مفاهيم حول أنواع الروابط بين الذرات وحالات التكافؤ للكربون وآلية التفاعلات العضوية. الروابط التساهمية التي تتضمن ذرة كربون أنواع الروابط الكيميائية في جدول المركبات العضوية

في الحالة الأرضية ، تحتوي ذرة الكربون C (1s 2 2s 2 2p 2) على إلكترونين غير متزاوجين ، حيث يمكن أن يتشكل فقط زوجان إلكترون مشتركان. ومع ذلك ، فإن الكربون في معظم مركباته رباعي التكافؤ. هذا يرجع إلى حقيقة أن ذرة الكربون ، التي تمتص كمية صغيرة من الطاقة ، تدخل في حالة مثارة تحتوي على 4 إلكترونات غير مقترنة ، أي قادرة على تشكيل أربعةالروابط التساهمية وتشارك في تكوين أربعة أزواج إلكترونية مشتركة:

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

↓

يتم تعويض طاقة الإثارة عن طريق تكوين روابط كيميائية ، والتي تحدث مع إطلاق الطاقة.

تمتلك ذرات الكربون القدرة على تكوين ثلاثة أنواع من التهجين لمدارات الإلكترون ( sp 3, sp 2, ص) وتشكيل روابط متعددة (مزدوجة وثلاثية) بينهما (الجدول 7).

الجدول 7

أنواع التهجين وهندسة الجزيئات

بسيطة (مفردة) - يتم إجراء الاتصال عندما sp 3- التهجين ، حيث تكون جميع المدارات الهجينة الأربعة متكافئة ولها اتجاه مكاني بزاوية 109 حوالي 29 بوصة لبعضها البعض وموجهة نحو رؤوس رباعي السطوح المنتظم.

أرز. 19. تكوين جزيء الميثان CH 4

إذا تداخلت مدارات الكربون الهجينة مع كروية س- المدارات من ذرة الهيدروجين ، ثم يتم تكوين أبسط مركب عضوي الميثان CH 4 - هيدروكربون مشبع (الشكل 19).

أرز. 20. ترتيب رباعي السطوح للروابط في جزيء الميثان

من الأهمية بمكان دراسة روابط ذرات الكربون مع بعضها ومع ذرات العناصر الأخرى. ضع في اعتبارك بنية جزيئات الإيثان والإيثيلين والأسيتيلين.

الزوايا بين جميع الروابط في جزيء الإيثان تكاد تكون متساوية تمامًا مع بعضها البعض (الشكل 21) ولا تختلف عن زوايا C-H في جزيء الميثان.

أرز. 21. جزيء الإيثان C 2 H 6

لذلك ، ذرات الكربون في الحالة sp 3-تهجين.

يمكن أن يكون تهجين مدارات الإلكترون لذرات الكربون غير مكتمل ، أي يمكن أن تشمل اثنين sp 2تهجين) أو واحد ( ص-التهجين) من ثلاثة ص- المدارات. في هذه الحالة ، تتشكل بين ذرات الكربون مضاعفات(مزدوج أو ثلاثي) روابط. تسمى الهيدروكربونات ذات الروابط المتعددة غير المشبعة أو غير المشبعة. يتم تكوين رابطة مزدوجة (C = C) عندما sp 2- التهجين. في هذه الحالة ، تحتوي كل ذرة من ذرات الكربون على واحدة من ثلاث ذرات ص- لا تشارك المدارات في التهجين ، مما يؤدي إلى تكوين ثلاثة sp 2- المدارات الهجينة الموجودة في نفس المستوى بزاوية 120 تقريبًا لبعضها البعض ، وغير الهجينة 2 ص- المداري عمودي على هذا المستوى. ترتبط ذرتان من الكربون ببعضهما البعض ، وتشكل رابطة s واحدة بسبب تداخل المدارات الهجينة ورابطة p واحدة بسبب التداخل صمداري. يؤدي تفاعل المدارات الهجينة الحرة للكربون مع مدارات 1s من ذرات الهيدروجين إلى تكوين جزيء إيثيلين C 2 H 4 (الشكل 22) ، وهو أبسط ممثل للهيدروكربونات غير المشبعة.

أرز. 22. تكوين جزيء إيثيلين C 2 H 4

يكون تداخل المدارات الإلكترونية في حالة السندات p أقل وتوجد المناطق ذات الكثافة الإلكترونية المتزايدة بعيدًا عن نوى الذرات ، لذا فإن هذه الرابطة أقل قوة من الرابطة s.

تتكون الرابطة الثلاثية من رابطة واحدة واثنتين من السندات. في هذه الحالة ، تكون مدارات الإلكترون في حالة تهجين sp ، يحدث تكوينها بسبب أحد س- و واحد ص- المدارات (الشكل 23).

أرز. 23. تكوين جزيء الأسيتيلين C 2 H 2

يوجد مداريان هجينان بزاوية 180 درجة بالنسبة لبعضهما البعض ، والمداريان المتبقيان غير هجينين ص- تقع المدارات في طائرتين متعامدين بشكل متبادل. يحدث تكوين رابطة ثلاثية في جزيء الأسيتيلين C 2 H 2.

ينشأ نوع خاص من الروابط أثناء تكوين جزيء بنزين (C 6 H 6) - أبسط ممثل للهيدروكربونات العطرية.

يحتوي البنزين على ست ذرات كربون مرتبطة معًا في دورة (حلقة بنزين) ، بينما تكون كل ذرة كربون في حالة تهجين sp 2 (الشكل 24).

توجد جميع ذرات الكربون الموجودة في جزيء البنزين في نفس المستوى. تحتوي كل ذرة كربون في حالة تهجين sp 2 على مدار p غير مهجن آخر مع إلكترون غير مزدوج ، والذي يشكل رابطة p (الشكل 25).

محور هذا المدار p عمودي على مستوى جزيء البنزين.

أرز. 24. sp 2 - مدارات جزيء البنزين C 6 H 6

أرز. 25. - روابط في جزيء البنزين C 6 H 6

تشكل جميع المدارات p الستة غير الهجينة مدارًا جزيئيًا مشتركًا للربط الجزيئي ، ويتم دمج جميع الإلكترونات الستة في مجموعة سداسية إلكترونية.

يقع السطح الحدودي لمثل هذا المدار فوق وتحت مستوى الهيكل العظمي الكربوني. نتيجة للتداخل الدائري ، ينشأ نظام p واحد غير محدد ، يغطي جميع ذرات الكربون في الدورة. يصور البنزين بشكل تخطيطي على أنه شكل مسدس بداخله حلقة ، مما يشير إلى وجود عدم تمركز الإلكترونات والروابط المقابلة.

مجموعة متنوعة من المواد العضوية وغير العضوية

الكيمياء العضوية هي الكيمياء مركبات الكربون. تشمل مركبات الكربون غير العضوية: أكاسيد الكربون ، وحمض الكربونيك ، والكربونات ، والبيكربونات ، والكربيدات. مواد عضوية غير الكربون تحتوي على الهيدروجين والأكسجين والنيتروجين والفوسفور والكبريت وعناصر أخرى. يمكن أن تشكل ذرات الكربون سلاسل طويلة غير متفرعة ومتفرعة ، وحلقات ، وإرفاق عناصر أخرى ، وبالتالي اقترب عدد المركبات العضوية من 20 مليونًا ، في حين أن هناك ما يزيد قليلاً عن 100 ألف مادة غير عضوية.

أساس تطوير الكيمياء العضوية هو نظرية بنية المركبات العضوية بواسطة A.M. Butlerov. ينتمي دور مهم في وصف بنية المركبات العضوية إلى مفهوم التكافؤ ، الذي يميز قدرة الذرات على تكوين روابط كيميائية ويحدد عددها. الكربون في المركبات العضوية دائما رباعي التكافؤ. الافتراض الرئيسي لنظرية A.M. Butlerov هو الموقف من التركيب الكيميائي للمادة ، أي الرابطة الكيميائية. يتم عرض هذا الطلب باستخدام الصيغ الهيكلية. تنص نظرية بتليروف على فكرة أن كل مادة لها بعض التركيب الكيميائيو خصائص المواد تعتمد على الهيكل.

نظرية التركيب الكيميائي للمركبات العضوية A. M. Butlerova

تمامًا كما هو الحال بالنسبة للكيمياء غير العضوية ، فإن أساس التطور هو القانون الدوري والنظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D.I Mendeleev ، بالنسبة للكيمياء العضوية ، فقد أصبح أساسيًا.

نظرية التركيب الكيميائي للمركبات العضوية A. M. Butlerova

الافتراض الرئيسي لنظرية بتليروف هو الموقف من التركيب الكيميائي للمادة ، والذي يُفهم على أنه الترتيب ، تسلسل الجمع المتبادل للذرات في الجزيئات ، أي. رابطة كيميائية.

التركيب الكيميائي- ترتيب اتصال ذرات العناصر الكيميائية في الجزيء حسب تكافؤهم.

يمكن عرض هذا الترتيب باستخدام الصيغ الهيكلية ، حيث يُشار إلى تكافؤ الذرات بشرطة: شرطة واحدة تقابل وحدة التكافؤ لذرة عنصر كيميائي. على سبيل المثال ، بالنسبة للمادة العضوية الميثان ، التي لها الصيغة الجزيئية CH 4 ، تبدو الصيغة الهيكلية كما يلي:

الأحكام الرئيسية لنظرية A.M. Butlerov:

ترتبط الذرات الموجودة في جزيئات المواد العضوية ببعضها البعض حسب تكافؤهم. دائمًا ما يكون الكربون في المركبات العضوية رباعي التكافؤ ، ويمكن لذراته أن تتحد مع بعضها البعض ، وتشكل سلاسل مختلفة.

لا يتم تحديد خصائص المواد فقط من خلال تركيبها النوعي والكمي ، ولكن أيضًا بترتيب اتصال الذرات في الجزيء ، أي التركيب الكيميائي للمادة.

لا تعتمد خصائص المركبات العضوية فقط على تكوين المادة وترتيب اتصال الذرات في جزيءها ، ولكن أيضًا على التأثير المتبادل للذراتومجموعات الذرات لبعضها البعض.

نظرية تركيب المركبات العضوية عقيدة ديناميكية ومتطورة. مع تطور المعرفة حول طبيعة الرابطة الكيميائية ، حول تأثير التركيب الإلكتروني لجزيئات المواد العضوية ، بدأوا في استخدام الصيغ الإلكترونية ، بالإضافة إلى الصيغ التجريبية والهيكلية. توضح هذه الصيغ الاتجاه تحولات أزواج الإلكترون في الجزيء.

أكدت كيمياء الكم وكيمياء بنية المركبات العضوية نظرية الاتجاه المكاني للروابط الكيميائية (التماثل المتماثل والعابر) ، ودراسة خصائص الطاقة للتحولات المتبادلة في الأيزومرات ، وجعلت من الممكن الحكم على التأثير المتبادل للذرات في خلقت جزيئات المواد المختلفة المتطلبات الأساسية للتنبؤ بأنواع التماكب واتجاهات وآليات التفاعلات الكيميائية.

المواد العضوية لها عدد من الميزات.

تشتمل تركيبة جميع المواد العضوية على الكربون والهيدروجين ، وبالتالي ، عند حرقها ، تتشكل ثاني أكسيد الكربون والماء.

·المواد العضوية مجمع مبنيويمكن أن يكون لها وزن جزيئي ضخم (بروتينات ، دهون ، كربوهيدرات).

يمكن ترتيب المواد العضوية في صفوف متشابهة في التركيب والهيكل والخصائص المتجانسات.

بالنسبة للمواد العضوية ، فهي مميزة ايزومرية.

التماثل والتماثل للمواد العضوية

لا تعتمد خصائص المواد العضوية على تكوينها فحسب ، بل تعتمد أيضًا على ترتيب اتصال الذرات في الجزيء.

ايزومرية- هذه هي ظاهرة وجود مواد مختلفة - أيزومرات لها نفس التركيب النوعي والكمي ، أي لها نفس الصيغة الجزيئية.

هناك نوعان من التماثل: الهيكلية والمكانية(الأيزومرية الفراغية). تختلف الأيزومرات الهيكلية عن بعضها البعض في ترتيب ارتباط الذرات في الجزيء ؛ الأيزومرات الفراغية - ترتيب الذرات في الفضاء بنفس ترتيب الروابط بينها.

الأنواع الرئيسية للتشابه:

التماثل الهيكلي - تختلف المواد في ترتيب ارتباط الذرات في الجزيئات:

1) تماثل الهيكل العظمي الكربوني ؛

2) موقف isomerism:

سندات متعددة
النواب.
المجموعات الوظيفية؛

3) تماثل متماثل (interlass).

· التزاوج المكاني - تختلف جزيئات المواد ليس في ترتيب اتصال الذرات ، ولكن في موقعها في الفضاء: cis- ، trans-isomerism (هندسي).

تصنيف المواد العضوية

من المعروف أن خصائص المواد العضوية يتم تحديدها من خلال تركيبها وتركيبها الكيميائي. لذلك ، ليس من المستغرب أن يعتمد تصنيف المركبات العضوية على نظرية التركيب - نظرية أ. إم بتليروف. يصنف المواد العضوية من خلال وجود وترتيب ارتباط الذرات في جزيئاتها. الجزء الأكثر ديمومة والأقل تغيرًا من الجزيء العضوي هو هيكل عظمي - سلسلة من ذرات الكربون. اعتمادًا على ترتيب توصيل ذرات الكربون في هذه السلسلة ، يتم تقسيم المواد إلى لا دوري، لا تحتوي على سلاسل مغلقة من ذرات الكربون في الجزيئات ، و الكربوهيدرات الحلقيةتحتوي على مثل هذه السلاسل (الدورات) في الجزيئات.

بالإضافة إلى ذرات الكربون والهيدروجين ، قد تحتوي جزيئات المواد العضوية على ذرات عناصر كيميائية أخرى. تُصنف المواد في الجزيئات التي تُدرج فيها هذه الذرات غير المتجانسة في سلسلة مغلقة على أنها مركبات حلقية غير متجانسة.

الذرات غير المتجانسة(الأكسجين ، النيتروجين ، إلخ) يمكن أن يكون جزءًا من الجزيئات والمركبات غير الحلقية ، وتشكيل مجموعات وظيفية فيها ، على سبيل المثال ،

هيدروكسيل

كاربونيل

الكربوكسيل

مجموعة امينو

المجموعة الوظيفية- مجموعة الذرات التي تحدد الخصائص الكيميائية الأكثر تميزًا لمادة ما وانتمائها إلى فئة معينة من المركبات.

تسمية المركبات العضوية

في بداية تطور الكيمياء العضوية ، تم تعيين المركبات المكتشفة أسماء تافهة، غالبًا ما يرتبط بتاريخ إنتاجها: حمض الأسيتيك (وهو أساس خل النبيذ) ، وحمض الزبد (المكون في الزبدة) ، والجليكول (أي "الحلو") ، وما إلى ذلك. ومع زيادة عدد المواد المكتشفة الجديدة ، نشأت الحاجة إلى أسماء منتسبة مع هيكلها. هكذا ظهرت الأسماء المنطقية: ميثيل أمين ، ثنائي إيثيل أمين ، كحول إيثيل ، ميثيل إيثيل كيتون ، والتي تستند إلى اسم أبسط مركب. بالنسبة للمركبات الأكثر تعقيدًا ، فإن التسمية المنطقية غير مناسبة.

قدمت نظرية هيكل A.M. Butlerov الأساس لتصنيف وتسمية المركبات العضوية وفقًا للعناصر الهيكلية وترتيب ذرات الكربون في الجزيء. حاليًا ، الأكثر استخدامًا هي التسمية التي طورها الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC)، وهو ما يسمى التسمية IUPAC. توصي قواعد IUPAC بعدة مبادئ لتشكيل الأسماء ، أحدها هو مبدأ الاستبدال. بناءً على ذلك ، تم تطوير تسمية بديلة ، وهي الأكثر عالمية. فيما يلي بعض القواعد الأساسية لتسميات الاستبدال والنظر في تطبيقها باستخدام مثال مركب غير متجانس يحتوي على مجموعتين وظيفيتين - ليسين الأحماض الأمينية:

1. يعتمد اسم المركبات على التركيب الأم (السلسلة الرئيسية لجزيء لا حلقى ، نظام كربو حلقى أو نظام حلقى غير متجانس). اسم بنية الأجداد هو أساس الاسم ، جذر الكلمة.

في هذه الحالة ، يكون الهيكل الأصلي عبارة عن سلسلة من خمس ذرات كربون مرتبطة ببعضها البعض بواسطة روابط مفردة. وبالتالي ، فإن الجزء الجذر من الاسم هو البنتان.

2. يُشار إلى المجموعات المميزة والبدائل (العناصر الهيكلية) بالبادئات واللواحق. يتم تقسيم المجموعات المميزة وفقًا للأقدمية. ترتيب أسبقية المجموعات الرئيسية:

يتم تحديد المجموعة المميزة العليا ، والتي تم تحديدها في اللاحقة. يتم تسمية جميع البدائل الأخرى في البادئة بترتيب أبجدي.

في هذه الحالة ، مجموعة الخصائص الرئيسية هي الكربوكسيل ، أي ينتمي هذا المركب إلى فئة الأحماض الكربوكسيلية ، لذلك نضيف حمض -oic إلى الجزء الجذر من الاسم. ثاني أكبر مجموعة هي المجموعة الأمينية ، والتي يُشار إليها بالبادئة amino-. بالإضافة إلى ذلك ، يحتوي الجزيء على ميثيل بديل الهيدروكربون. وبالتالي ، فإن أساس الاسم هو حمض أمينوميثيل بنتانويك.

3. يتضمن الاسم تسمية الرابطة المزدوجة والثلاثية ، والتي تأتي مباشرة بعد الجذر.

لا يحتوي المركب قيد النظر على روابط متعددة.

4. يتم ترقيم ذرات الهيكل الأصلي. يبدأ الترقيم من نهاية سلسلة الكربون ، وهي أقرب إلى أعلى مجموعة مميزة:

يبدأ ترقيم السلسلة من ذرة الكربون التي تعد جزءًا من مجموعة الكربوكسيل ، ويخصص لها الرقم 1. في هذه الحالة ، ستكون المجموعة الأمينية عند الكربون 2 والميثيل عند الكربون 4.

وبالتالي ، فإن ليسين الأحماض الأمينية الطبيعية ، وفقًا لقواعد تسمية IUPAC ، يسمى 2-amino-4-methylpentanoic acid.

الهيدروكربونات. تصنيف الهيدروكربون

الهيدروكربوناتهي مركبات تتكون فقط من ذرات الهيدروجين والكربون.

اعتمادًا على هيكل سلسلة الكربون ، يتم تقسيم المركبات العضوية إلى مركبات ذات سلسلة مفتوحة - لا دوري(أليفاتية) و دوري- بسلسلة ذرات مغلقة.

تنقسم الدورات إلى مجموعتين: المركبات الكربوهيدراتية الحلقية(تتشكل الدورات فقط بواسطة ذرات الكربون) و غير متجانسة(تشمل الدورات أيضًا ذرات أخرى ، مثل الأكسجين والنيتروجين والكبريت).

تشتمل المركبات الكربونية الحلقية بدورها على سلسلتين من المركبات: أليكسليكو عطري.

المركبات العطرية في أساس بنية الجزيئات لها دورات تحتوي على الكربون المستوي مع نظام مغلق خاص من الإلكترونات P.، وتشكيل نظام π مشترك (سحابة إلكترون واحدة). العطرية هي أيضا سمة مميزة للعديد من المركبات الحلقية غير المتجانسة.

تنتمي جميع المركبات الكربوهيدراتية الأخرى إلى سلسلة الأليكليكات.

يمكن أن تحتوي كل من الهيدروكربونات الحلقية (الأليفاتية) والحلقة على روابط متعددة (مزدوجة أو ثلاثية). تسمى هذه الهيدروكربونات غير محدود(غير مشبع) ، على عكس الحد (مشبع) ، يحتوي على روابط مفردة فقط.

يسمى الحد من الهيدروكربونات الأليفاتية الألكانات، لديهم الصيغة العامة C n H 2n + 2 ، حيث n هو عدد ذرات الكربون. غالبًا ما يستخدم الاسم القديم اليوم - البارافينات:

تسمى الهيدروكربونات الأليفاتية غير المشبعة التي تحتوي على رابطة مزدوجة واحدة الألكينات. لديهم الصيغة العامة C n H 2n:

تسمى الهيدروكربونات الأليفاتية غير المشبعة ذات الروابط المزدوجة الكاديين. صيغتهم العامة هي C n H 2n-2:

تسمى الهيدروكربونات الأليفاتية غير المشبعة مع رابطة ثلاثية واحدة الألكاينات. صيغتهم العامة هي C n H 2n - 2:

الحد من الهيدروكربونات الأليفية الحلقية - ألكانات حلقي، صيغتها العامة C n H 2n:

مجموعة خاصة من المحروقات العطرية او أرينيس(مع نظام n-electron المشترك المغلق) ، المعروف من مثال الهيدروكربونات بالصيغة العامة C n H 2n - 6:

وهكذا ، إذا تم استبدال ذرة أو أكثر من ذرات الهيدروجين في جزيئاتها بذرات أخرى أو مجموعات من الذرات (الهالوجينات ، مجموعات الهيدروكسيل ، المجموعات الأمينية ، إلخ) ، يتم تكوين مشتقات الهيدروكربون: مشتقات الهالوجين ، المحتوية على الأكسجين ، المحتوية على النيتروجين وغيرها. مركبات العضوية.

سلسلة متماثلة من الهيدروكربونات

تشكل الهيدروكربونات ومشتقاتها التي لها نفس المجموعة الوظيفية سلسلة متجانسة.

سلسلة متشابهةيتم استدعاء عدد من المركبات التي تنتمي إلى نفس الفئة (متجانسات) ، مرتبة ترتيبًا تصاعديًا لأوزانها الجزيئية النسبية ، المتشابهة في التركيب والخصائص الكيميائية ، حيث يختلف كل عضو عن السابق بواسطة الاختلاف المتماثل CH 2. على سبيل المثال: CH 4 - الميثان ، C 2 H 6 - إيثان ، C 3 H 8 - البروبان ، C 4 H 10 - البيوتان ، إلخ. إن تشابه الخصائص الكيميائية للمتجانسات يبسط إلى حد كبير دراسة المركبات العضوية.

ايزومرات الهيدروكربونات

تسمى تلك الذرات أو مجموعات الذرات التي تحدد الخصائص الأكثر تميزًا لفئة معينة من المواد المجموعات الوظيفية.

يمكن اعتبار مشتقات الهالوجين للهيدروكربونات كمنتجات للاستبدال في الهيدروكربونات لواحدة أو أكثر من ذرات الهيدروجين بواسطة ذرات الهالوجين. وفقًا لهذا ، يمكن أن يكون هناك حد وغير محدود أحادي ، ثنائي ، ثلاثي (في الحالة العامة ، بولي) مشتقات الهالوجين.

الصيغة العامة لمشتقات الهالوجين الأحادي للهيدروكربونات المشبعة:

ويتم التعبير عن التكوين بواسطة الصيغة

حيث R هو المتبقي من الهيدروكربون المشبع (الألكان) ، الجذر الهيدروكربوني (يستخدم هذا التعيين بشكل أكبر عند النظر في فئات أخرى من المواد العضوية) ، Г عبارة عن ذرة هالوجين (F ، Cl ، Br ، I).

على سبيل المثال:

فيما يلي مثال على مشتق ديهالوجين:

ل المواد العضوية المؤكسجةتشمل الكحولات والفينولات والألدهيدات والكيتونات والأحماض الكربوكسيلية والإيثرات والإسترات. الكحولات عبارة عن مشتقات من الهيدروكربونات يتم فيها استبدال ذرة هيدروجين واحدة أو أكثر بمجموعات الهيدروكسيل.

تسمى الكحولات أحادي الهيدرات إذا كانت تحتوي على مجموعة هيدروكسيل واحدة ، وتقتصر على ما إذا كانت مشتقات من الألكانات.

الصيغة العامة للحد الكحولات أحادية الماء:

ويتم التعبير عن تكوينها بالصيغة العامة:

على سبيل المثال:

أمثلة معروفة كحول متعدد الهيدروكسيل، أي وجود عدة مجموعات هيدروكسيل:

الفينولات- مشتقات الهيدروكربونات العطرية (سلسلة البنزين) ، حيث يتم استبدال واحدة أو أكثر من ذرات الهيدروجين في حلقة البنزين بمجموعات الهيدروكسيل.

أبسط ممثل بالصيغة C 6 H 5 OH أو

يسمى الفينول.

الألدهيدات والكيتونات- مشتقات الهيدروكربونات المحتوية على مجموعة ذرات الكربونيل

(كاربونيل).

في الجزيئات الألدهيداتيذهب أحد روابط الكربونيل إلى الارتباط مع ذرة الهيدروجين ، والآخر - بجذر الهيدروكربون. الصيغة العامة للألدهيدات:

على سبيل المثال:

متى الكيتوناتمجموعة الكاربونيل مرتبطة بجذرين (مختلفين عمومًا) ، الصيغة العامة للكيتونات هي:

على سبيل المثال:

يتم التعبير عن تكوين الألدهيدات والكيتونات المحددة بواسطة الصيغة C 2n H 2n O.

الأحماض الكربوكسيلية- مشتقات الهيدروكربونات المحتوية على مجموعات كربوكسيل

(أو -COOH).

إذا كانت هناك مجموعة كربوكسيل واحدة في جزيء الحمض ، فإن حمض الكربوكسيل يكون أحادي القاعدة. الصيغة العامة للأحماض أحادية القاعدة المشبعة:

يتم التعبير عن تكوينها بالصيغة C n H 2n O 2.

على سبيل المثال:

الاثيراتهي مواد عضوية تحتوي على جزأين هيدروكربونيين متصلين بواسطة ذرة أكسجين: R-O-R أو R 1 -O-R 2.

قد تكون الجذور متشابهة أو مختلفة. يتم التعبير عن تكوين الإيثرات بالصيغة C n H 2n + 2 O.

على سبيل المثال:

استرات- المركبات التي تشكلت عن طريق استبدال ذرة الهيدروجين من مجموعة الكربوكسيل في الأحماض الكربوكسيلية بجذر هيدروكربوني.

الصيغة العامة للإسترات:

على سبيل المثال:

مركبات النيترو- مشتقات الهيدروكربونات التي يتم فيها استبدال ذرة هيدروجين واحدة أو أكثر بمجموعة نيترو- NO 2.

الصيغة العامة للحد من مركبات mononitro:

ويتم التعبير عن التركيبة بالصيغة العامة C n H 2n + 1 NO 2.

على سبيل المثال:

مشتقات أرين نيترو:

الأمينات- المركبات التي تعتبر من مشتقات الأمونيا (NH3) ، حيث يتم استبدال ذرات الهيدروجين بجذور الهيدروكربون. اعتمادًا على طبيعة الجذر ، يمكن أن تكون الأمينات أليفاتية ، على سبيل المثال:

وعطرية ، على سبيل المثال:

اعتمادًا على عدد ذرات الهيدروجين التي تم استبدالها بالجذور ، هناك:

الأمينات الأوليةبالصيغة العامة:

ثانوي- بالصيغة العامة:

بعد الثانوي- بالصيغة العامة:

في حالة معينة ، قد يكون للأمينات الثانوية والثالثية نفس الجذور.

يمكن أيضًا اعتبار الأمينات الأولية كمشتقات للهيدروكربونات (الألكانات) ، حيث يتم استبدال ذرة هيدروجين بمجموعة أمينية -NH 2. يتم التعبير عن تكوين الأمينات الأولية المحددة بواسطة الصيغة C n H 2n + 3 N.

على سبيل المثال:

تحتوي الأحماض الأمينية على مجموعتين وظيفيتين متصلتين بجذر هيدروكربوني: المجموعة الأمينية -NH 2 والكربوكسيل -COOH.

الصيغة العامة للأحماض الأمينية ألفا (وهي الأكثر أهمية لبناء البروتينات التي تتكون منها الكائنات الحية):

يتم التعبير عن تكوين الأحماض الأمينية المحددة التي تحتوي على مجموعة أمينية واحدة وكربوكسيل واحد بواسطة الصيغة C n H 2n + 1 NO 2.

على سبيل المثال:

من المعروف أن المركبات العضوية الهامة الأخرى لها عدة مجموعات وظيفية مختلفة أو متطابقة ، سلاسل خطية طويلة مرتبطة بحلقات البنزين. في مثل هذه الحالات ، من المستحيل وضع تعريف صارم لما إذا كانت مادة ما تنتمي إلى فئة معينة. غالبًا ما يتم عزل هذه المركبات في مجموعات محددة من المواد: الكربوهيدرات ، والبروتينات ، والأحماض النووية ، والمضادات الحيوية ، والقلويدات ، إلخ.

يوجد حاليًا أيضًا العديد من المركبات التي يمكن تصنيفها على أنها عضوية وغير عضوية. x تسمى مركبات العناصر العضوية. يمكن اعتبار بعضها كمشتقات للهيدروكربونات.

على سبيل المثال:

هناك مركبات لها نفس الصيغة الجزيئية التي تعبر عن تكوين المواد.

تتمثل ظاهرة التماثل في حقيقة أنه يمكن أن يكون هناك العديد من المواد ذات الخصائص المختلفة التي لها نفس تكوين الجزيئات ، ولكن لها هياكل مختلفة. هذه المواد تسمى أيزومرات.

في حالتنا ، هذه هي الأيزومرات بين الطبقات: الألكانات الحلقيّة والألكانات ، والألكاديين والألكينات ، والكحولات أحادية الهيدروجين المشبعة والإيثرات ، والألدهيدات والكيتونات ، والأحماض الكربوكسيلية أحادية القاعدة المشبعة والإسترات.

التماثل الهيكلي

هناك الأصناف التالية التماثل البنيوي: تماكب الهيكل العظمي الكربوني ، تماكب الموضع ، تماكب لفئات مختلفة من المركبات العضوية (تماكب بين الطبقات).

يرجع تماثل الهيكل الكربوني إلى ترتيب الرابطة المختلفة بين ذرات الكربونالتي تشكل الهيكل العظمي للجزيء. كما هو موضح بالفعل ، تتوافق الصيغة الجزيئية C 4 H 10 مع اثنين من الهيدروكربونات: n- بيوتان و isobutane. بالنسبة للهيدروكربون C 5 H 12 ، من الممكن وجود ثلاثة أيزومرات: البنتان والأيزوبنتان والنيوبنتان.

مع زيادة عدد ذرات الكربون في الجزيء ، يزداد عدد الأيزومرات بسرعة. بالنسبة للهيدروكربون C 10 H 22 يوجد 75 منهم بالفعل وللهيدروكربون C 20 H 44 - 366319.

يرجع تماثل الموضع إلى الوضع المختلف للرابطة المتعددة ، والمجموعة البديلة ، والوظيفية التي لها نفس الهيكل الكربوني للجزيء:

ترجع تماثل فئات مختلفة من المركبات العضوية (التزاوج بين الطبقات) إلى اختلاف موضع وتركيب الذرات في جزيئات المواد التي لها نفس الصيغة الجزيئية ، ولكنها تنتمي إلى فئات مختلفة. لذا ، فإن الصيغة الجزيئية C 6 H 12 تتوافق مع الهيدروكربون غير المشبع hexene-1 والهكسان الحلقي الهيدروكربوني.

الأيزومرات عبارة عن هيدروكربون مرتبط بالألكينات - بوتين -1 وهيدروكربون مع رابطتين مزدوجتين في سلسلة بوتادين -1،3:

ثنائي إيثيل الأثير وكحول البوتيل لهما نفس الصيغة الجزيئية C 4 H 10 O:

الأيزومرات الهيكلية هي حمض أميني خليك ونترويثان ، المقابلة للصيغة الجزيئية C 2 H 5 NO 2:

تحتوي الايزومرات من هذا النوع على مجموعات وظيفية مختلفة وتنتمي إلى فئات مختلفة من المواد. لذلك ، فهي تختلف في الخصائص الفيزيائية والكيميائية أكثر بكثير من أيزومرات الهيكل العظمي الكربوني أو أيزومرات الموضع.

التماثل المكاني

التماثل المكانيينقسم إلى نوعين: هندسي وبصري.

التماثل الهندسي هو سمة من سمات المركبات ، تحتوي على روابط مزدوجة ومركبات حلقية. نظرًا لأن الدوران الحر للذرات حول رابطة مزدوجة أو في دورة أمر مستحيل ، يمكن أن توجد البدائل إما على جانب واحد من مستوى الرابطة المزدوجة أو الدورة (موضع رابطة الدول المستقلة) ، أو على الجانبين المعاكسين (التبديل). تشير التسميات cis- و trans- عادة إلى زوج من البدائل المتطابقة.

نظائر هندسية تختلف في الخصائص الفيزيائية والكيميائية.

يحدث التماثل البصري إذا كان الجزيء غير متوافق مع صورته في المرآة. هذا ممكن عندما تحتوي ذرة الكربون في الجزيء على أربعة بدائل مختلفة. هذه الذرة تسمى غير متناظرة. مثال على هذا الجزيء هو جزيء α-aminopropionic (α-alanine) CH 3 CH (NH 2) OH.

لا يمكن أن يتطابق جزيء ألفا ألانين مع صورته المرآة تحت أي حركة. تسمى هذه الأيزومرات المكانية المرآة ، أو الأضداد البصرية ، أو المتشابهة. جميع الخصائص الفيزيائية والكيميائية تقريبًا لهذه الأيزومرات متطابقة.

تعتبر دراسة التماثل البصري ضرورية عند النظر في العديد من التفاعلات التي تحدث في الجسم. معظم هذه التفاعلات تحت تأثير الإنزيمات - المحفزات البيولوجية. يجب أن تقترب جزيئات هذه المواد من جزيئات المركبات التي تعمل عليها كمفتاح للقفل ، وبالتالي فإن التركيب المكاني والموقع النسبي للمناطق الجزيئية والعوامل المكانية الأخرى لها أهمية كبيرة في مسار هذه التفاعلات . تسمى ردود الفعل هذه انتقائية الفراغ.

معظم المركبات الطبيعية عبارة عن متشكلات فردية ، ويختلف تأثيرها البيولوجي (من الذوق والرائحة إلى الإجراء الطبي) اختلافًا حادًا عن خصائص مضادات الشوائب الضوئية التي تم الحصول عليها في المختبر. هذا الاختلاف في النشاط البيولوجي له أهمية كبيرة ، لأنه يكمن وراء الخاصية الأكثر أهمية لجميع الكائنات الحية - التمثيل الغذائي.

ايزومرية

التركيب الإلكتروني لذرة الكربون

يُظهر الكربون ، وهو جزء من المركبات العضوية ، تكافؤًا ثابتًا. يحتوي آخر مستوى طاقة لذرة الكربون 4 إلكترونات، اثنان منها يشغلان مدار 2s ، الذي له شكل كروي ، ويشغل إلكترونان المدارات 2p ، والتي لها شكل الدمبل. عند الإثارة ، يمكن لإلكترون واحد من المدار 2s الانتقال إلى أحد المدارات 2p الشاغرة. يتطلب هذا الانتقال بعض تكاليف الطاقة (403 كيلوجول / مول). نتيجة لذلك ، تحتوي ذرة الكربون المثارة على 4 إلكترونات غير مقترنة ويتم التعبير عن تكوينها الإلكتروني بالصيغة 2s 1 2p 3 .. وبالتالي ، في حالة هيدروكربون الميثان (CH 4) ، تشكل ذرة الكربون 4 روابط مع s - إلكترونات ذرات الهيدروجين. في هذه الحالة ، رابطة واحدة من النوع s-s (بين الإلكترون s لذرة الكربون والإلكترون s لذرة الهيدروجين) وروابط 3 p-s (بين 3 إلكترونات p من ذرة الكربون و 3 إلكترونات s من 3 ذرات هيدروجين) يجب أن تكون قد تكونت. يؤدي هذا إلى استنتاج مفاده أن الروابط التساهمية الأربعة المكونة من ذرة الكربون ليست متكافئة. ومع ذلك ، فإن التجربة العملية للكيمياء تشير إلى أن جميع الروابط الأربعة في جزيء الميثان متكافئة تمامًا ، وأن جزيء الميثان له هيكل رباعي السطوح بزوايا تكافؤ 109.5 0 ، وهو ما لا يمكن أن يكون هو الحال إذا لم تكن الروابط متكافئة. بعد كل شيء ، يتم توجيه مدارات الإلكترونات p فقط في الفضاء على طول المحاور العمودية المتبادلة x ، y ، z ، ومدار الإلكترون s له شكل كروي ، وبالتالي فإن اتجاه تكوين الرابطة مع هذا الإلكترون سيكون اِعتِباطِيّ. كانت نظرية التهجين قادرة على تفسير هذا التناقض. اقترح L. Polling أنه في أي جزيئات لا توجد روابط معزولة عن بعضها البعض. عندما تتشكل الروابط ، تتداخل مدارات جميع إلكترونات التكافؤ. هناك عدة أنواع معروفة تهجين مدارات الإلكترون. من المفترض أنه في جزيء الميثان والألكانات الأخرى ، تدخل 4 إلكترونات في التهجين.

تهجين مدارات ذرة الكربون

تهجين المدارات- هذا تغيير في شكل وطاقة بعض الإلكترونات أثناء تكوين الرابطة التساهمية ، مما يؤدي إلى تداخل أكثر كفاءة في المدارات وزيادة قوة الروابط. يحدث التهجين المداري دائمًا عندما تشارك الإلكترونات التي تنتمي إلى أنواع مختلفة من المدارات في تكوين الروابط.

1. ص 3 -تهجين(حالة التكافؤ الأولى للكربون). مع تهجين sp 3 ، تتفاعل 3 مدارات p و s-orbital من ذرة كربون مثارة بطريقة يتم فيها الحصول على مدارات متطابقة تمامًا في الطاقة وموجودة بشكل متماثل في الفضاء. يمكن كتابة هذا التحول على النحو التالي:

أثناء التهجين ، لا يتغير العدد الإجمالي للمدارات ، ولكن تتغير طاقتها وشكلها فقط. يتضح أن تهجين المدارات sp 3 يشبه الشكل الثامن ثلاثي الأبعاد ، إحدى شفراته أكبر بكثير من الأخرى. تمتد أربعة مدارات هجينة من المركز إلى رؤوس رباعي السطوح المنتظم بزاوية 109.5 0. الروابط المكونة من الإلكترونات الهجينة (على سبيل المثال ، الرابطة s-sp 3) أقوى من الروابط التي تتكون من الإلكترونات غير المهجنة (على سبيل المثال ، الرابطة s-p). لأن المدار الهجين sp 3 يوفر مساحة أكبر من التداخل المداري للإلكترون من المدار p غير المهجن. الجزيئات التي يتم فيها التهجين sp 3 لها هيكل رباعي السطوح. بالإضافة إلى الميثان ، تشمل هذه متجانسات الميثان والجزيئات غير العضوية مثل الأمونيا. تظهر الأرقام مداريًا مهجنًا وجزيء ميثان رباعي السطوح.

الروابط الكيميائية التي تنشأ في الميثان بين ذرات الكربون والهيدروجين هي من نوع روابط σ (sp 3 -s-bond). بشكل عام ، تتميز أي رابطة سيجما بحقيقة أن كثافة الإلكترون لذرتين مترابطتين تتداخل على طول الخط الذي يربط بين مراكز (نوى) الذرات. تتوافق الروابط σ-Bond مع أقصى درجة ممكنة من التداخل بين المدارات الذرية ، لذا فهي قوية بما يكفي.

2. ص 2 -تهجين(حالة التكافؤ الثانية للكربون). يحدث نتيجة التداخل بين مداري 2s واثنين من مداري 2p. تقع المدارات الهجينة sp 2 الناتجة في نفس المستوى بزاوية 120 0 مع بعضها البعض ، ويكون المدار p غير المهجن عموديًا عليها. العدد الإجمالي للمدارات لا يتغير - هناك أربعة منهم.

تحدث حالة التهجين sp 2 في جزيئات الألكين ، في مجموعات الكربونيل والكربوكسيل ، أي في المركبات التي تحتوي على رابطة مزدوجة. لذلك ، في جزيء الإيثيلين ، تشكل الإلكترونات المهجنة لذرة الكربون روابط 3 σ (رابطان من النوع sp 2 -s بين ذرة الكربون وذرات الهيدروجين ورابطة من النوع sp 2 -sp 2 بين ذرات الكربون). يشكل الإلكترون p غير المهجن المتبقي لذرة كربون واحدة رابطة π مع الإلكترون p غير المهجن لذرة الكربون الثانية. السمة المميزة للرابطة هي أن تداخل مدارات الإلكترون يتجاوز الخط الذي يربط بين الذرتين. يذهب التداخل المداري أعلى وأسفل الرابطة التي تربط ذرات الكربون. وبالتالي ، فإن الرابطة المزدوجة هي مزيج من روابط σ و. يوضح الشكلان الأولان أنه في جزيء الإيثيلين ، تكون زوايا الرابطة بين الذرات التي تشكل جزيء الإيثيلين 120 0 (تقابل اتجاه ثلاثة مدارات هجينة sp 2 في الفضاء). توضح الأرقام تكوين رابطة π.

نظرًا لأن مساحة تداخل المدارات p غير المهجنة في روابط أقل من مساحة تداخل المدارات في روابط σ ، فإن الرابطة π أقل قوة من الرابطة σ ويمكن كسرها بسهولة أكبر تفاعلات كيميائية.

3. س التهجين(حالة التكافؤ الثالثة للكربون). في حالة sp-hybridization ، تحتوي ذرة الكربون على مداريين هجينين sp يقعان خطيًا بزاوية 180 0 لبعضهما البعض ومداري p غير مهجنين يقعان في مستويين متعامدين بشكل متبادل. س التهجين هو سمة من سمات الألكينات والنتريل. للمركبات التي تحتوي على رابطة ثلاثية.

لذلك ، في جزيء الأسيتيلين ، تكون زوايا الرابطة بين الذرات 180 درجة. تشكل الإلكترونات المهجنة لذرة الكربون روابط 2 σ (رابطة sp-s بين ذرة الكربون وذرة الهيدروجين ورابطة أخرى من النوع sp-sp بين ذرات الكربون. تشكل إلكترونان p غير مهجنان من ذرة كربون واحدة اثنين π- روابط مع إلكترونات p غير مهجنة من الثانية لا يتداخل تداخل مدارات p-electron فوق وتحت الرابطة σ فحسب ، بل أيضًا في الأمام والخلف ، وتكون السحابة الإجمالية p-electron لها شكل أسطواني. عبارة عن مزيج من رابطة واحدة واثنين من روابط. ويضمن وجود روابط اثنين π أقل قوة في جزيء الأسيتيلين قدرة هذه المادة على الدخول في تفاعلات إضافية مع كسر الرابطة الثلاثية.

المواد المرجعية لاجتياز الاختبار:

طاولة منديليف

جدول الذوبان

169375 0

كل ذرة لديها عدد معين من الإلكترونات.

عند الدخول في تفاعلات كيميائية ، تتبرع الذرات بالإلكترونات أو تكتسبها أو تجعلها اجتماعية ، لتصل إلى التكوين الإلكتروني الأكثر استقرارًا. التكوين بأقل طاقة هو الأكثر استقرارًا (كما هو الحال في ذرات الغازات النبيلة). يسمى هذا النمط "قاعدة الثمانيات" (الشكل 1).

أرز. 1.

تنطبق هذه القاعدة على الجميع أنواع الاتصال. تسمح الروابط الإلكترونية بين الذرات لهم بتكوين هياكل مستقرة ، من أبسط البلورات إلى الجزيئات الحيوية المعقدة التي تشكل في النهاية أنظمة حية. وهي تختلف عن البلورات في عملية التمثيل الغذائي المستمر. ومع ذلك ، تستمر العديد من التفاعلات الكيميائية وفقًا للآليات التحويل الإلكترونيالتي تلعب دورًا مهمًا في عمليات الطاقة في الجسم.

الرابطة الكيميائية هي القوة التي تجمع بين ذرتين أو أكثر أو أيونات أو جزيئات أو أي مزيج منها..

إن طبيعة الرابطة الكيميائية عالمية: إنها قوة جذب إلكتروستاتيكية بين الإلكترونات سالبة الشحنة والأنوية الموجبة الشحنة ، يتم تحديدها من خلال تكوين الإلكترونات في الغلاف الخارجي للذرات. تسمى قدرة الذرة على تكوين روابط كيميائية التكافؤ، أو حالة الأكسدة. مفهوم إلكترونات التكافؤ- الإلكترونات التي تشكل روابط كيميائية ، أي تلك الموجودة في المدارات عالية الطاقة. وفقًا لذلك ، يُطلق على الغلاف الخارجي للذرة التي تحتوي على هذه المدارات التكافؤ مدار. في الوقت الحاضر ، لا يكفي الإشارة إلى وجود رابطة كيميائية ، ولكن من الضروري توضيح نوعها: أيوني ، تساهمي ، ثنائي القطب ، معدني.

النوع الأول من الاتصال هوأيوني اتصال

وفقًا لنظرية التكافؤ الإلكترونية التي وضعها لويس وكوسيل ، يمكن للذرات أن تحقق تكوينًا إلكترونيًا مستقرًا بطريقتين: الأولى ، بفقدان الإلكترونات ، لتصبح الايونات الموجبة، وثانيًا ، اكتسابها ، وتحويلها إلى الأنيونات. نتيجة لنقل الإلكترون ، وبسبب القوة الكهروستاتيكية للتجاذب بين الأيونات بشحنات الإشارة المعاكسة ، تتشكل رابطة كيميائية تسمى كوسيل " كهربية(اتصل الان أيوني).

في هذه الحالة ، تشكل الأنيونات والكاتيونات تكوينًا إلكترونيًا ثابتًا مع غلاف إلكتروني خارجي مملوء. تتكون الروابط الأيونية النموذجية من كاتيونات مجموعات T و II من النظام الدوري وأنيونات العناصر غير المعدنية للمجموعتين VI و VII (16 و 17 مجموعة فرعية - على التوالي ، الكالكوجيناتو الهالوجينات). الروابط في المركبات الأيونية غير مشبعة وغير اتجاهية ، لذا فهي تحتفظ بإمكانية التفاعل الكهروستاتيكي مع الأيونات الأخرى. على التين. يُظهر الشكلان 2 و 3 أمثلة على الروابط الأيونية المقابلة لنموذج كوسيل لنقل الإلكترون.

أرز. 2.

أرز. 3.الرابطة الأيونية في جزيء كلوريد الصوديوم (NaCl)

هنا من المناسب تذكر بعض الخصائص التي تشرح سلوك المواد في الطبيعة ، على وجه الخصوص ، للنظر في مفهوم الأحماضو أسباب.

المحاليل المائية لجميع هذه المواد هي إلكتروليتات. يغيرون اللون بطرق مختلفة. المؤشرات. تم اكتشاف آلية عمل المؤشرات بواسطة F.V. اوستوالد. وبيّن أن المؤشرات عبارة عن أحماض أو قواعد ضعيفة ، يختلف لونها في الحالات غير المنفصلة والمفصولة.

يمكن للقواعد تحييد الأحماض. ليست كل القواعد قابلة للذوبان في الماء (على سبيل المثال ، بعض المركبات العضوية التي لا تحتوي على مجموعات -OH غير قابلة للذوبان ، على وجه الخصوص ، ثلاثي إيثيل أمين N (C 2 H 5) 3)؛ تسمى القواعد القابلة للذوبان القلويات.

تدخل المحاليل المائية للأحماض في تفاعلات مميزة:

أ) مع أكاسيد المعادن - مع تكوين الملح والماء ؛

ب) مع المعادن - مع تكوين الملح والهيدروجين ؛

ج) مع الكربونات - مع تكوين الملح ، كو 2 و ح 2 ا.

وصفت عدة نظريات خصائص الأحماض والقواعد. وفقًا لنظرية S.A. أرهينيوس ، وهو حمض مادة تنفصل لتكوين أيونات ح+ ، بينما تشكل القاعدة أيونات هو-. لا تأخذ هذه النظرية بعين الاعتبار وجود قواعد عضوية لا تحتوي على مجموعات هيدروكسيل.

في الخط مع بروتوننظرية برونستد ولوري ، الحمض عبارة عن مادة تحتوي على جزيئات أو أيونات تتبرع بالبروتونات ( المتبرعينالبروتونات) والقاعدة عبارة عن مادة تتكون من جزيئات أو أيونات تقبل البروتونات ( يقبلونالبروتونات). لاحظ أنه في المحاليل المائية ، توجد أيونات الهيدروجين في شكل رطب ، أي في شكل أيونات الهيدرونيوم H3O+. تصف هذه النظرية التفاعلات ليس فقط مع أيونات الماء والهيدروكسيد ، ولكن أيضًا يتم إجراؤها في حالة عدم وجود مذيب أو باستخدام مذيب غير مائي.

على سبيل المثال ، في التفاعل بين الأمونيا نيو هامبشاير 3 (قاعدة ضعيفة) وكلوريد الهيدروجين في الطور الغازي ، يتشكل كلوريد الأمونيوم الصلب ، وفي خليط توازن من مادتين هناك دائمًا 4 جسيمات ، اثنان منها عبارة عن أحماض ، والاثنان الآخران عبارة عن قواعد:

يتكون خليط التوازن هذا من زوجين مترافقين من الأحماض والقواعد:

1)نيو هامبشاير 4+ و نيو هامبشاير 3

2) حمض الهيدروكلوريكو Cl ‑

هنا ، في كل زوج مترافق ، يختلف الحمض والقاعدة ببروتون واحد. كل حمض له قاعدة مقترنة. الحمض القوي له قاعدة مترافقة ضعيفة ، والحمض الضعيف له قاعدة مترافقة قوية.

تتيح نظرية برونستيد-لوري شرح الدور الفريد للمياه في حياة المحيط الحيوي. يمكن للماء ، اعتمادًا على المادة التي تتفاعل معها ، أن يظهر خصائص حمض أو قاعدة. على سبيل المثال ، في التفاعلات مع المحاليل المائية لحمض الأسيتيك ، يكون الماء قاعدة ، ومع المحاليل المائية للأمونيا ، فهو حمض.

1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 سو-. هنا جزيء حمض الخليك يتبرع ببروتون لجزيء الماء ؛

2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + هو-. هنا جزيء الأمونيا يقبل بروتون من جزيء الماء.

وبالتالي ، يمكن أن يشكل الماء زوجين مترافقين:

1) H 2 O(حمض) و هو- (القاعدة المترافقة)

2) H 3 O+ (حمض) و H 2 O(القاعدة المترافقة).

في الحالة الأولى ، يتبرع الماء بالبروتون ، وفي الحالة الثانية يقبله.

تسمى هذه الخاصية amphiprotonity. المواد التي يمكن أن تتفاعل مثل الأحماض والقواعد تسمى مذبذب. غالبًا ما توجد هذه المواد في الطبيعة. على سبيل المثال ، يمكن أن تشكل الأحماض الأمينية أملاحًا مع كل من الأحماض والقواعد. لذلك ، تشكل الببتيدات بسهولة مركبات التنسيق مع وجود أيونات المعادن.

وبالتالي ، فإن الخاصية المميزة للرابطة الأيونية هي الإزاحة الكاملة لمجموعة من الإلكترونات المرتبطة بإحدى النوى. هذا يعني أن هناك منطقة بين الأيونات حيث كثافة الإلكترون تقارب الصفر.

النوع الثاني من الاتصال هوتساهمية اتصال

يمكن أن تشكل الذرات تكوينات إلكترونية مستقرة عن طريق مشاركة الإلكترونات.

تتشكل هذه الرابطة عند مشاركة زوج من الإلكترونات واحدًا تلو الآخر. من كلذرة. في هذه الحالة ، يتم توزيع إلكترونات الرابطة الاجتماعية بالتساوي بين الذرات. مثال على الرابطة التساهمية متجانس النوىثنائي الذرة جزيئات H. 2 , ن 2 , F 2. Allotropes لها نفس النوع من الرابطة. ا 2 والأوزون ا 3 ولجزيء متعدد الذرات س 8 وكذلك جزيئات غير متجانسةكلوريد الهيدروجين حمض الهيدروكلوريك، ثاني أكسيد الكربون كو 2 ، الميثان CH 4 ، الإيثانول مع 2 ح 5 هو، سادس فلوريد الكبريت سادس 6 ، الأسيتيلين مع 2 ح 2. كل هذه الجزيئات لها نفس الإلكترونات المشتركة ، وروابطها مشبعة وموجهة بنفس الطريقة (الشكل 4).

بالنسبة لعلماء الأحياء ، من المهم أن يتم تقليل أنصاف الأقطار التساهمية للذرات في الروابط المزدوجة والثلاثية مقارنة برابطة واحدة.

أرز. 4.الرابطة التساهمية في جزيء Cl 2.

تعد الأنواع الأيونية والتساهمية من الروابط حالتين مقيدين للعديد من الأنواع الموجودة من الروابط الكيميائية ، وعمليًا فإن معظم الروابط هي وسيطة.

المركبات المكونة من عنصرين تقع على طرفي نقيض لنفس فترات أو فترات مختلفة من نظام منديليف تشكل في الغالب روابط أيونية. عندما تقترب العناصر من بعضها البعض خلال فترة ، تقل الطبيعة الأيونية لمركباتها ، بينما تزداد الشخصية التساهمية. على سبيل المثال ، تشكل هاليدات وأكاسيد العناصر الموجودة على الجانب الأيسر من الجدول الدوري في الغالب روابط أيونية ( كلوريد الصوديوم ، AgBr ، BaSO 4 ، CaCO 3 ، KNO 3 ، CaO ، هيدروكسيد الصوديوم) ، ونفس مركبات العناصر الموجودة على الجانب الأيمن من الجدول تساهمية ( H 2 O، CO 2، NH 3، NO 2، CH 4الفينول C6H5OHالجلوكوز ج 6 س 12 س 6، الإيثانول ج 2 ح 5 يا).

الرابطة التساهمية ، بدورها ، لها تعديل آخر.

في الأيونات متعددة الذرات وفي الجزيئات البيولوجية المعقدة ، يمكن أن يأتي كلا الإلكترونين فقط من واحدذرة. تسمى جهات مانحةزوج الإلكترون. تسمى الذرة التي تجعل هذا الزوج من الإلكترونات مع متبرع متقبلزوج الإلكترون. يسمى هذا النوع من الرابطة التساهمية التنسيق (المتبرع المتقبل, أوdative) تواصل(الشكل 5). هذا النوع من الروابط هو الأكثر أهمية بالنسبة لعلم الأحياء والطب ، حيث يتم وصف كيمياء العناصر الأكثر أهمية في التمثيل الغذائي إلى حد كبير عن طريق روابط التنسيق.

صورة. 5.

كقاعدة عامة ، في مركب معقد ، تعمل ذرة المعدن كمقبل لزوج الإلكترون ؛ على العكس من ذلك ، في الروابط الأيونية والتساهمية ، تكون ذرة المعدن مانحًا للإلكترون.

يمكن توضيح جوهر الرابطة التساهمية وتنوعها - رابطة التنسيق - بمساعدة نظرية أخرى للأحماض والقواعد ، اقترحها GN. لويس. قام إلى حد ما بتوسيع المفهوم الدلالي للمصطلحين "حمض" و "قاعدة" وفقًا لنظرية برونستيد-لوري. تشرح نظرية لويس طبيعة تكوين الأيونات المعقدة ومشاركة المواد في تفاعلات الاستبدال النووي ، أي في تكوين CS.

وفقًا لـ Lewis ، فإن الحمض مادة قادرة على تكوين رابطة تساهمية بقبول زوج إلكترون من قاعدة. قاعدة لويس هي مادة تحتوي على زوج وحيد من الإلكترونات ، والتي ، من خلال التبرع بالإلكترونات ، تشكل رابطة تساهمية مع حمض لويس.

أي أن نظرية لويس توسع نطاق التفاعلات الحمضية القاعدية أيضًا للتفاعلات التي لا تشارك فيها البروتونات على الإطلاق. علاوة على ذلك ، فإن البروتون نفسه ، وفقًا لهذه النظرية ، هو أيضًا حمض ، لأنه قادر على قبول زوج الإلكترون.

لذلك ، وفقًا لهذه النظرية ، فإن الكاتيونات هي أحماض لويس والأنيونات هي قواعد لويس. ردود الفعل التالية هي أمثلة:

لقد لوحظ أعلاه أن التقسيم الفرعي للمواد إلى مواد أيونية وتساهمية نسبي ، حيث لا يوجد انتقال كامل للإلكترون من ذرات معدنية إلى ذرات متقبلة في الجزيئات التساهمية. في المركبات ذات الروابط الأيونية ، يكون كل أيون في المجال الكهربائي للأيونات من الإشارة المعاكسة ، لذلك يتم استقطابها بشكل متبادل ، وتشوه قذائفها.

الاستقطابيحددها الهيكل الإلكتروني وشحنة وحجم الأيونات ؛ إنه أعلى بالنسبة للأنيونات منه في الكاتيونات. أعلى قابلية للاستقطاب بين الكاتيونات هي للكاتيونات ذات الشحنة الأكبر والأصغر حجما ، على سبيل المثال ، ل Hg 2+، Cd 2+، Pb 2+، Al 3+، Tl 3+. له تأثير استقطاب قوي ح+. نظرًا لأن تأثير استقطاب الأيونات يكون على وجهين ، فإنه يغير بشكل كبير خصائص المركبات التي تشكلها.

النوع الثالث من الاتصال -ثنائي القطب ثنائي القطب اتصال

بالإضافة إلى أنواع الاتصالات المدرجة ، هناك أيضًا ثنائي القطب ثنائي القطب بين الجزيئاتالتفاعلات ، والمعروفة أيضًا باسم فان دير فال .

تعتمد قوة هذه التفاعلات على طبيعة الجزيئات.

هناك ثلاثة أنواع من التفاعلات: ثنائي القطب الدائم - ثنائي القطب الدائم ( ثنائي القطب ثنائي القطبجاذبية)؛ ثنائي القطب الدائم المستحث ( تعريفيجاذبية)؛ ثنائي أقطاب لحظي مستحث ( تشتتجاذبية ، أو قوى لندن ؛ أرز. 6).

أرز. 6.

فقط الجزيئات ذات الروابط التساهمية القطبية لها عزم ثنائي القطب ( حمض الهيدروكلوريك ، NH 3 ، SO 2 ، H 2 O ، C 6 H 5 Cl) ، وقوة الرابطة هي 1-2 ديبي(1D = 3.338 × 10-30 كولوم متر - C × م).

في الكيمياء الحيوية ، يتم تمييز نوع آخر من الروابط - هيدروجين الاتصال ، وهي حالة مقيدة ثنائي القطب ثنائي القطبجاذبية. تتشكل هذه الرابطة من خلال التجاذب بين ذرة الهيدروجين وذرة صغيرة كهربية ، وغالبًا ما يكون الأكسجين والفلور والنيتروجين. مع الذرات الكبيرة التي لها نفس القدرة الكهربية (على سبيل المثال ، مع الكلور والكبريت) ، تكون الرابطة الهيدروجينية أضعف بكثير. تتميز ذرة الهيدروجين بميزة أساسية واحدة: عندما يتم سحب إلكترونات الربط ، تنكشف نواتها - البروتون - وتتوقف الإلكترونات عن الغربلة.

لذلك ، تتحول الذرة إلى ثنائي القطب كبير.

تتشكل الرابطة الهيدروجينية ، على عكس رابطة فان دير فال ، ليس فقط أثناء التفاعلات بين الجزيئات ، ولكن أيضًا داخل جزيء واحد - ضمجزيئي عامل ضمن الجزيئرابطة الهيدروجين. تلعب الروابط الهيدروجينية دورًا مهمًا في الكيمياء الحيوية ، على سبيل المثال ، لتثبيت بنية البروتينات في شكل حلزون ألفا ، أو لتشكيل حلزون مزدوج للحمض النووي (الشكل 7).

الشكل 7.

روابط الهيدروجين وفان دير فال أضعف بكثير من الروابط الأيونية والتساهمية والتنسيق. يشار إلى طاقة الروابط بين الجزيئات في الجدول. 1.

الجدول 1.طاقة القوى الجزيئية

ملحوظة: درجة التفاعلات الجزيئية تعكس المحتوى الحراري للذوبان والتبخر (الغليان). تتطلب المركبات الأيونية طاقة أكبر بكثير لفصل الأيونات مقارنة بفصل الجزيئات. المحتوى الحراري للذوبان للمركبات الأيونية أعلى بكثير من المركبات الجزيئية.

النوع الرابع من الاتصال -السندات معدنية

أخيرًا ، هناك نوع آخر من الروابط بين الجزيئات - معدن: توصيل الأيونات الموجبة لشبكة المعادن بالإلكترونات الحرة. هذا النوع من الاتصال لا يحدث في الكائنات البيولوجية.

من مراجعة موجزة لأنواع الروابط ، تظهر إحدى التفاصيل: معلمة مهمة لذرة أو أيون معدن - مانح إلكترون ، وكذلك ذرة - متقبل الإلكترون هو مقاس.

دون الخوض في التفاصيل ، نلاحظ أن أنصاف الأقطار التساهمية للذرات ، ونصف القطر الأيوني للمعادن ، وأنصاف أقطار فان دير فال للجزيئات المتفاعلة تزداد كلما زاد عددها الذري في مجموعات النظام الدوري. في هذه الحالة ، تكون قيم نصف قطر الأيونات هي الأصغر ، ويكون نصف قطر فان دير فالس هو الأكبر. كقاعدة عامة ، عند الانتقال إلى أسفل المجموعة ، يزداد أنصاف أقطار جميع العناصر ، التساهمية و van der Waals.

الأكثر أهمية لعلماء الأحياء والأطباء تنسيق(متقبل المانح) الروابط التي تعتبرها كيمياء التنسيق.

المواد العضوية الحيوية الطبية. ك. بارشكوف

معظم المركبات العضوية لها بنية جزيئية. تشكل الذرات الموجودة في المواد ذات النوع الجزيئي دائمًا روابط تساهمية فقط مع بعضها البعض ، وهو ما يُلاحظ أيضًا في حالة المركبات العضوية. تذكر أن الرابطة التساهمية هي نوع من الروابط بين الذرات ، والتي تتحقق بسبب حقيقة أن الذرات تتواصل مع جزء من إلكتروناتها الخارجية من أجل الحصول على التكوين الإلكتروني للغاز النبيل.

وفقًا لعدد أزواج الإلكترونات الاجتماعية ، يمكن تقسيم الروابط التساهمية في المواد العضوية إلى مفردة ومزدوجة وثلاثية. تتم الإشارة إلى هذه الأنواع من الاتصالات في الصيغة الرسومية ، على التوالي ، بخط واحد أو سطرين أو ثلاثة:

يؤدي تعدد الرابطة إلى انخفاض طولها ، لذلك يبلغ طول رابطة C-C الفردية 0.154 نانومتر ، ورابطة C = C المزدوجة - 0.134 نانومتر ، ورابطة C≡C ثلاثية - 0.120 نانومتر.

أنواع الروابط حسب طريقة تداخل المدارات

كما هو معروف ، يمكن أن يكون للمدارات أشكال مختلفة ، على سبيل المثال ، المدارات s كروية الشكل ، وعلى شكل p دمبل. لهذا السبب ، يمكن أن تختلف الروابط أيضًا في طريقة تداخل مدارات الإلكترون:

ϭ-bonds - تتشكل عندما تتداخل المدارات بطريقة تتقاطع معها منطقة التداخل بواسطة خط يربط النوى. أمثلة على السندات ϭ:

روابط π - تتشكل عندما تتداخل المدارات ، في منطقتين - فوق وتحت الخط الذي يربط نوى الذرات. أمثلة على السندات:

كيف تعرف وجود روابط بيتا وبيتا في الجزيء؟

مع نوع الرابطة التساهمية ، هناك دائمًا رابطة ϭ بين أي ذرتين ، ولها رابطة π فقط في حالة الروابط المتعددة (المزدوجة ، الثلاثية). حيث:

السندات الفردية - دائمًا رابطة ϭ
تتكون الرابطة المزدوجة دائمًا من رابطة واحدة ϭ- وواحدة
تتكون الرابطة الثلاثية دائمًا من روابط واحدة واثنتين.

دعونا نشير إلى هذه الأنواع من الروابط في جزيء حمض البروبينويك:

تهجين مدارات ذرة الكربون

التهجين المداري هو عملية يتم فيها خلط المدارات التي لها في الأصل أشكال وطاقات مختلفة ، مكونة في المقابل نفس العدد من المدارات الهجينة ، متساوية في الشكل والطاقة.

على سبيل المثال ، عند خلط واحد س-وثلاثة ص-يتم تشكيل أربعة مدارات sp 3المدارات الهجينة:

في حالة ذرات الكربون ، يكون التهجين دائمًا جزءًا س-المداري ، والرقم ص- المدرات التي يمكن أن تشارك في التهجين تختلف من واحد إلى ثلاثة ص-المدارات.

كيف تحدد نوع تهجين ذرة كربون في جزيء عضوي؟

اعتمادًا على عدد الذرات الأخرى التي ترتبط بها ذرة الكربون ، فهي إما في الحالة sp 3، أو في الولاية sp 2، أو في الولاية س-تهجين:

دعنا نتدرب على تحديد نوع تهجين ذرات الكربون باستخدام مثال الجزيء العضوي التالي:

ترتبط ذرة الكربون الأولى بذرتين أخريين (1H و 1 C) ، لذلك فهي في الحالة ص-تهجين.

ذرة الكربون الثانية مرتبطة بذرتين - ص-تهجين
ذرة الكربون الثالثة مرتبطة بأربع ذرات أخرى (اثنان C واثنان H) - sp 3-تهجين
ذرة الكربون الرابعة مرتبطة بثلاث ذرات أخرى (2O و 1 C) - sp 2-تهجين.

متطرف. المجموعة الوظيفية

غالبًا ما يعني مصطلح "جذري" الجذر الهيدروكربوني ، وهو الجزء المتبقي من جزيء أي هيدروكربون بدون ذرة هيدروجين واحدة.

يتكون اسم الجذر الهيدروكربوني بناءً على اسم الهيدروكربون المقابل عن طريق استبدال اللاحقة –ان لاحقة –Silt .

المجموعة الوظيفية - جزء بنيوي لجزيء عضوي (مجموعة معينة من الذرات) ، وهو المسؤول عن خصائصه الكيميائية المحددة.

اعتمادًا على المجموعات الوظيفية في جزيء المادة هي الأقدم ، يتم تخصيص المركب لفئة أو أخرى.

R هو تعيين بديل الهيدروكربون (جذري).

يمكن أن تحتوي الجذور على روابط متعددة ، والتي يمكن اعتبارها أيضًا مجموعات وظيفية ، حيث تساهم الروابط المتعددة في الخواص الكيميائية للمادة.

إذا كان الجزيء العضوي يحتوي على مجموعتين وظيفيتين أو أكثر ، فإن هذه المركبات تسمى متعددة الوظائف.

في الحالة الأرضية ، تحتوي ذرة الكربون C (1s 2 2s 2 2p 2) على إلكترونين غير متزاوجين ، حيث لا يمكن تكوين سوى زوجين إلكترونين مشتركين. ومع ذلك ، فإن الكربون في معظم مركباته رباعي التكافؤ. هذا يرجع إلى حقيقة أن ذرة الكربون ، التي تمتص كمية صغيرة من الطاقة ، تدخل في حالة مثارة تحتوي على 4 إلكترونات غير مقترنة ، أي قادرة على تشكيل أربعةالروابط التساهمية وتشارك في تكوين أربعة أزواج إلكترونية مشتركة:

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

↓

يتم تعويض طاقة الإثارة عن طريق تكوين روابط كيميائية ، والتي تحدث مع إطلاق الطاقة.

تمتلك ذرات الكربون القدرة على تكوين ثلاثة أنواع من التهجين لمدارات الإلكترون ( sp 3, sp 2, ص) وتشكيل روابط متعددة (مزدوجة وثلاثية) فيما بينها (الجدول 2.2).

الجدول 2.2

أنواع التهجين وهندسة الجزيئات

يحدث السند البسيط (الفردي) عندما sp 3- التهجين ، حيث تكون جميع المدارات الهجينة الأربعة متكافئة ولها اتجاه مكاني بزاوية 109 درجة 29 'لبعضها البعض وموجهة إلى رؤوس رباعي السطوح المنتظم (الشكل 2.8).

أرز. 2.8. تكوين جزيء الميثان CH 4

إذا تداخلت مدارات الكربون الهجينة مع كروية س- المدارات من ذرة الهيدروجين ، ثم يتم تكوين أبسط مركب عضوي الميثان CH 4 - هيدروكربون مشبع.

الزوايا بين جميع الروابط في جزيء الإيثان تكاد تكون متساوية تمامًا مع بعضها البعض (الشكل 2.9) ولا تختلف عن زوايا C - H في جزيء الميثان.

لذلك ، ذرات الكربون في الحالة sp 3-تهجين.

أرز. 2.9 جزيء الإيثان C 2 H 6

يمكن أن يكون تهجين مدارات الإلكترون لذرات الكربون غير مكتمل ، أي يمكن أن تشمل اثنين sp 2-التهجين) أو واحد ( ص-التهجين) من ثلاثة صمداري. في هذه الحالة ، تتشكل بين ذرات الكربون سندات متعددة (مزدوج أو ثلاثي). تسمى الهيدروكربونات ذات الروابط المتعددة غير المشبعة أو غير المشبعة. يتم تكوين رابطة مزدوجة (C = C) عندما sp 2-تهجين.

في هذه الحالة ، تحتوي كل ذرة من ذرات الكربون على واحدة من ثلاث ذرات صلا تشارك -orbitals في التهجين ، مما يؤدي إلى تكوين ثلاثة sp 2- المدارات الهجينة الموجودة في نفس المستوى بزاوية 120 درجة لبعضها البعض ، وغير الهجينة 2 ص- المداري عمودي على هذا المستوى. ترتبط ذرتان من الكربون ببعضهما البعض ، وتشكل رابطة s واحدة بسبب تداخل المدارات الهجينة ورابطة p واحدة بسبب التداخل صمداري.

تفاعل المدارات الهجينة الحرة للكربون مع 1 س-الربيتال من ذرات الهيدروجين يؤدي إلى تكوين جزيء الإيثيلين C 2 H 4 (الشكل 2.10) - أبسط ممثل للهيدروكربونات غير المشبعة.

أرز. 2.10. تكوين جزيء إيثيلين C 2 H 4

يكون تداخل مدارات الإلكترون في حالة الرابطة p أقل وتوجد المناطق ذات الكثافة الإلكترونية المتزايدة بعيدًا عن نوى الذرات ، لذلك تكون هذه الرابطة أقل قوة من الرابطة s.

تتكون الرابطة الثلاثية من رابطة واحدة واثنتين من السندات. في هذه الحالة ، تكون مدارات الإلكترون في حالة تهجين sp ، يحدث تكوينها بسبب أحد س- و واحد ص- المدرات (الشكل 2.11).

يقع المداران الهجينان بزاوية 180 درجة بالنسبة لبعضهما البعض ، والمداريان المتبقيان غير الهجينين ص- تقع المدارات في طائرتين متعامدين بشكل متبادل. يحدث تكوين الرابطة الثلاثية في جزيء الأسيتيلين C2H2 (انظر الشكل 2.11).

أرز. 2.11. تكوين جزيء الأسيتيلين C 2 H 2

ينشأ نوع خاص من الروابط أثناء تكوين جزيء بنزين (C 6 H 6) - أبسط ممثل للهيدروكربونات العطرية.

يحتوي البنزين على ست ذرات كربون مرتبطة معًا في دورة (حلقة بنزين) ، بينما تكون كل ذرة كربون في حالة تهجين sp 2 (الشكل 2.12).

أرز. 2.12. sp 2 - مدارات جزيء البنزين C 6 H 6

توجد جميع ذرات الكربون الموجودة في جزيء البنزين في نفس المستوى. كل ذرة كربون في حالة التهجين sp 2 لها مدار p غير مهجن آخر مع إلكترون غير مزدوج ، والذي يشكل رابطة p (الشكل 2.13).

محور مثل هذا ص- يقع المدور عموديًا على مستوى جزيء البنزين.

كل ستة غير هجين صتشكل المدارات-المدارية رابطة جزيئية p-مدارية مشتركة ، ويتم دمج جميع الإلكترونات الستة في مجموعة سداسية إلكترونية.

يقع السطح الحدودي لمثل هذا المدار فوق وتحت مستوى الهيكل العظمي الكربوني. نتيجة للتداخل الدائري ، ينشأ نظام p واحد غير متمركز ، يغطي جميع ذرات الكربون في الدورة (الشكل 2.13).

يصور البنزين بشكل تخطيطي على أنه شكل مسدس بداخله حلقة ، مما يشير إلى وجود عدم تمركز الإلكترونات والروابط المقابلة.

أرز. 2.13. - روابط في جزيء البنزين C 6 H 6

الرابطة الكيميائية الأيونية

الرابطة الأيونية- رابطة كيميائية تشكلت نتيجة التجاذب الكهروستاتيكي المتبادل للأيونات المشحونة عكسيا ، حيث يتم تحقيق حالة مستقرة عن طريق الانتقال الكامل لكثافة الإلكترون الكلية إلى ذرة عنصر أكثر كهرسلبية.

الرابطة الأيونية البحتة هي الحالة المحددة للرابطة التساهمية.

في الممارسة العملية ، لا يتحقق الانتقال الكامل للإلكترونات من ذرة إلى ذرة أخرى من خلال رابطة ، نظرًا لأن كل عنصر له أكبر أو أقل (ولكن ليس صفرًا) EO ، وأي رابطة كيميائية ستكون تساهمية إلى حد ما.

تنشأ مثل هذه الرابطة في حالة وجود اختلاف كبير في ER للذرات ، على سبيل المثال ، بين الكاتيونات س- معادن المجموعتين الأولى والثانية من النظام الدوري وأنيونات غير الفلزات من المجموعات VIA و VIIA (LiF ، NaCl ، CsF ، إلخ).

على عكس الرابطة التساهمية ، الرابطة الأيونية ليس لها اتجاه . يفسر ذلك حقيقة أن المجال الكهربائي للأيون له تناظر كروي ، أي يتناقص مع المسافة وفقًا لنفس القانون في أي اتجاه. لذلك ، فإن التفاعل بين الأيونات مستقل عن الاتجاه.

لا يمكن أن يؤدي تفاعل أيونين من الإشارة المعاكسة إلى تعويض متبادل كامل لمجالات قوتهم. لهذا السبب ، يحتفظون بالقدرة على جذب أيونات الإشارة المعاكسة في اتجاهات أخرى. لذلك ، على عكس الرابطة التساهمية ، تتميز الرابطة الأيونية أيضًا بعدم قابلية التشبع .

يؤدي نقص التوجيه وتشبع الرابطة الأيونية إلى ميل الجزيئات الأيونية إلى الارتباط. تحتوي جميع المركبات الأيونية في الحالة الصلبة على شبكة بلورية أيونية يحيط فيها كل أيون بعدة أيونات من الإشارة المعاكسة. في هذه الحالة ، تكون جميع روابط أيون معين مع الأيونات المجاورة متكافئة.

اتصال معدني

تتميز المعادن بعدد من الخصائص الخاصة: التوصيل الكهربائي والحراري ، اللمعان المعدني المميز ، القابلية للتطويع ، الليونة العالية ، والقوة العالية. يمكن تفسير هذه الخصائص المحددة للمعادن بنوع خاص من الرابطة الكيميائية يسمى معدني .

الرابطة المعدنية هي نتيجة تداخل مدارات غير محددة من الذرات تقترب من بعضها البعض في الشبكة البلورية للمعدن.

تحتوي معظم المعادن على عدد كبير من المدارات الشاغرة وعدد صغير من الإلكترونات على المستوى الإلكتروني الخارجي.

لذلك ، فمن الأفضل من الناحية النشطة ألا تكون الإلكترونات موضعية ، ولكنها تنتمي إلى ذرة المعدن بأكملها. في المواقع الشبكية للمعدن ، توجد أيونات موجبة الشحنة مغمورة في "غاز" إلكتروني موزعة في جميع أنحاء المعدن:

أنا ↔ أنا n + + n.

بين أيونات المعادن موجبة الشحنة (Me n +) والإلكترونات غير الموضعية (n) يوجد تفاعل إلكتروستاتيكي يضمن ثبات المادة. تكون طاقة هذا التفاعل وسيطة بين طاقات البلورات التساهمية والجزيئية. لذلك ، العناصر ذات الروابط المعدنية البحتة ( س-، و ص-العناصر) تتميز بنقاط انصهار وصلابة عالية نسبيًا.

وجود الإلكترونات ، التي يمكنها التحرك بحرية حول حجم البلورة ، وتوفر خصائص محددة للمعدن

رابطة الهيدروجين

رابطة الهيدروجين – نوع خاص من التفاعل بين الجزيئات. ذرات الهيدروجين المرتبطة تساهميًا بذرة عنصر لها قيمة كهرسلبية عالية (الأكثر شيوعًا F و O و N ولكن أيضًا Cl و S و C) تحمل شحنة فعالة عالية نسبيًا. نتيجة لذلك ، يمكن أن تتفاعل ذرات الهيدروجين كهروستاتيكيًا مع ذرات هذه العناصر.

لذلك ، يتم توجيه ذرة H d + لجزيء ماء واحد وبالتالي تتفاعل (كما هو موضح بثلاث نقاط) مع ذرة O d - جزيء ماء آخر:

الروابط المكونة من ذرة H الواقعة بين ذرتين من العناصر الكهربية تسمى الروابط الهيدروجينية:

د- د + د-

أ - ح × × × ب

طاقة الرابطة الهيدروجينية أقل بكثير من طاقة الرابطة التساهمية العادية (150-400 كيلوجول / مول) ، ولكن هذه الطاقة كافية لإحداث تجمع جزيئات المركبات المقابلة في الحالة السائلة ، على سبيل المثال ، في فلوريد الهيدروجين السائل HF (الشكل 2.14). بالنسبة لمركبات الفلور ، فإنها تصل إلى حوالي 40 كيلوجول / مول.

أرز. 2.14. تجمع جزيئات HF بسبب روابط الهيدروجين

طول الرابطة الهيدروجينية أقل أيضًا من طول الرابطة التساهمية. لذلك ، في البوليمر (HF) n ، يكون طول رابطة F - H هو 0.092 نانومتر ، ورابطة F - H هي 0.14 نانومتر. بالنسبة للماء ، يبلغ طول رابطة O - H 0.096 نانومتر ، وطول رابطة O - H هو 0.177 نانومتر.

يؤدي تكوين روابط الهيدروجين بين الجزيئات إلى تغيير كبير في خصائص المواد: زيادة اللزوجة وثابت العزل الكهربائي ونقاط الغليان والانصهار.

معلومات مماثلة.