hjem » klasseforstander

En type kjemisk binding mellom karbonatomer. Kovalente bindinger som involverer et karbonatom. En rekke uorganiske og organiske stoffer

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. Husk at en kovalent binding er en slik type binding mellom atomer, som realiseres på grunn av det faktum at atomer sosialiserer deler av deres ytre elektroner for å få den elektroniske konfigurasjonen til en edelgass.

I henhold til antall sosialiserte 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 en, to eller tre linjer:

Multiplisiteten av bindingen fører til en reduksjon i lengden, så en enkelt C-C-binding har en lengde på 0,154 nm, en dobbel C=C-binding - 0,134 nm, en trippel C≡C-binding - 0,120 nm.

Typer bindinger i henhold til måten orbitalene overlapper

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 orbitalene overlapper hverandre på en slik måte at området for deres overlapping blir krysset av en linje som forbinder kjernene. Eksempler på ϭ-bindinger:

π-bindinger - dannes når orbitalene overlapper hverandre, i to områder - over og under linjen som forbinder atomkjernene. Eksempler på π-bindinger:

Hvordan vite når det er π- og ϭ-bindinger i et molekyl?

Med en kovalent type binding er det alltid en ϭ-binding mellom to atomer, og den har en π-binding bare i tilfelle av flere (dobbelt-, trippel-) bindinger. Hvori:

  • Enkeltbinding - alltid en ϭ-binding
  • En dobbeltbinding består alltid av en ϭ- 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 opprinnelig har forskjellige former og energier blandes, og danner til gjengjeld samme antall hybridorbitaler, like i form og energi.

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 tilstanden sp 3, eller i staten sp 2, eller i staten 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), så det er i tilstanden 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 molekyl av et hvilket som helst hydrokarbon uten ett hydrogenatom.

Navnet på hydrokarbonradikalet dannes basert på navnet på det tilsvarende hydrokarbonet ved å erstatte suffikset –no å suffikse – silt .

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 stoffets molekyl som er den eldste, er forbindelsen tilordnet en eller annen klasse.

R er betegnelsen på en hydrokarbonsubstituent (radikal).

Radikaler kan inneholde flere bindinger, som også kan betraktes som funksjonelle grupper, siden flere bindinger bidrar til stoffets kjemiske egenskaper.

Hvis et organisk molekyl inneholder to eller flere funksjonelle grupper, kalles slike forbindelser polyfunksjonelle.

I grunntilstanden har karbonatomet 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 skyldes 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 danne seg 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 geometri av molekyler

En enkel (enkelt) s-binding oppstår når sp 3-hybridisering, der alle de fire hybridorbitalene er ekvivalente og har en romlig orientering i en vinkel på 109 ° 29 ’ til hverandre og er orientert mot toppunktene til et regulært tetraeder (fig. 2.8).

Ris. 2.8. Dannelsen av et metan CH 4 molekyl

Hvis hybridorbitaler av karbon overlapper med sfæriske 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. Tenk på strukturen til molekylene 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 tilstanden sp 3-hybridisering.

Ris. 2.9. Etanmolekyl C 2 H 6

Hybridisering av elektronorbitaler av karbonatomer kan være ufullstendig, dvs. det kan involvere to sp 2-hybridisering) eller en ( sp-hybridisering) av tre R-orbitaler. I dette tilfellet dannes mellom karbonatomene flere bindinger (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 av karbonatomene ett av tre R-orbitaler er ikke involvert i hybridisering, noe som resulterer i dannelsen av tre sp 2- hybridorbitaler plassert i samme plan i en vinkel på 120 ° til hverandre, og ikke-hybrid 2 R-orbital er vinkelrett på dette planet. To karbonatomer er koblet til hverandre, og danner en s-binding på grunn av overlapping av 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. Dannelsen 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 to ikke-hybride R-orbitaler er plassert i to innbyrdes vinkelrette plan. Dannelsen av en trippelbinding skjer i C 2 H 2 acetylenmolekylet (se fig. 2.11).

Ris. 2.11. Dannelsen 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 syklus (benzenring), mens hvert karbonatom er i en tilstand av sp 2 hybridisering (fig. 2.12).

Ris. 2.12. sp 2 - orbitaler av benzenmolekylet C 6 H 6

Alle karbonatomer inkludert i benzenmolekylet befinner seg i samme plan. Hvert karbonatom i sp 2 hybridiseringstilstanden har en annen ikke-hybrid p-orbital med et uparet elektron, som danner en p-binding (fig. 2.13).

Akse som denne R-orbital er plassert vinkelrett på planet til benzenmolekylet.

Alle seks ikke-hybrid R-orbitaler danner en felles bindende molekylær p-orbital, og alle seks elektronene er kombinert til en p-elektronsekstett.

Grenseoverflaten til en slik orbital er plassert over og under karbon s-skjelettplanet. 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 det er en delokalisering av elektroner og de tilsvarende bindingene.

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 en fullstendig overgang av den totale elektrontettheten til et atom av et mer elektronegativt element.

En rent ionisk binding er det begrensende tilfellet for en kovalent binding.

I praksis realiseres ikke en fullstendig overgang 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 til en viss grad være kovalent.

En slik binding oppstår ved stor forskjell i ER for atomer, for eksempel mellom kationer s-metaller fra den første og andre gruppen av det periodiske systemet og anioner av ikke-metaller fra gruppene VIA og VIIA (LiF, NaCl, CsF, etc.).

I motsetning til en kovalent binding, ionisk binding har ingen retning . 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, Ionebinding er også preget av umettelighet .

Mangelen på orientering og metning av ionbindingen forårsaker 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.

metallforbindelse

Metaller er preget av en rekke spesielle egenskaper: elektrisk og termisk ledningsevne, karakteristisk metallisk glans, formbarhet, høy duktilitet og høy styrke. Disse spesifikke egenskapene til metaller kan forklares med en spesiell type kjemisk binding kalt metallisk .

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 på det ytre elektroniske nivået.

Derfor er det energimessig mer gunstig at elektronene ikke er lokaliserte, men tilhører hele metallatomet. På gitterstedene til et metall er det positivt ladede ioner som er nedsenket i en elektron "gass" fordelt gjennom metallet:

Meg ↔ Me n + + n .

Mellom positivt ladede metallioner (Me n +) og ikke-lokaliserte elektroner (n) er det en elektrostatisk interaksjon 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 rundt volumet av krystallen, og gi spesifikke egenskaper til metallet

Hydrogenbinding

Hydrogenbinding – en spesiell type intermolekylær interaksjon. Hydrogenatomer som er kovalent bundet til et atom i et grunnstoff som har en høy elektronegativitetsverdi (oftest F, O, N, men også Cl, S og C) har en relativt høy effektiv ladning. Som et resultat kan slike hydrogenatomer elektrostatisk samhandle med atomene til disse elementene.

Så H d + atomet til ett vannmolekyl er orientert og samhandler følgelig (som vist med tre punkter) med O d atomet - et annet vannmolekyl:

Bindingene dannet av et H-atom som ligger mellom to atomer av elektronegative elementer kalles hydrogenbindinger:

d- d+ d-

A − H × × × B

Energien til en hydrogenbinding er mye mindre enn energien til en vanlig kovalent binding (150–400 kJ / mol), men denne energien er tilstrekkelig til å forårsake aggregering av molekyler av de tilsvarende forbindelsene i flytende tilstand, for eksempel i flytende hydrogenfluorid HF (Fig. 2.14). For fluorforbindelser når den omtrent 40 kJ/mol.

Ris. 2.14. Aggregering av HF-molekyler på grunn av hydrogenbindinger

Lengden på hydrogenbindingen er også mindre enn lengden på den kovalente bindingen. Så i polymeren (HF) n er F−H-bindingslengden 0,092 nm, og F∙∙∙H-bindingen er 0,14 nm. For vann er O−H-bindingslengden 0,096 nm, og O∙∙∙H-bindingslengden er 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.


Lignende 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. Den elektroniske strukturen til karbonatomet

Den delen av atomrommet hvor sannsynligheten for å finne et elektron er størst kalles 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 grunnstoff, men i henhold til reglene for fylling av orbitaler på dets ytre elektroniske nivå, er kun to uparrede elektroner i grunntilstanden 1s 2 2s 2 2p 2 (fig. 2.1, EN og vedlegg 2-1). I disse tilfellene postuleres det at forskjellige atomorbitaler, nært i energi, kan blande seg med hverandre og danne hybridorbitaler med samme form og energi.

Hybride orbitaler, på grunn av den større overlappingen, danner sterkere bindinger sammenlignet med ikke-hybridiserte orbitaler.

Avhengig av antall hybridiserte orbitaler, kan et karbonatom være i en av tre tilstander

Ris. 2.1.Fordelingen av elektroner i orbitaler ved karbonatomet i bakken (a), eksiterte (b) og hybridiserte tilstander (c - sp 3, g-sp2, d- sp)

hybridisering (se fig. 2.1, c-e). Hybridiseringstypen bestemmer orienteringen til hybride AO-er i rommet og følgelig geometrien til molekyler, dvs. deres romlige struktur.

Den romlige strukturen til molekyler er det gjensidige arrangementet av atomer og atomgrupper i rommet.

sp 3-Hybridisering.Ved blanding av fire eksterne AOer av et eksitert karbonatom (se fig. 2.1, b) - en 2s- og tre 2p-orbitaler - oppstår fire ekvivalente sp 3 -hybride orbitaler. De har formen som en tredimensjonal "åtter", den ene av bladene er mye større enn den 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). En slik hybridiseringstilstand er karakteristisk for karbonatomer i mettede hydrokarboner (alkaner) og følgelig i alkylradikaler.

På grunn av gjensidig frastøting blir sp 3 -hybride AO-er rettet i rommet til 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 plan på tegningen og grafisk angitt med en regulær linje. En fet linje eller en fet kile angir en forbindelse som strekker seg fremover fra tegningens plan og er rettet mot betrakteren; en stiplet linje eller en skravert kile (..........) - en forbindelse som går bort fra observatøren utover tegningens plan

Ris. 2.2.Typer hybridisering av karbonatomet. Prikken i midten er kjernen til atomet (små fraksjoner av hybridorbitaler er utelatt for å forenkle figuren; uhybridiserte p-AO-er er vist i farger)

zha (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-AO av det eksiterte karbonatomet, tre ekvivalenter sp 2-hybrid orbitaler og forblir uhybridisert 2p-AO. Karbonatomet er i tilstanden sp 2-hybridisering har en elektronisk konfigurasjon 1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 (se fig. 2.1, d). Denne hybridiseringstilstanden av karbonatomet er typisk for umettede hydrokarboner (alkener), så vel som for noen funksjonelle grupper, som karbonyl og karboksyl.

sp 2 - Hybride 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 trekantet konfigurasjon. Karbonatomene bundet av 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 AOer, mens to p AOer forblir uhybridiserte. Karbonatomet i sp-hybridiseringstilstanden har den elektroniske konfigurasjonen

Ris. 2.3.Stereokjemiske formler for metan (a), etan (b) og acetylen (c)

1s 2 2(sp 2) 2 2p 2 (se fig. 2.1e). Denne hybridiseringstilstanden av karbonatomet forekommer i forbindelser som har en trippelbinding, for eksempel i alkyner, nitriler.

sp-hybride orbitaler er lokalisert i en vinkel på 180?, og to uhybridiserte AO-er er i gjensidig vinkelrette plan (se fig. 2.2, c). Karbonatomet i sp-hybridiseringstilstanden har linjekonfigurasjon, 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 karbonatomer

Kjemiske bindinger i organiske forbindelser er hovedsakelig representert av kovalente bindinger.

En kovalent binding er en kjemisk binding dannet som et resultat av sosialiseringen av elektronene til de bundne atomene.

Disse delte elektronene okkuperer molekylære orbitaler (MOs). Som regel er MO en multisenterorbital og elektronene som fyller den er delokalisert (spredt). Dermed kan MO, i likhet med AO, være ledig, fylt med ett elektron eller to elektroner med motsatte spinn*.

2.2.1. σ- Ogπ - Kommunikasjon

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 overlappingsmaksimumet på denne rette linjen.

σ-bindingen oppstår når en hvilken som helst AO overlapper, inkludert hybride. 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 C-H σ-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 AO (små fraksjoner av hybridorbitaler er utelatt, farge viser sp 3 -AO karbon, svart - s-AO hydrogen)

I tillegg til den aksiale overlappingen er en annen type overlapp mulig - den laterale overlappingen av p-AO, som fører til dannelsen av en π-binding (fig. 2.5).

p-atomiske orbitaler

Ris. 2.5.π-bindingsdannelse i etylen ved lateral overlapping r-AO

En π-binding er en binding dannet av lateral overlapping 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 i form av egenskaper som energi, lengde, polaritet og polariserbarhet.

Bond energier energien som frigjøres under dannelsen av en binding eller som kreves for å skille to bundne atomer. Det tjener som et mål på bindingsstyrke: jo større 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). Bindingene mellom karbonatomer i forskjellige hybridiseringstilstander har et felles mønster -

Tabell 2.1.Hovedkarakteristika for kovalente bindinger

med en økning i brøkdelen av s-orbitalen i hybridorbitalen, 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 CH 3 bindingslengde -C er henholdsvis lik 0,154; 0,150 og 0,146 nm.

Kommunikasjonspolaritet på grunn av den ujevne fordelingen (polarisasjonen) av elektrontettheten. 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 polariteten til bindingen er forskjellen i elektronegativiteten til de bundne atomene.

Elektronegativitet karakteriserer evnen til et atom i et molekyl til å holde på valenselektroner. Med en økning i elektronegativiteten til et atom, øker graden av forskyvning av bindingselektronene i dets retning.

Basert på verdiene til bindingsenergien foreslo den amerikanske kjemikeren L. Pauling (1901-1994) en kvantitativ karakteristikk av atomers relative elektronegativitet (Paulings skala). I denne skalaen (raden) 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 effekten av substituenter. For eksempel er elektronegativiteten til et karbonatom i tilstanden sp 2 - eller sp-hybridisering høyere enn i tilstanden sp 3 -hybridisering, 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, lengden på hybridorbitalen avtar gradvis (spesielt i den retningen som gir størst overlapping under dannelsen av σ-bindingen), noe som betyr at i samme sekvens er elektrontetthetsmaksimumet plassert 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. Med en forskjell på opptil 0,4 snakker de om en svakt polar, mer enn 0,5 - av en sterkt polar kovalent binding, og mer enn 2,0 - av en ionisk binding. Polare kovalente bindinger er utsatt for heterolytisk spaltning

(se 3.1.1).

Kommunikasjonspolariserbarhet kommer til uttrykk i forskyvning av bindingselektroner under påvirkning av et eksternt elektrisk felt, inkludert en annen reagerende partikkel. Polariserbarheten bestemmes av elektronmobiliteten. Elektroner er mer mobile jo lenger de er fra atomkjernene. Når det gjelder polariserbarhet, overskrider π-bindingen betydelig σ-bindingen, siden den maksimale elektrontettheten til π-bindingen er plassert lenger fra de bundne kjernene. Polariserbarhet bestemmer i stor grad reaktiviteten til molekyler med hensyn til 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 nitrogen, oksygen, halogenatomer.

Ensomme elektronpar spiller en viktig rolle i manifestasjonen av de kjemiske egenskapene til forbindelser. Spesielt er de ansvarlige for forbindelsenes evne til å inngå en donor-akseptor-interaksjon.

En kovalent binding dannet av et par elektroner fra en av bindingspartnerne kalles en donor-akseptorbinding.

Den dannede donor-akseptor-bindingen skiller seg bare i form av dannelse; dens egenskaper er de samme som andre kovalente bindinger. Donoratomet får 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 en hydrogenbinding, som er en slags donor-

akseptorbinding. Grafisk er en hydrogenbinding vanligvis representert med tre prikker.

Hydrogenbindingsenergien er lav (10-40 kJ/mol) og bestemmes hovedsakelig av den elektrostatiske interaksjonen.

Intermolekylære hydrogenbindinger forårsaker assosiasjon av organiske forbindelser, slik som alkoholer.

Hydrogenbindinger påvirker de fysiske (koke- og smeltepunkter, viskositet, spektrale egenskaper) og kjemiske (syre-base) egenskaper til forbindelser. For eksempel, kokepunktet for etanol C 2H5 OH (78,3 °C) er betydelig høyere enn for dimetyleter CH3OCH3 (-24 °C) med samme molekylvekt, som ikke er assosiert på grunn av hydrogenbindinger.

Hydrogenbindinger kan også være intramolekylære. En slik binding i anion av salisylsyre fører til en økning i surheten.

Hydrogenbindinger spiller en viktig rolle i dannelsen av den romlige strukturen til makromolekylære forbindelser - proteiner, polysakkarider, nukleinsyrer.

2.3. Relaterte systemer

En kovalent binding kan være lokalisert eller delokalisert. En binding kalles lokalisert, hvor elektronene faktisk er delt mellom de to kjernene til de bundne atomene. Hvis bindingselektronene deles av mer enn to kjerner, så snakker man om en delokalisert binding.

En delokalisert binding er en kovalent binding hvis molekylære orbital spenner over mer enn to atomer.

Delokaliserte bindinger er i de fleste tilfeller π-bindinger. De er karakteristiske for koblede systemer. I disse systemene oppstår en spesiell type gjensidig påvirkning av atomer - konjugering.

Konjugasjon (mesomeria, fra gresk. mesos- medium) er justeringen av bindinger og ladninger i et reelt molekyl (partikkel) sammenlignet med en ideell, men ikke-eksisterende struktur.

De delokaliserte p-orbitalene som deltar i konjugering kan enten tilhøre to eller flere π-bindinger, eller til 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 hydrogenatomer og følgelig alle σ-bindinger i molekylet ligger i samme plan og danner et flatt σ-skjelett. Karbonatomer er i en tilstand av sp 2 hybridisering. Uhybridiserte p-AO-er for 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 til C-1 og C-2, C-3 og C-4 atomene, men også mellom p-AO til C-2 og C-3 atomene, noe som resulterer i dannelsen av et enkelt π som spenner over fire karbonatomer -system, dvs. en delokalisert kovalent binding oppstår (se fig. 2.6, b).

Ris. 2.6.Atomorbital modell av 1,3-butadien-molekylet

Dette gjenspeiles i endringen i bindingslengder i molekylet. Bindingslengden C-1-C-2, samt C-3-C-4 i butadien-1,3 er noe økt, og avstanden mellom C-2 og C-3 er forkortet sammenlignet med konvensjonell dobbel og enkel obligasjoner. Med andre ord fører prosessen med elektrondelokalisering til justering av bindingslengder.

Hydrokarboner med et stort antall konjugerte dobbeltbindinger er vanlige i planteriket. 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 et medlem av konjugasjonskjeden av tre sp 2 -hybridiserte karbonatomer og et oksygenatom. Hvert av disse atomene bidrar med ett p-elektron til det enkle π-systemet.

pn-paring.Denne typen konjugasjon er oftest manifestert i forbindelser som inneholder det strukturelle fragmentet -CH=CH-X, hvor X er et heteroatom med et ikke-delt elektronpar (primært O eller N). Disse inkluderer for eksempel vinyletere, i molekylene som dobbeltbindingen er konjugert med R orbitalen til et oksygenatom. 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 tre-senterbinding eksisterer 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 partikler, slik som 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 π-elektrontetthetsfordelinger (den tosidige pilen som forbinder disse strukturene er et spesielt symbol på resonansteori).

Grense (grense) strukturer eksisterer egentlig ikke. Imidlertid "bidrar" de til en viss grad til den reelle fordelingen av elektrontetthet i et molekyl (partikkel), som er representert som en resonanshybrid oppnådd ved overlagring (superposisjon) av begrensende strukturer.

I ρ,π-konjugerte systemer med en karbonkjede kan konjugering oppstå hvis det er et karbonatom med en uhybridisert p-orbital ved siden av π-bindingen. Slike systemer kan være mellomliggende partikler - karbanioner, karbokationer, frie radikaler, for eksempel allylstrukturer. Frie radikaler allylfragmenter spiller en viktig rolle i prosessene med lipidperoksidasjon.

I allylanionet CH 2 \u003d CH-CH 2 sp 2 -hybridisert karbonatom C-3 leverer til den vanlige konjugerte

Ris. 2.7.Elektrontetthetskart over COONa-gruppen i penicillin

to elektronsystem, i allylradikalet CH 2=CH-CH2+ - en, og i allylkarbokasjonen CH 2=CH-CH2+ leverer ingen. Som et resultat, når p-AO overlapper tre sp 2 -hybridiserte karbonatomer, dannes en delokalisert tre-senterbinding som inneholder fire (i karbanion), tre (i det frie radikal) og to (i karbokation) elektroner , henholdsvis.

Formelt har C-3-atomet i allylkationen en positiv ladning, i allylradikalet har det et uparet elektron, og i allylanionen har det en negativ ladning. Faktisk, i slike konjugerte systemer er det en delokalisering (spredning) av elektrontettheten, noe som fører til justering av bindinger og ladninger. C-1- og C-3-atomene er ekvivalente i disse systemene. For eksempel, i en allylkation, har hver av dem en positiv ladning+1/2 og er forbundet med en "halvannen" binding med C-2-atomet.

Dermed fører konjugering til en betydelig forskjell i elektrontetthetsfordelingen i reelle strukturer sammenlignet med strukturer representert av konvensjonelle strukturformler.

2.3.2. Lukket 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

inngå substitusjonsreaksjoner, ikke tilsetning, motstand mot oksidasjonsmidler og temperatur.

Typiske representanter for aromatiske systemer er arener og deres derivater. Funksjoner 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 denne overlappingen oppstår et enkelt delokalisert π-system, der den høyeste elektrontettheten er plassert over og under σ-skjelettplanet og dekker alle karbonatomer i syklusen (se fig. 2.8, b). π-elektrontettheten er jevnt fordelt gjennom det sykliske systemet, som er indikert med en sirkel eller en 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 plan syklisk system inneholde (4n + 2) π-elektroner, hvor n= 1, 2, 3 osv. (Hückels regel, 1931). Med hensyn til disse dataene er det mulig å konkretisere begrepet "aromatisering".

En forbindelse er aromatisk hvis den har en plan ring og en konjugertπ -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 atomer som er felles for mer enn

Ris. 2.8.Atomorbital modell av benzenmolekylet (hydrogenatomer utelatt; se tekst for forklaring)

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 graden av overlapping av orbitalene øker og delokalisering (spredning) oppstår. R-elektroner. I denne forbindelse har konjugerte og aromatiske systemer økt termodynamisk stabilitet. De inneholder en mindre mengde intern energi og opptar i grunntilstanden et lavere energinivå sammenlignet med ikke-konjugerte systemer. Forskjellen mellom disse nivåene kan brukes til å kvantifisere den termodynamiske stabiliteten til den konjugerte forbindelsen, dvs. konjugasjonsenergi(delokaliseringsenergi). For butadien-1,3 er den liten og utgjør ca. 15 kJ/mol. Med en økning i lengden av den konjugerte kjeden 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 de nærmeste σ-bindingene 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).

Induktiv effekt - overføring av den elektroniske påvirkningen av substituenter som et resultat av forskyvning av elektroner av σ-bindinger.

På grunn av den svake polariserbarheten til σ-bindingen, dempes den induktive effekten etter tre eller fire bindinger i kretsen. Virkningen er mest uttalt i forhold til karbonatomet ved siden av det som har en substituent. Retningen til den induktive effekten til substituenten estimeres kvalitativt ved å sammenligne den med hydrogenatomet, hvis induktive effekt tas som null. Grafisk er resultatet av /-effekten avbildet med en pil som sammenfaller med posisjonen til valenslinjen og peker mot det mer elektronegative atomet.

/V\sterkere enn et hydrogenatom, visernegativinduktiv effekt (-/-effekt).

Slike substituenter senker generelt elektrontettheten til systemet, kalles de elektron-tilbaketrekkende. Disse inkluderer de fleste funksjonelle gruppene: OH, NH 2, COOH, NO2 og kationiske grupper, slik som -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 sp2-hybridiserte karbonatomet, og anioniske sentre i ladede partikler, for eksempel -O-.

2.4.2. mesomerisk effekt

I konjugerte systemer spilles hovedrollen i overføringen av elektronisk påvirkning av π-elektroner av delokaliserte kovalente bindinger. Effekten som manifesterer seg i et skifte i elektrontettheten til et delokalisert (konjugert) π-system kalles den mesomere (M-effekten), eller konjugasjonseffekten.

Mesomerisk effekt - overføring av den elektroniske påvirkningen av substituenter langs det konjugerte systemet.

I dette tilfellet er erstatningen selv et medlem av det konjugerte systemet. Det kan innføre i konjugasjonssystemet enten en π-binding (karbonyl, karboksylgrupper, etc.), eller et ensomt elektronpar av et heteroatom (amino- og hydroksygrupper), eller en ledig eller en-elektronfylt p-AO .

En substituent som øker elektrontettheten i et konjugert system viserpositivtmesomerisk effekt (+M- effekt).

Substituenter som inkluderer atomer med et enkelt elektronpar (for eksempel en aminogruppe i et anilinmolekyl) eller en hel negativ ladning har en M-effekt. Disse erstatningene er dyktige

til overføring av et elektronpar til et felles konjugert system, det vil si at de er det elektrondonor.

En substituent som senker elektrontettheten i et konjugert system visernegativmesomerisk effekt (-M- effekt).

M-effekten i det konjugerte systemet er besatt av oksygen- eller nitrogenatomer bundet av en dobbeltbinding til et karbonatom, som vist i eksemplet med akrylsyre og benzaldehyd. Slike grupperinger er elektron-tilbaketrekkende.


Forskyvningen av elektrontettheten er indikert med en buet pil, hvor begynnelsen viser hvilke p- eller π-elektroner som blir fortrengt, og enden er bindingen eller atomet de er fortrengt til. Den mesomere effekten, i motsetning til den induktive effekten, overføres over et system av konjugerte bindinger over en mye større avstand.

Når man evaluerer påvirkningen av substituenter på fordelingen av elektrontetthet i et molekyl, er det nødvendig å ta hensyn til den resulterende virkningen av de induktive og mesomere effektene (tabell 2.2).

Tabell 2.2.Elektroniske effekter av noen substituenter

De elektroniske effektene av substituenter gjør det mulig å gi et kvalitativt estimat av elektrontetthetsfordelingen i et ikke-reagerende molekyl og å forutsi dets egenskaper.

169375 0

Hvert atom har et visst antall elektroner.

Ved å gå inn i kjemiske reaksjoner donerer atomer, tilegner seg eller sosialiserer elektroner, og når den mest stabile elektroniske konfigurasjonen. Konfigurasjonen med lavest energi er den mest stabile (som i edelgassatomer). Dette mønsteret kalles "oktettregelen" (fig. 1).

Ris. 1.

Denne regelen gjelder for alle tilkoblingstyper. Elektroniske bindinger mellom atomer lar dem danne stabile strukturer, fra de enkleste krystallene til komplekse biomolekyler som til slutt danner levende systemer. De skiller seg fra krystaller i deres kontinuerlige metabolisme. Imidlertid forløper mange kjemiske reaksjoner i henhold til mekanismene elektronisk overføring, som spiller en viktig rolle i energiprosessene i kroppen.

En kjemisk binding er en kraft som holder sammen to eller flere atomer, ioner, molekyler eller en hvilken som helst kombinasjon av dem..

Naturen til den kjemiske bindingen er universell: den er en elektrostatisk tiltrekningskraft mellom negativt ladede elektroner og positivt ladede kjerner, bestemt av konfigurasjonen av elektronene i det ytre skallet av atomer. Et atoms evne til å danne kjemiske bindinger kalles valens, eller oksidasjonstilstand. Konseptet av valenselektroner- elektroner som danner kjemiske bindinger, det vil si de som befinner seg i de mest energirike orbitalene. Følgelig kalles det ytre skallet til et atom som inneholder disse orbitalene valens skall. For tiden er det ikke nok å indikere tilstedeværelsen av en kjemisk binding, men det er nødvendig å avklare typen: ionisk, kovalent, dipol-dipol, metallisk.

Den første typen tilkobling erionisk forbindelse

I følge Lewis og Kossels elektroniske teori om valens kan atomer oppnå en stabil elektronisk konfigurasjon på to måter: For det første ved å miste elektroner, bli kationer, for det andre å anskaffe dem, bli til anioner. Som et resultat av elektronoverføring, på grunn av den elektrostatiske tiltrekningskraften mellom ioner med ladninger av motsatt fortegn, dannes en kjemisk binding, kalt Kossel " elektrovalent(nå kalt ionisk).

I dette tilfellet danner anioner og kationer en stabil elektronisk konfigurasjon med et fylt ytre elektronskall. Typiske ioniske bindinger dannes fra kationer av T- og II-gruppene i det periodiske systemet og anioner av ikke-metalliske elementer i gruppene VI og VII (henholdsvis 16 og 17 undergrupper, kalkogener Og halogener). Bindingene i ioniske forbindelser er umettede og ikke-retningsbestemte, så de beholder muligheten for elektrostatisk interaksjon med andre ioner. På fig. 2 og 3 viser eksempler på ionebindinger tilsvarende Kossel-elektronoverføringsmodellen.

Ris. 2.

Ris. 3. Ionebinding i natriumklorid (NaCl)-molekylet

Her er det hensiktsmessig å minne om noen av egenskapene som forklarer oppførselen til stoffer i naturen, spesielt for å vurdere begrepet syrer Og begrunnelse.

Vandige løsninger av alle disse stoffene er elektrolytter. De skifter farge på forskjellige måter. indikatorer. Virkningsmekanismen til indikatorer ble oppdaget av F.V. Ostwald. Han viste at indikatorene er svake syrer eller baser, hvis farge i udissosiert og dissosiert tilstand er forskjellig.

Baser kan nøytralisere syrer. Ikke alle baser er løselige i vann (for eksempel er noen organiske forbindelser som ikke inneholder -OH-grupper uløselige, spesielt trietylamin N (C 2 H 5) 3); løselige baser kalles alkalier.

Vandige løsninger av syrer inngår karakteristiske reaksjoner:

a) med metalloksider - med dannelse av salt og vann;

b) med metaller - med dannelse av salt og hydrogen;

c) med karbonater - med dannelse av salt, CO 2 og H 2 O.

Egenskapene til syrer og baser er beskrevet av flere teorier. I samsvar med teorien til S.A. Arrhenius, en syre er et stoff som dissosieres for å danne ioner H+ , mens basen danner ioner HAN-. Denne teorien tar ikke hensyn til eksistensen av organiske baser som ikke har hydroksylgrupper.

På linje med proton Bronsted og Lowrys teori er en syre et stoff som inneholder molekyler eller ioner som donerer protoner ( givere protoner), og basen er et stoff som består av molekyler eller ioner som aksepterer protoner ( akseptere protoner). Merk at i vandige løsninger eksisterer hydrogenioner i en hydratisert form, det vil si i form av hydroniumioner H3O+ . Denne teorien beskriver reaksjoner ikke bare med vann og hydroksidioner, men også utført i fravær av et løsningsmiddel eller med et ikke-vandig løsningsmiddel.

For eksempel i reaksjonen mellom ammoniakk NH 3 (svak base) og hydrogenklorid i gassfasen, dannes fast ammoniumklorid, og i en likevektsblanding av to stoffer er det alltid 4 partikler, hvorav to er syrer, og de to andre er baser:

Denne likevektsblandingen består av to konjugerte par syrer og baser:

1)NH 4+ og NH 3

2) HCl Og Cl ‑

Her, i hvert konjugert par, skiller syren og basen seg med ett proton. Hver syre har en konjugert base. En sterk syre har en svak konjugert base, og en svak syre har en sterk konjugert base.

Bronsted-Lowry-teorien gjør det mulig å forklare vannets unike rolle for biosfærens liv. Vann, avhengig av stoffet som interagerer med det, kan vise egenskapene til enten en syre eller en base. For eksempel, i reaksjoner med vandige løsninger av eddiksyre, er vann en base, og med vandige løsninger av ammoniakk er det en syre.

1) CH3COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 SOO-. Her donerer eddiksyremolekylet et proton til vannmolekylet;

2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + HAN-. Her aksepterer ammoniakkmolekylet et proton fra vannmolekylet.

Dermed kan vann danne to konjugerte par:

1) H 2 O(syre) og HAN- (konjugert base)

2) H 3 O+ (syre) og H 2 O(konjugert base).

I det første tilfellet donerer vann et proton, og i det andre aksepterer det det.

En slik eiendom kalles amfiprotonitet. Stoffer som kan reagere som både syrer og baser kalles amfoterisk. Slike stoffer finnes ofte i naturen. For eksempel kan aminosyrer danne salter med både syrer og baser. Derfor danner peptider lett koordinasjonsforbindelser med metallionene som er tilstede.

Dermed er den karakteristiske egenskapen til en ionisk binding den fullstendige forskyvningen av en haug med bindende elektroner til en av kjernene. Dette betyr at det er et område mellom ionene hvor elektrontettheten er nesten null.

Den andre typen tilkobling erkovalent forbindelse

Atomer kan danne stabile elektroniske konfigurasjoner ved å dele elektroner.

En slik binding dannes når et elektronpar deles én om gangen. fra hver atom. I dette tilfellet er de sosialiserte bindingselektronene fordelt likt mellom atomene. Et eksempel på en kovalent binding er homonukleær diatomisk H molekyler 2 , N 2 , F 2. Allotroper har samme type binding. O 2 og ozon O 3 og for et polyatomisk molekyl S 8 og også heteronukleære molekyler hydrogenklorid HCl, karbondioksid CO 2, metan CH 4, etanol MED 2 H 5 HAN svovelheksafluorid SF 6, acetylen MED 2 H 2. Alle disse molekylene har de samme felles elektronene, og deres bindinger er mettet og rettet på samme måte (fig. 4).

For biologer er det viktig at de kovalente radiene til atomer i dobbelt- og trippelbindinger reduseres sammenlignet med en enkeltbinding.

Ris. 4. Kovalent binding i Cl 2-molekylet.

Ioniske og kovalente typer bindinger er to begrensende tilfeller av mange eksisterende typer kjemiske bindinger, og i praksis er de fleste bindingene mellomliggende.

Forbindelser av to elementer lokalisert i motsatte ender av samme eller forskjellige perioder av Mendeleev-systemet danner hovedsakelig ioniske bindinger. Når elementene nærmer seg hverandre i løpet av en periode, avtar den ioniske naturen til forbindelsene deres, mens den kovalente karakteren øker. For eksempel danner halogenidene og oksidene til grunnstoffene på venstre side av det periodiske systemet hovedsakelig ioniske bindinger ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), og de samme forbindelsene av elementene på høyre side av tabellen er kovalente ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH glukose C6H12O6 etanol C2H5OH).

Den kovalente bindingen har på sin side en annen modifikasjon.

I polyatomiske ioner og i komplekse biologiske molekyler kan begge elektronene bare komme fra en atom. Det kalles giver elektronpar. Et atom som sosialiserer dette elektronparet med en donor kalles akseptor elektronpar. Denne typen kovalent binding kalles koordinering (donor-akseptor, ellerdativ) kommunikasjon(Fig. 5). Denne typen bindinger er viktigst for biologi og medisin, siden kjemien til de viktigste d-elementene for metabolisme i stor grad beskrives av koordinasjonsbindinger.

Bilde 5.

Som regel, i en kompleks forbindelse, fungerer et metallatom som en elektronparakseptor; tvert imot, i ioniske og kovalente bindinger er metallatomet en elektrondonor.

Essensen av den kovalente bindingen og dens variasjon - koordinasjonsbindingen - kan avklares ved hjelp av en annen teori om syrer og baser, foreslått av GN. Lewis. Han utvidet noe det semantiske konseptet med begrepene "syre" og "base" i henhold til Bronsted-Lowry-teorien. Lewis-teorien forklarer arten av dannelsen av komplekse ioner og deltakelsen av stoffer i nukleofile substitusjonsreaksjoner, det vil si i dannelsen av CS.

Ifølge Lewis er en syre et stoff som er i stand til å danne en kovalent binding ved å akseptere et elektronpar fra en base. En Lewis-base er et stoff som har et ensomt elektronpar, som ved å donere elektroner danner en kovalent binding med Lewis-syre.

Det vil si at Lewis-teorien utvider spekteret av syre-base-reaksjoner også til reaksjoner der protoner ikke deltar i det hele tatt. Dessuten er selve protonet, ifølge denne teorien, også en syre, siden det er i stand til å akseptere et elektronpar.

Derfor, ifølge denne teorien, er kationer Lewis-syrer og anioner er Lewis-baser. Følgende reaksjoner er eksempler:

Det ble bemerket ovenfor at underinndelingen av stoffer i ioniske og kovalente er relativ, siden det ikke er noen fullstendig overgang av et elektron fra metallatomer til akseptoratomer i kovalente molekyler. I forbindelser med en ionisk binding er hvert ion i det elektriske feltet til ioner med motsatt fortegn, så de er gjensidig polarisert, og deres skall er deformert.

Polariserbarhet bestemt av den elektroniske strukturen, ladningen og størrelsen på ionet; det er høyere for anioner enn for kationer. Den høyeste polariserbarheten blant kationer er for kationer med større ladning og mindre størrelse, for eksempel for Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Har en sterk polariserende effekt H+ . Siden effekten av ionepolarisering er tosidig, endrer den egenskapene til forbindelsene de danner betydelig.

Den tredje typen tilkobling -dipol-dipol forbindelse

I tillegg til de listede kommunikasjonstypene er det også dipol-dipol intermolekylært interaksjoner, også kjent som van der Waals .

Styrken til disse interaksjonene avhenger av molekylenes natur.

Det er tre typer interaksjoner: permanent dipol - permanent dipol ( dipol-dipol tiltrekning); permanent dipol - indusert dipol ( induksjon tiltrekning); øyeblikkelig dipol - indusert dipol ( spredning attraksjon, eller London-styrker; ris. 6).

Ris. 6.

Bare molekyler med polare kovalente bindinger har et dipol-dipolmoment ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), og bindingsstyrken er 1-2 debye(1D \u003d 3.338 × 10 -30 coulomb meter - C × m).

I biokjemi skilles en annen type binding - hydrogen forbindelse, som er et begrensende tilfelle dipol-dipol tiltrekning. Denne bindingen dannes av tiltrekningen mellom et hydrogenatom og et lite elektronegativt atom, oftest oksygen, fluor og nitrogen. Med store atomer som har en lignende elektronegativitet (for eksempel med klor og svovel), er hydrogenbindingen mye svakere. Hydrogenatomet utmerker seg ved ett vesentlig trekk: når bindingselektronene trekkes bort, blir kjernen - protonet - eksponert og slutter å bli skjermet av elektroner.

Derfor blir atomet til en stor dipol.

En hydrogenbinding, i motsetning til en van der Waals-binding, dannes ikke bare under intermolekylære interaksjoner, men også innenfor ett molekyl - intramolekylært Hydrogenbinding. Hydrogenbindinger spiller en viktig rolle i biokjemi, for eksempel for å stabilisere strukturen til proteiner i form av en α-helix, eller for dannelsen av en DNA-dobbelhelix (fig. 7).

Fig.7.

Hydrogen- og van der Waals-bindinger er mye svakere enn ioniske, kovalente og koordinasjonsbindinger. Energien til intermolekylære bindinger er angitt i tabell. 1.

Tabell 1. Energi av intermolekylære krefter

Merk: Graden av intermolekylære interaksjoner gjenspeiler entalpien ved smelting og fordampning (koking). Ioneforbindelser krever mye mer energi for å skille ioner enn for å skille molekyler. Smelteentalpiene til ioniske forbindelser er mye høyere enn for molekylære forbindelser.

Den fjerde typen tilkobling -metallisk binding

Til slutt er det en annen type intermolekylære bindinger - metall: kobling av positive ioner av gitteret av metaller med frie elektroner. Denne typen sammenheng forekommer ikke i biologiske objekter.

Fra en kort gjennomgang av typene bindinger kommer en detalj frem: en viktig parameter for et atom eller ion av et metall - en elektrondonor, så vel som et atom - en elektronakseptor er dens størrelse.

Uten å gå inn på detaljer, legger vi merke til at de kovalente radiene til atomer, de ioniske radiene til metaller og van der Waals-radiene til interagerende molekyler øker når deres atomnummer i gruppene i det periodiske systemet øker. I dette tilfellet er verdiene til ioneradiene de minste, og van der Waals-radiene er de største. Som regel, når du beveger deg nedover i gruppen, øker radiene til alle elementene, både kovalente og van der Waals.

Det viktigste for biologer og leger er koordinasjon(giver-akseptor) bindinger vurdert av koordinasjonskjemi.

Medisinsk bioinorganisk stoff. G.K. Barashkov