Pagrindinėje būsenoje anglies atomas C (1s 2 2s 2 2p 2) turi du nesuporuotus elektronus, dėl kurių gali susidaryti tik dvi bendros elektronų poros. Tačiau daugumoje jo junginių anglis yra keturvalentė. Taip yra dėl to, kad anglies atomas, sugerdamas nedidelį energijos kiekį, pereina į sužadinimo būseną, kurioje turi 4 nesuporuotus elektronus, t.y. galintis formuotis keturi kovalentiniais ryšiais ir dalyvauja formuojant keturias bendras elektronų poras:
6 C 1 s 2 2 s 2 2 p 2 6 C * 1 s 2 2 s 1 2 p 3
| ↓ | |||||||||||||
| 1 | ↓ | p | ↓ | p | |||||||||
| s | s | ||||||||||||
Sužadinimo energija kompensuojama susidarant cheminiams ryšiams, kurie atsiranda išleidžiant energiją.
Anglies atomai turi galimybę sudaryti trijų tipų elektronų orbitalių hibridizaciją ( sp 3, sp 2, sp) ir daugybinių (dvigubų ir trigubų) ryšių tarp jų susidarymą (7 lentelė).
7 lentelė
Hibridizacijos tipai ir molekulių geometrija
Paprastieji (vienkartiniai) s – bendravimas vykdomas, kai sp 3-hibridizacija, kai visos keturios hibridinės orbitalės yra lygiavertės ir turi erdvinę orientaciją 109 kampu apie 29 ' viena kitos atžvilgiu ir yra orientuotos į taisyklingo tetraedro viršūnes.
Ryžiai. 19. Metano molekulės CH 4 susidarymas
Jei hibridinės anglies orbitos sutampa su sferinėmis s-vandenilio atomo orbitalės, tada susidaro paprasčiausias organinis junginys metanas CH 4 - sotusis angliavandenilis (19 pav.).
Ryžiai. 20. Ryšių tetraedrinis išsidėstymas metano molekulėje
Labai domina anglies atomų ryšių tarpusavyje ir su kitų elementų atomais tyrimas. Apsvarstykite etano, etileno ir acetileno molekulių struktūrą.
Kampai tarp visų ryšių etano molekulėje yra beveik tiksliai vienodi vienas kitam (21 pav.) ir nesiskiria nuo C-H kampų metano molekulėje.
Ryžiai. 21. Etano molekulė C 2 H 6
Todėl anglies atomai yra būsenoje sp 3- hibridizacija.
Anglies atomų elektronų orbitalių hibridizacija gali būti nepilna, t.y. tai gali apimti du sp 2 hibridizacija) arba vienas ( sp-hibridizacija) iš trijų R- orbitos. Šiuo atveju tarp anglies atomų susidaro kartotiniai(dvigubas arba trigubas) jungtys. Angliavandeniliai su daugybe jungčių vadinami nesočiaisiais arba nesočiaisiais. Dviguba jungtis (C = C) susidaro, kai sp 2- hibridizacija. Šiuo atveju kiekvienas anglies atomas turi vieną iš trijų R- orbitos nedalyvauja hibridizacijoje, todėl susidaro trys sp 2- hibridinės orbitos, esančios toje pačioje plokštumoje 120 kampu viena kitos atžvilgiu, ir nehibridinės 2 R-orbita yra statmena šiai plokštumai. Du anglies atomai yra sujungti vienas su kitu, sudarydami vieną s-jungtį dėl hibridinių orbitų persidengimo ir vieną p-jungtį dėl persidengimo R- orbitos. Laisvųjų hibridinių anglies orbitalių sąveika su vandenilio atomų 1s-orbitalėmis lemia etileno molekulės C 2 H 4 susidarymą (22 pav.), paprasčiausią nesočiųjų angliavandenilių atstovą.
Ryžiai. 22. Etileno molekulės C 2 H 4 susidarymas
Elektroninių orbitalių persidengimas p-jungčių atveju yra mažesnis, o padidinto elektronų tankio zonos yra toliau nuo atomų branduolių, todėl šis ryšys yra silpnesnis nei s-jungtis.
Trigubą jungtį sudaro viena s-jungtis ir dvi p-jungtys. Šiuo atveju elektronų orbitalės yra sp-hibridizacijos būsenoje, kuri susidaro dėl vienos s- ir vienas R- orbitalės (23 pav.).
Ryžiai. 23. Acetileno molekulės C 2 H 2 susidarymas
Dvi hibridinės orbitos yra viena kitos atžvilgiu 180 laipsnių kampu, o likusios dvi nehibridinės R-orbitalės yra dviejose viena kitai statmenose plokštumose. Acetileno C 2 H 2 molekulėje susidaro trigubas ryšys.
Ypatingas jungties tipas atsiranda formuojantis benzeno molekulei (C 6 H 6) – paprasčiausiam aromatinių angliavandenilių atstovui.
Benzene yra šeši anglies atomai, sujungti į ciklą (benzeno žiedas), o kiekvienas anglies atomas yra sp 2 hibridizacijos būsenoje (24 pav.).
Visi anglies atomai, esantys benzeno molekulėje, yra toje pačioje plokštumoje. Kiekvienas sp 2 hibridizacijos būsenos anglies atomas turi dar vieną nehibridinę p-orbitalę su nesuporuotu elektronu, kuris sudaro p-jungtį (25 pav.).
Tokios p-orbitalės ašis yra statmena benzeno molekulės plokštumai.
Ryžiai. 24. sp 2 – benzeno molekulės C 6 H 6 orbitalės
Ryžiai. 25. - ryšiai benzeno molekulėje C 6 H 6
Visos šešios nehibridinės p-orbitalės sudaro bendrą jungiamąją molekulinę p-orbitalę, o visi šeši elektronai yra sujungti į p-elektronų sekstetą.
Tokios orbitos ribinis paviršius yra aukščiau ir žemiau anglies s-skeleto plokštumos. Dėl žiedinio persidengimo susidaro viena delokalizuota p-sistema, apimanti visus ciklo anglies atomus. Benzenas schematiškai pavaizduotas kaip šešiakampis su žiedu viduje, o tai rodo, kad vyksta elektronų ir atitinkamų ryšių delokalizacija.
Neorganinių ir organinių medžiagų įvairovė
Organinė chemija yra chemija anglies junginiai. Neorganiniams anglies junginiams priskiriami: anglies oksidai, anglies rūgštis, karbonatai ir bikarbonatai, karbidai. Organinės medžiagos, išskyrus anglį sudėtyje yra vandenilio, deguonies, azoto, fosforo, sieros ir kitų elementų. Anglies atomai gali sudaryti ilgas nešakotas ir šakotas grandines, žiedus, prisirišti kitus elementus, todėl organinių junginių skaičius priartėjo prie 20 mln., o neorganinių medžiagų yra kiek daugiau nei 100 tūkst.
Organinės chemijos raidos pagrindas yra A. M. Butlerovo organinių junginių struktūros teorija. Svarbus vaidmuo apibūdinant organinių junginių struktūrą tenka valentingumo sąvokai, kuri apibūdina atomų gebėjimą sudaryti cheminius ryšius ir lemia jų skaičių. Anglis organiniuose junginiuose visada keturvalentinis. Pagrindinis A. M. Butlerovo teorijos postulatas yra pozicija dėl medžiagos cheminės struktūros, tai yra, cheminės jungties. Ši tvarka rodoma naudojant struktūrines formules. Butlerovo teorija teigia, kad kiekviena medžiaga turi idėją tam tikra cheminė struktūra Ir medžiagų savybės priklauso nuo sandaros.
Organinių junginių cheminės struktūros teorija A. M. Butlerova
Kaip ir neorganinės chemijos raidos pagrindas yra periodinis dėsnis ir periodinė D. I. Mendelejevo cheminių elementų sistema, taip organinei chemijai ji tapo pagrindine.
Organinių junginių cheminės struktūros teorija A. M. Butlerova Pagrindinis Butlerovo teorijos postulatas – pozicija dėl cheminės medžiagos sandaros, kuri suprantama kaip tvarka, atomų tarpusavio susijungimo į molekules seka, t.y. cheminis ryšys.
Cheminė struktūra- cheminių elementų atomų jungimosi molekulėje tvarka pagal jų valentiškumą.
Šią tvarką galima atvaizduoti naudojant struktūrines formules, kuriose atomų valencijos žymimos brūkšneliais: vienas brūkšnys atitinka cheminio elemento atomo valentingumo vienetą. Pavyzdžiui, organinės medžiagos metano, kurios molekulinė formulė CH 4, struktūrinė formulė atrodo taip:
Pagrindinės A. M. Butlerovo teorijos nuostatos:
Organinių medžiagų molekulėse esantys atomai yra sujungti vienas su kitu pagal jų valentingumą. Organiniuose junginiuose esanti anglis visada yra keturvalentė, o jos atomai gali jungtis tarpusavyje, sudarydami įvairias grandines.
Medžiagų savybes lemia ne tik kokybinė ir kiekybinė jų sudėtis, bet ir atomų jungimosi molekulėje tvarka, t.y. cheminė medžiagos struktūra.
Organinių junginių savybės priklauso ne tik nuo medžiagos sudėties ir atomų jungimosi tvarkos jos molekulėje, bet ir nuo atomų tarpusavio įtaka ir atomų grupes viena kitai.
Organinių junginių sandaros teorija yra dinamiška ir besivystanti doktrina. Tobulėjant žinioms apie cheminio ryšio prigimtį, apie organinių medžiagų molekulių elektroninės struktūros įtaką, be empirinių ir struktūrinių, imta naudoti ir elektronines formules. Šios formulės rodo kryptį elektronų porų poslinkiai molekulėje.
Kvantinė chemija ir organinių junginių struktūros chemija patvirtino cheminių ryšių erdvinės krypties teoriją (cis- ir trans izomeriją), ištyrė izomerų tarpusavio perėjimų energetines charakteristikas, leido spręsti apie atomų tarpusavio įtaką įvairių medžiagų molekulės, sudarė prielaidas numatyti izomerijos tipus ir cheminių reakcijų kryptis bei mechanizmus.
Organinės medžiagos turi keletą savybių.
Visų organinių medžiagų sudėtis apima anglį ir vandenilį, todėl degdamos jos susidaro anglies dioksidas ir vanduo.
· Organinės medžiagos pastatytas kompleksas ir gali turėti didžiulę molekulinę masę (baltymai, riebalai, angliavandeniai).
Organinės medžiagos gali būti išdėstytos pagal sudėtį, struktūrą ir savybes panašiomis eilėmis homologai.
Organinėms medžiagoms tai būdinga izomerija.
Organinių medžiagų izomerija ir homologija
Organinių medžiagų savybės priklauso ne tik nuo jų sudėties, bet ir nuo atomų jungimosi molekulėje tvarka.
izomerija- tai yra skirtingų medžiagų - izomerų, turinčių tą pačią kokybinę ir kiekybinę sudėtį, t.y. su ta pačia molekuline formule, egzistavimo reiškinys.
Yra du izomerizmo tipai: struktūrinis ir erdvinis(stereoizomerija). Struktūriniai izomerai skiriasi vienas nuo kito atomų jungimosi molekulėje tvarka; stereoizomerai – atomų išsidėstymas erdvėje su ta pačia ryšių tvarka tarp jų.
Pagrindinės izomerijos rūšys:
Struktūrinė izomerija - medžiagos skiriasi atomų jungimosi tvarka molekulėse:
1) anglies skeleto izomerija;
2) padėties izomerija:
- kelios obligacijos;
- pavaduotojai;
- funkcinės grupės;
3) homologinių eilučių (tarpklasių) izomerija.
· Erdvinė izomerija - medžiagų molekulės skiriasi ne atomų jungimosi tvarka, o padėtimi erdvėje: cis-, trans-izomerija (geometrinė).
Organinių medžiagų klasifikacija
Yra žinoma, kad organinių medžiagų savybes lemia jų sudėtis ir cheminė struktūra. Todėl nenuostabu, kad organinių junginių klasifikacija remiasi struktūros teorija – A. M. Butlerovo teorija. Klasifikuokite organines medžiagas pagal atomų buvimą ir jungčių tvarką jų molekulėse. Patvariausia ir mažiausiai besikeičianti organinės molekulės dalis yra jos skeletas – anglies atomų grandinė. Priklausomai nuo anglies atomų prisijungimo eiliškumo šioje grandinėje, medžiagos skirstomos į aciklinis, kurių molekulėse nėra uždarų anglies atomų grandinių, ir karbociklinis kurių molekulėse yra tokių grandinių (ciklų).
Be anglies ir vandenilio atomų, organinių medžiagų molekulėse gali būti ir kitų cheminių elementų atomų. Medžiagos, kurių molekulėse šie vadinamieji heteroatomai yra įtraukti į uždarą grandinę, priskiriamos heterocikliniams junginiams.
heteroatomai(deguonis, azotas ir kt.) gali būti molekulių ir aciklinių junginių dalis, sudaryti jose funkcines grupes, pvz.
hidroksilas
karbonilo
,
karboksilo
,
amino grupė
.
Funkcinė grupė- atomų grupė, kuri lemia būdingiausias medžiagos chemines savybes ir jos priklausymą tam tikrai junginių klasei.
Organinių junginių nomenklatūra
Organinės chemijos raidos pradžioje buvo priskirti atrasti junginiai trivialūs vardai, dažnai siejami su jų gamybos istorija: acto rūgštimi (kuri yra vyno acto pagrindas), sviesto rūgštimi (susidaro svieste), glikoliu (t.y. „saldžiu“) ir kt. Daugėjant naujų atrastų medžiagų, iškilo poreikis susieti pavadinimus su jų struktūra. Taip atsirado racionalūs pavadinimai: metilaminas, dietilaminas, etilo alkoholis, metiletilketonas, kurie remiasi paprasčiausio junginio pavadinimu. Sudėtingesniems junginiams racionali nomenklatūra netinka.
A. M. Butlerovo sandaros teorija suteikė pagrindą organinių junginių klasifikacijai ir nomenklatūrai pagal struktūrinius elementus bei anglies atomų išsidėstymą molekulėje. Šiuo metu dažniausiai naudojama nomenklatūra, kurią sukūrė Tarptautinė grynosios ir taikomosios chemijos sąjunga (IUPAC), kuri vadinama nomenklatūra IUPAC. IUPAC taisyklės rekomenduoja keletą pavadinimų formavimo principų, vienas iš jų – pakeitimo principas. Remiantis tuo, buvo sukurta pakaitinė nomenklatūra, kuri yra universaliausia. Štai kelios pagrindinės pakeitimo nomenklatūros taisyklės ir apsvarstykite jų taikymą, naudodamiesi heterofunkcinio junginio, turinčio dvi funkcines grupes – aminorūgšties leucino, pavyzdžiu:
1. Junginių pavadinimas pagrįstas pirmine struktūra (pagrindinė aciklinės molekulės grandinė, karbociklinė arba heterociklinė sistema). Protėvių struktūros pavadinimas yra vardo pagrindas, žodžio šaknis.
Šiuo atveju pagrindinė struktūra yra penkių anglies atomų grandinė, sujungta viengubomis jungtimis. Taigi šakninė vardo dalis yra pentanas.
2. Būdingos grupės ir pakaitai (struktūriniai elementai) žymimi priešdėliais ir galūnėmis. Būdingos grupės skirstomos pagal darbo stažą. Pagrindinių grupių eilės tvarka:
Nurodoma vyresnioji charakteristikų grupė, kuri nurodoma priesagoje. Visi kiti pakaitalai pavadinami priešdėlyje abėcėlės tvarka.
Šiuo atveju vyresnioji charakteristikų grupė yra karboksilas, t.y. šis junginys priklauso karboksilo rūgščių klasei, todėl prie pavadinimo šaknies dalies pridedame -oic rūgštį. Antroji vyresnioji grupė yra amino grupė, kuri žymima priešdėliu amino-. Be to, molekulėje yra angliavandenilio pakaitas metilo. Taigi pavadinimo pagrindas yra aminometilpentano rūgštis.
3. Pavadinimas apima dvigubos ir trigubos jungties žymėjimą, kuris ateina iškart po šaknies.
Nagrinėjamas junginys neturi kelių jungčių.
4. Pirminės struktūros atomai sunumeruoti. Numeravimas prasideda nuo anglies grandinės pabaigos, kuri yra arčiau aukščiausios charakteristikų grupės:
Grandinės numeracija prasideda nuo anglies atomo, kuris yra karboksilo grupės dalis, jam priskiriamas skaičius 1. Šiuo atveju amino grupė bus ties 2 anglimi, o metilas - prie 4 anglies.
Taigi natūrali aminorūgštis leucinas pagal IUPAC nomenklatūros taisykles vadinama 2-amino-4-metilpentano rūgštimi.
Angliavandeniliai. Angliavandenilių klasifikacija
angliavandeniliai yra junginiai, susidedantys tik iš vandenilio ir anglies atomų.
Atsižvelgiant į anglies grandinės struktūrą, organiniai junginiai skirstomi į junginius su atvira grandine - aciklinis(alifatinis) ir cikliškas- su uždara atomų grandine.
Ciklai skirstomi į dvi grupes: karbocikliniai junginiai(ciklus sudaro tik anglies atomai) ir heterociklinis(ciklai taip pat apima kitus atomus, tokius kaip deguonis, azotas, siera).
Karbocikliniai junginiai savo ruožtu apima dvi junginių serijas: aliciklinis Ir aromatingas.
Aromatiniai junginiai molekulių struktūros pagrindu turi plokštuminiai anglies turintys ciklai su specialia uždara p-elektronų sistema, sudaro bendrą π-sistemą (vieną π-elektronų debesį). Aromatingumas būdingas ir daugeliui heterociklinių junginių.
Visi kiti karbocikliniai junginiai priklauso aliciklinei serijai.
Tiek acikliniai (alifatiniai), tiek cikliniai angliavandeniliai gali turėti daugybinių (dvigubų arba trigubų) jungčių. Šie angliavandeniliai vadinami neribotas(nesočiosios), priešingai nei ribojančios (sočiosios), turinčios tik pavienes jungtis.
Ribiniai alifatiniai angliavandeniliai vadinami alkanai, jie turi bendrą formulę C n H 2n+2, kur n yra anglies atomų skaičius. Šiandien dažnai naudojamas senasis jų pavadinimas - parafinai:
Vadinami nesotieji alifatiniai angliavandeniliai, turintys vieną dvigubą jungtį alkenai. Jie turi bendrą formulę C n H 2n:
Nesotieji alifatiniai angliavandeniliai su dviem dvigubomis jungtimis vadinami alkadienų. Jų bendroji formulė yra C n H 2n-2:
Nesotieji alifatiniai angliavandeniliai su viena triguba jungtimi vadinami alkinai. Jų bendroji formulė yra C n H 2n - 2:
Apriboti aliciklinių angliavandenilių kiekį - cikloalkanai, jų bendroji formulė C n H 2n:
Speciali angliavandenilių grupė, aromatiniai arba arenos(su uždara bendra n-elektronų sistema), žinoma iš angliavandenilių, kurių bendra formulė C n H 2n - 6, pavyzdžio:
Taigi, jei jų molekulėse vienas ar keli vandenilio atomai pakeičiami kitais atomais ar atomų grupėmis (halogenais, hidroksilo grupėmis, amino grupėmis ir kt.), susidaro angliavandenilių dariniai: halogenų dariniai, deguonies turintys, azoto turintys ir kt. organiniai junginiai.
Homologinė angliavandenilių serija
Angliavandeniliai ir jų dariniai, turintys tą pačią funkcinę grupę, sudaro homologines eilutes.
Homologinė serija vadinami keli tai pačiai klasei priklausantys junginiai (homologai), išdėstyti jų santykinių molekulinių masių didėjimo tvarka, panašių struktūra ir cheminėmis savybėmis, kur kiekvienas narys nuo ankstesnio skiriasi homologiniu skirtumu CH 2 . Pavyzdžiui: CH 4 – metanas, C 2 H 6 – etanas, C 3 H 8 – propanas, C 4 H 10 – butanas ir tt Homologų cheminių savybių panašumas labai supaprastina organinių junginių tyrimą.
Angliavandenilių izomerai
Vadinami tie atomai ar atomų grupės, kurios lemia būdingiausias tam tikros klasės medžiagų savybes funkcines grupes.
Angliavandenilių halogeniniai dariniai gali būti laikomi vieno ar kelių vandenilio atomų angliavandenilių pakeitimo halogeno atomais produktais. Atsižvelgiant į tai, gali būti ribojantys ir neribojami mono-, di-, tri- (bendruoju atveju poli-) halogenų dariniai.
Bendroji sočiųjų angliavandenilių monohalogeno darinių formulė:
o kompozicija išreiškiama formule
kur R yra sočiojo angliavandenilio (alkano) likutis, angliavandenilio radikalas (šis pavadinimas vartojamas toliau, kai kalbama apie kitas organinių medžiagų klases), Г yra halogeno atomas (F, Cl, Br, I).
Pavyzdžiui:
Štai vienas dihalogeno darinio pavyzdys:
KAM deguonies prisotintos organinės medžiagos apima alkoholius, fenolius, aldehidus, ketonus, karboksirūgštis, eterius ir esterius. Alkoholiai yra angliavandenilių dariniai, kuriuose vienas ar keli vandenilio atomai pakeisti hidroksilo grupėmis.
Alkoholiai vadinami monohidroksiliniais, jei jie turi vieną hidroksilo grupę, ir ribojančiais, jei jie yra alkanų dariniai.
Bendra limito formulė monohidroksiliai alkoholiai:
o jų sudėtis išreiškiama bendra formule:
Pavyzdžiui:
Žinomi pavyzdžiai polihidroksiliai alkoholiai ty turinčios keletą hidroksilo grupių:
Fenoliai- aromatinių angliavandenilių dariniai (benzeno serija), kuriuose vienas ar daugiau vandenilio atomų benzeno žiede yra pakeisti hidroksilo grupėmis.
Paprasčiausias atstovas, kurio formulė C 6 H 5 OH arba
vadinamas fenoliu.
Aldehidai ir ketonai- angliavandenilių dariniai, turintys karbonilo atomų grupę
(karbonilo).
molekulėse aldehidai vienas karbonilo ryšys eina į ryšį su vandenilio atomu, kitas - su angliavandenilio radikalu. Bendra aldehidų formulė:
Pavyzdžiui:
Kada ketonai karbonilo grupė yra prijungta prie dviejų (paprastai skirtingų) radikalų, bendra ketonų formulė yra:
Pavyzdžiui:
Ribojančių aldehidų ir ketonų sudėtis išreiškiama formule C 2n H 2n O.
karboksirūgštys- angliavandenilių dariniai, turintys karboksilo grupių
(arba -COOH).
Jei rūgšties molekulėje yra viena karboksilo grupė, tai karboksirūgštis yra vienabazė. Bendra sočiųjų vienbazių rūgščių formulė:
Jų sudėtis išreiškiama formule C n H 2n O 2 .
Pavyzdžiui:
Eteriai yra organinės medžiagos, turinčios du angliavandenilių radikalus, sujungtus deguonies atomu: R-O-R arba R1 -O-R2.
Radikalai gali būti vienodi arba skirtingi. Eterių sudėtis išreiškiama formule C n H 2n+2 O.
Pavyzdžiui:
Esteriai- junginiai, susidarantys pakeitus karboksilo grupės vandenilio atomą karboksirūgštyse angliavandenilio radikalu.
Bendra esterių formulė:
Pavyzdžiui:
Nitro junginiai- angliavandenilių dariniai, kuriuose vienas ar daugiau vandenilio atomų yra pakeisti nitro grupe -NO 2 .
Bendra ribojančių mononitro junginių formulė:
o sudėtis išreiškiama bendra formule C n H 2n+1 NO 2 .
Pavyzdžiui:
Areno nitro dariniai:
Aminai- junginiai, kurie laikomi amoniako (NH 3) dariniais, kuriuose vandenilio atomai pakeisti angliavandenilių radikalais. Priklausomai nuo radikalo pobūdžio, aminai gali būti alifatiniai, pavyzdžiui:
ir aromatiniai, pavyzdžiui:
Priklausomai nuo vandenilio atomų, pakeistų radikalais, skaičiaus, yra:
pirminiai aminai su bendra formule:
antraeilis- pagal bendrą formulę:
tretinis- pagal bendrą formulę:
Konkrečiu atveju antriniai ir tretiniai aminai gali turėti tuos pačius radikalus.
Pirminiai aminai taip pat gali būti laikomi angliavandenilių (alkanų) dariniais, kuriuose vienas vandenilio atomas yra pakeistas amino grupe -NH 2 . Ribojančių pirminių aminų sudėtis išreiškiama formule C n H 2n + 3 N.
Pavyzdžiui:
Aminorūgštyse yra dvi funkcinės grupės, sujungtos su angliavandenilio radikalu: amino grupė -NH2 ir karboksilo -COOH.
Bendra α-aminorūgščių formulė (jos yra svarbiausios gyvus organizmus sudarančius baltymus):
Ribojančių aminorūgščių, turinčių vieną amino grupę ir vieną karboksilą, sudėtis išreiškiama formule C n H 2n+1 NO 2.
Pavyzdžiui:
Yra žinomi ir kiti svarbūs organiniai junginiai, turintys kelias skirtingas arba identiškas funkcines grupes, ilgas linijines grandines, susijusias su benzeno žiedais. Tokiais atvejais neįmanoma tiksliai apibrėžti, ar medžiaga priklauso tam tikrai klasei. Šie junginiai dažnai išskiriami į specifines medžiagų grupes: angliavandenius, baltymus, nukleorūgštis, antibiotikus, alkaloidus ir kt.
Šiuo metu taip pat yra daug junginių, kurie gali būti klasifikuojami kaip organiniai ir neorganiniai. x vadinami organinių elementų junginiais. Kai kurie iš jų gali būti laikomi angliavandenilių dariniais.
Pavyzdžiui:
Yra junginių, kurie turi tą pačią molekulinę formulę, išreiškiančią medžiagų sudėtį.
Izomerijos reiškinys susideda iš to, kad gali būti keletas skirtingų savybių turinčių medžiagų, turinčių tą pačią molekulių sudėtį, bet skirtingą struktūrą. Šios medžiagos vadinamos izomerai.
Mūsų atveju tai yra tarpklasiniai izomerai: cikloalkanai ir alkanai, alkadienai ir alkinai, sotieji vienahidroksiliai alkoholiai ir eteriai, aldehidai ir ketonai, sočiosios vienbazinės karboksirūgštys ir esteriai.
Struktūrinė izomerija
Yra šios veislės struktūrinė izomerija: anglies skeleto izomerija, padėties izomerija, įvairių klasių organinių junginių izomerija (tarpklasinė izomerija).
Anglies skeleto izomerija atsiranda dėl to skirtinga ryšių tvarka tarp anglies atomų kurie sudaro molekulės skeletą. Kaip jau parodyta, molekulinė formulė C 4 H 10 atitinka du angliavandenilius: n-butaną ir izobutaną. Angliavandenilyje C 5 H 12 galimi trys izomerai: pentanas, izopentanas ir neopentanas.
Didėjant anglies atomų skaičiui molekulėje, izomerų skaičius sparčiai didėja. Angliavandenilyje C 10 H 22 jų jau yra 75, o angliavandenilio C 20 H 44 - 366 319.
Padėties izomerija atsiranda dėl skirtingos daugialypės jungties, pakaito, funkcinės grupės su tuo pačiu molekulės anglies skeletu padėties:
Įvairių klasių organinių junginių izomerija (tarpklasinė izomerija) atsiranda dėl skirtingos atomų padėties ir derinio tos pačios molekulinės formulės, bet skirtingoms klasėms priklausančių medžiagų molekulėse. Taigi, molekulinė formulė C6H12 atitinka nesočią angliavandenilį hekseną-1 ir ciklinį angliavandenilį cikloheksaną.
Izomerai yra angliavandeniliai, giminingi alkinams – butinas-1 ir angliavandenilis su dviem dvigubomis jungtimis butadieno-1,3 grandinėje:
Dietilo eteris ir butilo alkoholis turi tą pačią molekulinę formulę C 4 H 10 O:
Struktūriniai izomerai yra aminoacto rūgštis ir nitroetanas, atitinkantys molekulinę formulę C 2 H 5 NO 2:
Šio tipo izomerai turi skirtingas funkcines grupes ir priklauso skirtingoms medžiagų klasėms. Todėl fizinėmis ir cheminėmis savybėmis jie skiriasi daug labiau nei anglies skeleto izomerai ar padėties izomerai.
Erdvinė izomerija
Erdvinė izomerija skirstomi į du tipus: geometrinį ir optinį.
Geometrinė izomerija būdinga junginiams, kurių sudėtyje yra dvigubų jungčių ir ciklinių junginių. Kadangi laisvas atomų sukimasis aplink dvigubą jungtį arba cikle yra neįmanomas, pakaitai gali būti vienoje dvigubos jungties arba ciklo plokštumos pusėje (cis padėtis), arba priešingose pusėse (transpozicija). Pavadinimai cis- ir trans- paprastai reiškia identiškų pakaitų porą.
Geometriniai izomerai skiriasi fizinėmis ir cheminėmis savybėmis.
Atsiranda optinė izomerija jei molekulė nesuderinama su jos atvaizdu veidrodyje. Tai įmanoma, kai anglies atomas molekulėje turi keturis skirtingus pakaitus. Šis atomas vadinamas asimetriniu. Tokios molekulės pavyzdys yra α-aminopropiono rūgšties (α-alanino) CH 3 CH(NH 2)OH molekulė.
α-alanino molekulė negali sutapti su veidrodiniu atvaizdu jokiais judesiais. Tokie erdviniai izomerai vadinami veidrodiniais, optiniais antipodais arba enantiomerai. Visos tokių izomerų fizinės ir beveik visos cheminės savybės yra identiškos.
Optinės izomerijos tyrimas yra būtinas atsižvelgiant į daugelį organizme vykstančių reakcijų. Dauguma šių reakcijų vyksta veikiant fermentams – biologiniams katalizatoriams. Šių medžiagų molekulės turi priartėti prie junginių molekulių, ant kurių jos veikia kaip užrakto raktas, todėl šių reakcijų eigai didelę reikšmę turi erdvinė struktūra, santykinė molekulinių sričių padėtis ir kiti erdviniai veiksniai. . Tokios reakcijos vadinamos stereoselektyviomis.
Dauguma natūralių junginių yra atskiri enantiomerai, o jų biologinis veikimas (nuo skonio ir kvapo iki medicininio poveikio) smarkiai skiriasi nuo jų optinių antipodų, gautų laboratorijoje, savybių. Toks biologinio aktyvumo skirtumas turi didelę reikšmę, nes juo grindžiama svarbiausia visų gyvų organizmų savybė – medžiagų apykaita.
izomerija Anglies atomo elektroninė struktūra
Anglis, kuri yra organinių junginių dalis, pasižymi pastoviu valentiškumu. Paskutiniame anglies atomo energijos lygyje yra 4 elektronai, iš kurių du užima 2s orbitalę, kuri turi sferinę formą, ir du elektronai užima 2p orbitales, kurios turi hantelio formą. Sužadintas vienas elektronas iš 2s orbitos gali patekti į vieną iš laisvų 2p orbitų. Šis perėjimas reikalauja tam tikrų energijos sąnaudų (403 kJ/mol). Dėl to sužadintas anglies atomas turi 4 nesuporuotus elektronus ir jo elektroninė konfigūracija išreiškiama formule 2s 1 2p 3 .. Taigi metano angliavandenilio (CH 4) atveju anglies atomas sudaro 4 ryšius su s -vandenilio atomų elektronai. Šiuo atveju 1 s-s tipo jungtis (tarp anglies atomo s-elektrono ir vandenilio atomo s-elektrono) ir 3 p-s ryšiai (tarp 3 anglies atomo p-elektronų ir 3 s-elektronų 3 vandenilio atomai) turėjo susidaryti. Tai leidžia daryti išvadą, kad keturi kovalentiniai ryšiai, sudaryti iš anglies atomo, nėra lygiaverčiai. Tačiau praktinė chemijos patirtis rodo, kad visi 4 ryšiai metano molekulėje yra absoliučiai lygiaverčiai, o metano molekulė turi tetraedrinę struktūrą, kurios valentiniai kampai yra 109,5 0, o to negalėtų būti, jei ryšiai nebūtų lygiaverčiai. Juk tik p-elektronų orbitalės yra orientuotos erdvėje išilgai viena kitai statmenų ašių x, y, z, o s-elektrono orbitalė turi sferinę formą, todėl ryšio su šiuo elektronu susidarymo kryptis būtų savavališkas. Hibridizacijos teorija sugebėjo paaiškinti šį prieštaravimą. L. Pollingas pasiūlė, kad jokiose molekulėse nėra izoliuotų viena nuo kitos ryšių. Susidarius ryšiams, visų valentinių elektronų orbitos persidengia. Yra žinomi keli tipai elektronų orbitų hibridizacija. Daroma prielaida, kad metano ir kitų alkanų molekulėje hibridizuojasi 4 elektronai.
Anglies atomų orbitalių hibridizacija
Orbitų hibridizacija- tai kai kurių elektronų formos ir energijos pokytis susidarant kovalentiniam ryšiui, dėl kurio efektyviau persidengia orbitos ir padidėja ryšių stiprumas. Orbitinė hibridizacija visada įvyksta, kai įvairių tipų orbitoms priklausantys elektronai dalyvauja formuojant ryšius.
1. sp 3 - hibridizacija(pirmoji anglies valentinė būsena). Su sp 3 hibridizacija 3 p-orbitalės ir viena sužadinto anglies atomo s-orbitalė sąveikauja taip, kad gaunamos orbitalės, kurių energija yra absoliučiai identiška ir simetriškai išsidėsčiusi erdvėje. Šią transformaciją galima parašyti taip:
Hibridizacijos metu bendras orbitų skaičius nekinta, o keičiasi tik jų energija ir forma. Parodyta, kad orbitalių sp 3 hibridizacija primena trimatę aštuntąją figūrą, kurios viena iš ašmenų yra daug didesnė už kitą. Keturios hibridinės orbitos yra pratęstos nuo centro iki taisyklingo tetraedro viršūnių 109,5 0 kampu. Hibridinių elektronų sudaryti ryšiai (pavyzdžiui, s-sp 3 ryšys) yra stipresni už ryšius, sudarytus iš nehibridizuotų p-elektronų (pavyzdžiui, s-p jungtis). Kadangi hibridinė sp 3 orbitalė suteikia didesnį elektronų orbitos persidengimo plotą nei nehibridizuota p orbitalė. Molekulės, kuriose atliekama sp 3 hibridizacija, turi tetraedrinę struktūrą. Be metano, tai apima metano homologus, neorganines molekules, tokias kaip amoniakas. Paveiksluose pavaizduota hibridizuota orbitinė ir tetraedrinė metano molekulė.
Cheminiai ryšiai, atsirandantys metane tarp anglies ir vandenilio atomų, yra σ-jungčių tipo (sp 3 -s-jungtis). Paprastai kalbant, bet kuriai sigma ryšiai būdinga tai, kad dviejų tarpusavyje susijusių atomų elektronų tankis persidengia išilgai linijos, jungiančios atomų centrus (branduolius). σ-ryšiai atitinka didžiausią galimą atominių orbitų persidengimo laipsnį, todėl yra pakankamai stiprūs.
2. sp 2 - hibridizacija(antroji anglies valentinė būsena). Atsiranda dėl vienos 2s ir dviejų 2p orbitų persidengimo. Gautos sp 2 hibridinės orbitalės yra toje pačioje plokštumoje 120 0 kampu viena kitos atžvilgiu, o nehibridizuota p orbitalė yra jai statmena. Bendras orbitų skaičius nesikeičia – jų yra keturios.
Sp 2 hibridizacijos būsena atsiranda alkeno molekulėse, karbonilo ir karboksilo grupėse, t.y. junginiuose, kuriuose yra dviguba jungtis. Taigi etileno molekulėje anglies atomo hibridizuoti elektronai sudaro 3 σ-jungtis (du sp 2 -s tipo ryšiai tarp anglies atomo ir vandenilio atomų ir vienas sp 2 -sp 2 tipo ryšys tarp anglies atomų). Likęs nehibridizuotas vieno anglies atomo p-elektronas sudaro π-jungtį su antrojo anglies atomo nehibridizuotu p-elektronu. Būdingas π ryšio bruožas yra tas, kad elektronų orbitalių persidengimas peržengia liniją, jungiančią du atomus. Orbitos persidengimas eina aukščiau ir žemiau σ jungties, jungiančios abu anglies atomus. Taigi dviguba jungtis yra σ- ir π-jungčių derinys. Pirmieji du paveikslai rodo, kad etileno molekulėje ryšio kampai tarp atomų, sudarančių etileno molekulę, yra 120 0 (atitinka trijų sp 2 hibridinių orbitalių orientaciją erdvėje). Paveikslai rodo π jungties susidarymą.
Kadangi nehibridizuotų p-orbitalių persidengimo plotas π-ryšiuose yra mažesnis nei orbitalių persidengimo plotas σ-ryšiuose, π-jungtis yra mažiau stipri nei σ-jungtis ir lengviau nutrūksta. cheminės reakcijos.
3. sp hibridizacija(trečioji anglies valentinė būsena). Sp-hibridizacijos būsenoje anglies atomas turi dvi sp-hibridines orbitales, esančias tiesiškai 180 0 kampu viena kitos atžvilgiu, ir dvi nehibridizuotas p-orbitales, esančias dviejose viena kitai statmenose plokštumose. sp hibridizacija būdinga alkinams ir nitrilams; junginiams, turintiems trigubą jungtį.
Taigi acetileno molekulėje ryšio kampai tarp atomų yra 180 o. Hibridizuoti anglies atomo elektronai sudaro 2 σ-jungtis (vieną sp-s ryšį tarp anglies atomo ir vandenilio atomo ir kitą sp-sp tipo ryšį tarp anglies atomų. Du nehibridizuoti vieno anglies atomo p-elektronai sudaro du π- jungiasi su nehibridizuotais antrojo p elektronais p-elektronų orbitalių sutapimas eina ne tik aukščiau ir žemiau σ-jungties, bet ir priekyje bei užpakalyje, o bendras p-elektronų debesis turi cilindro formą.Taigi trigubas ryšys yra vienos σ jungties ir dviejų π jungčių derinys.. Mažiau stiprių dviejų π jungčių buvimas acetileno molekulėje užtikrina šios medžiagos gebėjimą įsilieti į sudėjimo reakcijas, nutrūkus trigubai ryšiai.
Pamatinė medžiaga norint išlaikyti testą:
Mendelejevo lentelė
Tirpumo lentelė
169375 0
Kiekvienas atomas turi tam tikrą skaičių elektronų.
Vykdydami chemines reakcijas, atomai dovanoja, įsigyja arba socializuoja elektronus, pasiekdami stabiliausią elektroninę konfigūraciją. Mažiausios energijos konfigūracija yra stabiliausia (kaip ir tauriųjų dujų atomuose). Šis modelis vadinamas „okteto taisykle“ (1 pav.).
Ryžiai. 1.
Ši taisyklė galioja visiems ryšio tipai. Elektroniniai ryšiai tarp atomų leidžia jiems suformuoti stabilias struktūras – nuo paprasčiausių kristalų iki sudėtingų biomolekulių, kurios galiausiai sudaro gyvas sistemas. Nuo kristalų jie skiriasi nuolatine medžiagų apykaita. Tačiau daugelis cheminių reakcijų vyksta pagal mechanizmus elektroninis pervedimas, kurios atlieka svarbų vaidmenį organizme vykstančiuose energetiniuose procesuose.
Cheminis ryšys yra jėga, laikanti kartu du ar daugiau atomų, jonų, molekulių ar bet kurio jų derinio..
Cheminio ryšio prigimtis yra universali: tai elektrostatinė traukos jėga tarp neigiamą krūvį turinčių elektronų ir teigiamai įkrautų branduolių, nulemta elektronų konfigūracijos išoriniame atomų apvalkale. Atomo gebėjimas sudaryti cheminius ryšius vadinamas valentingumas, arba oksidacijos būsena. Sąvoka valentiniai elektronai- elektronai, kurie sudaro cheminius ryšius, tai yra, esantys didžiausios energijos orbitose. Atitinkamai vadinamas išoriniu atomo apvalkalu, kuriame yra šios orbitos valentinis apvalkalas. Šiuo metu neužtenka nurodyti cheminės jungties buvimą, bet būtina išsiaiškinti jo tipą: joninis, kovalentinis, dipolio-dipolio, metalinis.
Pirmasis ryšio tipas yrajoninės ryšį
Remiantis Lewiso ir Kosselio elektronine valentingumo teorija, atomai gali pasiekti stabilią elektroninę konfigūraciją dviem būdais: pirma, prarasdami elektronus, tapdami katijonų, antra, jų įsigijimas, pavertimas anijonai. Dėl elektronų perdavimo dėl elektrostatinės traukos jėgos tarp jonų su priešingo ženklo krūviais susidaro cheminė jungtis, vadinama Kossel. elektrovalentinis(dabar vadinamas joninės).
Šiuo atveju anijonai ir katijonai sudaro stabilią elektroninę konfigūraciją su užpildytu išoriniu elektronų apvalkalu. Tipiški joniniai ryšiai susidaro iš periodinės sistemos T ir II grupių katijonų bei VI ir VII grupių nemetalinių elementų anijonų (atitinkamai 16 ir 17 pogrupių, chalkogenai Ir halogenai). Joninių junginių ryšiai yra nesotieji ir nekryptiniai, todėl išsaugo elektrostatinės sąveikos su kitais jonais galimybę. Ant pav. 2 ir 3 parodyti joninių ryšių pavyzdžiai, atitinkantys Kosselio elektronų perdavimo modelį.
Ryžiai. 2.
Ryžiai. 3. Jonų jungtis natrio chlorido (NaCl) molekulėje
Čia tikslinga prisiminti kai kurias savybes, paaiškinančias medžiagų elgesį gamtoje, ypač atsižvelgti į sąvoką rūgštys Ir pagrindu.
Visų šių medžiagų vandeniniai tirpalai yra elektrolitai. Jie keičia spalvą įvairiais būdais. rodikliai. Rodiklių veikimo mechanizmą atrado F.V. Ostvaldas. Jis parodė, kad indikatoriai yra silpnos rūgštys arba bazės, kurių spalva nedisocijuotoje ir disocijuotoje būsenose skiriasi.
Bazės gali neutralizuoti rūgštis. Ne visos bazės tirpsta vandenyje (pavyzdžiui, kai kurie organiniai junginiai, kuriuose nėra -OH grupių, yra netirpūs, ypač trietilaminas N (C 2 H 5) 3); tirpios bazės vadinamos šarmų.
Vandeniniai rūgščių tirpalai patenka į būdingas reakcijas:
a) su metalų oksidais - susidarant druskai ir vandeniui;
b) su metalais - su druskos ir vandenilio susidarymu;
c) su karbonatais - susidarant druskai, CO 2 ir H 2 O.
Rūgščių ir bazių savybes apibūdina kelios teorijos. Remiantis S.A. Arrhenius, rūgštis, yra medžiaga, kuri disocijuoja ir sudaro jonus H+ , o bazė sudaro jonus JIS- . Šioje teorijoje neatsižvelgiama į organinių bazių, neturinčių hidroksilo grupių, egzistavimą.
Pagal protonas Bronstedo ir Lowry teorija, rūgštis yra medžiaga, turinti molekulių arba jonų, kurie dovanoja protonus ( donorų protonai), o bazė yra medžiaga, susidedanti iš molekulių arba jonų, kurie priima protonus ( priėmėjų protonai). Atkreipkite dėmesį, kad vandeniniuose tirpaluose vandenilio jonai egzistuoja hidratuotu pavidalu, tai yra, vandenilio jonų pavidalu. H3O+ . Ši teorija aprašo reakcijas ne tik su vandens ir hidroksido jonais, bet ir vykdomas nesant tirpiklio arba su nevandeniniu tirpikliu.
Pavyzdžiui, reakcijoje tarp amoniako NH 3 (silpna bazė) ir vandenilio chloridas dujų fazėje susidaro kietas amonio chloridas, o pusiausvyriniame dviejų medžiagų mišinyje visada yra 4 dalelės, iš kurių dvi yra rūgštys, o kitos dvi – bazės:
Šis pusiausvyros mišinys susideda iš dviejų konjuguotų rūgščių ir bazių porų:
1)NH 4+ ir NH 3
2) HCl Ir Cl ‑
Čia kiekvienoje konjuguotoje poroje rūgštis ir bazė skiriasi vienu protonu. Kiekviena rūgštis turi konjuguotą bazę. Stipri rūgštis turi silpną konjuguotą bazę, o silpna rūgštis turi stiprią konjuguotą bazę.
Bronstedo-Lowry teorija leidžia paaiškinti unikalų vandens vaidmenį biosferos gyvybei. Vanduo, priklausomai nuo su juo sąveikaujančios medžiagos, gali turėti rūgšties arba bazės savybes. Pavyzdžiui, reakcijose su vandeniniais acto rūgšties tirpalais vanduo yra bazė, o su vandeniniais amoniako tirpalais – rūgštis.
1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 SOO- . Čia acto rūgšties molekulė dovanoja protoną vandens molekulei;
2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + JIS- . Čia amoniako molekulė priima protoną iš vandens molekulės.
Taigi vanduo gali sudaryti dvi konjuguotas poras:
1) H2O(rūgštis) ir JIS- (konjuguota bazė)
2) H3O+ (rūgštis) ir H2O(konjuguota bazė).
Pirmuoju atveju vanduo dovanoja protoną, o antruoju – jį priima.
Tokia savybė vadinama amfiprotoniškumas. Vadinamos medžiagos, kurios gali reaguoti ir kaip rūgštys, ir kaip bazės amfoterinis. Tokios medžiagos dažnai randamos gamtoje. Pavyzdžiui, aminorūgštys gali sudaryti druskas tiek su rūgštimis, tiek su bazėmis. Todėl peptidai lengvai sudaro koordinacinius junginius su esančiais metalo jonais.
Taigi, būdinga joninio ryšio savybė yra visiškas rišančių elektronų krūvos perkėlimas į vieną iš branduolių. Tai reiškia, kad tarp jonų yra sritis, kurioje elektronų tankis beveik lygus nuliui.
Antrasis ryšio tipas yrakovalentinis ryšį
Atomai gali sudaryti stabilias elektronines konfigūracijas, dalindamiesi elektronais.
Toks ryšys susidaro, kai elektronų pora dalijamasi po vieną. iš kiekvieno atomas. Šiuo atveju socializuotų ryšių elektronai pasiskirsto tolygiai tarp atomų. Kovalentinio ryšio pavyzdys yra homobranduolinis dviatominis H molekulės 2 , N 2 , F 2. Allotropai turi tokio paties tipo ryšį. O 2 ir ozonas O 3 ir poliatominei molekulei S 8 ir taip pat heterobranduolinės molekulės vandenilio chloridas HCl, anglies dioksidas CO 2, metanas CH 4, etanolis SU 2 H 5 JIS, sieros heksafluoridas SF 6, acetilenas SU 2 H 2. Visos šios molekulės turi tuos pačius bendruosius elektronus, o jų ryšiai yra prisotinti ir nukreipti vienodai (4 pav.).
Biologams svarbu, kad dvigubų ir trigubų jungčių atomų kovalentinis spindulys būtų sumažintas, palyginti su viengubu ryšiu.
Ryžiai. 4. Kovalentinis ryšys Cl 2 molekulėje.
Joninės ir kovalentinės jungčių rūšys yra du ribojantys daugelio esamų cheminių jungčių tipų atvejai, o praktiškai dauguma ryšių yra tarpiniai.
Dviejų elementų junginiai, esantys priešinguose to paties arba skirtingų Mendelejevo sistemos periodų galuose, daugiausia sudaro joninius ryšius. Elementams artėjant vienas prie kito per tam tikrą laikotarpį, jų junginių joninė prigimtis mažėja, o kovalentinis pobūdis didėja. Pavyzdžiui, elementų halogenidai ir oksidai, esantys kairėje periodinės lentelės pusėje, sudaro daugiausia jonines jungtis ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), o tie patys elementų junginiai dešinėje lentelės pusėje yra kovalentiniai ( H2O, CO2, NH3, NO2, CH4, fenolis C6H5OH, gliukozė C6H12O6, etanolis C 2 H 5 OH).
Savo ruožtu kovalentinis ryšys turi kitą modifikaciją.
Poliatominiuose jonus ir sudėtingose biologinėse molekulėse abu elektronai gali kilti tik iš vienas atomas. Tai vadinama donoras elektronų pora. Atomas, kuris socializuoja šią elektronų porą su donoru, vadinamas priėmėjas elektronų pora. Šis kovalentinio ryšio tipas vadinamas koordinavimas (donoras-akceptorius, arbadatatyvas) bendravimas(5 pav.). Šio tipo ryšiai yra svarbiausi biologijai ir medicinai, nes svarbiausių medžiagų apykaitai d-elementų chemija daugiausia apibūdinama koordinaciniais ryšiais.
Pav. 5.
Paprastai sudėtingame junginyje metalo atomas veikia kaip elektronų poros akceptorius; priešingai, joniniuose ir kovalentiniuose ryšiuose metalo atomas yra elektronų donoras.
Kovalentinio ryšio esmę ir jo atmainą – koordinacinį ryšį – galima išsiaiškinti pasitelkus kitą rūgščių ir bazių teoriją, kurią pasiūlė GN. Lewisas. Jis kiek išplėtė semantinę sąvokų „rūgštis“ ir „bazė“ sampratą pagal Bronstedo-Lowry teoriją. Lewiso teorija paaiškina kompleksinių jonų susidarymo prigimtį ir medžiagų dalyvavimą nukleofilinėse pakeitimo reakcijose, tai yra, formuojant CS.
Anot Lewiso, rūgštis yra medžiaga, galinti sudaryti kovalentinį ryšį, priimdama elektronų porą iš bazės. Lewiso bazė yra medžiaga, turinti vienišą elektronų porą, kuri, dovanodama elektronus, sudaro kovalentinį ryšį su Lewiso rūgštimi.
Tai reiškia, kad Lewiso teorija išplečia rūgščių-šarmų reakcijų diapazoną ir reakcijas, kuriose protonai visai nedalyvauja. Be to, pats protonas, remiantis šia teorija, taip pat yra rūgštis, nes jis gali priimti elektronų porą.
Todėl pagal šią teoriją katijonai yra Luiso rūgštys, o anijonai – Lewiso bazės. Šios reakcijos yra pavyzdžiai:
Aukščiau buvo pažymėta, kad medžiagų padalijimas į jonines ir kovalentines yra santykinis, nes kovalentinėse molekulėse nėra visiško elektrono perėjimo iš metalo atomų į akceptoriaus atomus. Junginiuose, turinčiuose joninį ryšį, kiekvienas jonas yra priešingo ženklo jonų elektriniame lauke, todėl jie yra tarpusavyje poliarizuoti, o jų apvalkalai deformuojasi.
Poliarizuotumas lemia jono elektroninė struktūra, krūvis ir dydis; anijonams jis didesnis nei katijonų. Didžiausias katijonų poliarizavimas yra didesnio krūvio ir mažesnio dydžio katijonams, pvz Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Turi stiprų poliarizuojantį poveikį H+ . Kadangi jonų poliarizacijos poveikis yra dvipusis, tai žymiai pakeičia jų susidarančių junginių savybes.
Trečiasis ryšio tipas -dipolis-dipolis ryšį
Be išvardintų komunikacijos tipų, yra ir dipolio-dipolio tarpmolekulinės sąveikos, taip pat žinomos kaip van der Waalsas .
Šių sąveikų stiprumas priklauso nuo molekulių pobūdžio.
Yra trys sąveikos tipai: nuolatinis dipolis - nuolatinis dipolis ( dipolis-dipolis patrauklumas); nuolatinio dipolio sukeltas dipolis ( indukcija patrauklumas); momentinis dipolio sukeltas dipolis ( dispersija atrakcija arba Londono pajėgos; ryžių. 6).
Ryžiai. 6.
Tik molekulės su poliniais kovalentiniais ryšiais turi dipolio-dipolio momentą ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), o sukibimo stiprumas yra 1–2 atsisveikink(1D \u003d 3,338 × 10 -30 kulonų - C × m).
Biochemijoje išskiriamas kitas ryšio tipas - vandenilis ryšį, o tai yra ribotas atvejis dipolis-dipolis patrauklumas. Šis ryšys susidaro traukiant vandenilio atomą ir mažą elektronneigiamą atomą, dažniausiai deguonį, fluorą ir azotą. Su dideliais atomais, kurių elektronegatyvumas panašus (pavyzdžiui, su chloru ir siera), vandenilio ryšys yra daug silpnesnis. Vandenilio atomas išsiskiria vienu esminiu požymiu: kai rišantys elektronai atitraukiami, jo branduolys – protonas – atsiskleidžia ir nustoja būti elektronų ekranuojamas.
Todėl atomas virsta dideliu dipoliu.
Vandenilinis ryšys, skirtingai nei van der Waals ryšys, susidaro ne tik tarpmolekulinės sąveikos metu, bet ir vienoje molekulėje - intramolekulinis vandenilinė jungtis. Vandeniliniai ryšiai atlieka svarbų vaidmenį biochemijoje, pavyzdžiui, stabilizuojant baltymų struktūrą α-spiralės pavidalu arba formuojant DNR dvigubą spiralę (7 pav.).
7 pav.
Vandenilio ir van der Waals ryšiai yra daug silpnesni nei joniniai, kovalentiniai ir koordinaciniai ryšiai. Tarpmolekulinių ryšių energija nurodyta lentelėje. 1.
1 lentelė. Tarpmolekulinių jėgų energija
Pastaba: tarpmolekulinės sąveikos laipsnis atspindi lydymosi ir garavimo (virimo) entalpiją. Joniniams junginiams jonams atskirti reikia daug daugiau energijos nei molekulėms atskirti. Joninių junginių lydymosi entalpijos yra daug didesnės nei molekulinių junginių.
Ketvirtasis ryšio tipas -metalinis ryšys
Galiausiai yra dar vienas tarpmolekulinių ryšių tipas - metalo: metalų gardelės teigiamų jonų sujungimas su laisvaisiais elektronais. Tokio tipo ryšys nebūna biologiniuose objektuose.
Trumpai apžvelgus jungčių tipus, išryškėja viena detalė: svarbus metalo – elektronų donoro, taip pat atomo – elektronų akceptoriaus atomo ar jono parametras yra jo dydis.
Nesileidžiant į smulkmenas, pastebime, kad didėjant jų atominiam skaičiui periodinės sistemos grupėse didėja kovalentiniai atomų spinduliai, metalų joniniai spinduliai ir sąveikaujančių molekulių van der Valso spinduliai. Šiuo atveju jonų spindulių reikšmės yra mažiausios, o van der Waalso spinduliai yra didžiausi. Paprastai judant grupe žemyn visų elementų spinduliai didėja, tiek kovalentinių, tiek van der Waalso.
Biologams ir gydytojams svarbiausi yra koordinacija(donoras-akceptorius) ryšius, įvertintus koordinavimo chemija.
Medicininiai bioneorganiniai preparatai. G.K. Baraškovas
Dauguma organinių junginių turi molekulinę struktūrą. Molekulinės struktūros medžiagų atomai visada sudaro tik kovalentinius ryšius tarpusavyje, kas pastebima ir organinių junginių atveju. Prisiminkite, kad kovalentinis ryšys yra toks ryšys tarp atomų, kuris realizuojamas dėl to, kad atomai socializuojasi dalį savo išorinių elektronų, kad įgytų tauriųjų dujų elektroninę konfigūraciją.
Pagal socializuotų elektronų porų skaičių organinėse medžiagose kovalentiniai ryšiai gali būti skirstomi į viengubus, dvigubus ir trigubus. Šie jungčių tipai grafinėje formulėje nurodomi atitinkamai viena, dviem arba trimis eilutėmis:
Ryšio daugybiškumas lemia jo ilgio sumažėjimą, todėl viengubas C-C ryšys yra 0,154 nm, dvigubas C=C ryšys - 0,134 nm, trigubas C≡C ryšys - 0,120 nm.
Ryšių tipai pagal orbitalių persidengimo būdą
Kaip žinoma, orbitalės gali būti įvairių formų, pavyzdžiui, s-orbitalės yra sferinės ir p-hantelio formos. Dėl šios priežasties ryšiai taip pat gali skirtis tuo, kaip sutampa elektronų orbitos:
ϭ-ryšiai – susidaro, kai orbitalės persidengia taip, kad jų persidengimo sritį kerta branduolius jungianti linija. ϭ jungčių pavyzdžiai:
π-ryšiai – susidaro, kai orbitalės persidengia, dviejose srityse – virš ir žemiau linijos, jungiančios atomų branduolius. π jungčių pavyzdžiai:
Kaip sužinoti, kada molekulėje yra π- ir ϭ-ryšiai?
Esant kovalentiniam ryšiui, tarp bet kurių dviejų atomų visada yra ϭ-jungtis, o π-jungtis ji turi tik daugybinių (dvigubų, trigubų) ryšių atveju. Kur:
- Viengubas ryšys – visada ϭ-obligacija
- Dviguba jungtis visada susideda iš vienos ϭ ir vienos π jungties
- Trigubą ryšį visada sudaro viena ϭ ir dvi π ryšiai.
Nurodykime šių tipų ryšius propino rūgšties molekulėje:
Anglies atomų orbitalių hibridizacija
Orbitinė hibridizacija yra procesas, kurio metu orbitos, kurios iš pradžių turėjo skirtingą formą ir energiją, yra sumaišomos ir susidaro toks pat hibridinių orbitų skaičius, vienodos formos ir energijos.
Pavyzdžiui, maišant vieną s- ir trys p- susidaro keturios orbitos sp 3- hibridinės orbitos:
Anglies atomų atveju visada vyksta hibridizacija s- orbita ir skaičius p-orbitalės, kurios gali dalyvauti hibridizacijoje, skiriasi nuo vieno iki trijų p- orbitalės.
Kaip nustatyti anglies atomo hibridizacijos tipą organinėje molekulėje?
Priklausomai nuo to, su kiek kitų atomų anglies atomas yra prijungtas, jis yra arba būsenoje sp 3, arba valstybėje sp 2, arba valstybėje sp- hibridizacija:
Pabandykime nustatyti anglies atomų hibridizacijos tipą, naudodamiesi šios organinės molekulės pavyzdžiu:
Pirmasis anglies atomas yra prijungtas prie dviejų kitų atomų (1H ir 1C), todėl jis yra būsenoje sp- hibridizacija.
- Antrasis anglies atomas yra prijungtas prie dviejų atomų - sp- hibridizacija
- Trečiasis anglies atomas yra prijungtas prie keturių kitų atomų (du C ir du H) - sp 3- hibridizacija
- Ketvirtasis anglies atomas yra prijungtas prie trijų kitų atomų (2O ir 1C) - sp 2- hibridizacija.
Radikalus. Funkcinė grupė
Terminas „radikalas“ dažniausiai reiškia angliavandenilio radikalą, kuris yra bet kurio angliavandenilio molekulės likutis be vieno vandenilio atomo.
Angliavandenilio radikalo pavadinimas formuojamas pagal atitinkamo angliavandenilio pavadinimą, pakeičiant priesagą –lt priesagai – dumblas .
Funkcinė grupė – organinės molekulės (tam tikros atomų grupės) struktūrinis fragmentas, atsakingas už specifines jos chemines savybes.
Priklausomai nuo to, kuri iš funkcinių grupių medžiagos molekulėje yra seniausia, junginys priskiriamas vienai ar kitai klasei.
R yra angliavandenilio pakaitalo (radikalo) žymėjimas.
Radikaluose gali būti kelios jungtys, kurios taip pat gali būti laikomos funkcinėmis grupėmis, nes keli ryšiai prisideda prie cheminių medžiagos savybių.
Jei organinėje molekulėje yra dvi ar daugiau funkcinių grupių, tokie junginiai vadinami polifunkciniais.
Pagrindinėje būsenoje anglies atomas C (1s 2 2s 2 2p 2) turi du nesuporuotus elektronus, dėl kurių gali susidaryti tik dvi bendros elektronų poros. Tačiau daugumoje jo junginių anglis yra keturvalentė. Taip yra dėl to, kad anglies atomas, sugerdamas nedidelį energijos kiekį, pereina į sužadinimo būseną, kurioje turi 4 nesuporuotus elektronus, t.y. galintis formuotis keturi kovalentiniais ryšiais ir dalyvauja formuojant keturias bendras elektronų poras:
6 C 1s 2 2s 2 2p 2 6 C * 1s 2 2s 1 2p 3 .
| ↓ | ||||||||||||
| 1 | ↓ | p | ↓ | p | ||||||||
| s | s | |||||||||||
Sužadinimo energija kompensuojama susidarant cheminiams ryšiams, kurie atsiranda išleidžiant energiją.
Anglies atomai turi galimybę sudaryti trijų tipų elektronų orbitalių hibridizaciją ( sp 3, sp 2, sp) ir daugybinių (dvigubų ir trigubų) ryšių susidarymą tarpusavyje (2.2 lentelė).
2.2 lentelė
Hibridizacijos tipai ir molekulių geometrija
Paprasta (vienkartinė) s-jungtis atsiranda tada, kai sp 3-hibridizacija, kai visos keturios hibridinės orbitalės yra lygiavertės ir turi erdvinę orientaciją 109 ° 29 ’ kampu viena kitos atžvilgiu ir yra orientuotos į taisyklingo tetraedro viršūnes (2.8 pav.).
Ryžiai. 2.8. Metano CH 4 molekulės susidarymas
Jei hibridinės anglies orbitos sutampa su sferinėmis s-vandenilio atomo orbitalės, tada susidaro paprasčiausias organinis junginys metanas CH 4 – sotusis angliavandenilis.
Labai domina anglies atomų ryšių tarpusavyje ir su kitų elementų atomais tyrimas. Apsvarstykite etano, etileno ir acetileno molekulių struktūrą.
Kampai tarp visų ryšių etano molekulėje yra beveik tiksliai vienodi vienas kitam (2.9 pav.) ir nesiskiria nuo C - H kampų metano molekulėje.
Todėl anglies atomai yra būsenoje sp 3- hibridizacija.
Ryžiai. 2.9. Etano molekulė C 2 H 6
Anglies atomų elektronų orbitalių hibridizacija gali būti nepilna, t.y. tai gali apimti du sp 2-hibridizacija) arba vienas ( sp-hibridizacija) iš trijų R- orbitos. Šiuo atveju tarp anglies atomų susidaro kelios obligacijos (dvigubas arba trigubas). Angliavandeniliai su daugybe jungčių vadinami nesočiaisiais arba nesočiaisiais. Dviguba jungtis (C=C) susidaro tada, kai sp 2- hibridizacija.
Šiuo atveju kiekvienas anglies atomas turi vieną iš trijų R-orbitalės nedalyvauja hibridizacijoje, todėl susidaro trys sp 2- hibridinės orbitos, esančios toje pačioje plokštumoje 120 ° kampu viena kitos atžvilgiu, ir nehibridinės 2 R-orbita yra statmena šiai plokštumai. Du anglies atomai yra sujungti vienas su kitu, sudarydami vieną s-jungtį dėl hibridinių orbitų persidengimo ir vieną p-jungtį dėl persidengimo R- orbitos.
Laisvųjų hibridinių anglies orbitų sąveika su 1 s-vandenilio atomų orbitalės veda prie etileno molekulės C 2 H 4 susidarymo (2.10 pav.) – paprasčiausias nesočiųjų angliavandenilių atstovas.
Ryžiai. 2.10. Etileno molekulės C 2 H 4 susidarymas
Elektronų orbitalių persidengimas p-jungties atveju yra mažesnis, o padidinto elektronų tankio zonos yra toliau nuo atomų branduolių, todėl šis ryšys yra silpnesnis nei s-jungtis.
Trigubą jungtį sudaro viena s-jungtis ir dvi p-jungtys. Šiuo atveju elektronų orbitalės yra sp-hibridizacijos būsenoje, kuri susidaro dėl vienos s- ir vienas R-orbitalės (2.11 pav.).
Dvi hibridinės orbitos yra viena kitos atžvilgiu 180° kampu, o likusios dvi nehibridinės R-orbitalės yra dviejose viena kitai statmenose plokštumose. C 2 H 2 acetileno molekulėje susidaro trigubas ryšys (žr. 2.11 pav.).
Ryžiai. 2.11. Acetileno molekulės C 2 H 2 susidarymas
Ypatingas jungties tipas atsiranda formuojantis benzeno molekulei (C 6 H 6) – paprasčiausiam aromatinių angliavandenilių atstovui.
Benzene yra šeši anglies atomai, sujungti į ciklą (benzeno žiedas), o kiekvienas anglies atomas yra sp 2 hibridizacijos būsenoje (2.12 pav.).
Ryžiai. 2.12. sp 2 – benzeno molekulės C 6 H 6 orbitalės
Visi anglies atomai, esantys benzeno molekulėje, yra toje pačioje plokštumoje. Kiekvienas sp 2 hibridizacijos būsenos anglies atomas turi kitą nehibridinę p-orbitalę su nesuporuotu elektronu, kuri sudaro p-jungtį (2.13 pav.).
Ašis tokia R-orbita yra statmena benzeno molekulės plokštumai.
Visi šeši nehibridiniai R-orbitalės sudaro bendrą jungiamąją molekulinę p-orbitalę, o visi šeši elektronai yra sujungti į p-elektronų sekstetą.
Tokios orbitos ribinis paviršius yra aukščiau ir žemiau anglies s-skeleto plokštumos. Dėl žiedinio persidengimo susidaro viena delokalizuota p-sistema, apimanti visus ciklo anglies atomus (2.13 pav.).
Benzenas schematiškai pavaizduotas kaip šešiakampis su žiedu viduje, o tai rodo, kad vyksta elektronų ir atitinkamų ryšių delokalizacija.
Ryžiai. 2.13. -ryšiai benzeno molekulėje C 6 H 6
Joninė cheminė jungtis
Joninis ryšys- cheminė jungtis, susidaranti dėl abipusio elektrostatinio priešingai įkrautų jonų traukos, kurioje stabili būsena pasiekiama visiškai perėjus bendram elektronų tankiui į labiau elektroneigiamo elemento atomą.
Grynai joninis ryšys yra ribinis kovalentinio ryšio atvejis.
Praktiškai visiškas elektronų perėjimas iš vieno atomo į kitą atomą per ryšį neįvyksta, nes kiekvienas elementas turi didesnį ar mažesnį (bet ne nulį) EO, o bet koks cheminis ryšys tam tikru mastu bus kovalentinis.
Toks ryšys atsiranda esant dideliam atomų ER skirtumui, pavyzdžiui, tarp katijonų s-periodinės sistemos pirmosios ir antrosios grupės metalai bei VIA ir VIIA grupių nemetalų anijonai (LiF, NaCl, CsF ir kt.).
Skirtingai nuo kovalentinio ryšio, joninis ryšys neturi krypties . Tai paaiškinama tuo, kad jono elektrinis laukas turi sferinę simetriją, t.y. mažėja su atstumu pagal tą patį dėsnį bet kuria kryptimi. Todėl jonų sąveika nepriklauso nuo krypties.
Dviejų priešingo ženklo jonų sąveika negali visiškai kompensuoti jų jėgos laukų. Dėl šios priežasties jie išlaiko galimybę pritraukti priešingo ženklo jonus kitomis kryptimis. Todėl, skirtingai nei kovalentinis ryšys, joniniam ryšiui taip pat būdingas neprisotinimas .
Joninės jungties orientacijos ir prisotinimo trūkumas sukelia joninių molekulių polinkį asocijuotis. Visi kietos būsenos joniniai junginiai turi joninę kristalinę gardelę, kurioje kiekvienas jonas yra apsuptas kelių priešingo ženklo jonų. Šiuo atveju visi tam tikro jono ryšiai su kaimyniniais jonais yra lygiaverčiai.
metalinė jungtis
Metalai pasižymi daugybe ypatingų savybių: elektros ir šilumos laidumu, būdingu metaliniu blizgesiu, kaliumu, dideliu lankstumu ir dideliu stiprumu. Šios specifinės metalų savybės gali būti paaiškintos specialiu cheminio ryšio tipu, vadinamu metalinis .
Metalinis ryšys yra persidengusių delokalizuotų atomų orbitalių, artėjančių viena prie kitos metalo kristalinėje gardelėje, rezultatas.
Daugumoje metalų išoriniame elektroniniame lygyje yra daug laisvų orbitų ir nedaug elektronų.
Todėl energetiškai palankiau, kad elektronai būtų ne lokalizuoti, o priklausytų visam metalo atomui. Metalo gardelės vietose yra teigiamai įkrauti jonai, panardinti į elektronų „dujas“, paskirstytas visame metale:
Aš ↔ Aš n + + n .
Tarp teigiamai įkrautų metalo jonų (Me n +) ir nelokalizuotų elektronų (n) vyksta elektrostatinė sąveika, užtikrinanti medžiagos stabilumą. Šios sąveikos energija yra tarpinė tarp kovalentinių ir molekulinių kristalų energijos. Todėl elementai su grynai metaliniu ryšiu ( s-, Ir p-elementai) pasižymi gana aukšta lydymosi temperatūra ir kietumu.
Elektronų, kurie gali laisvai judėti aplink kristalo tūrį, buvimas ir suteikia specifinių metalo savybių
vandenilinė jungtis
vandenilinė jungtis – ypatingas tarpmolekulinės sąveikos tipas. Vandenilio atomai, kovalentiškai susieti su elemento atomu, turinčiu didelę elektronegatyvumo vertę (dažniausiai F, O, N, bet taip pat Cl, S ir C), turi santykinai didelį efektyvų krūvį. Dėl to tokie vandenilio atomai gali elektrostatiškai sąveikauti su šių elementų atomais.
Taigi, vienos vandens molekulės H d + atomas yra orientuotas ir atitinkamai sąveikauja (kaip rodo trys taškai) su O d atomu - kita vandens molekule:
Ryšiai, kuriuos sudaro H atomas, esantis tarp dviejų elektronneigiamų elementų atomų, vadinami vandenilio ryšiais:
d- d+ d-
A – H × × × B
Vandenilio jungties energija yra daug mažesnė už įprasto kovalentinio ryšio energiją (150–400 kJ / mol), tačiau šios energijos pakanka, kad atitinkamų junginių molekulės susikauptų skystoje būsenoje, pavyzdžiui, skystas vandenilio fluoridas HF (2.14 pav.). Fluoro junginiams jis siekia apie 40 kJ/mol.
Ryžiai. 2.14. HF molekulių agregacija dėl vandenilinių ryšių
Vandenilio jungties ilgis taip pat yra mažesnis už kovalentinio ryšio ilgį. Taigi polimere (HF) n F−H jungties ilgis yra 0,092 nm, o F∙∙∙H jungtis yra 0,14 nm. Vandenyje O−H jungties ilgis yra 0,096 nm, o O∙∙∙H jungties ilgis yra 0,177 nm.
Susidarius tarpmolekulinėms vandenilinėms jungtims labai pasikeičia medžiagų savybės: padidėja klampumas, dielektrinė konstanta, virimo ir lydymosi temperatūra.
Panaši informacija.