αντίστοιχου υδρογονάνθρακα αντικαθιστώντας το επίθημα –en στο επίθημα -λάσπη .

Λειτουργική ομάδα - ένα δομικό θραύσμα ενός οργανικού μορίου (μια ορισμένη ομάδα ατόμων), το οποίο είναι υπεύθυνο για τις συγκεκριμένες χημικές του ιδιότητες.

Ανάλογα με το ποια από τις λειτουργικές ομάδες στο μόριο της ουσίας είναι η παλαιότερη, η ένωση εκχωρείται σε μια ή την άλλη κατηγορία.

R είναι ο χαρακτηρισμός ενός υποκαταστάτη υδρογονάνθρακα (ριζική).

Οι ρίζες μπορούν να περιέχουν πολλαπλούς δεσμούς, οι οποίοι μπορούν επίσης να θεωρηθούν ως λειτουργικές ομάδες, καθώς πολλαπλοί δεσμοί συμβάλλουν στις χημικές ιδιότητες της ουσίας.

Εάν ένα οργανικό μόριο περιέχει δύο ή περισσότερες λειτουργικές ομάδες, τέτοιες ενώσεις ονομάζονται πολυλειτουργικές.

Στη θεμελιώδη κατάσταση, το άτομο άνθρακα C (1s 2 2s 2 2p 2) έχει δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια, λόγω των οποίων μπορούν να σχηματιστούν μόνο δύο κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων. Ωστόσο, στις περισσότερες από τις ενώσεις του, ο άνθρακας είναι τετρασθενής. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι το άτομο άνθρακα, απορροφώντας μια μικρή ποσότητα ενέργειας, περνά σε μια διεγερμένη κατάσταση στην οποία έχει 4 ασύζευκτα ηλεκτρόνια, δηλ. ικανός να σχηματίσει τέσσεραομοιοπολικούς δεσμούς και συμμετέχουν στο σχηματισμό τεσσάρων κοινών ζευγών ηλεκτρονίων:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2 6 C * 1s 2 2s 1 2p 3 .

↓

1

↓

Π

↓

Π

μικρό

μικρό

Η ενέργεια διέγερσης αντισταθμίζεται από το σχηματισμό χημικών δεσμών, που συμβαίνει με την απελευθέρωση ενέργειας.

Τα άτομα άνθρακα έχουν την ικανότητα να σχηματίζουν τρεις τύπους υβριδισμού τροχιακών ηλεκτρονίων ( sp 3, sp 2, sp) και το σχηματισμό πολλαπλών (διπλών και τριπλών) δεσμών μεταξύ τους (Πίνακας 2.2).

Πίνακας 2.2

Είδη υβριδισμού και γεωμετρία μορίων

Ένας απλός (μονός) δεσμός s εμφανίζεται όταν sp 3-υβριδισμός, στον οποίο και τα τέσσερα υβριδικά τροχιακά είναι ισοδύναμα και έχουν χωρικό προσανατολισμό σε γωνία 109 ° 29 ’ μεταξύ τους και προσανατολίζονται στις κορυφές ενός κανονικού τετραέδρου (Εικ. 2.8).

Ρύζι. 2.8. Ο σχηματισμός ενός μορίου μεθανίου CH 4

Εάν τα υβριδικά τροχιακά άνθρακα επικαλύπτονται με σφαιρικά μικρό-τροχιακά του ατόμου υδρογόνου, τότε σχηματίζεται η απλούστερη οργανική ένωση μεθανίου CH 4 - ένας κορεσμένος υδρογονάνθρακας.

Μεγάλο ενδιαφέρον παρουσιάζει η μελέτη των δεσμών των ατόμων άνθρακα μεταξύ τους και με άτομα άλλων στοιχείων. Εξετάστε τη δομή των μορίων αιθανίου, αιθυλενίου και ακετυλενίου.

Οι γωνίες μεταξύ όλων των δεσμών στο μόριο αιθανίου είναι σχεδόν ακριβώς ίσες μεταξύ τους (Εικ. 2.9) και δεν διαφέρουν από τις γωνίες C - H στο μόριο μεθανίου.

Επομένως, τα άτομα άνθρακα βρίσκονται στην κατάσταση sp 3-παραγωγή μικτών γενών.

Ρύζι. 2.9. Μόριο αιθανίου C 2 H 6

Ο υβριδισμός των τροχιακών ηλεκτρονίων των ατόμων άνθρακα μπορεί να είναι ατελής, δηλ. μπορεί να περιλαμβάνει δύο sp 2-υβριδισμός) ή ένα ( sp-υβριδισμός) των τριών R-τροχιακά. Σε αυτή την περίπτωση, μεταξύ των ατόμων άνθρακα σχηματίζονται πολλαπλούς δεσμούς (διπλό ή τριπλό). Οι υδρογονάνθρακες με πολλαπλούς δεσμούς ονομάζονται ακόρεστοι ή ακόρεστοι. Διπλός δεσμός (C=C) σχηματίζεται όταν sp 2-παραγωγή μικτών γενών.

Σε αυτή την περίπτωση, καθένα από τα άτομα άνθρακα έχει ένα από τα τρία R-τα τροχιακά δεν εμπλέκονται στον υβριδισμό, με αποτέλεσμα να σχηματιστούν τρία sp 2- υβριδικά τροχιακά που βρίσκονται στο ίδιο επίπεδο υπό γωνία 120 ° μεταξύ τους και μη υβριδικά 2 R-το τροχιακό είναι κάθετο σε αυτό το επίπεδο. Δύο άτομα άνθρακα συνδέονται μεταξύ τους, σχηματίζοντας έναν δεσμό s λόγω της επικάλυψης των υβριδικών τροχιακών και έναν δεσμό p λόγω επικάλυψης R-τροχιακά.

Αλληλεπίδραση ελεύθερων υβριδικών τροχιακών άνθρακα με 1 μικρό-τροχιακά άτομα υδρογόνου οδηγεί στο σχηματισμό ενός μορίου αιθυλενίου C 2 H 4 (Εικ. 2.10) - ο απλούστερος εκπρόσωπος των ακόρεστων υδρογονανθράκων.

Ρύζι. 2.10. Ο σχηματισμός ενός μορίου αιθυλενίου C 2 H 4

Η επικάλυψη των τροχιακών ηλεκτρονίων στην περίπτωση ενός δεσμού p είναι μικρότερη και οι ζώνες με αυξημένη πυκνότητα ηλεκτρονίων βρίσκονται πιο μακριά από τους πυρήνες των ατόμων, επομένως αυτός ο δεσμός είναι λιγότερο ισχυρός από τον δεσμό s.

Ένας τριπλός δεσμός σχηματίζεται από έναν δεσμό s και δύο δεσμούς p. Σε αυτή την περίπτωση, τα τροχιακά ηλεκτρονίων βρίσκονται σε κατάσταση sp-υβριδισμού, ο σχηματισμός του οποίου συμβαίνει λόγω ενός μικρό- και ένα R-τροχιακά (Εικ. 2.11).

Τα δύο υβριδικά τροχιακά βρίσκονται σε γωνία 180° μεταξύ τους και τα υπόλοιπα δύο μη υβριδικά R-τα τροχιακά βρίσκονται σε δύο αμοιβαία κάθετα επίπεδα. Ο σχηματισμός ενός τριπλού δεσμού λαμβάνει χώρα στο μόριο C 2 H 2 ακετυλενίου (βλ. Εικ. 2.11).

Ρύζι. 2.11. Ο σχηματισμός ενός μορίου ακετυλενίου C 2 H 2

Ένας ειδικός τύπος δεσμού προκύπτει κατά τον σχηματισμό ενός μορίου βενζολίου (C 6 H 6) - του απλούστερου αντιπροσώπου των αρωματικών υδρογονανθράκων.

Το βενζόλιο περιέχει έξι άτομα άνθρακα συνδεδεμένα μεταξύ τους σε έναν κύκλο (δακτύλιος βενζολίου), ενώ κάθε άτομο άνθρακα βρίσκεται σε κατάσταση υβριδισμού sp 2 (Εικ. 2.12).

Ρύζι. 2.12. sp 2 - τροχιακά του μορίου βενζολίου C 6 H 6

Όλα τα άτομα άνθρακα που περιλαμβάνονται στο μόριο του βενζολίου βρίσκονται στο ίδιο επίπεδο. Κάθε άτομο άνθρακα στην κατάσταση υβριδισμού sp 2 έχει ένα άλλο μη υβριδικό ρ-τροχιακό με ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο, το οποίο σχηματίζει έναν δεσμό p (Εικ. 2.13).

Άξονας όπως αυτός R-το τροχιακό βρίσκεται κάθετα στο επίπεδο του μορίου του βενζολίου.

Και τα έξι μη υβριδικά R-τα τροχιακά σχηματίζουν ένα κοινό μοριακό ρ-τροχιακό δεσμό και και τα έξι ηλεκτρόνια συνδυάζονται σε ένα εξάγωνο ηλεκτρονίων p.

Η οριακή επιφάνεια ενός τέτοιου τροχιακού βρίσκεται πάνω και κάτω από το επίπεδο του σκελετού του άνθρακα. Ως αποτέλεσμα της κυκλικής επικάλυψης, προκύπτει ένα ενιαίο αποτοποθετημένο σύστημα p, που καλύπτει όλα τα άτομα άνθρακα του κύκλου (Εικ. 2.13).

Το βενζόλιο απεικονίζεται σχηματικά ως ένα εξάγωνο με έναν δακτύλιο στο εσωτερικό, γεγονός που υποδηλώνει ότι υπάρχει μετατόπιση ηλεκτρονίων και των αντίστοιχων δεσμών.

Ρύζι. 2.13. -δεσμοί στο μόριο βενζολίου C 6 H 6

Ιωνικός χημικός δεσμός

Ιοντικός δεσμός- ένας χημικός δεσμός που σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της αμοιβαίας ηλεκτροστατικής έλξης αντίθετα φορτισμένων ιόντων, στον οποίο επιτυγχάνεται μια σταθερή κατάσταση με πλήρη μετάβαση της συνολικής πυκνότητας ηλεκτρονίων σε ένα άτομο ενός πιο ηλεκτραρνητικού στοιχείου.

Ένας καθαρά ιονικός δεσμός είναι η οριακή περίπτωση ενός ομοιοπολικού δεσμού.

Στην πράξη, δεν πραγματοποιείται πλήρης μετάβαση ηλεκτρονίων από ένα άτομο σε ένα άλλο άτομο μέσω ενός δεσμού, καθώς κάθε στοιχείο έχει μεγαλύτερη ή μικρότερη (αλλά όχι μηδενική) EO και οποιοσδήποτε χημικός δεσμός θα είναι ομοιοπολικός σε κάποιο βαθμό.

Ένας τέτοιος δεσμός προκύπτει στην περίπτωση μεγάλης διαφοράς στο ER των ατόμων, για παράδειγμα, μεταξύ κατιόντων μικρό-μέταλλα της πρώτης και δεύτερης ομάδας του περιοδικού συστήματος και ανιόντα μη μετάλλων των ομάδων VIA και VIIA (LiF, NaCl, CsF κ.λπ.).

Σε αντίθεση με έναν ομοιοπολικό δεσμό, Ο ιονικός δεσμός δεν έχει κατεύθυνση . Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι το ηλεκτρικό πεδίο του ιόντος έχει σφαιρική συμμετρία, δηλ. μειώνεται με την απόσταση σύμφωνα με τον ίδιο νόμο προς οποιαδήποτε κατεύθυνση. Επομένως, η αλληλεπίδραση μεταξύ των ιόντων είναι ανεξάρτητη από την κατεύθυνση.

Η αλληλεπίδραση δύο ιόντων αντίθετου πρόσημου δεν μπορεί να οδηγήσει σε πλήρη αμοιβαία αντιστάθμιση των δυναμικών τους πεδίων. Εξαιτίας αυτού, διατηρούν την ικανότητα να προσελκύουν ιόντα του αντίθετου ζωδίου προς άλλες κατευθύνσεις. Επομένως, σε αντίθεση με έναν ομοιοπολικό δεσμό, Ο ιονικός δεσμός χαρακτηρίζεται επίσης από μη κορεσμό .

Η έλλειψη προσανατολισμού και κορεσμού του ιοντικού δεσμού προκαλεί την τάση των ιοντικών μορίων να συσχετίζονται. Όλες οι ιοντικές ενώσεις σε στερεά κατάσταση έχουν ένα ιοντικό κρυσταλλικό πλέγμα στο οποίο κάθε ιόν περιβάλλεται από πολλά ιόντα του αντίθετου πρόσημου. Στην περίπτωση αυτή, όλοι οι δεσμοί ενός δεδομένου ιόντος με γειτονικά ιόντα είναι ισοδύναμοι.

μεταλλική σύνδεση

Τα μέταλλα χαρακτηρίζονται από μια σειρά ειδικών ιδιοτήτων: ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα, χαρακτηριστική μεταλλική στιλπνότητα, ελατότητα, υψηλή ολκιμότητα και υψηλή αντοχή. Αυτές οι ειδικές ιδιότητες των μετάλλων μπορούν να εξηγηθούν από έναν ειδικό τύπο χημικού δεσμού που ονομάζεται μεταλλικός .

Ένας μεταλλικός δεσμός είναι το αποτέλεσμα επικάλυψης μη εντοπισμένων τροχιακών ατόμων που πλησιάζουν το ένα το άλλο στο κρυσταλλικό πλέγμα ενός μετάλλου.

Τα περισσότερα μέταλλα έχουν σημαντικό αριθμό κενών τροχιακών και μικρό αριθμό ηλεκτρονίων στο εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο.

Επομένως, είναι πιο ευνοϊκό ενεργειακά τα ηλεκτρόνια να μην είναι εντοπισμένα, αλλά να ανήκουν σε ολόκληρο το άτομο μετάλλου. Στις θέσεις πλέγματος ενός μετάλλου, υπάρχουν θετικά φορτισμένα ιόντα που βυθίζονται σε ένα «αέριο» ηλεκτρονίων που κατανέμεται σε όλο το μέταλλο:

Me ↔ Me n + + n .

Μεταξύ θετικά φορτισμένων μεταλλικών ιόντων (Me n +) και μη εντοπισμένων ηλεκτρονίων (n) υπάρχει μια ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση που εξασφαλίζει τη σταθερότητα της ουσίας. Η ενέργεια αυτής της αλληλεπίδρασης είναι ενδιάμεση μεταξύ των ενεργειών των ομοιοπολικών και των μοριακών κρυστάλλων. Επομένως, στοιχεία με καθαρά μεταλλικό δεσμό ( μικρό-, Και Π-στοιχεία) χαρακτηρίζονται από σχετικά υψηλά σημεία τήξης και σκληρότητα.

Η παρουσία ηλεκτρονίων, τα οποία μπορούν ελεύθερα να κινούνται γύρω από τον όγκο του κρυστάλλου και να παρέχουν συγκεκριμένες ιδιότητες του μετάλλου

δεσμός υδρογόνου

δεσμός υδρογόνου – ένας ειδικός τύπος διαμοριακής αλληλεπίδρασης. Τα άτομα υδρογόνου που είναι ομοιοπολικά συνδεδεμένα με ένα άτομο ενός στοιχείου που έχει υψηλή τιμή ηλεκτραρνητικότητας (συνηθέστερα F, O, N, αλλά και Cl, S και C) φέρουν σχετικά υψηλό αποτελεσματικό φορτίο. Ως αποτέλεσμα, τέτοια άτομα υδρογόνου μπορούν να αλληλεπιδράσουν ηλεκτροστατικά με τα άτομα αυτών των στοιχείων.

Έτσι, το άτομο H d + ενός μορίου νερού είναι προσανατολισμένο και κατά συνέπεια αλληλεπιδρά (όπως φαίνεται από τρία σημεία) με το άτομο O d - ένα άλλο μόριο νερού:

Οι δεσμοί που σχηματίζονται από ένα άτομο Η που βρίσκεται ανάμεσα σε δύο άτομα ηλεκτραρνητικά στοιχεία ονομάζονται δεσμοί υδρογόνου:

d- d+ d-

A − H × × × B

Η ενέργεια ενός δεσμού υδρογόνου είναι πολύ μικρότερη από την ενέργεια ενός συνηθισμένου ομοιοπολικού δεσμού (150–400 kJ / mol), αλλά αυτή η ενέργεια είναι αρκετή για να προκαλέσει τη συσσώρευση μορίων των αντίστοιχων ενώσεων σε υγρή κατάσταση, για παράδειγμα, σε υγρό υδροφθόριο HF (Εικ. 2.14). Για ενώσεις φθορίου, φτάνει περίπου τα 40 kJ/mol.

Ρύζι. 2.14. Συσσωμάτωση μορίων HF λόγω δεσμών υδρογόνου

Το μήκος του δεσμού υδρογόνου είναι επίσης μικρότερο από το μήκος του ομοιοπολικού δεσμού. Έτσι, στο πολυμερές (HF) n, το μήκος του δεσμού F−H είναι 0,092 nm και ο δεσμός F∙∙∙H είναι 0,14 nm. Για το νερό, το μήκος του δεσμού O−H είναι 0,096 nm και το μήκος του δεσμού O∙∙∙H είναι 0,177 nm.

Ο σχηματισμός διαμοριακών δεσμών υδρογόνου οδηγεί σε σημαντική αλλαγή στις ιδιότητες των ουσιών: αύξηση του ιξώδους, της διηλεκτρικής σταθεράς, των σημείων βρασμού και τήξης.

Παρόμοιες πληροφορίες.

ΚΕΦΑΛΑΙΟ 2. ΧΗΜΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ ΚΑΙ ΑΜΟΙΒΑΙΑ ΕΠΙΡΡΟΗ ΤΩΝ ΑΤΟΜΩΝ ΣΤΙΣ ΟΡΓΑΝΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ

ΚΕΦΑΛΑΙΟ 2. ΧΗΜΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ ΚΑΙ ΑΜΟΙΒΑΙΑ ΕΠΙΡΡΟΗ ΤΩΝ ΑΤΟΜΩΝ ΣΤΙΣ ΟΡΓΑΝΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ

Οι χημικές ιδιότητες των οργανικών ενώσεων καθορίζονται από τον τύπο των χημικών δεσμών, τη φύση των συνδεδεμένων ατόμων και την αμοιβαία επιρροή τους στο μόριο. Αυτοί οι παράγοντες, με τη σειρά τους, καθορίζονται από την ηλεκτρονική δομή των ατόμων και την αλληλεπίδραση των ατομικών τροχιακών τους.

2.1. Η ηλεκτρονική δομή του ατόμου άνθρακα

Το τμήμα του ατομικού χώρου στο οποίο η πιθανότητα εύρεσης ηλεκτρονίου είναι μέγιστη ονομάζεται ατομικό τροχιακό (AO).

Στη χημεία, η έννοια των υβριδικών τροχιακών του ατόμου άνθρακα και άλλων στοιχείων χρησιμοποιείται ευρέως. Η έννοια του υβριδισμού ως τρόπος περιγραφής της αναδιάταξης των τροχιακών είναι απαραίτητη όταν ο αριθμός των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων στη θεμελιώδη κατάσταση ενός ατόμου είναι μικρότερος από τον αριθμό των δεσμών που σχηματίζονται. Ένα παράδειγμα είναι το άτομο άνθρακα, το οποίο σε όλες τις ενώσεις εκδηλώνεται ως τετρασθενές στοιχείο, αλλά σύμφωνα με τους κανόνες πλήρωσης τροχιακών στο εξωτερικό ηλεκτρονικό του επίπεδο, μόνο δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια βρίσκονται στη θεμελιώδη κατάσταση 1s 2 2s 2 2p 2 (Εικ. 2.1, ΕΝΑκαι Παράρτημα 2-1). Σε αυτές τις περιπτώσεις, υποτίθεται ότι διαφορετικά ατομικά τροχιακά, κοντά σε ενέργεια, μπορούν να αναμειχθούν μεταξύ τους, σχηματίζοντας υβριδικά τροχιακά του ίδιου σχήματος και ενέργειας.

Τα υβριδικά τροχιακά, λόγω της μεγαλύτερης επικάλυψης, σχηματίζουν ισχυρότερους δεσμούς σε σύγκριση με τα μη υβριδισμένα τροχιακά.

Ανάλογα με τον αριθμό των υβριδισμένων τροχιακών, ένα άτομο άνθρακα μπορεί να βρίσκεται σε μία από τις τρεις καταστάσεις

Ρύζι. 2.1.Η κατανομή των ηλεκτρονίων στα τροχιακά στο άτομο άνθρακα στο έδαφος (a), διεγερμένες (b) και υβριδισμένες καταστάσεις (c - sp 3, g-sp2, ρε- sp)

υβριδισμό (βλ. Εικ. 2.1, c-e). Ο τύπος του υβριδισμού καθορίζει τον προσανατολισμό των υβριδικών AOs στο χώρο και, κατά συνέπεια, τη γεωμετρία των μορίων, δηλαδή τη χωρική τους δομή.

Η χωρική δομή των μορίων είναι η αμοιβαία διάταξη των ατόμων και των ατομικών ομάδων στο χώρο.

sp 3-Παραγωγή μικτών γενών.Κατά την ανάμειξη τεσσάρων εξωτερικών AO ενός διεγερμένου ατόμου άνθρακα (βλ. Εικ. 2.1, β) - ένα 2s- και τρία 2p-τροχιακά - προκύπτουν τέσσερα ισοδύναμα sp 3 -υβριδικά τροχιακά. Έχουν το σχήμα ενός τρισδιάστατου «οκτώ», του οποίου η μία λεπίδα είναι πολύ μεγαλύτερη από την άλλη.

Κάθε υβριδικό τροχιακό είναι γεμάτο με ένα ηλεκτρόνιο. Το άτομο άνθρακα στην κατάσταση υβριδισμού sp 3 έχει την ηλεκτρονική διαμόρφωση 1s 2 2(sp 3) 4 (βλ. Εικ. 2.1, c). Μια τέτοια κατάσταση υβριδισμού είναι χαρακτηριστική των ατόμων άνθρακα σε κορεσμένους υδρογονάνθρακες (αλκάνια) και, κατά συνέπεια, σε ρίζες αλκυλίου.

Λόγω αμοιβαίας απώθησης, τα sp 3-υβριδικά AOs κατευθύνονται στο διάστημα στις κορυφές τετράεδρο,και οι γωνίες μεταξύ τους είναι 109,5; (η πιο συμφέρουσα τοποθεσία· Εικ. 2.2, α).

Η χωρική δομή απεικονίζεται χρησιμοποιώντας στερεοχημικούς τύπους. Σε αυτούς τους τύπους, το sp 3 υβριδοποιημένο άτομο άνθρακα και οι δύο δεσμοί του τοποθετούνται στο επίπεδο του σχεδίου και γραφικά σημειώνονται με μια κανονική γραμμή. Μια έντονη γραμμή ή μια έντονη σφήνα υποδηλώνει μια σύνδεση που εκτείνεται προς τα εμπρός από το επίπεδο του σχεδίου και κατευθύνεται προς τον παρατηρητή. μια διακεκομμένη γραμμή ή μια διαγραμμισμένη σφήνα (..........) - μια σύνδεση που απομακρύνεται από τον παρατηρητή πέρα ​​από το επίπεδο του σχεδίου

Ρύζι. 2.2.Τύποι υβριδισμού του ατόμου άνθρακα. Η κουκκίδα στο κέντρο είναι ο πυρήνας του ατόμου (μικρά κλάσματα υβριδικών τροχιακών παραλείπονται για να απλοποιηθεί το σχήμα, τα μη υβριδισμένα p-AOs εμφανίζονται με χρώμα)

zha (Εικ. 2.3, α). Το άτομο άνθρακα βρίσκεται σε κατάσταση sp 3-ο υβριδισμός έχει τετραεδρική διαμόρφωση.

sp 2-Παραγωγή μικτών γενών.Κατά την ανάμειξη ενός 2s-και δύο 2p-AO του διεγερμένου ατόμου άνθρακα, τρία ισοδύναμα sp 2-υβριδικά τροχιακά και παραμένει μη υβριδοποιημένο 2p-AO. Το άτομο άνθρακα βρίσκεται σε κατάσταση spΟ 2-υβριδισμός έχει ηλεκτρονική διαμόρφωση 1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 (βλ. Εικ. 2.1, d). Αυτή η κατάσταση υβριδισμού του ατόμου άνθρακα είναι χαρακτηριστική για ακόρεστους υδρογονάνθρακες (αλκένια), καθώς και για ορισμένες λειτουργικές ομάδες, όπως το καρβονύλιο και το καρβοξυλικό.

sp 2 - Τα υβριδικά τροχιακά βρίσκονται στο ίδιο επίπεδο υπό γωνία 120?, και το μη υβριδοποιημένο ΑΟ βρίσκεται σε κάθετο επίπεδο (βλ. Εικ. 2.2, β). Το άτομο άνθρακα βρίσκεται σε κατάσταση sp 2-υβριδισμός έχει τριγωνική διαμόρφωση.Τα άτομα άνθρακα που συνδέονται με έναν διπλό δεσμό βρίσκονται στο επίπεδο του σχεδίου και οι απλοί δεσμοί τους που κατευθύνονται προς και μακριά από τον παρατηρητή ορίζονται όπως περιγράφεται παραπάνω (βλ. Εικ. 2.3, σι).

sp υβριδισμός.Όταν ένα 2s και ένα 2p τροχιακά ενός διεγερμένου ατόμου άνθρακα αναμειγνύονται, σχηματίζονται δύο ισοδύναμα sp υβριδικά AOs, ενώ δύο p AO παραμένουν μη υβριδοποιημένα. Το άτομο άνθρακα στην κατάσταση υβριδισμού sp έχει την ηλεκτρονική διαμόρφωση

Ρύζι. 2.3.Στερεοχημικοί τύποι μεθανίου (α), αιθανίου (β) και ακετυλενίου (γ)

1s 2 2(sp 2) 2 2p 2 (βλ. Εικ. 2.1e). Αυτή η κατάσταση υβριδισμού του ατόμου άνθρακα εμφανίζεται σε ενώσεις που έχουν τριπλό δεσμό, για παράδειγμα, σε αλκίνια, νιτρίλια.

Τα sp-υβριδικά τροχιακά βρίσκονται σε γωνία 180°, και δύο μη υβριδισμένα AO βρίσκονται σε αμοιβαία κάθετα επίπεδα (βλ. Εικ. 2.2, γ). Το άτομο άνθρακα στην κατάσταση υβριδισμού sp έχει διαμόρφωση γραμμής,για παράδειγμα, σε ένα μόριο ακετυλενίου, και τα τέσσερα άτομα βρίσκονται στην ίδια ευθεία γραμμή (βλ. Εικ. 2.3, V).

Τα άτομα άλλων οργανογόνων στοιχείων μπορούν επίσης να βρίσκονται σε υβριδοποιημένη κατάσταση.

2.2. Χημικοί δεσμοί ατόμου άνθρακα

Οι χημικοί δεσμοί σε οργανικές ενώσεις αντιπροσωπεύονται κυρίως από ομοιοπολικούς δεσμούς.

Ο ομοιοπολικός δεσμός είναι ένας χημικός δεσμός που σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της κοινωνικοποίησης των ηλεκτρονίων των συνδεδεμένων ατόμων.

Αυτά τα κοινά ηλεκτρόνια καταλαμβάνουν μοριακά τροχιακά (MOs). Κατά κανόνα, το ΜΟ είναι ένα πολυκεντρικό τροχιακό και τα ηλεκτρόνια που το γεμίζουν είναι μετατοπισμένα (διασπαρμένα). Έτσι, το ΜΟ, όπως και το ΑΟ, μπορεί να είναι κενό, γεμάτο με ένα ηλεκτρόνιο ή δύο ηλεκτρόνια με αντίθετα σπιν*.

2.2.1. σ- Καιπ -Διαβιβάσεις

Υπάρχουν δύο τύποι ομοιοπολικών δεσμών: σ (σίγμα)- και π (pi)-δεσμοί.

Ένας σ-δεσμός είναι ένας ομοιοπολικός δεσμός που σχηματίζεται όταν ένα AO επικαλύπτεται κατά μήκος μιας ευθείας γραμμής (άξονα) που συνδέει τους πυρήνες δύο συνδεδεμένων ατόμων με το μέγιστο επικάλυψης σε αυτήν την ευθεία γραμμή.

Ο δεσμός σ προκύπτει όταν επικαλύπτεται οποιοδήποτε ΑΟ, συμπεριλαμβανομένων των υβριδικών. Το σχήμα 2.4 δείχνει τον σχηματισμό ενός σ-δεσμού μεταξύ ατόμων άνθρακα ως αποτέλεσμα της αξονικής επικάλυψης των υβριδικών τους δεσμών sp 3 -AO και C-H σ με επικάλυψη του υβριδικού sp 3 -AO άνθρακα και του s-AO του υδρογόνου.

* Για περισσότερες λεπτομέρειες δείτε: Popkov V.A., Puzakov S.A.Γενική χημεία. - Μ.: GEOTAR-Media, 2007. - Κεφάλαιο 1.

Ρύζι. 2.4.Σχηματισμός σ-δεσμών στο αιθάνιο με αξονική επικάλυψη ΑΟ (μικρά κλάσματα υβριδικών τροχιακών παραλείπονται, το χρώμα δείχνει sp 3 -AOάνθρακα, μαύρο - s-AO υδρογόνο)

Εκτός από την αξονική επικάλυψη, είναι δυνατός ένας άλλος τύπος επικάλυψης - η πλευρική επικάλυψη του p-AO, που οδηγεί στο σχηματισμό ενός δεσμού π (Εικ. 2.5).

p-ατομικά τροχιακά

Ρύζι. 2.5.Σχηματισμός π-δεσμού σε αιθυλένιο με πλευρική επικάλυψη r-AO

Ένας π-δεσμός είναι ένας δεσμός που σχηματίζεται από πλευρική επικάλυψη μη υβριδοποιημένων p-AOs με μέγιστη επικάλυψη και στις δύο πλευρές της ευθείας γραμμής που συνδέει τους πυρήνες των ατόμων.

Οι πολλαπλοί δεσμοί που βρίσκονται σε οργανικές ενώσεις είναι ένας συνδυασμός δεσμών σ- και π: διπλοί - ένας σ- και ένας π-, τριπλοί - ένας σ- και δύο π-δεσμοί.

Οι ιδιότητες ενός ομοιοπολικού δεσμού εκφράζονται με χαρακτηριστικά όπως η ενέργεια, το μήκος, η πολικότητα και η ικανότητα πόλωσης.

Ενέργεια δεσμούείναι η ενέργεια που απελευθερώνεται κατά το σχηματισμό ενός δεσμού ή που απαιτείται για τον διαχωρισμό δύο συνδεδεμένων ατόμων. Χρησιμεύει ως μέτρο της αντοχής του δεσμού: όσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια, τόσο ισχυρότερος είναι ο δεσμός (Πίνακας 2.1).

Μήκος συνδέσμουείναι η απόσταση μεταξύ των κέντρων των συνδεδεμένων ατόμων. Ένας διπλός δεσμός είναι βραχύτερος από έναν απλό δεσμό και ένας τριπλός δεσμός είναι μικρότερος από έναν διπλό δεσμό (βλ. Πίνακα 2.1). Οι δεσμοί μεταξύ των ατόμων άνθρακα σε διαφορετικές καταστάσεις υβριδισμού έχουν ένα κοινό πρότυπο -

Πίνακας 2.1.Κύρια χαρακτηριστικά ομοιοπολικών δεσμών

με αύξηση του κλάσματος του s-τροχιακού στο υβριδικό τροχιακό, το μήκος του δεσμού μειώνεται. Για παράδειγμα, σε μια σειρά ενώσεων, το προπάνιο CH 3 CH 2 CH 3, προπένιο CH 3 CH = CH 2, προπίνιο CH 3 C = CH CH 3 μήκος δεσμού -C, αντίστοιχα, ισούται με 0,154. 0,150 και 0,146 nm.

Πολικότητα επικοινωνίας λόγω της ανομοιόμορφης κατανομής (πόλωσης) της πυκνότητας ηλεκτρονίων. Η πολικότητα ενός μορίου ποσοτικοποιείται από την τιμή της διπολικής ροπής του. Από τις διπολικές ροπές ενός μορίου, μπορούν να υπολογιστούν οι διπολικές ροπές μεμονωμένων δεσμών (βλ. Πίνακα 2.1). Όσο μεγαλύτερη είναι η διπολική ροπή, τόσο πιο πολικός είναι ο δεσμός. Ο λόγος για την πολικότητα του δεσμού είναι η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των συνδεδεμένων ατόμων.

Ηλεκτραρνητικότητα χαρακτηρίζει την ικανότητα ενός ατόμου σε ένα μόριο να συγκρατεί ηλεκτρόνια σθένους. Με την αύξηση της ηλεκτραρνητικότητας ενός ατόμου, αυξάνεται ο βαθμός μετατόπισης των ηλεκτρονίων του δεσμού προς την κατεύθυνσή του.

Με βάση τις τιμές της ενέργειας του δεσμού, ο Αμερικανός χημικός L. Pauling (1901-1994) πρότεινε ένα ποσοτικό χαρακτηριστικό της σχετικής ηλεκτραρνητικότητας των ατόμων (κλίμακα Pauling). Σε αυτήν την κλίμακα (σειρά), τα τυπικά οργανογενή στοιχεία διατάσσονται σύμφωνα με τη σχετική ηλεκτραρνητικότητα (δίνονται δύο μέταλλα για σύγκριση) ως εξής:

Η ηλεκτροαρνητικότητα δεν είναι απόλυτη σταθερά ενός στοιχείου. Εξαρτάται από το αποτελεσματικό φορτίο του πυρήνα, τον τύπο του υβριδισμού ΑΟ και την επίδραση των υποκαταστατών. Για παράδειγμα, η ηλεκτραρνητικότητα ενός ατόμου άνθρακα στην κατάσταση sp 2 - ή sp-υβριδισμού είναι υψηλότερη από την κατάσταση sp 3 - υβριδισμού, η οποία σχετίζεται με αύξηση της αναλογίας του s-τροχιακού στο υβριδικό τροχιακό . Κατά τη μετάβαση των ατόμων από sp 3 - σε sp 2 - και περαιτέρω σε sp-υβριδοποιημένη κατάσταση, το μήκος του υβριδικού τροχιακού μειώνεται σταδιακά (ειδικά προς την κατεύθυνση που παρέχει τη μεγαλύτερη επικάλυψη κατά το σχηματισμό του δεσμού σ), πράγμα που σημαίνει ότι στην ίδια ακολουθία, η μέγιστη πυκνότητα ηλεκτρονίων βρίσκεται πιο κοντά στον πυρήνα του αντίστοιχου ατόμου.

Στην περίπτωση ενός μη πολικού ή πρακτικά μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού, η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των συνδεδεμένων ατόμων είναι μηδέν ή κοντά στο μηδέν. Καθώς η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται, η πολικότητα του δεσμού αυξάνεται. Με διαφορά έως και 0,4, μιλούν για ασθενώς πολικό, περισσότερο από 0,5 - για ισχυρά πολικό ομοιοπολικό δεσμό και περισσότερο από 2,0 - για ιοντικό δεσμό. Οι πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί είναι επιρρεπείς σε ετερολυτική διάσπαση

(βλ. 3.1.1).

Επικοινωνιακή πόλωση εκφράζεται στη μετατόπιση ηλεκτρονίων δεσμού υπό την επίδραση ενός εξωτερικού ηλεκτρικού πεδίου, συμπεριλαμβανομένου ενός άλλου σωματιδίου που αντιδρά. Η πολωσιμότητα καθορίζεται από την κινητικότητα των ηλεκτρονίων. Τα ηλεκτρόνια είναι πιο κινητά όσο πιο μακριά βρίσκονται από τους πυρήνες των ατόμων. Όσον αφορά την ικανότητα πόλωσης, ο δεσμός π υπερβαίνει σημαντικά τον δεσμό σ, αφού η μέγιστη ηλεκτρονιακή πυκνότητα του δεσμού π βρίσκεται πιο μακριά από τους συνδεδεμένους πυρήνες. Η πολωσιμότητα καθορίζει σε μεγάλο βαθμό την αντιδραστικότητα των μορίων σε σχέση με τα πολικά αντιδραστήρια.

2.2.2. Ομόλογα δωρητή-αποδέκτη

Η επικάλυψη δύο AO ενός ηλεκτρονίου δεν είναι ο μόνος τρόπος για να σχηματιστεί ένας ομοιοπολικός δεσμός. Ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να σχηματιστεί από την αλληλεπίδραση ενός τροχιακού δύο ηλεκτρονίων ενός ατόμου (δότης) με ένα κενό τροχιακό ενός άλλου ατόμου (δέκτης). Οι δότες είναι ενώσεις που περιέχουν είτε τροχιακά με ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων είτε π-ΜΟ. Φορείς μοναχικών ζευγών ηλεκτρονίων (n-ηλεκτρόνια, από τα αγγλικά. μη δεσμευτικό)είναι άτομα αζώτου, οξυγόνου, αλογόνου.

Μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων παίζουν σημαντικό ρόλο στην εκδήλωση των χημικών ιδιοτήτων των ενώσεων. Συγκεκριμένα, είναι υπεύθυνα για την ικανότητα των ενώσεων να εισέρχονται σε μια αλληλεπίδραση δότη-δέκτη.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός που σχηματίζεται από ένα ζεύγος ηλεκτρονίων από έναν από τους συνεργάτες του δεσμού ονομάζεται δεσμός δότη-δέκτη.

Ο σχηματισμένος δεσμός δότη-δέκτη διαφέρει μόνο στον τρόπο σχηματισμού. Οι ιδιότητές του είναι ίδιες με άλλους ομοιοπολικούς δεσμούς. Το άτομο δότη αποκτά θετικό φορτίο.

Οι δεσμοί δότη-δέκτη είναι χαρακτηριστικοί σύνθετων ενώσεων.

2.2.3. Δεσμοί υδρογόνου

Ένα άτομο υδρογόνου συνδεδεμένο με ένα ισχυρά ηλεκτραρνητικό στοιχείο (άζωτο, οξυγόνο, φθόριο, κ.λπ.) είναι σε θέση να αλληλεπιδράσει με το μοναδικό ζεύγος ηλεκτρονίων ενός άλλου επαρκώς ηλεκτραρνητικού ατόμου του ίδιου ή άλλου μορίου. Ως αποτέλεσμα, προκύπτει ένας δεσμός υδρογόνου, ο οποίος είναι ένα είδος δότη.

ομόλογο αποδοχής. Γραφικά, ένας δεσμός υδρογόνου αναπαρίσταται συνήθως με τρεις τελείες.

Η ενέργεια του δεσμού υδρογόνου είναι χαμηλή (10-40 kJ/mol) και καθορίζεται κυρίως από την ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση.

Οι διαμοριακοί δεσμοί υδρογόνου προκαλούν τη σύνδεση οργανικών ενώσεων, όπως οι αλκοόλες.

Οι δεσμοί υδρογόνου επηρεάζουν τις φυσικές (σημεία βρασμού και τήξης, ιξώδες, φασματικά χαρακτηριστικά) και τις χημικές (οξέος-βάσης) ιδιότητες των ενώσεων. Για παράδειγμα, το σημείο βρασμού της αιθανόλης C 2Η5 Το OH (78,3 ? C) είναι σημαντικά υψηλότερο από αυτό του διμεθυλαιθέρα CH 3 OCH 3 (-24 ? C) του ίδιου μοριακού βάρους, το οποίο δεν σχετίζεται λόγω δεσμών υδρογόνου.

Οι δεσμοί υδρογόνου μπορούν επίσης να είναι ενδομοριακοί. Ένας τέτοιος δεσμός στο ανιόν του σαλικυλικού οξέος οδηγεί σε αύξηση της οξύτητάς του.

Οι δεσμοί υδρογόνου παίζουν σημαντικό ρόλο στο σχηματισμό της χωρικής δομής των μακρομοριακών ενώσεων - πρωτεϊνών, πολυσακχαριτών, νουκλεϊκών οξέων.

2.3. Σχετικά συστήματα

Ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να εντοπιστεί ή να αποτοπιστεί. Ένας δεσμός ονομάζεται εντοπισμένος, τα ηλεκτρόνια του οποίου διαιρούνται στην πραγματικότητα μεταξύ των δύο πυρήνων των συνδεδεμένων ατόμων. Εάν τα ηλεκτρόνια του δεσμού μοιράζονται περισσότερους από δύο πυρήνες, τότε μιλάμε για αποτοποθετημένο δεσμό.

Ένας αποτοπικοποιημένος δεσμός είναι ένας ομοιοπολικός δεσμός του οποίου το μοριακό τροχιακό εκτείνεται σε περισσότερα από δύο άτομα.

Οι μετατοπισμένοι δεσμοί στις περισσότερες περιπτώσεις είναι π-δεσμοί. Είναι χαρακτηριστικά συζευγμένων συστημάτων. Σε αυτά τα συστήματα, εμφανίζεται ένα ειδικό είδος αμοιβαίας επιρροής των ατόμων - σύζευξη.

Σύζευξη (μεσομέρεια, από τα ελληνικά. μεσος- μέσο) είναι η ευθυγράμμιση δεσμών και φορτίων σε ένα πραγματικό μόριο (σωματίδιο) σε σύγκριση με μια ιδανική, αλλά ανύπαρκτη δομή.

Τα μετατοπισμένα ρ-τροχιακά που συμμετέχουν στη σύζευξη μπορούν να ανήκουν είτε σε δύο ή περισσότερους π-δεσμούς, είτε σε έναν π-δεσμό και ένα άτομο με ένα τροχιακό p. Σύμφωνα με αυτό, γίνεται διάκριση μεταξύ π,π-σύζευξης και ρ,π-σύζευξης. Το σύστημα σύζευξης μπορεί να είναι ανοιχτό ή κλειστό και να περιέχει όχι μόνο άτομα άνθρακα, αλλά και ετεροάτομα.

2.3.1. Συστήματα ανοιχτού κυκλώματος

π,π - Ζευγάρισμα.Ο απλούστερος εκπρόσωπος των π, π-συζευγμένων συστημάτων με αλυσίδα άνθρακα είναι το βουταδιένιο-1,3 (Εικ. 2.6, α). Τα άτομα άνθρακα και υδρογόνου και, κατά συνέπεια, όλοι οι δεσμοί σ στο μόριό του βρίσκονται στο ίδιο επίπεδο, σχηματίζοντας έναν επίπεδο σ-σκελετό. Τα άτομα άνθρακα βρίσκονται σε κατάσταση υβριδισμού sp 2. Τα μη υβριδισμένα p-AO κάθε ατόμου άνθρακα βρίσκονται κάθετα στο επίπεδο του σ-σκελετού και παράλληλα μεταξύ τους, κάτι που είναι απαραίτητη προϋπόθεση για την επικάλυψη τους. Η επικάλυψη δεν συμβαίνει μόνο μεταξύ του p-AO των ατόμων C-1 και C-2, C-3 και C-4, αλλά και μεταξύ του p-AO των ατόμων C-2 και C-3, με αποτέλεσμα το σχηματισμό ενός απλού π που εκτείνεται σε τέσσερα άτομα άνθρακα -σύστημα, δηλ. προκύπτει ένας μη εντοπισμένος ομοιοπολικός δεσμός (βλ. Εικ. 2.6, β).

Ρύζι. 2.6.Ατομικό τροχιακό μοντέλο του μορίου 1,3-βουταδιενίου

Αυτό αντανακλάται στην αλλαγή στα μήκη των δεσμών στο μόριο. Το μήκος του δεσμού C-1-C-2, καθώς και το C-3-C-4 στο βουταδιένιο-1,3 είναι κάπως αυξημένο και η απόσταση μεταξύ C-2 και C-3 μειώνεται σε σύγκριση με το συμβατικό διπλό και απλό δεσμούς. Με άλλα λόγια, η διαδικασία της μετεγκατάστασης ηλεκτρονίων οδηγεί στην ευθυγράμμιση των μηκών των δεσμών.

Οι υδρογονάνθρακες με μεγάλο αριθμό συζευγμένων διπλών δεσμών είναι κοινοί στο φυτικό βασίλειο. Αυτά περιλαμβάνουν, για παράδειγμα, τα καροτένια, τα οποία καθορίζουν το χρώμα των καρότων, της ντομάτας κ.λπ.

Ένα ανοιχτό σύστημα σύζευξης μπορεί επίσης να περιλαμβάνει ετεροάτομα. Ένα παράδειγμα ανοιχτού π,π-συζευγμένα συστήματα με ένα ετεροάτομο στην αλυσίδαΟι α,β-ακόρεστες καρβονυλικές ενώσεις μπορούν να χρησιμεύσουν. Για παράδειγμα, η ομάδα αλδεΰδης στην ακρολεΐνη CH 2 =CH-CH=O είναι ένα μέλος της αλυσίδας σύζευξης τριών sp 2-υβριδοποιημένων ατόμων άνθρακα και ενός ατόμου οξυγόνου. Κάθε ένα από αυτά τα άτομα συνεισφέρει ένα p-ηλεκτρόνιο στο μοναδικό π-σύστημα.

pn-ζευγοποίηση.Αυτός ο τύπος σύζευξης εκδηλώνεται συχνότερα σε ενώσεις που περιέχουν το δομικό θραύσμα -CH=CH-X, όπου το Χ είναι ένα ετεροάτομο που έχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων (κυρίως Ο ή Ν). Αυτά περιλαμβάνουν, για παράδειγμα, βινυλαιθέρες, στα μόρια των οποίων ο διπλός δεσμός είναι συζευγμένος με Rτο τροχιακό ενός ατόμου οξυγόνου. Ένας αποτοπισμένος δεσμός τριών κέντρων σχηματίζεται με την επικάλυψη δύο p-AO sp 2-υβριδοποιημένων ατόμων άνθρακα και ενός R-ΑΟ ενός ετεροατόμου με ένα ζεύγος n-ηλεκτρονίων.

Ο σχηματισμός ενός παρόμοιου αποτοπισμένου δεσμού τριών κέντρων υπάρχει στην καρβοξυλική ομάδα. Εδώ συμμετέχουν σε σύζευξη τα π-ηλεκτρόνια του δεσμού C=O και τα n-ηλεκτρόνια του ατόμου οξυγόνου της ομάδας ΟΗ. Τα συζευγμένα συστήματα με πλήρως ευθυγραμμισμένους δεσμούς και φορτία περιλαμβάνουν αρνητικά φορτισμένα σωματίδια, όπως το οξικό ιόν.

Η κατεύθυνση της μετατόπισης της πυκνότητας των ηλεκτρονίων υποδεικνύεται με ένα καμπύλο βέλος.

Υπάρχουν άλλοι γραφικοί τρόποι εμφάνισης των αποτελεσμάτων σύζευξης. Έτσι, η δομή του οξικού ιόντος (Ι) υποθέτει ότι το φορτίο κατανέμεται ομοιόμορφα και στα δύο άτομα οξυγόνου (όπως φαίνεται στο Σχ. 2.7, το οποίο είναι αληθές).

Οι δομές (II) και (III) χρησιμοποιούνται σε θεωρία συντονισμού.Σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, ένα πραγματικό μόριο ή σωματίδιο περιγράφεται από ένα σύνολο ορισμένων αποκαλούμενων δομών συντονισμού, οι οποίες διαφέρουν μεταξύ τους μόνο στην κατανομή των ηλεκτρονίων. Στα συζευγμένα συστήματα, η κύρια συνεισφορά στο συντονιστικό υβρίδιο γίνεται από δομές με διαφορετικές κατανομές πυκνότητας π ηλεκτρονίων (το βέλος δύο όψεων που συνδέει αυτές τις δομές είναι ένα ειδικό σύμβολο της θεωρίας συντονισμού).

Οι οριακές (οριακές) δομές δεν υπάρχουν πραγματικά. Ωστόσο, «συμβάλλουν» σε κάποιο βαθμό στην πραγματική κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων σε ένα μόριο (σωματίδιο), το οποίο αναπαρίσταται ως ένα συντονιστικό υβρίδιο που λαμβάνεται με την υπέρθεση (υπέρθεση) περιοριστικών δομών.

Σε συστήματα ρ,π-συζευγμένα με αλυσίδα άνθρακα, η σύζευξη μπορεί να συμβεί εάν υπάρχει ένα άτομο άνθρακα με ένα μη υβριδοποιημένο ρ-τροχιακό δίπλα στον π-δεσμό. Τέτοια συστήματα μπορεί να είναι ενδιάμεσα σωματίδια - καρβανιόντα, καρβοκατιόντα, ελεύθερες ρίζες, για παράδειγμα, δομές αλλυλίου. Τα αλλυλικά θραύσματα ελεύθερων ριζών παίζουν σημαντικό ρόλο στις διαδικασίες υπεροξείδωσης των λιπιδίων.

Στο αλλυλικό ανιόν CH 2 \u003d CH-CH 2 Το sp 2-υβριδισμένο άτομο άνθρακα C-3 παρέχει στο κοινό συζευγμένο

Ρύζι. 2.7.Χάρτης πυκνότητας ηλεκτρονίων της ομάδας COONa στην πενικιλίνη

σύστημα δύο ηλεκτρονίων, στην αλλυλική ρίζα CH 2=CH-CH2+ - ένα, και στο αλλυλ καρβοκατιόν CH 2=CH-CH2+ δεν παρέχει κανένα. Ως αποτέλεσμα, όταν το p-AO επικαλύπτει τρία sp 2-υβριδισμένα άτομα άνθρακα, σχηματίζεται ένας αποτοπισμένος δεσμός τριών κέντρων που περιέχει τέσσερα (στο carbanion), τρία (στην ελεύθερη ρίζα) και δύο (στο carbocation) ηλεκτρόνια. , αντίστοιχα.

Τυπικά, το άτομο C-3 στο κατιόν αλλυλίου φέρει θετικό φορτίο, στη ρίζα αλλυλίου έχει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο και στο ανιόν αλλυλίου έχει αρνητικό φορτίο. Πράγματι, σε τέτοια συζευγμένα συστήματα, υπάρχει μια μετεγκατάσταση (διασπορά) της πυκνότητας των ηλεκτρονίων, η οποία οδηγεί σε ευθυγράμμιση δεσμών και φορτίων. Τα άτομα C-1 και C-3 είναι ισοδύναμα σε αυτά τα συστήματα. Για παράδειγμα, σε ένα κατιόν αλλυλίου, καθένα από αυτά φέρει θετικό φορτίο+1/2 και συνδέεται με «ενάμιση» δεσμό με το άτομο C-2.

Έτσι, η σύζευξη οδηγεί σε σημαντική διαφορά στην κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων σε πραγματικές δομές σε σύγκριση με δομές που αντιπροσωπεύονται από συμβατικούς τύπους δομής.

2.3.2. Συστήματα κλειστού βρόχου

Τα κυκλικά συζευγμένα συστήματα παρουσιάζουν μεγάλο ενδιαφέρον ως ομάδα ενώσεων με αυξημένη θερμοδυναμική σταθερότητα σε σύγκριση με τα συζευγμένα ανοιχτά συστήματα. Αυτές οι ενώσεις έχουν επίσης άλλες ειδικές ιδιότητες, το σύνολο των οποίων ενώνεται με τη γενική έννοια αρωματικότητα.Αυτές περιλαμβάνουν την ικανότητα τέτοιων τυπικά ακόρεστων ενώσεων

εισέρχονται σε αντιδράσεις υποκατάστασης, όχι προσθήκη, αντοχή σε οξειδωτικά μέσα και θερμοκρασία.

Τυπικοί εκπρόσωποι των αρωματικών συστημάτων είναι οι αρένες και τα παράγωγά τους. Τα χαρακτηριστικά της ηλεκτρονικής δομής των αρωματικών υδρογονανθράκων εκδηλώνονται ξεκάθαρα στο μοντέλο ατομικής τροχιάς του μορίου του βενζολίου. Το πλαίσιο βενζολίου σχηματίζεται από έξι sp 2 υβριδισμένα άτομα άνθρακα. Όλοι οι δεσμοί σ (C-C και C-H) βρίσκονται στο ίδιο επίπεδο. Έξι μη υβριδισμένα p-AOs βρίσκονται κάθετα στο επίπεδο του μορίου και παράλληλα μεταξύ τους (Εικ. 2.8, α). Καθε R-Το ΑΟ μπορεί εξίσου να επικαλύπτεται με δύο γειτονικά R-ΑΟ. Ως αποτέλεσμα αυτής της επικάλυψης, προκύπτει ένα ενιαίο αποτοποθετημένο π-σύστημα, στο οποίο η υψηλότερη πυκνότητα ηλεκτρονίων βρίσκεται πάνω και κάτω από το επίπεδο του σ-σκελετού και καλύπτει όλα τα άτομα άνθρακα του κύκλου (βλ. Εικ. 2.8, β). Η πυκνότητα του π-ηλεκτρονίου κατανέμεται ομοιόμορφα σε όλο το κυκλικό σύστημα, το οποίο υποδεικνύεται από έναν κύκλο ή μια διακεκομμένη γραμμή μέσα στον κύκλο (βλ. Εικ. 2.8, γ). Όλοι οι δεσμοί μεταξύ ατόμων άνθρακα στον δακτύλιο βενζολίου έχουν το ίδιο μήκος (0,139 nm), ενδιάμεσο μεταξύ των μηκών απλών και διπλών δεσμών.

Με βάση τους κβαντομηχανικούς υπολογισμούς, διαπιστώθηκε ότι για το σχηματισμό τέτοιων σταθερών μορίων, ένα επίπεδο κυκλικό σύστημα πρέπει να περιέχει (4n + 2) π-ηλεκτρόνια, όπου n= 1, 2, 3, κ.λπ. (ο κανόνας του Hückel, 1931). Λαμβάνοντας υπόψη αυτά τα δεδομένα, είναι δυνατό να συγκεκριμενοποιηθεί η έννοια της «αρωματικότητας».

Μια ένωση είναι αρωματική αν έχει επίπεδο δακτύλιο και συζευγμένοπ -ηλεκτρονικό σύστημα που καλύπτει όλα τα άτομα του κύκλου και περιέχει(4n+ 2) π-ηλεκτρόνια.

Ο κανόνας του Hückel ισχύει για όλα τα επίπεδα συμπυκνωμένα συστήματα στα οποία δεν υπάρχουν άτομα που να είναι κοινά σε περισσότερα από

Ρύζι. 2.8.Μοντέλο ατομικής τροχιάς του μορίου βενζολίου (τα άτομα υδρογόνου παραλείφθηκαν, βλ. κείμενο για εξήγηση)

δύο κύκλοι. Οι ενώσεις με συμπυκνωμένους δακτυλίους βενζολίου, όπως η ναφθαλίνη και άλλες, πληρούν τα κριτήρια αρωματικότητας.

Σταθερότητα συζευγμένων συστημάτων. Ο σχηματισμός ενός συζευγμένου και ιδιαίτερα αρωματικού συστήματος είναι μια ενεργειακά ευνοϊκή διαδικασία, αφού ο βαθμός επικάλυψης των τροχιακών αυξάνει και επέρχεται μετεγκατάσταση (διασπορά). R-ηλεκτρόνια. Από αυτή την άποψη, συζευγμένα και αρωματικά συστήματα έχουν αυξημένη θερμοδυναμική σταθερότητα. Περιέχουν μικρότερη ποσότητα εσωτερικής ενέργειας και στη βασική κατάσταση καταλαμβάνουν χαμηλότερο επίπεδο ενέργειας σε σύγκριση με τα μη συζευγμένα συστήματα. Η διαφορά μεταξύ αυτών των επιπέδων μπορεί να χρησιμοποιηθεί για να ποσοτικοποιηθεί η θερμοδυναμική σταθερότητα της συζευγμένης ένωσης, δηλ. ενέργεια σύζευξης(ενέργεια μετεγκατάστασης). Για το βουταδιένιο-1,3, είναι μικρό και ανέρχεται σε περίπου 15 kJ/mol. Με την αύξηση του μήκους της συζευγμένης αλυσίδας, αυξάνεται η ενέργεια σύζευξης και, κατά συνέπεια, η θερμοδυναμική σταθερότητα των ενώσεων. Η ενέργεια σύζευξης για το βενζόλιο είναι πολύ μεγαλύτερη και ανέρχεται σε 150 kJ/mol.

2.4. Ηλεκτρονικές επιδράσεις των υποκαταστατών 2.4.1. Επαγωγικό αποτέλεσμα

Ένας πολικός δεσμός σ σε ένα μόριο προκαλεί πόλωση των πλησιέστερων σ-δεσμών και οδηγεί στην εμφάνιση μερικών φορτίων σε γειτονικά άτομα*.

Οι υποκαταστάτες προκαλούν πόλωση όχι μόνο των δικών τους, αλλά και των γειτονικών σ-δεσμών. Αυτός ο τύπος μετάδοσης της επίδρασης των ατόμων ονομάζεται επαγωγικό φαινόμενο (/-επίδραση).

Επαγωγικό φαινόμενο - η μεταφορά της ηλεκτρονικής επιρροής των υποκαταστατών ως αποτέλεσμα της μετατόπισης των ηλεκτρονίων των σ-δεσμών.

Λόγω της ασθενούς πόλωσης του δεσμού σ, το επαγωγικό φαινόμενο εξασθενεί μετά από τρεις ή τέσσερις δεσμούς στο κύκλωμα. Η δράση του είναι πιο έντονη σε σχέση με το άτομο άνθρακα που βρίσκεται δίπλα σε αυτό που έχει υποκαταστάτη. Η κατεύθυνση του επαγωγικού αποτελέσματος του υποκαταστάτη εκτιμάται ποιοτικά συγκρίνοντάς το με το άτομο υδρογόνου, το επαγωγικό αποτέλεσμα του οποίου λαμβάνεται ως μηδέν. Γραφικά, το αποτέλεσμα του /-φαινόμενου απεικονίζεται με ένα βέλος που συμπίπτει με τη θέση της γραμμής σθένους και δείχνει προς το πιο ηλεκτραρνητικό άτομο.

/V\ισχυρότερο από ένα άτομο υδρογόνου, εμφανίζειαρνητικόςεπαγωγικό αποτέλεσμα (-/-επίδραση).

Τέτοιοι υποκαταστάτες γενικά μειώνουν την πυκνότητα ηλεκτρονίων του συστήματος, ονομάζονται απόσυρση ηλεκτρονίων.Αυτές περιλαμβάνουν τις περισσότερες από τις λειτουργικές ομάδες: OH, NH 2, COOH, ΝΟ2 και κατιονικές ομάδες, όπως -ΝΗ 3+.

Ένας υποκαταστάτης που μετατοπίζει την πυκνότητα των ηλεκτρονίων σε σύγκριση με το άτομο υδρογόνουσ -δεσμεύει προς το άτομο άνθρακα της αλυσίδας, εκθέματαθετικόςεπαγωγικό αποτέλεσμα (+/- αποτέλεσμα).

Τέτοιοι υποκαταστάτες αυξάνουν την πυκνότητα ηλεκτρονίων στην αλυσίδα (ή τον δακτύλιο) και ονομάζονται δότης ηλεκτρονίων.Αυτές περιλαμβάνουν αλκυλομάδες που βρίσκονται στο sp2-υβριδισμένο άτομο άνθρακα και ανιονικά κέντρα σε φορτισμένα σωματίδια, για παράδειγμα -O-.

2.4.2. μεσομερικό αποτέλεσμα

Στα συζευγμένα συστήματα, τον κύριο ρόλο στη μεταφορά της ηλεκτρονικής επιρροής παίζουν τα π-ηλεκτρόνια των αποτοποθετημένων ομοιοπολικών δεσμών. Το φαινόμενο που εκδηλώνεται σε μια μετατόπιση της πυκνότητας ηλεκτρονίων ενός αποτοποθετημένου (συζευγμένου) π-συστήματος ονομάζεται μεσομερές (M-effect) ή φαινόμενο σύζευξης.

Μεσομερικό φαινόμενο - η μεταφορά της ηλεκτρονικής επιρροής των υποκαταστατών κατά μήκος του συζευγμένου συστήματος.

Στην περίπτωση αυτή, το υποκατάστατο είναι το ίδιο μέλος του συζευγμένου συστήματος. Μπορεί να εισάγει στο σύστημα σύζευξης είτε έναν π-δεσμό (καρβονύλιο, καρβοξυλικές ομάδες, κ.λπ.), είτε ένα μεμονωμένο ζεύγος ηλεκτρονίων ενός ετεροατόμου (αμινο και υδροξυομάδες), είτε ένα κενό ή γεμάτο με ένα ηλεκτρόνιο p-AO .

Εμφανίζεται ένας υποκαταστάτης που αυξάνει την πυκνότητα των ηλεκτρονίων σε ένα συζευγμένο σύστημαθετικόςμεσομερική επίδραση (+M- effect).

Οι υποκαταστάτες που περιλαμβάνουν άτομα με ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων (για παράδειγμα, μια αμινομάδα σε ένα μόριο ανιλίνης) ή ένα ολόκληρο αρνητικό φορτίο έχουν Μ-Επίδραση. Αυτά τα υποκατάστατα είναι ικανά

στη μεταφορά ενός ζεύγους ηλεκτρονίων σε ένα κοινό συζευγμένο σύστημα, δηλαδή είναι δότης ηλεκτρονίων.

Εμφανίζεται ένας υποκαταστάτης που μειώνει την πυκνότητα των ηλεκτρονίων σε ένα συζευγμένο σύστημααρνητικόςμεσομερική επίδραση (-M- effect).

Το φαινόμενο Μ στο συζευγμένο σύστημα κατέχεται από άτομα οξυγόνου ή αζώτου συνδεδεμένα με διπλό δεσμό σε άτομο άνθρακα, όπως φαίνεται στο παράδειγμα ακρυλικού οξέος και βενζαλδεΰδης. Τέτοιες ομαδοποιήσεις είναι απόσυρση ηλεκτρονίων.

Η μετατόπιση της πυκνότητας των ηλεκτρονίων υποδεικνύεται με ένα καμπύλο βέλος, η αρχή του οποίου δείχνει ποια p- ή π-ηλεκτρόνια μετατοπίζονται και το τέλος είναι ο δεσμός ή το άτομο στο οποίο μετατοπίζονται. Το μεσομερικό φαινόμενο, σε αντίθεση με το επαγωγικό φαινόμενο, μεταδίδεται σε ένα σύστημα συζευγμένων δεσμών σε πολύ μεγαλύτερη απόσταση.

Κατά την αξιολόγηση της επίδρασης των υποκαταστατών στην κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων σε ένα μόριο, είναι απαραίτητο να ληφθεί υπόψη η προκύπτουσα δράση των επαγωγικών και μεσομερικών επιδράσεων (Πίνακας 2.2).

Πίνακας 2.2.Ηλεκτρονικές επιδράσεις ορισμένων υποκαταστατών

Οι ηλεκτρονικές επιδράσεις των υποκαταστατών καθιστούν δυνατή την παροχή μιας ποιοτικής εκτίμησης της κατανομής της πυκνότητας ηλεκτρονίων σε ένα μη αντιδρών μόριο και την πρόβλεψη των ιδιοτήτων του.

169375 0

Κάθε άτομο έχει έναν ορισμένο αριθμό ηλεκτρονίων.

Εισερχόμενοι σε χημικές αντιδράσεις, τα άτομα δωρίζουν, αποκτούν ή κοινωνικοποιούν ηλεκτρόνια, φτάνοντας στην πιο σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση. Η διαμόρφωση με τη χαμηλότερη ενέργεια είναι η πιο σταθερή (όπως στα άτομα ευγενούς αερίου). Αυτό το μοτίβο ονομάζεται «κανόνας οκτάδας» (Εικ. 1).

Ρύζι. 1.

Αυτός ο κανόνας ισχύει για όλους τύπους σύνδεσης. Οι ηλεκτρονικοί δεσμοί μεταξύ των ατόμων τους επιτρέπουν να σχηματίζουν σταθερές δομές, από τους απλούστερους κρυστάλλους έως τα πολύπλοκα βιομόρια που τελικά σχηματίζουν ζωντανά συστήματα. Διαφέρουν από τους κρυστάλλους στον συνεχή μεταβολισμό τους. Ωστόσο, πολλές χημικές αντιδράσεις προχωρούν σύμφωνα με τους μηχανισμούς ηλεκτρονική μεταφορά, που παίζουν σημαντικό ρόλο στις ενεργειακές διεργασίες στο σώμα.

Ένας χημικός δεσμός είναι μια δύναμη που συγκρατεί δύο ή περισσότερα άτομα, ιόντα, μόρια ή οποιονδήποτε συνδυασμό τους..

Η φύση του χημικού δεσμού είναι καθολική: είναι μια ηλεκτροστατική δύναμη έλξης μεταξύ αρνητικά φορτισμένων ηλεκτρονίων και θετικά φορτισμένων πυρήνων, που καθορίζεται από τη διαμόρφωση των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό περίβλημα των ατόμων. Η ικανότητα ενός ατόμου να σχηματίζει χημικούς δεσμούς ονομάζεται σθένος, ή κατάσταση οξείδωσης. Η εννοια του ηλεκτρόνια σθένους- ηλεκτρόνια που σχηματίζουν χημικούς δεσμούς, δηλαδή αυτά που βρίσκονται στα πιο υψηλής ενέργειας τροχιακά. Κατά συνέπεια, το εξωτερικό κέλυφος ενός ατόμου που περιέχει αυτά τα τροχιακά ονομάζεται κέλυφος σθένους. Προς το παρόν, δεν αρκεί να υποδείξουμε την παρουσία ενός χημικού δεσμού, αλλά είναι απαραίτητο να διευκρινίσουμε τον τύπο του: ιοντικό, ομοιοπολικό, δίπολο-δίπολο, μεταλλικό.

Ο πρώτος τύπος σύνδεσης είναιιωνικός σύνδεση

Σύμφωνα με την ηλεκτρονική θεωρία του σθένους των Lewis και Kossel, τα άτομα μπορούν να επιτύχουν μια σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση με δύο τρόπους: πρώτον, χάνοντας ηλεκτρόνια, γίνονται κατιόντα, δεύτερον, την απόκτησή τους, τη μετατροπή σε ανιόντα. Ως αποτέλεσμα της μεταφοράς ηλεκτρονίων, λόγω της ηλεκτροστατικής δύναμης έλξης μεταξύ ιόντων με φορτία αντίθετου πρόσημου, σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός, που ονομάζεται Kossel " ηλεκτροσθενής(τώρα ονομάζεται ιωνικός).

Σε αυτή την περίπτωση, τα ανιόντα και τα κατιόντα σχηματίζουν μια σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση με ένα γεμάτο εξωτερικό κέλυφος ηλεκτρονίων. Τυπικοί ιοντικοί δεσμοί σχηματίζονται από κατιόντα των ομάδων Τ και II του περιοδικού συστήματος και ανιόντα μη μεταλλικών στοιχείων των ομάδων VI και VII (16 και 17 υποομάδες - αντίστοιχα, χαλκογόναΚαι αλογόνα). Οι δεσμοί στις ιοντικές ενώσεις είναι ακόρεστοι και μη κατευθυντικοί, επομένως διατηρούν τη δυνατότητα ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης με άλλα ιόντα. Στο σχ. Τα σχήματα 2 και 3 δείχνουν παραδείγματα ιοντικών δεσμών που αντιστοιχούν στο μοντέλο μεταφοράς ηλεκτρονίων Kossel.

Ρύζι. 2.

Ρύζι. 3.Ιωνικός δεσμός στο μόριο χλωριούχου νατρίου (NaCl).

Εδώ είναι σκόπιμο να υπενθυμίσουμε ορισμένες από τις ιδιότητες που εξηγούν τη συμπεριφορά των ουσιών στη φύση, ιδίως να εξετάσουμε την έννοια του οξέαΚαι λόγους.

Τα υδατικά διαλύματα όλων αυτών των ουσιών είναι ηλεκτρολύτες. Αλλάζουν χρώμα με διαφορετικούς τρόπους. δείκτες. Ο μηχανισμός δράσης των δεικτών ανακαλύφθηκε από τον F.V. Ostwald. Έδειξε ότι οι δείκτες είναι αδύναμα οξέα ή βάσεις, το χρώμα των οποίων στις αδιάσπαστες και διαχωρισμένες καταστάσεις είναι διαφορετικό.

Οι βάσεις μπορούν να εξουδετερώσουν τα οξέα. Δεν είναι όλες οι βάσεις διαλυτές στο νερό (για παράδειγμα, ορισμένες οργανικές ενώσεις που δεν περιέχουν ομάδες -ΟΗ είναι αδιάλυτες, ιδίως, τριαιθυλαμίνη N (C 2 H 5) 3); ονομάζονται διαλυτές βάσεις αλκάλια.

Τα υδατικά διαλύματα οξέων εισέρχονται σε χαρακτηριστικές αντιδράσεις:

α) με οξείδια μετάλλων - με το σχηματισμό αλατιού και νερού.

β) με μέταλλα - με το σχηματισμό αλατιού και υδρογόνου.

γ) με ανθρακικά - με το σχηματισμό αλατιού, CO 2 και H 2 Ο.

Οι ιδιότητες των οξέων και των βάσεων περιγράφονται από διάφορες θεωρίες. Σύμφωνα με τη θεωρία της Α.Ε. Το Arrhenius, ένα οξύ είναι μια ουσία που διασπάται για να σχηματίσει ιόντα H+ , ενώ η βάση σχηματίζει ιόντα ΑΥΤΟΣ- . Αυτή η θεωρία δεν λαμβάνει υπόψη την ύπαρξη οργανικών βάσεων που δεν έχουν υδροξυλομάδες.

Στην σειρά με πρωτόνιοΗ θεωρία των Bronsted και Lowry, ένα οξύ είναι μια ουσία που περιέχει μόρια ή ιόντα που δίνουν πρωτόνια ( δωρητέςπρωτόνια), και η βάση είναι μια ουσία που αποτελείται από μόρια ή ιόντα που δέχονται πρωτόνια ( αποδέκτεςπρωτόνια). Σημειώστε ότι στα υδατικά διαλύματα, τα ιόντα υδρογόνου υπάρχουν σε ένυδρη μορφή, δηλαδή με τη μορφή ιόντων υδρονίου H3O+ . Αυτή η θεωρία περιγράφει αντιδράσεις όχι μόνο με ιόντα νερού και υδροξειδίου, αλλά επίσης πραγματοποιούνται απουσία διαλύτη ή με μη υδατικό διαλύτη.

Για παράδειγμα, στην αντίδραση μεταξύ αμμωνίας NH 3 (ασθενής βάση) και υδροχλώριο στην αέρια φάση, σχηματίζεται στερεό χλωριούχο αμμώνιο και σε ένα μείγμα ισορροπίας δύο ουσιών υπάρχουν πάντα 4 σωματίδια, δύο από τα οποία είναι οξέα και τα άλλα δύο είναι βάσεις:

Αυτό το μείγμα ισορροπίας αποτελείται από δύο συζευγμένα ζεύγη οξέων και βάσεων:

1)NH 4+ και NH 3

2) HClΚαι Cl ‑

Εδώ, σε κάθε συζευγμένο ζεύγος, το οξύ και η βάση διαφέρουν κατά ένα πρωτόνιο. Κάθε οξύ έχει μια συζυγή βάση. Ένα ισχυρό οξύ έχει μια ασθενή συζυγή βάση και ένα ασθενές οξύ έχει μια ισχυρή συζυγή βάση.

Η θεωρία Bronsted-Lowry καθιστά δυνατή την εξήγηση του μοναδικού ρόλου του νερού για τη ζωή της βιόσφαιρας. Το νερό, ανάλογα με την ουσία που αλληλεπιδρά με αυτό, μπορεί να εμφανίσει τις ιδιότητες είτε ενός οξέος είτε μιας βάσης. Για παράδειγμα, στις αντιδράσεις με υδατικά διαλύματα οξικού οξέος, το νερό είναι μια βάση και με τα υδατικά διαλύματα αμμωνίας, είναι ένα οξύ.

1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 SOO- . Εδώ το μόριο οξικού οξέος δίνει ένα πρωτόνιο στο μόριο του νερού.

2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + ΑΥΤΟΣ- . Εδώ το μόριο αμμωνίας δέχεται ένα πρωτόνιο από το μόριο του νερού.

Έτσι, το νερό μπορεί να σχηματίσει δύο συζευγμένα ζεύγη:

1) H 2 O(οξύ) και ΑΥΤΟΣ- (συζευγμένη βάση)

2) H 3 O+ (οξύ) και H 2 O(συζυγική βάση).

Στην πρώτη περίπτωση το νερό δίνει ένα πρωτόνιο και στη δεύτερη το δέχεται.

Μια τέτοια ιδιότητα ονομάζεται αμφιπρωτοτονία. Οι ουσίες που μπορούν να αντιδράσουν και ως οξέα και ως βάσεις ονομάζονται αμφοτερικός. Τέτοιες ουσίες βρίσκονται συχνά στη φύση. Για παράδειγμα, τα αμινοξέα μπορούν να σχηματίσουν άλατα τόσο με οξέα όσο και με βάσεις. Επομένως, τα πεπτίδια σχηματίζουν εύκολα ενώσεις συντονισμού με τα μεταλλικά ιόντα που υπάρχουν.

Έτσι, η χαρακτηριστική ιδιότητα ενός ιοντικού δεσμού είναι η πλήρης μετατόπιση μιας δέσμης ηλεκτρονίων που δεσμεύουν έναν από τους πυρήνες. Αυτό σημαίνει ότι υπάρχει μια περιοχή μεταξύ των ιόντων όπου η πυκνότητα των ηλεκτρονίων είναι σχεδόν μηδενική.

Ο δεύτερος τύπος σύνδεσης είναιομοιοπολική σύνδεση

Τα άτομα μπορούν να σχηματίσουν σταθερές ηλεκτρονικές διαμορφώσεις μοιράζοντας ηλεκτρόνια.

Ένας τέτοιος δεσμός σχηματίζεται όταν ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μοιράζεται ένα κάθε φορά. από το καθέναάτομο. Σε αυτή την περίπτωση, τα κοινωνικοποιημένα ηλεκτρόνια του δεσμού κατανέμονται εξίσου μεταξύ των ατόμων. Ένα παράδειγμα ομοιοπολικού δεσμού είναι ομοπυρηνικήδιατονικός Μόρια Η 2 , Ν 2 , φά 2. Τα αλλότροπα έχουν τον ίδιο τύπο δεσμού. Ο 2 και το όζον Ο 3 και για πολυατομικό μόριο μικρό 8 και επίσης ετεροπυρηνικά μόριαυδροχλώριο Hcl, διοξείδιο του άνθρακα CO 2, μεθάνιο CH 4, αιθανόλη ΜΕ 2 H 5 ΑΥΤΟΣ, εξαφθοριούχο θείο SF 6, ακετυλένιο ΜΕ 2 H 2. Όλα αυτά τα μόρια έχουν τα ίδια κοινά ηλεκτρόνια και οι δεσμοί τους είναι κορεσμένοι και κατευθυνόμενοι με τον ίδιο τρόπο (Εικ. 4).

Για τους βιολόγους, είναι σημαντικό οι ομοιοπολικές ακτίνες των ατόμων σε διπλούς και τριπλούς δεσμούς να είναι μειωμένες σε σύγκριση με έναν απλό δεσμό.

Ρύζι. 4.Ομοιοπολικός δεσμός στο μόριο Cl 2.

Οι ιοντικοί και οι ομοιοπολικοί τύποι δεσμών είναι δύο περιοριστικές περιπτώσεις πολλών υπαρχόντων τύπων χημικών δεσμών και στην πράξη οι περισσότεροι δεσμοί είναι ενδιάμεσοι.

Οι ενώσεις δύο στοιχείων που βρίσκονται σε αντίθετα άκρα της ίδιας ή διαφορετικής περιόδου του συστήματος Mendeleev σχηματίζουν κυρίως ιοντικούς δεσμούς. Καθώς τα στοιχεία πλησιάζουν το ένα το άλλο μέσα σε μια περίοδο, η ιοντική φύση των ενώσεων τους μειώνεται, ενώ ο ομοιοπολικός χαρακτήρας αυξάνεται. Για παράδειγμα, τα αλογονίδια και τα οξείδια των στοιχείων στην αριστερή πλευρά του περιοδικού πίνακα σχηματίζουν κυρίως ιοντικούς δεσμούς ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), και οι ίδιες ενώσεις των στοιχείων στη δεξιά πλευρά του πίνακα είναι ομοιοπολικές ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, φαινόλη C6H5OH, γλυκόζη C 6 H 12 O 6, αιθανόλη C 2 H 5 OH).

Ο ομοιοπολικός δεσμός, με τη σειρά του, έχει μια άλλη τροποποίηση.

Σε πολυατομικά ιόντα και σε πολύπλοκα βιολογικά μόρια, και τα δύο ηλεκτρόνια μπορούν να προέρχονται μόνο από έναςάτομο. Ονομάζεται δότηςζεύγος ηλεκτρονίων. Ένα άτομο που κοινωνικοποιεί αυτό το ζεύγος ηλεκτρονίων με έναν δότη ονομάζεται αποδέκτηςζεύγος ηλεκτρονίων. Αυτός ο τύπος ομοιοπολικού δεσμού ονομάζεται συντονισμός (δότης-δέκτης, ήδοτική πτώση) επικοινωνία(Εικ. 5). Αυτός ο τύπος δεσμού είναι πιο σημαντικός για τη βιολογία και την ιατρική, καθώς η χημεία των πιο σημαντικών d-στοιχείων για το μεταβολισμό περιγράφεται σε μεγάλο βαθμό από δεσμούς συντονισμού.

Εικ. 5.

Κατά κανόνα, σε μια σύνθετη ένωση, ένα άτομο μετάλλου λειτουργεί ως δέκτης ζεύγους ηλεκτρονίων. Αντίθετα, στους ιοντικούς και ομοιοπολικούς δεσμούς, το άτομο μετάλλου είναι δότης ηλεκτρονίων.

Η ουσία του ομοιοπολικού δεσμού και η ποικιλία του - ο δεσμός συντονισμού - μπορεί να αποσαφηνιστεί με τη βοήθεια μιας άλλης θεωρίας οξέων και βάσεων, που προτείνεται από τον GN. Λουδοβίκος. Διεύρυνε κάπως τη σημασιολογική έννοια των όρων «οξύ» και «βάση» σύμφωνα με τη θεωρία Bronsted-Lowry. Η θεωρία Lewis εξηγεί τη φύση του σχηματισμού σύνθετων ιόντων και τη συμμετοχή ουσιών σε αντιδράσεις πυρηνόφιλης υποκατάστασης, δηλαδή στον σχηματισμό CS.

Σύμφωνα με τον Lewis, ένα οξύ είναι μια ουσία ικανή να σχηματίσει έναν ομοιοπολικό δεσμό με την αποδοχή ενός ζεύγους ηλεκτρονίων από μια βάση. Μια βάση Lewis είναι μια ουσία που έχει ένα μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων, το οποίο, δίνοντας ηλεκτρόνια, σχηματίζει έναν ομοιοπολικό δεσμό με το οξύ Lewis.

Δηλαδή, η θεωρία Lewis επεκτείνει το εύρος των αντιδράσεων οξέος-βάσης και σε αντιδράσεις στις οποίες τα πρωτόνια δεν συμμετέχουν καθόλου. Επιπλέον, το ίδιο το πρωτόνιο, σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, είναι επίσης οξύ, αφού μπορεί να δεχτεί ένα ζεύγος ηλεκτρονίων.

Επομένως, σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, τα κατιόντα είναι οξέα Lewis και τα ανιόντα είναι βάσεις Lewis. Οι ακόλουθες αντιδράσεις είναι παραδείγματα:

Σημειώθηκε παραπάνω ότι η υποδιαίρεση των ουσιών σε ιοντικές και ομοιοπολικές είναι σχετική, καθώς δεν υπάρχει πλήρης μετάβαση ενός ηλεκτρονίου από άτομα μετάλλου σε άτομα δέκτη σε ομοιοπολικά μόρια. Σε ενώσεις με ιοντικό δεσμό, κάθε ιόν βρίσκεται στο ηλεκτρικό πεδίο των ιόντων του αντίθετου πρόσημου, επομένως είναι αμοιβαία πολωμένα και τα κελύφη τους παραμορφώνονται.

Πολωσιμότητακαθορίζεται από την ηλεκτρονική δομή, το φορτίο και το μέγεθος του ιόντος. είναι υψηλότερο για τα ανιόντα παρά για τα κατιόντα. Η υψηλότερη ικανότητα πόλωσης μεταξύ των κατιόντων είναι για κατιόντα μεγαλύτερου φορτίου και μικρότερου μεγέθους, για παράδειγμα, για Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Έχει ισχυρό πολωτικό αποτέλεσμα H+ . Δεδομένου ότι η επίδραση της πόλωσης ιόντων είναι αμφίπλευρη, αλλάζει σημαντικά τις ιδιότητες των ενώσεων που σχηματίζουν.

Ο τρίτος τύπος σύνδεσης -δίπολο-δίπολο σύνδεση

Εκτός από τα αναφερόμενα είδη επικοινωνίας, υπάρχουν και δίπολο-δίπολο διαμοριακήαλληλεπιδράσεις, επίσης γνωστές ως van der Waals .

Η ισχύς αυτών των αλληλεπιδράσεων εξαρτάται από τη φύση των μορίων.

Υπάρχουν τρεις τύποι αλληλεπιδράσεων: μόνιμο δίπολο - μόνιμο δίπολο ( δίπολο-δίπολοαξιοθεατο); μόνιμο δίπολο - επαγόμενο δίπολο ( επαγωγήαξιοθεατο); στιγμιαίο δίπολο - επαγόμενο δίπολο ( διασποράέλξη, ή δυνάμεις του Λονδίνου? ρύζι. 6).

Ρύζι. 6.

Μόνο τα μόρια με πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς έχουν ροπή διπόλου-διπόλου ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), και η αντοχή του δεσμού είναι 1-2 αποχαιρετώ(1D \u003d 3.338 × 10 -30 μέτρα κουλόμπ - C × m).

Στη βιοχημεία, διακρίνεται ένας άλλος τύπος δεσμού - υδρογόνο σύνδεση, η οποία είναι μια περιοριστική περίπτωση δίπολο-δίπολοαξιοθεατο. Αυτός ο δεσμός σχηματίζεται από την έλξη μεταξύ ενός ατόμου υδρογόνου και ενός μικρού ηλεκτραρνητικού ατόμου, πιο συχνά οξυγόνου, φθορίου και αζώτου. Με μεγάλα άτομα που έχουν παρόμοια ηλεκτραρνητικότητα (για παράδειγμα, με χλώριο και θείο), ο δεσμός υδρογόνου είναι πολύ πιο αδύναμος. Το άτομο υδρογόνου διακρίνεται από ένα βασικό χαρακτηριστικό: όταν τα συνδετικά ηλεκτρόνια απομακρύνονται, ο πυρήνας του - το πρωτόνιο - εκτίθεται και παύει να ελέγχεται από ηλεκτρόνια.

Επομένως, το άτομο μετατρέπεται σε μεγάλο δίπολο.

Ένας δεσμός υδρογόνου, σε αντίθεση με τον δεσμό van der Waals, σχηματίζεται όχι μόνο κατά τη διάρκεια διαμοριακών αλληλεπιδράσεων, αλλά και μέσα σε ένα μόριο - ενδομοριακήδεσμός υδρογόνου. Οι δεσμοί υδρογόνου παίζουν σημαντικό ρόλο στη βιοχημεία, για παράδειγμα, για τη σταθεροποίηση της δομής των πρωτεϊνών με τη μορφή α-έλικας ή για το σχηματισμό διπλής έλικας DNA (Εικ. 7).

Εικ.7.

Οι δεσμοί υδρογόνου και van der Waals είναι πολύ πιο αδύναμοι από τους ιοντικούς, ομοιοπολικούς και συντονιστικούς δεσμούς. Η ενέργεια των διαμοριακών δεσμών φαίνεται στον Πίνακα. 1.

Τραπέζι 1.Ενέργεια διαμοριακών δυνάμεων

Σημείωση: Ο βαθμός των διαμοριακών αλληλεπιδράσεων αντικατοπτρίζει την ενθαλπία της τήξης και της εξάτμισης (βρασμός). Οι ιοντικές ενώσεις απαιτούν πολύ περισσότερη ενέργεια για τον διαχωρισμό των ιόντων παρά για τον διαχωρισμό των μορίων. Οι ενθαλπίες τήξης των ιοντικών ενώσεων είναι πολύ υψηλότερες από αυτές των μοριακών ενώσεων.

Ο τέταρτος τύπος σύνδεσης -μεταλλικός δεσμός

Τέλος, υπάρχει ένας άλλος τύπος διαμοριακών δεσμών - μέταλλο: σύνδεση θετικών ιόντων του πλέγματος των μετάλλων με ελεύθερα ηλεκτρόνια. Αυτός ο τύπος σύνδεσης δεν συμβαίνει σε βιολογικά αντικείμενα.

Από μια σύντομη ανασκόπηση των τύπων των δεσμών, προκύπτει μια λεπτομέρεια: μια σημαντική παράμετρος ενός ατόμου ή ιόντος ενός μετάλλου - ένας δότης ηλεκτρονίων, καθώς και ένα άτομο - ένας δέκτης ηλεκτρονίων είναι Μέγεθος.

Χωρίς να υπεισέλθουμε σε λεπτομέρειες, σημειώνουμε ότι οι ομοιοπολικές ακτίνες των ατόμων, οι ιοντικές ακτίνες των μετάλλων και οι ακτίνες van der Waals των αλληλεπιδρώντων μορίων αυξάνονται όσο αυξάνεται ο ατομικός τους αριθμός στις ομάδες του περιοδικού συστήματος. Σε αυτή την περίπτωση, οι τιμές των ακτίνων ιόντων είναι οι μικρότερες και οι ακτίνες van der Waals είναι οι μεγαλύτερες. Κατά κανόνα, όταν κινείται προς τα κάτω στην ομάδα, οι ακτίνες όλων των στοιχείων αυξάνονται, τόσο των ομοιοπολικών όσο και των van der Waals.

Τα πιο σημαντικά για τους βιολόγους και τους γιατρούς είναι συντονισμός(δότης-δέκτης) δεσμούς που εξετάζονται από τη χημεία συντονισμού.

Ιατρικά βιοοργανικά. Ο Γ.Κ. Μπαράσκοφ