I grunntilstanden har karbonatom C (1s 2 2s 2 2p 2) to uparrede elektroner, på grunn av hvilke bare to vanlige elektronpar kan dannes. Imidlertid er karbon fireverdig i de fleste av dets forbindelser. Dette forklares med det faktum at karbonatomet, som absorberer en liten mengde energi, går inn i en eksitert tilstand der det har 4 uparede elektroner, dvs. i stand til å dannes fire kovalente bindinger og delta i dannelsen av fire vanlige elektronpar:
6 C 1s 2 2s 2 2p 2 6 C * 1s 2 2s 1 2p 3 .
| ↓ | ||||||||||||
| 1 | ↓ | s | ↓ | s | ||||||||
| s | s | |||||||||||
Eksitasjonsenergien kompenseres av dannelsen av kjemiske bindinger, som skjer med frigjøring av energi.
Karbonatomer har evnen til å danne tre typer hybridisering av elektronorbitaler ( sp 3, sp 2, sp) og dannelsen av flere (dobbelt- og trippelbindinger) seg imellom (tabell 2.2).
Tabell 2.2
Typer hybridisering og molekylær geometri
En enkel (enkelt) s-kobling utføres når sp 3-hybridisering, der alle fire hybridorbitalene er ekvivalente og er rettet i rommet i en vinkel på 109°29' til hverandre og orientert mot toppunktene til et regulært tetraeder (fig. 2.8).
Ris. 2.8. Dannelse av metanmolekyl CH 4
Hvis hybrid karbon orbitaler overlapper med sfæriske orbitaler s-orbitaler av hydrogenatomet, så dannes den enkleste organiske forbindelsen metan CH 4 - et mettet hydrokarbon.
Av stor interesse er studiet av bindingene til karbonatomer med hverandre og med atomer til andre grunnstoffer. La oss vurdere strukturen til molekylene av etan, etylen og acetylen.
Vinklene mellom alle bindinger i etanmolekylet er nesten nøyaktig like hverandre (fig. 2.9) og skiller seg ikke fra C - H-vinklene i metanmolekylet.
Derfor er karbonatomene i en tilstand sp 3-hybridisering.
Ris. 2.9. Etanmolekyl C 2 H 6
Hybridiseringen av de elektroniske orbitalene til karbonatomer kan være ufullstendig, dvs. to ( sp 2-hybridisering) eller en ( sp-hybridisering) av tre R-orbitaler. I dette tilfellet dannes det mellom karbonatomene flere tilkoblinger (dobbel eller trippel). Hydrokarboner med flere bindinger kalles umettede eller umettede. En dobbeltbinding (C=C) dannes når sp 2-hybridisering.
I dette tilfellet har hvert karbonatom ett av tre R-orbitaler er ikke involvert i hybridisering, noe som resulterer i dannelsen av tre sp 2-hybride orbitaler plassert i samme plan i en vinkel på 120° til hverandre, og ikke-hybrid 2 R Orbitalen er plassert vinkelrett på dette planet. To karbonatomer binder seg sammen for å danne en s-binding på grunn av overlappende hybridorbitaler og en p-binding på grunn av overlapping R-orbitaler.
Interaksjon mellom frie hybridorbitaler av karbon med 1 s-orbitaler av hydrogenatomer fører til dannelse av et etylenmolekyl C 2 H 4 (Fig. 2.10) - den enkleste representanten for umettede hydrokarboner.
Ris. 2.10. Dannelse av et etylenmolekyl C 2 H 4
Overlappingen av elektronorbitaler i tilfelle av en p-binding er mindre og sonene med økt elektrontetthet ligger lenger fra atomkjernene, så denne bindingen er mindre sterk enn s-bindingen.
En trippelbinding dannes av en s-binding og to p-bindinger. I dette tilfellet er elektronorbitalene i en tilstand av sp-hybridisering, hvis dannelse skjer på grunn av en s- og en R-orbitaler (fig. 2.11).
De to hybridorbitalene er plassert i en vinkel på 180° i forhold til hverandre, og de resterende ikke-hybride to R-orbitaler er plassert i to innbyrdes vinkelrette plan. Dannelsen av en trippelbinding skjer i acetylenmolekylet C 2 H 2 (se fig. 2.11).
Ris. 2.11. Dannelse av et acetylenmolekyl C 2 H 2
En spesiell type binding oppstår under dannelsen av et benzenmolekyl (C 6 H 6), den enkleste representanten for aromatiske hydrokarboner.
Benzen inneholder seks karbonatomer koblet sammen i en ring (benzenring), med hvert karbonatom i en tilstand av sp 2 hybridisering (fig. 2.12).
Ris. 2.12. sp 2 – orbitaler til benzenmolekylet C 6 H 6
Alle karbonatomer inkludert i benzenmolekylet befinner seg i samme plan. Hvert karbonatom i sp 2-hybridiseringstilstanden har en mer ikke-hybrid p-orbital med et uparet elektron, som danner en p-binding (fig. 2.13).
Aksen er slik R-orbitaler er plassert vinkelrett på planet til benzenmolekylet.
Alle seks er ikke-hybride R-orbitaler danner en felles bindende molekylær p-orbital, og alle seks elektronene kombineres for å danne en p-elektronsekstett.
Grenseoverflaten til en slik orbital er plassert over og under planet til karbon s-skjelettet. Som et resultat av sirkulær overlapping oppstår et enkelt delokalisert p-system som dekker alle karbonatomer i syklusen (fig. 2.13).
Benzen er skjematisk avbildet som en sekskant med en ring inni, noe som indikerer at delokalisering av elektroner og tilsvarende bindinger finner sted.
Ris. 2.13. -bindinger i benzenmolekylet C 6 H 6
Ionisk kjemisk binding
Ionebinding- en kjemisk binding dannet som et resultat av gjensidig elektrostatisk tiltrekning av motsatt ladede ioner, der en stabil tilstand oppnås ved fullstendig overføring av den totale elektrontettheten til et atom av et mer elektronegativt element.
En rent ionisk binding er et ekstremt tilfelle av en kovalent binding.
I praksis realiseres ikke fullstendig overføring av elektroner fra ett atom til et annet atom gjennom en binding, siden hvert element har en større eller mindre (men ikke null) EO, og enhver kjemisk binding vil være kovalent til en viss grad.
En slik binding oppstår i tilfellet med stor forskjell i EO av atomer, for eksempel mellom kationer s-metaller fra den første og andre gruppen av det periodiske systemet og anioner av ikke-metaller fra gruppene VIА og VIIА (LiF, NaCl, CsF, etc.).
I motsetning til en kovalent binding, ionisk binding har ingen retningsbestemthet . Dette forklares med at det elektriske feltet til ionet har sfærisk symmetri, dvs. avtar med avstanden i henhold til samme lov i alle retninger. Derfor er samspillet mellom ioner uavhengig av retning.
Samspillet mellom to ioner med motsatt fortegn kan ikke føre til fullstendig gjensidig kompensasjon av deres kraftfelt. På grunn av dette beholder de evnen til å tiltrekke seg ioner av motsatt fortegn i andre retninger. Derfor, i motsetning til en kovalent binding, ionisk binding er også preget av umettethet .
Mangelen på retning og metning i ioniske bindinger bestemmer tendensen til ioniske molekyler til å assosiere. Alle ioniske forbindelser i fast tilstand har et ionisk krystallgitter, der hvert ion er omgitt av flere ioner med motsatt fortegn. I dette tilfellet er alle bindinger av et gitt ion med naboioner likeverdige.
Metallkobling
Metaller er preget av en rekke spesielle egenskaper: elektrisk og termisk ledningsevne, en karakteristisk metallisk glans, formbarhet, høy duktilitet og stor styrke. Disse spesifikke egenskapene til metaller kan forklares med en spesiell type kjemisk binding kalt metall .
En metallisk binding er resultatet av overlappende delokaliserte orbitaler av atomer som nærmer seg hverandre i krystallgitteret til et metall.
De fleste metaller har et betydelig antall ledige orbitaler og et lite antall elektroner i deres ytre elektroniske nivå.
Derfor er det energetisk gunstigere at elektronene ikke er lokalisert, men tilhører hele metallatomet. Ved gitternodene til metallet er det positivt ladede ioner, som er nedsenket i en elektron "gass" fordelt gjennom metallet:
Meg ↔ Me n + + n .
Det er en elektrostatisk interaksjon mellom positivt ladede metallioner (Me n +) og ikke-lokaliserte elektroner (n), som sikrer stoffets stabilitet. Energien til denne interaksjonen er mellomenergien til kovalente og molekylære krystaller. Derfor vil elementer med en rent metallisk binding ( s-, Og s-elementer) er preget av relativt høye smeltepunkter og hardhet.
Tilstedeværelsen av elektroner, som fritt kan bevege seg gjennom hele volumet av krystallen, gir metallets spesifikke egenskaper
Hydrogenbinding
Hydrogenbinding – en spesiell type intermolekylær interaksjon. Hydrogenatomer som er kovalent bundet til et atom i et grunnstoff som har høy elektronegativitetsverdi (oftest F, O, N, men også Cl, S og C) har en relativt høy effektiv ladning. Som et resultat kan slike hydrogenatomer interagere elektrostatisk med atomer av disse elementene.
Dermed er H d + atomet til ett vannmolekyl orientert og samhandler tilsvarende (som vist med tre prikker) med O d - atomet til et annet vannmolekyl:
Bindinger dannet av et H-atom mellom to atomer av elektronegative elementer kalles hydrogen:
d- d+ d-
A − H × × × B
Energien til en hydrogenbinding er betydelig mindre enn energien til en konvensjonell kovalent binding (150–400 kJ/mol), men denne energien er tilstrekkelig til å forårsake aggregering av molekylene til de tilsvarende forbindelsene i flytende tilstand, for eksempel i flytende hydrogenfluorid HF (Fig. 2.14). For fluorforbindelser når den ca. 40 kJ/mol.
Ris. 2.14. Aggregering av HF-molekyler på grunn av hydrogenbindinger
Lengden på en hydrogenbinding er også kortere enn lengden på en kovalent binding. Således, i polymer (HF) n, er bindingslengden F−H = 0,092 nm, og bindingslengden er F∙∙∙H = 0,14 nm. For vann er bindingslengden O−H=0,096 nm, og bindingslengden O∙∙∙H=0,177 nm.
Dannelsen av intermolekylære hydrogenbindinger fører til en betydelig endring i egenskapene til stoffer: en økning i viskositet, dielektrisk konstant, koke- og smeltepunkter.
Relatert informasjon.
KAPITTEL 2. KJEMISK BINDING OG GJENSIDIG PÅVIRKNING AV ATOMER I ORGANISKE FORBINDELSER
KAPITTEL 2. KJEMISK BINDING OG GJENSIDIG PÅVIRKNING AV ATOMER I ORGANISKE FORBINDELSER
De kjemiske egenskapene til organiske forbindelser bestemmes av typen kjemiske bindinger, arten av de bundne atomene og deres gjensidige påvirkning i molekylet. Disse faktorene er igjen bestemt av den elektroniske strukturen til atomer og samspillet mellom deres atomorbitaler.
2.1. Elektronisk struktur av karbonatomet
Den delen av atomrommet hvor sannsynligheten for å finne et elektron er størst kalles en atomorbital (AO).
I kjemi er konseptet med hybridorbitaler av karbonatomet og andre elementer mye brukt. Konseptet hybridisering som en måte å beskrive omorganiseringen av orbitaler på er nødvendig når antallet uparrede elektroner i grunntilstanden til et atom er mindre enn antall dannede bindinger. Et eksempel er karbonatomet, som i alle forbindelser manifesterer seg som et tetravalent element, men i samsvar med reglene for fylling av orbitaler, inneholder dets ytre elektroniske nivå i grunntilstanden 1s 2 2s 2 2p 2 bare to uparrede elektroner (fig. 2.1, EN og vedlegg 2-1). I disse tilfellene postuleres det at forskjellige atomorbitaler, like i energi, kan blande seg med hverandre og danne hybridorbitaler med samme form og energi.
Hybridiserte orbitaler danner på grunn av større overlapping sterkere bindinger sammenlignet med ikke-hybridiserte orbitaler.
Avhengig av antall orbitaler som har gått inn i hybridisering, kan et karbonatom være i en av tre tilstander
Ris. 2.1.Fordeling av elektroner over orbitaler av et karbonatom i bakken (a), eksiterte (b) og hybridiserte tilstander (c - sp3, g-sp2, d-sp)
hybridisering (se fig. 2.1, c-d). Hybridiseringstypen bestemmer orienteringen til hybride AO-er i rommet og følgelig geometrien til molekylene, dvs. deres romlige struktur.
Den romlige strukturen til molekyler er det relative arrangementet av atomer og atomgrupper i rommet.
sp 3-Hybridisering.Når fire eksterne AOer av et eksitert karbonatom (se fig. 2.1, b) - en 2s og tre 2p orbitaler - blandes, oppstår fire ekvivalente sp 3 hybridorbitaler. De har form av en tredimensjonal "åtte", hvor det ene av bladene er mye større enn det andre.
Hver hybridorbital er fylt med ett elektron. Karbonatomet i tilstanden sp 3 hybridisering har den elektroniske konfigurasjonen 1s 2 2(sp 3) 4 (se fig. 2.1, c). Denne hybridiseringstilstanden er karakteristisk for karbonatomer i mettede hydrokarboner (alkaner) og følgelig i alkylradikaler.
På grunn av gjensidig frastøtning rettes sp 3 -hybrid AO i rommet mot hjørnene tetraeder, og vinklene mellom dem er 109,5? (den mest fordelaktige plasseringen; Fig. 2.2, a).
Den romlige strukturen er avbildet ved hjelp av stereokjemiske formler. I disse formlene er det sp 3 -hybridiserte karbonatomet og dets to bindinger plassert i planet på tegningen og grafisk indikert med en vanlig linje. En tykk linje eller en tykk kile indikerer en forbindelse som strekker seg fremover fra tegningens plan og rettet mot observatøren; stiplet linje eller skyggelagt kile (..........) - en forbindelse som strekker seg fra observatøren utover tegningens plan -
Ris. 2.2.Typer karbonatomhybridisering. Punktet i sentrum er kjernen til atomet (små fraksjoner av hybridorbitaler er utelatt for å forenkle figuren; ikke-hybridiserte p-AO-er er vist i farger)
dame (fig. 2.3, a). Karbonatomet er i tilstanden sp 3-hybridisering har en tetraedrisk konfigurasjon.
sp 2-Hybridisering.Når du blander en 2s- og to 2p-AOer av et eksitert karbonatom, tre ekvivalente dannes sp 2-hybrid orbitaler og forblir uhybridisert 2p-AO. Karbonatomet er i tilstanden sp 2-hybridisering har den elektroniske konfigurasjonen 1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 (se fig. 2.1, d). Denne tilstanden av karbonatomhybridisering er typisk for umettede hydrokarboner (alkener), så vel som for noen funksjonelle grupper, som karbonyl og karboksyl.
sp 2 -Hybridiserte orbitaler er plassert i samme plan i en vinkel på 120?, og den ikke-hybridiserte AO er i et vinkelrett plan (se fig. 2.2, b). Karbonatomet er i tilstanden sp 2-hybridisering har trigonal konfigurasjon. Karbonatomer forbundet med en dobbeltbinding er i plan på tegningen, og enkeltbindingene deres rettet mot og bort fra observatøren er betegnet som beskrevet ovenfor (se fig. 2.3, b).
sp-hybridisering.Når en 2s- og en 2p-orbitaler av et eksitert karbonatom blandes, dannes to ekvivalente sp-hybrid-AO-er, og to p-AO-er forblir uhybridiserte. Karbonatomet i sp-hybridisert tilstand har en elektronisk konfigurasjon
Ris. 2.3.Stereokjemiske formler for metan (a), etan (b) og acetylen (c)
1s 2 2(sp 2) 2 2p 2 (se fig. 2.1, d). Denne hybridiseringstilstanden av karbonatomet forekommer i forbindelser som har en trippelbinding, for eksempel i alkyner og nitriler.
sp-hybridiserte orbitaler er plassert i en vinkel på 180°, og to ikke-hybridiserte AO-er er plassert i gjensidig vinkelrette plan (se fig. 2.2, c). Karbonatomet i sp-hybridisert tilstand har lineær konfigurasjon for eksempel, i et acetylenmolekyl er alle fire atomer på samme rette linje (se fig. 2.3, V).
Atomer av andre organogene elementer kan også være i en hybridisert tilstand.
2.2. Kjemiske bindinger av et karbonatom
Kjemiske bindinger i organiske forbindelser representeres hovedsakelig av kovalente bindinger.
En kovalent binding er en kjemisk binding dannet som et resultat av deling av elektroner mellom bundne atomer.
Disse delte elektronene okkuperer molekylære orbitaler (MOs). Som regel er en MO en multisenterorbital, og elektronene som fyller den er delokalisert (spredt). Dermed kan en MO, som en AO, være ledig, fylt med ett elektron eller to elektroner med motsatte spinn*.
2.2.1. σ- Ogπ -Forbindelser
Det finnes to typer kovalente bindinger: σ (sigma) og π (pi) bindinger.
En σ-binding er en kovalent binding som dannes når en AO overlapper langs en rett linje (akse) som forbinder kjernene til to bundne atomer med en maksimal overlapping på denne rette linjen.
σ-bindingen oppstår når en hvilken som helst AO, inkludert hybride, overlapper. Figur 2.4 viser dannelsen av en σ-binding mellom karbonatomer som et resultat av den aksiale overlappingen av deres hybrid sp 3 -AO og σ C-H bindinger ved å overlappe hybrid sp 3 -AO av karbon og s-AO av hydrogen.
* For mer informasjon se: Popkov V.A., Puzakov S.A. Generell kjemi. - M.: GEOTAR-Media, 2007. - Kapittel 1.
Ris. 2.4.Dannelse av σ-bindinger i etan ved aksial overlapping av AOs (små fraksjoner av hybridorbitaler er utelatt og vist i farger sp 3 -AO karbon, svart - s-AO hydrogen)
I tillegg til aksial overlapping er en annen type overlapp mulig - lateral overlapping av p-AO, som fører til dannelsen av en π-binding (fig. 2.5).
p-atomiske orbitaler
Ris. 2.5.Dannelse av π-binding i etylen ved lateral overlapping r-AO
En π-binding er en binding dannet av den laterale overlappingen av uhybridiserte p-AOer med maksimal overlapping på begge sider av den rette linjen som forbinder atomkjernene.
Multippelbindinger funnet i organiske forbindelser er en kombinasjon av σ- og π-bindinger: dobbelt - en σ- og en π-, trippel - en σ- og to π-bindinger.
Egenskapene til en kovalent binding uttrykkes gjennom egenskaper som energi, lengde, polaritet og polariserbarhet.
Kommunikasjonsenergier energien som frigjøres når en binding dannes eller kreves for å skille to bundne atomer. Den tjener som et mål på bindingens styrke: jo høyere energi, jo sterkere binding (tabell 2.1).
Lenkelengdeer avstanden mellom sentrene til bundne atomer. En dobbeltbinding er kortere enn en enkeltbinding, og en trippelbinding er kortere enn en dobbeltbinding (se tabell 2.1). Bindinger mellom karbonatomer i forskjellige hybridiseringstilstander har et felles mønster -
Tabell 2.1.Grunnleggende egenskaper ved kovalente bindinger
Når brøkdelen av s-orbitalen i hybridorbitalen øker, reduseres bindingslengden. For eksempel, i en serie forbindelser propan CH 3 CH 2 CH 3, propen CH 3 CH=CH 2, propyn CH 3 C=CH bindingslengde CH 3 -C er tilsvarende lik 0,154; 0,150 og 0,146 nm.
Kommunikasjonspolaritet på grunn av ujevn fordeling (polarisering) av elektrontetthet. Polariteten til et molekyl kvantifiseres ved verdien av dipolmomentet. Fra dipolmomentene til et molekyl kan dipolmomentene til individuelle bindinger beregnes (se tabell 2.1). Jo større dipolmomentet er, jo mer polar er bindingen. Årsaken til bindingspolaritet er forskjellen i elektronegativitet til de bundne atomene.
Elektronegativitet karakteriserer evnen til et atom i et molekyl til å holde på valenselektroner. Når elektronegativiteten til et atom øker, øker graden av forskyvning av bindingselektroner i dets retning.
Basert på verdiene av bindingsenergi foreslo den amerikanske kjemikeren L. Pauling (1901-1994) en kvantitativ karakteristikk av atomers relative elektronegativitet (Pauling-skala). I denne skalaen (serien) er typiske organogene elementer ordnet i henhold til relativ elektronegativitet (to metaller er gitt for sammenligning) som følger:
Elektronegativitet er ikke en absolutt konstant for et element. Det avhenger av den effektive ladningen til kjernen, typen AO-hybridisering og påvirkningen av substituenter. For eksempel er elektronegativiteten til et karbonatom i sp 2- eller sp-hybridiseringstilstanden høyere enn i sp 3-hybridiseringstilstanden, som er assosiert med en økning i andelen av s-orbitalen i hybridorbitalen. Under overgangen av atomer fra sp 3 - til sp 2 - og videre til sp-hybridisert tilstand, omfanget av hybridorbitalen avtar gradvis (spesielt i den retningen som gir størst overlapping under dannelsen av en σ-binding), noe som betyr at i samme sekvens er den maksimale elektrontettheten lokalisert nærmere og nærmere kjernen av det tilsvarende atomet.
Når det gjelder en ikke-polar eller praktisk talt ikke-polar kovalent binding, er forskjellen i elektronegativiteten til de bundne atomene null eller nær null. Når forskjellen i elektronegativitet øker, øker polariteten til bindingen. En forskjell på opptil 0,4 sies å være svakt polar, mer enn 0,5 er en sterkt polar kovalent binding, og mer enn 2,0 er en ionisk binding. Polare kovalente bindinger er utsatt for heterolytisk spaltning
(se 3.1.1).
Bindingspolariserbarhet kommer til uttrykk i forskyvning av bindingselektroner under påvirkning av et eksternt elektrisk felt, inkludert det fra en annen reagerende partikkel. Polariserbarhet bestemmes av elektronmobilitet. Elektroner er mer mobile jo lenger de er fra atomkjernene. Når det gjelder polariserbarhet, er π-bindingen betydelig overlegen σ-bindingen, siden den maksimale elektrontettheten til π-bindingen er plassert lenger fra de bundne kjernene. Polariserbarhet bestemmer i stor grad reaktiviteten til molekyler mot polare reagenser.
2.2.2. Donor-akseptor-bindinger
Overlappingen av to ett-elektron AO-er er ikke den eneste måten å danne en kovalent binding på. En kovalent binding kan dannes ved interaksjon av en to-elektronorbital av ett atom (donor) med en ledig orbital til et annet atom (akseptor). Donorer er forbindelser som inneholder enten orbitaler med et ensomt elektronpar eller π-MO. Bærere av ensomme elektronpar (n-elektroner, fra engelsk. ikke-bindende) er atomer av nitrogen, oksygen, halogener.
Ensomme elektronpar spiller en viktig rolle i manifestasjonen av de kjemiske egenskapene til forbindelser. Spesielt er de ansvarlige for forbindelsers evne til å inngå donor-akseptor-interaksjoner.
En kovalent binding dannet av et elektronpar fra en av bindingspartnerne kalles donor-akseptor.
Den resulterende donor-akseptorbindingen skiller seg bare i dannelsesmetoden; dens egenskaper er identiske med andre kovalente bindinger. Donoratomet får dermed en positiv ladning.
Donor-akseptorbindinger er karakteristiske for komplekse forbindelser.
2.2.3. Hydrogenbindinger
Et hydrogenatom bundet til et sterkt elektronegativt element (nitrogen, oksygen, fluor, etc.) er i stand til å samhandle med det ensomme elektronparet til et annet tilstrekkelig elektronegativt atom i det samme eller et annet molekyl. Som et resultat oppstår det en hydrogenbinding, som er en type donorbinding.
akseptorbinding. Grafisk er en hydrogenbinding vanligvis representert med tre prikker.
Hydrogenbindingsenergien er lav (10-40 kJ/mol) og bestemmes hovedsakelig av elektrostatisk interaksjon.
Intermolekylære hydrogenbindinger bestemmer assosiasjonen av organiske forbindelser, for eksempel alkoholer.
Hydrogenbindinger påvirker de fysiske (koke- og smeltepunkter, viskositet, spektrale egenskaper) og kjemiske (syre-base) egenskaper til forbindelser. Dermed er kokepunktet for etanol C 2 H 5 OH (78,3 °C) er betydelig høyere enn dimetyleter CH 3 OCH 3 (-24 °C), som har samme molekylvekt og ikke er assosiert gjennom hydrogenbindinger.
Hydrogenbindinger kan også være intramolekylære. Denne bindingen i salisylsyreanionet fører til en økning i surheten.
Hydrogenbindinger spiller en viktig rolle i dannelsen av den romlige strukturen til høymolekylære forbindelser - proteiner, polysakkarider, nukleinsyrer.
2.3. Konjugerte systemer
En kovalent binding kan være lokalisert eller delokalisert. En lokalisert binding er en hvis elektroner faktisk deles mellom de to kjernene til de bundne atomene. Hvis bindingselektronene er delt mellom mer enn to kjerner, snakker de om en delokalisert binding.
En delokalisert binding er en kovalent binding hvis molekylære orbital spenner over mer enn to atomer.
Delokaliserte obligasjoner er i de fleste tilfeller π-obligasjoner. De er karakteristiske for koblede systemer. I disse systemene oppstår en spesiell type gjensidig påvirkning av atomer - konjugering.
Konjugasjon (mesomerisme, fra gresk. mesos- gjennomsnitt) er justeringen av bindinger og ladninger i et reelt molekyl (partikkel) sammenlignet med en ideell, men ikke-eksisterende struktur.
De delokaliserte p-orbitalene involvert i konjugering kan tilhøre enten to eller flere π-bindinger, eller en π-binding og ett atom med en p-orbital. I samsvar med dette skilles det mellom π,π-konjugasjon og ρ,π-konjugasjon. Konjugasjonssystemet kan være åpent eller lukket og inneholde ikke bare karbonatomer, men også heteroatomer.
2.3.1. Åpne kretssystemer
π,π - Paring. Den enkleste representanten for π,π-konjugerte systemer med en karbonkjede er butadien-1,3 (fig. 2.6, a). Karbon- og hydrogenatomene og derfor alle σ-bindingene i molekylet ligger i samme plan og danner et flatt σ-skjelett. Karbonatomer er i en tilstand av sp 2 hybridisering. De uhybridiserte p-AO-ene til hvert karbonatom er plassert vinkelrett på planet til σ-skjelettet og parallelt med hverandre, noe som er en nødvendig betingelse for deres overlapping. Overlapping skjer ikke bare mellom p-AO av atomene C-1 og C-2, C-3 og C-4, men også mellom p-AO til atomene C-2 og C-3, noe som resulterer i dannelsen av en enkelt π som dekker fire karbonatomer -system, dvs. en delokalisert kovalent binding vises (se fig. 2.6, b).
Ris. 2.6.Atomorbital modell av 1,3-butadien-molekylet
Dette gjenspeiles i endringer i bindingslengder i molekylet. Lengden på C-1-C-2 samt C-3-C-4 bindingene i 1,3-butadien er noe økt, og avstanden mellom C-2 og C-3 er forkortet sammenlignet med konvensjonelle dobbel- og enkeltbindinger. Med andre ord fører prosessen med elektrondelokalisering til utjevning av bindingslengder.
Hydrokarboner med et stort antall konjugerte dobbeltbindinger er vanlige i planteverdenen. Disse inkluderer for eksempel karotener, som bestemmer fargen på gulrøtter, tomater, etc.
Et åpent konjugasjonssystem kan også inkludere heteroatomer. Et eksempel på åpen π,π-konjugerte systemer med et heteroatom i kjedenα,β-umettede karbonylforbindelser kan tjene. For eksempel aldehydgruppen i akrolein CH 2 =CH-CH=O er en deltaker i konjugasjonskjeden av tre sp 2 -hybridiserte karbonatomer og et oksygenatom. Hvert av disse atomene bidrar med ett p-elektron til et enkelt π-system.
pn-paring.Denne typen konjugering forekommer oftest i forbindelser som inneholder det strukturelle fragmentet -CH=CH-X, hvor X er et heteroatom med et enkelt elektronpar (primært O eller N). Disse inkluderer for eksempel vinyletere, i molekylene som dobbeltbindingen er konjugert med R-orbital til oksygenatomet. En delokalisert tresenterbinding dannes ved å overlappe to p-AO sp 2 -hybridiserte karbonatomer og ett R-AO av et heteroatom med et par n-elektroner.
Dannelsen av en lignende delokalisert tresenterbinding skjer i karboksylgruppen. Her deltar π-elektronene til C=O-bindingen og n-elektronene til oksygenatomet til OH-gruppen i konjugasjonen. Konjugerte systemer med fullt justerte bindinger og ladninger inkluderer negativt ladede arter, for eksempel acetationet.
Retningen for elektrontetthetsforskyvningen er indikert med en buet pil.
Det finnes andre grafiske måter å vise sammenkoblingsresultater på. Dermed antar strukturen til acetationet (I) at ladningen er jevnt fordelt over begge oksygenatomene (som vist i fig. 2.7, noe som er sant).
Strukturer (II) og (III) brukes i resonans teori. I følge denne teorien er et ekte molekyl eller partikkel beskrevet av et sett med visse såkalte resonansstrukturer, som bare skiller seg fra hverandre i fordelingen av elektroner. I konjugerte systemer er hovedbidraget til resonanshybriden gitt av strukturer med forskjellige fordelinger av π-elektrontetthet (den dobbeltsidige pilen som forbinder disse strukturene er et spesielt symbol på resonansteori).
Grense (grense) strukturer eksisterer egentlig ikke. Imidlertid "bidrar" de i en eller annen grad til den reelle fordelingen av elektrontetthet i et molekyl (partikkel), som er representert som en resonanshybrid oppnådd ved superposisjon av begrensende strukturer.
I ρ,π-konjugerte systemer med en karbonkjede kan konjugering oppstå hvis det er et karbonatom med en ikke-hybridisert p-orbital ved siden av π-bindingen. Slike systemer kan være mellomliggende partikler - karbanioner, karbokationer, frie radikaler, for eksempel med en allylisk struktur. Frie radikaler allyliske deler spiller en viktig rolle i prosessene med lipidperoksidasjon.
I allylanionet CH2=CH-CH2 sp 2 -hybridisert karbonatom C-3 leverer til det vanlige konjugatet
Ris. 2.7.Elektrontetthetskart over COONa-gruppen i penicillin
system to elektroner, i det allyliske radikalet CH 2=CH-CH2+ - en, og i den allyliske karbokasjonen CH 2=CH-CH2+ leverer ingen. Som et resultat, når p-AO til tre sp 2 -hybridiserte karbonatomer overlapper, dannes det en delokalisert tre-senterbinding som inneholder fire (i karbanion), tre (i det frie radikal) og to (i karbokation) elektroner , henholdsvis.
Formelt bærer C-3-atomet i allylkationen en positiv ladning, i allylradikalet bærer det et uparet elektron, og i allylanionet har det en negativ ladning. Faktisk er det i slike konjugerte systemer delokalisering (spredning) av elektrontettheten, noe som fører til justering av bindinger og ladninger. C-1 og C-3 atomene i disse systemene er ekvivalente. For eksempel, i en allylkation, har hver av dem en positiv ladning+1/2 og er forbundet med en og en halv binding til C-2-atomet.
Dermed resulterer konjugering i en betydelig forskjell i elektrontetthetsfordelingen i reelle strukturer sammenlignet med strukturene som er avbildet av konvensjonelle strukturformler.
2.3.2. Lukkede sløyfesystemer
Sykliske konjugerte systemer er av stor interesse som en gruppe forbindelser med økt termodynamisk stabilitet sammenlignet med konjugerte åpne systemer. Disse forbindelsene har også andre spesielle egenskaper, hvis helhet er forent av det generelle konseptet aromatisitet. Disse inkluderer evnen til slike formelt umettede forbindelser
delta i substitusjonsreaksjoner i stedet for tilsetning, motstand mot oksidasjonsmidler og temperatur.
Typiske representanter for aromatiske systemer er arener og deres derivater. Egenhetene ved den elektroniske strukturen til aromatiske hydrokarboner er tydelig manifestert i atomorbitalmodellen til benzenmolekylet. Benzenrammeverket er dannet av seks sp 2 -hybridiserte karbonatomer. Alle σ-bindinger (C-C og C-H) ligger i samme plan. Seks uhybridiserte p-AO er plassert vinkelrett på molekylets plan og parallelt med hverandre (fig. 2.8, a). Hver R-AO kan like mye overlappe med to naboer R-AO. Som et resultat av slik overlapping oppstår et enkelt delokalisert π-system, hvor den høyeste elektrontettheten er plassert over og under planet til σ-skjelettet og dekker alle karbonatomene i syklusen (se fig. 2.8, b). . π-elektrontettheten er jevnt fordelt gjennom det sykliske systemet, som er indikert med en sirkel eller stiplet linje inne i syklusen (se fig. 2.8, c). Alle bindinger mellom karbonatomer i benzenringen har samme lengde (0,139 nm), mellom lengdene på enkelt- og dobbeltbindinger.
Basert på kvantemekaniske beregninger ble det fastslått at for dannelsen av slike stabile molekyler må et flatt syklisk system inneholde (4n + 2) π-elektroner, hvor n= 1, 2, 3 osv. (Hückels regel, 1931). Ved å ta disse dataene i betraktning, kan konseptet "aromatisering" spesifiseres.
En forbindelse er aromatisk hvis den har en plan ring og et konjugatπ -elektronisk system som dekker alle atomer i syklusen og inneholder(4n+ 2) π-elektroner.
Hückels regel gjelder for alle plane kondenserte systemer der det ikke er noen atomer som deles av mer enn
Ris. 2.8.Atomorbital modell av benzenmolekylet (hydrogenatomer utelatt; forklaring i tekst)
to sykluser. Forbindelser med kondenserte benzenringer, som naftalen og andre, oppfyller kriteriene for aromatisitet.
Stabilitet av koblede systemer. Dannelsen av et konjugert og spesielt aromatisk system er en energisk gunstig prosess, siden dette øker graden av overlapping av orbitaler og delokalisering (spredning) oppstår. R-elektroner. I denne forbindelse har konjugerte og aromatiske systemer økt termodynamisk stabilitet. De inneholder en mindre tilførsel av intern energi og opptar i grunntilstanden et lavere energinivå sammenlignet med ikke-konjugerte systemer. Fra forskjellen mellom disse nivåene kan man kvantifisere den termodynamiske stabiliteten til den konjugerte forbindelsen, dvs. konjugasjonsenergi(delokaliseringsenergi). For butadien-1,3 er den liten og utgjør ca. 15 kJ/mol. Når lengden av den konjugerte kjeden øker, øker konjugasjonsenergien og følgelig den termodynamiske stabiliteten til forbindelsene. Konjugasjonsenergien for benzen er mye høyere og utgjør 150 kJ/mol.
2.4. Elektroniske effekter av substituenter 2.4.1. Induktiv effekt
En polar σ-binding i et molekyl forårsaker polarisering av nærliggende σ-bindinger og fører til at det oppstår partielle ladninger på naboatomer*.
Substituenter forårsaker polarisering ikke bare av sine egne, men også av nabo-σ-bindinger. Denne typen overføring av påvirkning av atomer kalles den induktive effekten (/-effekt).
Den induktive effekten er overføringen av den elektroniske påvirkningen av substituenter som et resultat av forskyvningen av elektroner av σ-bindinger.
På grunn av den svake polariserbarheten til σ-bindingen, blekner den induktive effekten etter tre eller fire bindinger i kretsen. Effekten er mest uttalt i forhold til karbonatomet ved siden av det som har en substituent. Retningen til den induktive effekten av substituenten vurderes kvalitativt ved å sammenligne den med hydrogenatomet, hvis induktive effekt antas å være null. Grafisk er resultatet av /-effekten representert av en pil som sammenfaller med posisjonen til valenslinjen og peker mot det mer elektronegative atomet.
/V\sterkere enn hydrogenatomet, visernegativinduktiv effekt (-/- effekt).
Slike substituenter reduserer generelt elektrontettheten til systemet; de kalles elektron-tilbaketrekkende. Disse inkluderer de fleste funksjonelle grupper: OH, NH 2, COOH, NO 2 og kationiske grupper, for eksempel -NH 3+.
En substituent som forskyver elektrontettheten sammenlignet med hydrogenatometσ -bindinger mot karbonatomet i kjeden, viserpositivtinduktiv effekt (+/- effekt).
Slike substituenter øker elektrontettheten i kjeden (eller ringen) og kalles elektrondonor. Disse inkluderer alkylgrupper lokalisert ved det sp 2 -hybridiserte karbonatomet, og anioniske sentre i ladede partikler, for eksempel -O -.
2.4.2. Mesomerisk effekt
I konjugerte systemer spiller π-elektronene til delokaliserte kovalente bindinger hovedrollen i overføringen av elektronisk påvirkning. Effekten som manifesteres i et skifte i elektrontettheten til et delokalisert (konjugert) π-system kalles den mesomere (M-effekten), eller konjugasjonseffekten.
Den mesomere effekten er overføringen av den elektroniske påvirkningen av substituenter gjennom et konjugert system.
I dette tilfellet er stedfortrederen selv deltaker i det koblede systemet. Det kan innføre i konjugasjonssystemet enten en π-binding (karbonyl, karboksylgrupper, etc.), eller et ensomt par heteroatomelektroner (amino- og hydroksygrupper), eller en ledig eller en-elektronfylt p-AO.
En substituent som øker elektrontettheten i et konjugert system viserpositivtmesomerisk effekt (+M- effekt).
M-effekten vises av substituenter som inkluderer atomer med et enkelt elektronpar (for eksempel en aminogruppe i et anilinmolekyl) eller en hel negativ ladning. Disse substituentene er kapable
til overføring av et elektronpar til et felles konjugert system, dvs. de er elektrondonor.
En substituent som senker elektrontettheten i et konjugert system visernegativmesomerisk effekt (-M- effekt).
M-effekten i et konjugert system er forårsaket av oksygen- eller nitrogenatomer koblet med en dobbeltbinding til et karbonatom, som vist i eksemplet med akrylsyre og benzaldehyd. Slike grupper er elektron-tilbaketrekkende.
En elektrontetthetsforskyvning er indikert med en buet pil, hvor begynnelsen viser hvilke p- eller π-elektroner som er forskjøvet, og enden viser bindingen eller atomet de er forskjøvet til. Den mesomere effekten, i motsetning til den induktive effekten, overføres gjennom et system av konjugerte bindinger over en mye større avstand.
Når man vurderer påvirkningen av substituenter på fordelingen av elektrontetthet i et molekyl, er det nødvendig å ta hensyn til den resulterende effekten av induktive og mesomere effekter (tabell 2.2).
Tabell 2.2.Elektroniske effekter av noen substituenter
Elektroniske effekter av substituenter gjør det mulig å kvalitativt vurdere fordelingen av elektrontetthet i et ikke-reagerende molekyl og forutsi dets egenskaper.
Bindinger mellom atomer, avbildet i strukturformler i form av streker eller pinner (staver), dannes ved interaksjon av eksterne (valens) elektroner av 2 atomer i ett molekyl. Basert på arten av denne interaksjonen, skilles to hoved- eller ekstreme typer bindinger mellom atomer.
1. type. En ionisk, eller elektrovalent eller saltbinding er tydeligst representert (i sin rene form) i tilfelle av interaksjon mellom et atom av et sterkt metall (for eksempel et alkali) og et atom av et sterkt ikke-metall (for eksempel , et halogen). Et alkalimetallatom, som mister et enkelt eksternt elektron, blir en positivt ladet partikkel, og et halogenatom, som får ett eksternt elektron, blir negativt ladet: Na + - CI -. Styrken til denne bindingen skyldes Coulomb-tiltrekningskreftene mellom forskjellig ladede partikler og energien som frigjøres under dannelsen av et nytt elektronpar ved halogenatomet. Eksempler er salter av organiske og uorganiske syrer.
2. ekstrem type. Mer karakteristisk for organiske forbindelser er kovalent (eller atom) forbindelse lyst (i sin rene form) presentert i 2-atomiske molekyler av gasser: H 2, O 2, N 2, C1 2, etc. hvor bindingen dannes mellom helt identiske atomer. Som et resultat av sammenkoblingen av to elektroner av to atomer med motsatte spinn, når de nærmer seg hverandre, frigjøres en viss mengde energi (≈ 400 kJ/mol) og det nye elektronparet får en molekylær bane som okkuperer en celle i begge atomene. Dessuten er den høyeste tettheten av elektronskyen til dette paret plassert mellom atomene (det er, som det var, en overlapping av atombanene til begge elektronene, fig. a) eller dannelsen av en molekylær bane - fig. b ).
Selv om bilde b) er nærmere sannheten, er begge bildene av kovalente bindinger gyldige og gjelder. I en rent kovalent binding er det ingen avvik fra sentrene til de positive og negative ladningene til molekylet, de faller sammen - molekylet er ikke-polart.
I tillegg til disse to ekstreme typene bindinger (ioniske og kovalente), finnes det mellomtyper: 3) polare, 4) semipolare, 5) koordinasjon, som hovedsakelig finnes i de såkalte oniumforbindelsene (oksonium, ammonium, sulfonium).
I polar tilkobling et elektronpar som befinner seg samtidig i feltet til sentrene til begge atomene (deres kjerner) avvikes mot et mer elektronegativt atom, som for eksempel i HC1-molekylet er elektronparet mer i klorcellen enn i hydrogencellen:
På grunn av dette avviket i elektrontetthet divergerte sentrene for positive og negative ladninger til molekylet. Den har blitt polar, med et dipolmoment (dvs. produktet av en ladning og halve avstanden mellom ladningene) som ikke er lik null.
Semi-polar tilkobling tydeligst representert i oksygenforbindelser av femverdig nitrogen:
Bilde a) selv om det er tillatt, er ikke gyldig, fordi nitrogenatomet bare har to elektroniske nivåer (lag), der det på det ytre (2.) laget bare er fire celler og fem elektronpar (fem bindinger) ikke vil finne et sted der. I denne forbindelse er bilde b) mer korrekt, som viser resonansen til de ekstreme strukturene (I og III) og en overgang til en mer energisk gunstig mellomstruktur. På grunn av den symmetriske fordelingen av elektrontetthet, blir den negative ladningen delt i to mellom to like oksygenatomer. Men i nitrogenatomet er det faktisk ingen hel positiv ladning, men det er en positiv ladning tett opp til det hele, henholdsvis på oksygenatomene (struktur P) er det negative ladninger nær halvparten av hele ladningen.
Koordineringslenke er mest stabil i ammoniumforbindelser, hvor nitrogenatomet blir fireverdig, og gir fra seg ett elektron til protonet (og i et vandig medium til hydroniumkationen), får en positiv ladning (eller, med andre ord, legger et proton til det ensomme par nitrogenelektroner): H 3 N: + H + → N 4 N +
ammoniakkproton ammoniumkation
I ammoniumkationen modifiserer den nye bindingen som dannes naturen til de tre andre N - H-bindingene som tidligere var til stede i nitrogen, som nå blir mer forlenget, og alle fire ammoniumhydrogenatomene, gjensidig frastøtende, blir i de fjerneste posisjonene fra hverandre , nemlig ved hjørnene av et vanlig tetraeder når nitrogenatomet er i sentrum av dette tetraederet:
Den nye bindingen som dannes (koordinasjon) er ikke forskjellig fra de modifiserte N - H-bindingene som tidligere var til stede i ammoniakkmolekylet. Her finner s 1 p 3 sted - hybridisering av de fire elektronene som er igjen på nitrogen (som metankarbon).
Hvis metanmolekylet er en relativt sterk formasjon som ikke har noen ladning, er ammoniumkationet (som skiller seg fra det i struktur bare ved at kjernen til sentralatomet inneholder ett proton til og ett nøytron) mindre stabilt og kan lett dissosieres til ammoniakk og hydroniumkation, og overvinner en viss energibarriere som bestemmer styrken til ammoniumforbindelser.
Konseptet med σ-(sigma) og π- (pi) forbindelser
Kovalente bindinger som dominerer i organiske forbindelser bestemmer generelt den kjemiske aktiviteten til disse stoffene. Imidlertid er svake multippelbindinger (dobbelt, trippel) og egenskapene til bindinger i funksjonelle grupper av stor betydning.
Karbon er det sentrale elementet i den organiske verden; karbonskjeletter (ryggraden i molekyler) bestemmer deres stabilitet og deres nesten ubegrensede mangfold. Det er derfor nødvendig å vurdere noe mer detaljert den elektroniske karakteren til obligasjonene.
Et karbonatom har en kjerne med ladning +6, og et elektronskall: 1s 2, 2s 2, 2p 2, hvor de fire ytre elektronene er valenselektroner (2s 2, 2p 2). Men for at disse elektronene skal danne fire bindinger, må 2s 2 elektronene som er i kulevolumet i paret form gå inn i en uparet tilstand. Og det eksiterte karbonatomet må ha et skall: 1s 2, 2s 1, 2p 3, hvor det sammen med det uparrede s-elektronet (sfærisk form) er tre p-elektroner (formet som tredimensjonale åttere eller manualer), plassert langs koordinataksene (x, y, z) tredimensjonale rom (fig. 3). Men for å danne fire bindinger med lik verdi for hverandre, som i metan, må ett s-elektron og tre p-elektroner gå inn i en modifisert hybridisert (s 1 p 3 -hybridisering) tilstand, og alle fire ytre elektroner allerede har nøyaktig samme retning (hybride) former av skyer, og hydrogenatomene til metan er i like, fjerneste posisjoner fra hverandre:
som tilsvarer toppunktene til et regulært tetraeder hvis et metankarbonatom er plassert i sentrum (fig. 4). Tilstanden til karbon når hybridisering av valenselektroner finner sted i forholdet s 1 p 3 kalles den første valenstilstanden til karbon, og bindingene til et slikt atom med andre atomer kalles b(sigma)-bindinger(Fig. 5, 6). 
Dermed, σ binding er enhver enkeltbinding av karbon til et annet atom. Og de vanligste C-H og C-H σ-bindingene i molekyler av organiske stoffer har følgende grunnleggende data (fig. 6b, 6c).
CH-bindingsenergi ~93-96 kcal/mol (~370-380 kJ/mol).
Kommunikasjonslengde 1,1 A 0 (0,11 nm)
С-С bindingsenergi ~84-86 kcal/mol (~340-360 kJ/mol)
Bindingslengde 1,54 A 0 (0,154 nm)
Andre valenstilstand for karbon karakteristisk for etylen og andre forbindelser med dobbeltbinding. I etylenkarbon foregår hybridisering av valenselektronene til det eksiterte atomet (2s 1, 2p 3) i forholdet s 1 p 2, når ett p-elektron (av tre) ikke deltar i hybridiseringen og forblir i p -form. Og hybridskyer av en retningsbestemt (forlenget) form er plassert i et plan i en vinkel på 120° til hverandre (fig. 7).
Og p-elektronene til to karboner er paret i p-form i tillegg til σ-bindingen mellom disse karbonene (fig. 7). Denne ekstra (multippel) bindingen dannet ved sammenkobling av elektroner i p-form kalles π (pi)- kommunikasjon Energien som frigjøres under dannelsen er mindre enn energien til σ-bindingen, fordi energien til C = C-dobbeltbindingen er ~140 kcal/mol (~560-580 kJ/mol). Hvis vi trekker fra energien til C - C σ-bindingen herfra (~85 kcal/mol), så π -binding forblir ~55 kcal/mol (140-85=55).
Tredje valenstilstand for karbon karakteristisk for acetylen og andre forbindelser med trippelbinding. For acetylenkarbon, av fire valenselektroner (2s 1, 2p 3) i det eksiterte atomet, deltar ett s- og p-elektron hver i hybridisering (s 1 p 1 - hybridisering). Og de hybride (forlengede) to skyene er plassert på samme rette linje, og danner σ-forbindelser (fig. 8). Det vil si at de opptar de fjerneste posisjonene (z-koordinaten) fra de 2 elektronene som er igjen i p-formen, plassert langs koordinataksene (x, y) til tredimensjonalt rom, paret i p-formen for å danne to π - forbindelser i innbyrdes vinkelrette plan(Fig. 8). Energien som frigjøres under dannelsen av en trippelbinding er ~200 kcal/mol. Hvis vi trekker fra 85 kcal/mol herfra - energien til σ-bindingen, så gjenstår ~115 kcal/m for to π-bindinger, dvs. ~57 kcal/mol for hver π-binding. Her er hovedkarakteristikkene til enkelt-, dobbelt- og trippelbindinger for sammenligning:
C - C bindingslengde 1,54 A 0, bindingsdannelsesenergi ~85 kcal/mol
C = C bindingslengde 1,34 A 0, bindingsdannelsesenergi ~140 kcal/mol
C ≡ C bindingslengde 1,21 A 0, bindingsdannelsesenergi ~200 kcal/mol Elektroner av π-bindinger er mer voluminøse, svakere bundet til atomkjerner, mer tilgjengelige for angrep fra reagenset, og utsettes lett for elektriske og magnetiske felt, f. for eksempel innfallende lys eller angrep av ladede partikler. Derfor π -bindinger, som har en helt annen natur sammenlignet med σ-bindinger, er mindre stabile og forårsaker høy kjemisk aktivitet av umettede forbindelser sammenlignet med mettede (mettede) forbindelser.
En rekke uorganiske og organiske stoffer
Organisk kjemi er kjemi karbonforbindelser. Uorganiske karbonforbindelser inkluderer: karbonoksider, karbonsyre, karbonater og bikarbonater, karbider. Andre organiske stoffer enn karbon inneholder hydrogen, oksygen, nitrogen, fosfor, svovel og andre grunnstoffer. Karbonatomer kan danne lange uforgrenede og forgrenede kjeder, ringer og feste andre grunnstoffer, så antallet organiske forbindelser er nærmere 20 millioner, mens uorganiske stoffer teller litt over 100 tusen.
Grunnlaget for utviklingen av organisk kjemi er teorien om strukturen til organiske forbindelser av A. M. Butlerov. En viktig rolle i å beskrive strukturen til organiske forbindelser tilhører begrepet valens, som karakteriserer atomers evne til å danne kjemiske bindinger og bestemmer antallet. Karbon i organiske forbindelser alltid tetravalent. Hovedpostulatet til teorien til A. M. Butlerov er posisjonen til materiens kjemiske struktur, dvs. kjemisk binding. Denne rekkefølgen vises ved hjelp av strukturformler. Butlerovs teori angir ideen som hvert stoff har spesifikk kjemisk struktur Og egenskaper til stoffer avhenger av struktur.
Teori om den kjemiske strukturen til organiske forbindelser av A. M. Butlerov
Akkurat som for uorganisk kjemi er grunnlaget for utviklingen den periodiske loven og det periodiske systemet for kjemiske elementer til D.I. Mendeleev, for organisk kjemi har det blitt grunnleggende.
Teori om den kjemiske strukturen til organiske forbindelser av A. M. Butlerov Hovedpostulatet til Butlerovs teori er posisjonen til materiens kjemiske struktur, som betyr rekkefølgen, sekvensen av gjensidig kobling av atomer til molekyler, dvs. kjemisk forbindelse.
Kjemisk struktur- rekkefølgen av tilkobling av atomer av kjemiske elementer i et molekyl i henhold til deres valens.
Denne rekkefølgen kan vises ved hjelp av strukturformler der valensene til atomer er indikert med bindestreker: en linje tilsvarer valensenheten til et atom i et kjemisk grunnstoff. For eksempel, for det organiske stoffet metan, som har molekylformelen CH 4, ser strukturformelen slik ut:
De viktigste bestemmelsene i teorien til A. M. Butlerov:
Atomer i organiske molekyler er bundet til hverandre i henhold til deres valens. Karbon i organiske forbindelser er alltid fireverdig, og atomene er i stand til å kombinere med hverandre og danner forskjellige kjeder.
· Stoffers egenskaper bestemmes ikke bare av deres kvalitative og kvantitative sammensetning, men også av rekkefølgen på forbindelsen til atomer i molekylet, dvs. kjemisk struktur til et stoff.
· Egenskapene til organiske forbindelser avhenger ikke bare av sammensetningen av stoffet og rekkefølgen av atomer i molekylet, men også av gjensidig påvirkning av atomer og grupper av atomer oppå hverandre.
Teorien om strukturen til organiske forbindelser er en dynamisk og utviklende lære. Etter hvert som kunnskap om naturen til kjemiske bindinger og påvirkningen av den elektroniske strukturen til molekyler av organiske stoffer utviklet seg, begynte de å bruke, i tillegg til empiriske og strukturelle, elektroniske formler. Slike formler viser retningen forskyvning av elektronpar i et molekyl.
Kvantekjemi og kjemien i strukturen til organiske forbindelser bekreftet læren om den romlige retningen til kjemiske bindinger (cis- og trans-isomerisme), studerte energikarakteristikkene til gjensidige overganger i isomerer, gjorde det mulig å bedømme den gjensidige påvirkningen av atomer i molekylene til ulike stoffer, skapte forutsetningene for å forutsi typene isomerisme og retninger og mekanismer for kjemiske reaksjoner.
Organiske stoffer har en rekke egenskaper.
· Alle organiske stoffer inneholder karbon og hydrogen, så ved forbrenning dannes de karbondioksid og vann.
Organisk materiale komplekst bygget og kan ha en enorm molekylvekt (proteiner, fett, karbohydrater).
· Organiske stoffer kan ordnes i rader som ligner på sammensetning, struktur og egenskaper homologer.
· For organiske stoffer er det karakteristisk isomerisme.
Isomerisme og homologi av organiske stoffer
Egenskapene til organiske stoffer avhenger ikke bare av deres sammensetning, men også av rekkefølgen for kobling av atomer i et molekyl.
Isomerisme- dette er fenomenet med eksistensen av forskjellige stoffer - isomerer med samme kvalitative og kvantitative sammensetning, dvs. med samme molekylformel.
Det er to typer isomerisme: strukturelle og romlige(stereoisomerisme). Strukturelle isomerer skiller seg fra hverandre i rekkefølgen av binding av atomer i molekylet; stereoisomerer - arrangementet av atomer i rommet med samme rekkefølge av bindinger mellom dem.
Hovedtyper av isomerisme:
· Strukturell isomerisme - stoffer er forskjellige i rekkefølgen av binding av atomer i molekyler:
1) isomerisme av karbonskjelettet;
2) posisjonsisomeri:
- flere bindinger;
- varamedlemmer;
- funksjonelle grupper;
3) isomerisme av homologe serier (interklasse).
· Romlig isomerisme - molekyler av stoffer er ikke forskjellige i rekkefølgen av binding av atomer, men i deres plassering i rommet: cis-, trans-isomerisme (geometrisk).
Klassifisering av organiske stoffer
Det er kjent at egenskapene til organiske stoffer bestemmes av deres sammensetning og kjemiske struktur. Derfor er det ikke overraskende at klassifiseringen av organiske forbindelser er basert på teorien om struktur - teorien til A. M. Butlerov. Organiske stoffer klassifiseres i henhold til tilstedeværelsen og rekkefølgen av forbindelsen til atomer i molekylene deres. Den mest holdbare og minst foranderlige delen av molekylet til et organisk stoff er dens skjelett - kjede av karbonatomer. Avhengig av rekkefølgen på koblingen av karbonatomer i denne kjeden, er stoffer delt inn i asyklisk, som ikke inneholder lukkede kjeder av karbonatomer i molekyler, og karbosykliske inneholder slike kjeder (sykluser) i molekyler.
I tillegg til karbon- og hydrogenatomer kan molekyler av organiske stoffer inneholde atomer av andre kjemiske elementer. Stoffer i hvis molekyler disse såkalte heteroatomene inngår i en lukket kjede, klassifiseres som heterosykliske forbindelser.
Heteroatomer(oksygen, nitrogen, etc.) kan være en del av molekyler og asykliske forbindelser, og danner funksjonelle grupper i dem, for eksempel,
hydroksyl
karbonyl
,
karboksyl
,
aminogruppe
.
Funksjonell gruppe- en gruppe atomer som bestemmer de mest karakteristiske kjemiske egenskapene til et stoff og dets tilhørighet til en viss klasse av forbindelser.
Nomenklatur for organiske forbindelser
I begynnelsen av utviklingen av organisk kjemi ble forbindelser som skulle oppdages tildelt trivielle navn, ofte assosiert med historien om deres produksjon: eddiksyre (som er grunnlaget for vineddik), smørsyre (dannet i smør), glykol (dvs. "søtt"), etc. Etter hvert som antallet nye oppdagede stoffer økte, behov oppsto assosierer navn med deres struktur. Dette er hvordan rasjonelle navn dukket opp: metylamin, dietylamin, etylalkohol, metyletylketon, som er basert på navnet på den enkleste forbindelsen. For mer komplekse forbindelser er rasjonell nomenklatur ikke egnet.
Strukturteorien til A. M. Butlerov ga grunnlaget for klassifisering og nomenklatur av organiske forbindelser i henhold til strukturelle elementer og arrangementet av karbonatomer i molekylet. For tiden er den mest brukte nomenklaturen utviklet av International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC), som kalles nomenklatur IUPAC. IUPAC-reglene anbefaler flere prinsipper for dannelse av navn, ett av dem er prinsippet om substitusjon. Basert på dette er det utviklet en erstatningsnomenklatur, som er den mest universelle. La oss presentere flere grunnleggende regler for substitutiv nomenklatur og vurdere deres anvendelse ved å bruke eksemplet på en heterofunksjonell forbindelse som inneholder to funksjonelle grupper - aminosyren leucin:
1. Navnene på forbindelser er basert på overordnet struktur (hovedkjeden til et asyklisk molekyl, et karbosyklisk eller heterosyklisk system). Navnet på den overordnede strukturen danner grunnlaget for navnet, roten til ordet.
I dette tilfellet er hovedstrukturen en kjede av fem karbonatomer forbundet med enkeltbindinger. Dermed er rotdelen av navnet pentan.
2. Karakteristiske grupper og substituenter (strukturelle elementer) er betegnet med prefikser og suffikser. Karakteristiske grupper er delt inn etter ansiennitet. Rekkefølge for hovedgruppene:
Den senior karakteristiske gruppen er identifisert, som er angitt i suffikset. Alle andre substituenter er navngitt i prefikset i alfabetisk rekkefølge.
I dette tilfellet er den senior karakteristiske gruppen karboksyl, det vil si at denne forbindelsen tilhører klassen karboksylsyrer, så vi legger til -ic syre til den radikale delen av navnet. Den nest eldste gruppen er aminogruppen, som er betegnet med prefikset amino-. I tillegg inneholder molekylet hydrokarbonsubstituenten metyl-. Derfor er grunnlaget for navnet aminometylpentansyre.
3. Navnet inkluderer betegnelsen på dobbelt- og trippelbindingen, som kommer umiddelbart etter roten.
Den aktuelle forbindelsen inneholder ikke flere bindinger.
4. Atomene i moderstrukturen er nummerert. Nummereringen begynner fra slutten av karbonkjeden som den høyeste karakteristiske gruppen er nærmest:
Nummereringen av kjeden begynner med karbonatomet som er en del av karboksylgruppen, det tildeles tallet 1. I dette tilfellet vil aminogruppen være på karbon 2, og metylgruppen vil være på karbon 4.
Således kalles den naturlige aminosyren leucin, i henhold til reglene i IUPAC-nomenklaturen, 2-amino-4-metylpentansyre.
Hydrokarboner. Klassifisering av hydrokarboner
Hydrokarboner– Dette er forbindelser som kun består av hydrogen og karbonatomer.
Avhengig av strukturen til karbonkjeden, er organiske forbindelser delt inn i åpne kjedeforbindelser - asyklisk(alifatisk) og syklisk- med en lukket kjede av atomer.
Sykliske er delt inn i to grupper: karbosykliske forbindelser(sykluser dannes kun av karbonatomer) og heterosyklisk(syklusene inkluderer også andre atomer, som oksygen, nitrogen, svovel).
Karbosykliske forbindelser inkluderer på sin side to serier av forbindelser: alicyklisk Og aromatisk.
Aromatiske forbindelser basert på molekylstrukturen har flate karbonholdige sykluser med et spesielt lukket system av p-elektroner, og danner et felles π-system (en enkelt π-elektronsky). Aromatitet er også karakteristisk for mange heterosykliske forbindelser.
Alle andre karbocykliske forbindelser tilhører den alicykliske serien.
Både acykliske (alifatiske) og sykliske hydrokarboner kan inneholde flere (dobbelt- eller trippelbindinger). Slike hydrokarboner kalles ubegrenset(umettet) i motsetning til begrensende (mettet), som bare inneholder enkeltbindinger.
Mettede alifatiske hydrokarboner kalles alkaner, de har den generelle formelen C n H 2n+2, hvor n er antall karbonatomer. Deres gamle navn brukes ofte i dag - parafiner:
Umettede alifatiske hydrokarboner som inneholder én dobbeltbinding kalles alkener. De har den generelle formelen C n H 2n:
Umettede alifatiske hydrokarboner med to dobbeltbindinger kalles alkadiener. Deres generelle formel er C n H 2n-2:
Umettede alifatiske hydrokarboner med en trippelbinding kalles alkyner. Deres generelle formel er C n H 2n - 2:
Mettede alicykliske hydrokarboner - sykloalkaner, deres generelle formel er C n H 2n:
En spesiell gruppe hydrokarboner, aromatiske eller arenaer(med et lukket felles n-elektronisk system), kjent fra eksemplet med hydrokarboner med den generelle formelen C n H 2n - 6:
Således, hvis ett eller flere hydrogenatomer i deres molekyler erstattes med andre atomer eller grupper av atomer (halogener, hydroksylgrupper, aminogrupper, etc.), dannes hydrokarbonderivater: halogenderivater, oksygenholdige, nitrogenholdige og andre organiske forbindelser.
Homolog serie av hydrokarboner
Hydrokarboner og deres derivater med samme funksjonelle gruppe danner homologe serier.
Homolog serie Nevn en serie forbindelser som tilhører samme klasse (homologer), arrangert i økende rekkefølge av deres relative molekylmasser, like i struktur og kjemiske egenskaper, der hvert medlem skiller seg fra det forrige ved den homologe forskjellen CH 2. For eksempel: CH 4 - metan, C 2 H 6 - etan, C 3 H 8 - propan, C 4 H 10 - butan, etc. Likheten mellom de kjemiske egenskapene til homologer forenkler studiet av organiske forbindelser i stor grad.
Hydrokarbon isomerer
De atomene eller gruppene av atomer som bestemmer de mest karakteristiske egenskapene til en gitt klasse av stoffer kalles funksjonelle grupper.
Halogenderivater av hydrokarboner kan betraktes som produkter av erstatning av ett eller flere hydrogenatomer i hydrokarboner med halogenatomer. I samsvar med dette kan det være endelige og umettede mono-, di-, tri- (i det generelle tilfellet poly-) halogenderivater.
Generell formel for monohalogenderivater av mettede hydrokarboner:
og sammensetningen uttrykkes ved formelen
hvor R er resten av et mettet hydrokarbon (alkan), et hydrokarbonradikal (denne betegnelsen brukes videre når man vurderer andre klasser av organiske stoffer), G er et halogenatom (F, Cl, Br, I).
For eksempel:
Her er ett eksempel på et dihalogenderivat:
TIL oksygenholdige organiske stoffer inkluderer alkoholer, fenoler, aldehyder, ketoner, karboksylsyrer, etere og estere. Alkoholer er derivater av hydrokarboner hvor ett eller flere hydrogenatomer er erstattet med hydroksylgrupper.
Alkoholer kalles monohydriske hvis de har én hydroksylgruppe, og mettede hvis de er derivater av alkaner.
Generell formel for grense enverdige alkoholer:
og deres sammensetning er uttrykt med den generelle formelen:
For eksempel:
Kjente eksempler flerverdige alkoholer, dvs. har flere hydroksylgrupper:
Fenoler- derivater av aromatiske hydrokarboner (benzenserien), hvor ett eller flere hydrogenatomer i benzenringen er erstattet med hydroksylgrupper.
Den enkleste representanten med formelen C 6 H 5 OH eller
kalt fenol.
Aldehyder og ketoner- derivater av hydrokarboner som inneholder karbonylgruppe av atomer
(karbonyl).
I molekyler aldehyder en karbonylbinding går til å kombinere med et hydrogenatom, den andre - med et hydrokarbonradikal. Generell formel for aldehyder:
For eksempel:
Når ketoner karbonylgruppen er koblet til to (generelt forskjellige) radikaler, den generelle formelen for ketoner er:
For eksempel:
Sammensetningen av mettede aldehyder og ketoner uttrykkes med formelen C 2n H 2n O.
Karboksylsyrer- hydrokarbonderivater som inneholder karboksylgrupper
(eller -COOH).
Hvis det er én karboksylgruppe i et syremolekyl, er karboksylsyren monobasisk. Generell formel for mettede monobasiske syrer:
Sammensetningen deres uttrykkes med formelen C n H 2n O 2.
For eksempel:
Etere er organiske stoffer som inneholder to hydrokarbonradikaler forbundet med et oksygenatom: R-O-R eller R 1 -O-R 2.
Radikaler kan være like eller forskjellige. Sammensetningen av etere uttrykkes med formelen C n H 2n + 2 O.
For eksempel:
Estere- forbindelser dannet ved å erstatte hydrogenatomet i karboksylgruppen i karboksylsyrer med et hydrokarbonradikal.
Generell formel for estere:
For eksempel:
Nitroforbindelser- derivater av hydrokarboner hvor ett eller flere hydrogenatomer er erstattet med en nitrogruppe -NO 2.
Generell formel for mettede mononitroforbindelser:
og sammensetningen er uttrykt ved den generelle formel CnH2n+1NO2.
For eksempel:
Nitroderivater av arener:
Aminer- forbindelser som anses å være derivater av ammoniakk (NH 3), hvor hydrogenatomene er erstattet av hydrokarbonradikaler. Avhengig av radikalets natur, kan aminer være alifatiske, for eksempel:
og aromatiske, for eksempel:
Avhengig av antall hydrogenatomer erstattet av radikaler, skilles følgende:
primære aminer med den generelle formelen:
sekundær- med den generelle formelen:
tertiær- med den generelle formelen:
I et spesielt tilfelle kan sekundære og tertiære aminer ha de samme radikalene.
Primære aminer kan også betraktes som derivater av hydrokarboner (alkaner), der ett hydrogenatom er erstattet med en aminogruppe -NH2. Sammensetningen av mettede primære aminer uttrykkes med formelen C n H 2n + 3 N.
For eksempel:
Aminosyrer inneholder to funksjonelle grupper knyttet til et hydrokarbonradikal: aminogruppe -NH 2 og karboksyl -COOH.
Den generelle formelen for α-aminosyrer (de er viktigst for konstruksjonen av proteiner som utgjør levende organismer):
Sammensetningen av mettede aminosyrer som inneholder en aminogruppe og en karboksyl er uttrykt med formelen C n H 2n + 1 NO 2.
For eksempel:
Det er kjent andre viktige organiske forbindelser som har flere forskjellige eller identiske funksjonelle grupper, lange lineære kjeder knyttet til benzenringer. I slike tilfeller er en streng avgjørelse av om et stoff tilhører en bestemt klasse umulig. Disse forbindelsene er ofte klassifisert i spesifikke grupper av stoffer: karbohydrater, proteiner, nukleinsyrer, antibiotika, alkaloider, etc.
For tiden er det også kjent mange forbindelser som kan klassifiseres som både organiske og uorganiske. x kalles organoelementforbindelser. Noen av dem kan betraktes som hydrokarbonderivater.
For eksempel:
Det er forbindelser som har samme molekylformel, som uttrykker sammensetningen av stoffene.
Fenomenet isomerisme er at det kan være flere stoffer med forskjellige egenskaper, med samme molekylære sammensetning, men forskjellige strukturer. Disse stoffene kalles isomerer.
I vårt tilfelle er dette interklasse-isomerer: cykloalkaner og alkaner, alkadiener og alkyner, mettede enverdige alkoholer og etere, aldehyder og ketoner, mettede monokarboksylsyrer og estere.
Strukturell isomeri
Følgende varianter skilles ut strukturell isomerisme: isomerisme av karbonskjelettet, posisjonsisomerisme, isomerisme av ulike klasser av organiske forbindelser (interklasse-isomerisme).
Isomerisme av karbonskjelettet skyldes ulik bindingsrekkefølge mellom karbonatomer, danner skjelettet til molekylet. Som det allerede er vist, tilsvarer molekylformelen C 4 H 10 to hydrokarboner: n-butan og isobutan. For hydrokarbonet C5H12 er tre isomerer mulige: pentan, isopentan og neopentan.
Når antallet karbonatomer i et molekyl øker, øker antallet isomerer raskt. For hydrokarbon C 10 H 22 er det allerede 75 av dem, og for hydrokarbon C 20 H 44 - 366.319.
Posisjonell isomerisme skyldes forskjellige posisjoner av multippelbindingen, substituenten og funksjonell gruppe med det samme karbonskjelettet til molekylet:
Isomerisme av ulike klasser av organiske forbindelser (interklasse-isomerisme) skyldes ulike posisjoner og kombinasjoner av atomer i molekylene til stoffer som har samme molekylformel, men tilhører ulike klasser. Således tilsvarer molekylformelen C 6 H 12 det umettede hydrokarbonet heksen-1 og det sykliske hydrokarbonet cykloheksan.
Isomerene er et hydrokarbon relatert til alkyner - butin-1 og et hydrokarbon med to dobbeltbindinger i butadien-1,3-kjeden:
Dietyleter og butylalkohol har samme molekylformel C 4 H 10 O:
De strukturelle isomerene er aminoeddiksyre og nitroetan, tilsvarende molekylformelen C 2 H 5 NO 2:
Isomerer av denne typen inneholder forskjellige funksjonelle grupper og tilhører forskjellige klasser av stoffer. Derfor er de forskjellige i fysiske og kjemiske egenskaper mye mer enn karbonskjelettisomerer eller posisjonsisomerer.
Romlig isomeri
Romlig isomeri er delt inn i to typer: geometrisk og optisk.
Geometrisk isomeri er karakteristisk for forbindelser som inneholder dobbeltbindinger og sykliske forbindelser. Siden fri rotasjon av atomer rundt en dobbeltbinding eller i en ring er umulig, kan substituentene være lokalisert enten på samme side av planet til dobbeltbindingen eller ringen (cis-posisjon) eller på motsatte sider (trans-posisjon). Betegnelsene cis og trans refererer vanligvis til et par identiske substituenter.
Geometriske isomerer forskjellige i fysiske og kjemiske egenskaper.
Optisk isomeri forekommer hvis molekylet er uforenlig med bildet i speilet. Dette er mulig når karbonatomet i molekylet har fire forskjellige substituenter. Dette atomet kalles asymmetrisk. Et eksempel på et slikt molekyl er α-aminopropionsyre (α-alanin) molekylet CH 3 CH(NH 2)OH.
α-alanin-molekylet kan ikke falle sammen med speilbildet under noen bevegelse. Slike romlige isomerer kalles speil, optiske antipoder eller enantiomerer. Alle fysiske og nesten alle kjemiske egenskaper til slike isomerer er identiske.
Studiet av optisk isomeri er nødvendig når man vurderer mange reaksjoner som oppstår i kroppen. De fleste av disse reaksjonene skjer under påvirkning av enzymer - biologiske katalysatorer. Molekylene til disse stoffene må passe til molekylene til forbindelsene de virker på, som en nøkkel til en lås; derfor er den romlige strukturen, det relative arrangementet av molekylseksjoner og andre romlige faktorer av stor betydning for forløpet av disse reaksjonene . Slike reaksjoner kalles stereoselektive.
De fleste naturlige forbindelser er individuelle enantiomerer, og deres biologiske effekter (fra smak og lukt til medisinske effekter) skiller seg sterkt fra egenskapene til deres optiske antipoder oppnådd i laboratoriet. En slik forskjell i biologisk aktivitet er av stor betydning, siden den ligger til grunn for den viktigste egenskapen til alle levende organismer - metabolisme.
Isomerisme Elektronisk struktur av karbonatomet
Karbon inneholdt i organiske forbindelser viser en konstant valens. Det siste energinivået til karbonatomet inneholder 4 elektroner, hvorav to opptar en 2s orbital, som har en sfærisk form, og to elektroner opptar en 2p orbital, som har en manualform. Når det er begeistret, kan ett elektron fra 2s orbitalen flytte til en av de ledige 2p orbitalene. Denne overgangen krever noe energiforbruk (403 kJ/mol). Som et resultat har det eksiterte karbonatomet 4 uparrede elektroner og dets elektroniske konfigurasjon uttrykkes med formelen 2s 1 2p 3 .. Når det gjelder metanhydrokarbonet (CH 4), danner karbonatomet 4 bindinger med s -elektroner av hydrogenatomer. I dette tilfellet, 1 s-s-typebinding (mellom s-elektronet til karbonatomet og s-elektronet til hydrogenatomet) og 3 p-s-bindinger (mellom 3 p-elektroner av karbonatomet og 3 s-elektroner av 3 hydrogen atomer) skal dannes. Dette fører til konklusjonen at de fire kovalente bindingene dannet av et karbonatom er ulik. Praktisk erfaring innen kjemi tilsier imidlertid at alle 4 bindingene i et metanmolekyl er absolutt likeverdige, og metanmolekylet har en tetraedrisk struktur med bindingsvinkler på 109,5 0, noe som ikke kunne vært tilfelle dersom bindingene var ulik. Tross alt er bare orbitalene til p-elektroner orientert i rommet langs gjensidig vinkelrette akser x, y, z, og orbitalen til et s-elektron har en sfærisk form, så retningen for dannelse av en binding med dette elektronet vil være vilkårlig. Teorien om hybridisering var i stand til å forklare denne motsetningen. L. Polling antydet at i noen molekyler er det ingen bindinger isolert fra hverandre. Når bindinger dannes, overlapper orbitalene til alle valenselektroner. Flere typer er kjent hybridisering av elektronorbitaler. Det antas at i molekylet av metan og andre alkaner går 4 elektroner inn i hybridisering.
Hybridisering av karbonatomorbitaler
Orbital hybridisering er en endring i formen og energien til noen elektroner under dannelsen av en kovalent binding, noe som fører til mer effektiv orbital overlapping og økt bindingsstyrke. Orbital hybridisering skjer når elektroner som tilhører forskjellige typer orbitaler deltar i dannelsen av bindinger.
1. sp 3 -hybridisering(første valenstilstand for karbon). Under sp 3 hybridisering samhandler 3 p orbitaler og one s orbitaler til et eksitert karbonatom på en slik måte at de resulterende orbitalene er helt identiske i energi og symmetrisk plassert i rommet. Denne transformasjonen kan skrives slik:
Under hybridisering endres ikke det totale antallet orbitaler, men bare deres energi og form endres. Det er vist at sp 3 -hybridiseringsorbitaler ligner en tredimensjonal åttefigur, hvor ett av bladene er mye større enn det andre. Fire hybridorbitaler strekker seg fra sentrum til toppunktene til et vanlig tetraeder i vinkler på 109,5 0. Bindinger dannet av hybridelektroner (for eksempel en s-sp 3-binding) er sterkere enn bindinger dannet av uhybridiserte p-elektroner (for eksempel en s-p-binding). Fordi hybrid sp 3 orbital gir et større område med elektronorbital overlapping enn den ikke-hybridiserte p orbital. Molekyler der sp 3 hybridisering forekommer har en tetraedrisk struktur. Disse inkluderer i tillegg til metan metanhomologer, uorganiske molekyler som ammoniakk. Figurene viser et hybridisert orbital og et tetraedrisk metanmolekyl.
De kjemiske bindingene som oppstår i metan mellom karbon- og hydrogenatomer er av typen σ-bindinger (sp 3 -s-binding). Generelt sett er enhver sigmabinding preget av det faktum at elektrontettheten til to sammenkoblede atomer overlapper langs linjen som forbinder sentrene (kjernene) til atomene. σ-Bonds tilsvarer maksimal mulig grad av overlapping av atomorbitaler, så de er ganske sterke.
2. sp 2 -hybridisering(andre valenstilstand for karbon). Det oppstår som et resultat av overlapping av en 2s og to 2p orbitaler. De resulterende sp 2 -hybride orbitalene er plassert i samme plan i en vinkel på 120 0 til hverandre, og den ikke-hybridiserte p-orbitalen er vinkelrett på den. Det totale antallet orbitaler endres ikke - det er fire av dem.
Sp 2-hybridiseringstilstanden forekommer i alkenmolekyler, i karbonyl- og karboksylgrupper, dvs. i forbindelser som inneholder en dobbeltbinding. I etylenmolekylet danner de hybridiserte elektronene til karbonatomet 3 σ-bindinger (to sp 2 -s-typebindinger mellom karbonatomet og hydrogenatomer og en sp 2 -sp 2-typebinding mellom karbonatomene). Det gjenværende uhybridiserte p-elektronet til ett karbonatom danner en π-binding med det uhybridiserte p-elektronet til det andre karbonatomet. Et karakteristisk trekk ved π-bindingen er at overlappingen av elektronorbitaler skjer utenfor linjen som forbinder de to atomene. Overlappingen av orbitaler skjer over og under σ-bindingen som forbinder begge karbonatomene. Dermed er en dobbeltbinding en kombinasjon av σ- og π-bindinger. De to første figurene viser at i etylenmolekylet er bindingsvinklene mellom atomene som danner etylenmolekylet 120 0 (tilsvarer den romlige orienteringen til de tre sp 2 hybridorbitalene). Figurene viser dannelsen av en π-binding.
Siden overlappingsområdet til uhybridiserte p-orbitaler i π-bindinger er mindre enn overlappingsarealet til orbitaler i σ-bindinger, er π-bindingen mindre sterk enn σ-bindingen og brytes lettere i kjemiske reaksjoner.
3. sp hybridisering(tredje valenstilstand for karbon). I tilstanden sp-hybridisering har karbonatomet to sp-hybride orbitaler plassert lineært i en vinkel på 180 0 til hverandre og to ikke-hybridiserte p-orbitaler plassert i to gjensidig vinkelrette plan. sp-hybridisering er karakteristisk for alkyner og nitriler, dvs. for forbindelser som inneholder en trippelbinding.
Således, i et acetylenmolekyl, er bindingsvinklene mellom atomer 180 o. De hybridiserte elektronene til et karbonatom danner 2 σ-bindinger (en sp-s-binding mellom et karbonatom og et hydrogenatom og en annen sp-sp-binding mellom karbonatomer. To uhybridiserte p-elektroner av ett karbonatom danner to π-bindinger med uhybridiserte p elektroner i det andre karbonatomet. Overlappingen av p-elektronorbitaler skjer ikke bare over og under σ-bindingen, men også foran og bak, og den totale skyen av p-elektroner har en sylindrisk form. Dermed en trippelbinding er en kombinasjon av en σ-binding og to π-bindinger Tilstedeværelsen i acetylenmolekylet av mindre sterke to π-bindinger sikrer dette stoffets evne til å inngå addisjonsreaksjoner med spaltningen av trippelbindingen.
Referansemateriale for å ta testen:
Mendeleev bord
Løselighetstabell
De fleste organiske forbindelser har en molekylær struktur. Atomer i stoffer med en molekylær type struktur danner alltid bare kovalente bindinger med hverandre, noe som også observeres når det gjelder organiske forbindelser. La oss huske at kovalent er en type binding mellom atomer som realiseres på grunn av at atomene deler en del av sine eksterne elektroner for å få den elektroniske konfigurasjonen til en edelgass.
Basert på antall delte elektronpar kan kovalente bindinger i organiske stoffer deles inn i enkelt, dobbelt og trippel. Disse typene tilkoblinger er angitt i den grafiske formelen med henholdsvis én, to eller tre linjer:
Multiplisiteten til en binding fører til en reduksjon i lengden, så en enkelt C-C-binding har en lengde på 0,154 nm, en dobbel C=C-binding har en lengde på 0,134 nm, og en trippel C≡C-binding har en lengde på 0,120 nm.
Typer bindinger i henhold til metoden for overlappende orbitaler
Som kjent kan orbitaler ha forskjellige former, for eksempel er s-orbitaler sfæriske og p-hantelformede. Av denne grunn kan bindinger også variere i måten elektronorbitaler overlapper:
ϭ-bindinger - dannes når orbitaler overlapper hverandre på en slik måte at området for deres overlapping blir krysset av en linje som forbinder kjernene. Eksempler på ϭ-forbindelser:
π-bindinger - dannes når orbitaler overlapper hverandre, i to regioner - over og under linjen som forbinder atomkjernene. Eksempler på π-bindinger:
Hvordan vet du når et molekyl har π- og ϭ-bindinger?
Med den kovalente typen binding er det alltid en ϭ-binding mellom hvilke som helst to atomer, og en π-binding bare når det gjelder flere (dobbelt-, trippel-) bindinger. Hvori:
- Enkeltbinding er alltid en ϭ-binding
- En dobbeltbinding består alltid av en ϭ-binding og en π-binding
- En trippelbinding dannes alltid av en ϭ- og to π-bindinger.
La oss indikere disse typer bindinger i propinsyremolekylet:
Hybridisering av karbonatomorbitaler
Orbital hybridisering er en prosess der orbitaler som i utgangspunktet har forskjellige former og energier blandes, i stedet for å danne samme antall hybridorbitaler som er like i form og energi.
Så for eksempel når du blander en s- og tre p- fire orbitaler dannes sp 3-hybride orbitaler:
Når det gjelder karbonatomer, deltar alltid hybridisering s- orbital, og nummeret s-orbitaler som kan delta i hybridisering varierer fra én til tre p- orbitaler.
Hvordan bestemme typen hybridisering av et karbonatom i et organisk molekyl?
Avhengig av hvor mange andre atomer et karbonatom er bundet til, er det enten i en tilstand sp 3, eller i stand til sp 2, eller i stand til sp- hybridisering:
La oss øve på å bestemme typen hybridisering av karbonatomer ved å bruke eksemplet på følgende organiske molekyl:
Det første karbonatomet er bundet til to andre atomer (1H og 1C), noe som betyr at det er i en tilstand sp-hybridisering.
- Det andre karbonatomet er bundet til to atomer - sp-hybridisering
- Det tredje karbonatomet er bundet til fire andre atomer (to C og to H) - sp 3-hybridisering
- Det fjerde karbonatomet er bundet til tre andre atomer (2O og 1C) - sp 2-hybridisering.
Radikal. Funksjonell gruppe
Begrepet radikal betyr oftest et hydrokarbonradikal, som er resten av et hydrokarbonmolekyl uten ett hydrogenatom.
Navnet på et hydrokarbonradikal dannes basert på navnet på det tilsvarende hydrokarbonet ved å erstatte suffikset -en å suffikse –il .
Funksjonell gruppe - et strukturelt fragment av et organisk molekyl (en bestemt gruppe atomer), som er ansvarlig for dets spesifikke kjemiske egenskaper.
Avhengig av hvilken av de funksjonelle gruppene i molekylet til et stoff som er den eldste, klassifiseres forbindelsen i en eller annen klasse.
R – betegnelse på hydrokarbonsubstituent (radikal).
Radikaler kan inneholde flere bindinger, som også kan betraktes som funksjonelle grupper, siden flere bindinger bidrar til de kjemiske egenskapene til et stoff.
Hvis et molekyl av et organisk stoff inneholder to eller flere funksjonelle grupper, kalles slike forbindelser polyfunksjonelle.