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

Anglies, kuri yra organinių junginių dalis, valentingumas yra pastovus. 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 orbitalių 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 būsenoje 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 sąveikaujančių molekulių kovalentiniai spinduliai atomų, joniniai metalų spinduliai ir van der Waals 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

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 kiekį energijos, 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- orbitos (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.

Tęsinys. Pradžiai žr № 15, 16/2004

5 pamoka
anglies atominės orbitalės

Kovalentinis cheminis ryšys susidaro naudojant bendras jungiamąsias elektronų poras, kurių tipas:

Suformuoti cheminį ryšį, t.y. tik nesuporuoti elektronai gali sukurti bendrą elektronų porą su „svetimu“ elektronu iš kito atomo. Rašant elektronines formules, orbitinėje ląstelėje vienas po kito išsidėsto nesuporuoti elektronai.
atominė orbita yra funkcija, apibūdinanti elektronų debesies tankį kiekviename erdvės taške aplink atomo branduolį. Elektronų debesis yra erdvės sritis, kurioje elektroną galima rasti su didele tikimybe.
Anglies atomo elektroninei struktūrai ir šio elemento valentiškumui suderinti naudojamos anglies atomo sužadinimo sąvokos. Įprastoje (nesužadintoje) būsenoje anglies atomas turi du nesuporuotus 2 R 2 elektronai. Sužadintoje būsenoje (kai energija absorbuojama) vienas iš 2 s 2-elektronai gali pereiti į laisvą R- orbitinė. Tada anglies atome atsiranda keturi nesuporuoti elektronai:

Prisiminkite, kad elektroninėje atomo formulėje (pavyzdžiui, anglies 6 C - 1 s 2 2s 2 2p 2) dideli skaičiai prieš raides - 1, 2 - rodo energijos lygio skaičių. Laiškai s Ir R nurodo elektronų debesies (orbitalių) formą, o dešinėje virš raidžių esantys skaičiai nurodo elektronų skaičių tam tikroje orbitoje. Visi s- sferinės orbitos:

Antrame energijos lygyje, išskyrus 2 s-Yra trys orbitos 2 R- orbitos. Šios 2 R-orbitalės yra elipsoidinės formos, panašios į hantelius, ir yra orientuotos erdvėje 90 ° kampu viena kitos atžvilgiu. 2 R- Orbitos žymi 2 p x, 2r y ir 2 pz pagal ašis, išilgai kurių išsidėstę šios orbitos.

Susidarius cheminiams ryšiams elektronų orbitalės įgauna tokią pačią formą. Taigi, sočiųjų angliavandenilių, vienas s-orbitinė ir trys R- anglies atomo orbitalės sudaro keturias vienodas (hibridines) sp 3 orbitos:

tai - sp 3 - hibridizacija.
Hibridizacija– atominių orbitalių derinimas (maišymas) s Ir R) susidarius naujoms atominėms orbitoms, vadinamoms hibridinės orbitos.

Hibridinės orbitos turi asimetrinę formą, pailgą prijungto atomo link. Elektronų debesys atstumia vienas kitą ir yra erdvėje kuo toliau vienas nuo kito. Tuo pačiu metu keturių ašys sp 3-hibridinės orbitos pasirodo nukreipti į tetraedro viršūnes (taisyklinga trikampė piramidė).
Atitinkamai, kampai tarp šių orbitalių yra tetraedriniai, lygūs 109°28".
Elektronų orbitalių viršūnės gali sutapti su kitų atomų orbitomis. Jei elektronų debesys persidengia išilgai linijos, jungiančios atomų centrus, tada toks kovalentinis ryšys vadinamas sigma()-obligacija. Pavyzdžiui, C 2 H 6 etano molekulėje cheminis ryšys susidaro tarp dviejų anglies atomų perdengiant dvi hibridines orbitales. Tai yra ryšys. Be to, kiekvienas anglies atomas su savo trimis sp 3-orbitalės sutampa su s-trijų vandenilio atomų orbitalės, sudarančios tris -ryšius.

Iš viso anglies atomui galimos trys valentinės būsenos su skirtingais hibridizacijos tipais. Išskyrus sp 3-hibridizacija egzistuoja sp 2 - ir sp- hibridizacija.
sp 2 -Hibridizacija- maišyti vieną s- ir du R- orbitos. Kaip rezultatas, trys hibridai sp 2 -orbitalės. Šie sp 2 orbitalės yra toje pačioje plokštumoje (su ašimis X, adresu) ir yra nukreipti į trikampio viršūnes, kurių kampas tarp orbitalių yra 120°. nehibridizuotas
R-orbita yra statmena trijų hibridų plokštumai sp 2 orbitos (orientuotos išilgai ašies z). Viršutinė pusė R-orbitalės yra virš plokštumos, apatinė pusė yra žemiau plokštumos.
Tipas sp Anglies 2-hibridizacija vyksta junginiuose su dviguba jungtimi: C=C, C=O, C=N. Be to, tik viena iš ryšių tarp dviejų atomų (pavyzdžiui, C=C) gali būti jungtis. (Kitos atomo jungiamosios orbitalės nukreiptos priešingomis kryptimis.) Antroji jungtis susidaro dėl nehibridinio sutapimo. R-orbitalės abiejose linijos, jungiančios atomų branduolius, pusėse.

Kovalentinis ryšys, suformuotas šoniniu persidengimu R-vadinamos gretimų anglies atomų orbitalės pi()-ryšis.

Išsilavinimas - komunikacijos

Dėl mažesnio orbitalių persidengimo ryšys -ryšis yra silpnesnis nei -ryšis.
sp-Hibridizacija yra vieno maišymas (formos ir energijos suderinimas). s- ir vienas
R-orbitalės su dviejų hibridų susidarymu sp- orbitos. sp- Orbitalės yra toje pačioje linijoje (180 ° kampu) ir nukreiptos priešingomis kryptimis nuo anglies atomo branduolio. Du
R-orbitos lieka nehibridizuotos. Jie dedami statmenai vienas kitam.
kryptys – jungtys. Ant paveikslėlio sp-orbitalės rodomos išilgai ašies y, ir nehibridizuoti du
R-orbitalės - išilgai ašių X Ir z.

Triguba anglies-anglies jungtis CC susideda iš -jungties, kuri atsiranda persidengus
sp-hibridinės orbitos ir du -ryšiai.
Ryšys tarp tokių anglies atomo parametrų kaip prisijungusių grupių skaičius, hibridizacijos tipas ir susidariusių cheminių jungčių tipai parodytas 4 lentelėje.

4 lentelė

Kovalentiniai anglies ryšiai

Grupių skaičius susijęs su anglimi	Tipas hibridizacija	Tipai dalyvaujantys cheminiai ryšiai	Sudėtinių formulių pavyzdžiai
4	sp 3	Keturi – jungtys
3	sp 2	Trys - jungtys ir vienas yra ryšys
2	sp	Du - jungtys ir dvi jungtys	H-CC-H

Pratimai.

1. Kokie atomų elektronai (pavyzdžiui, anglies ar azoto) vadinami nesuporuotais?

2. Ką reiškia sąvoka „bendrosios elektronų poros“ junginiuose su kovalentiniu ryšiu (pavyzdžiui, CH 4 arba H2S )?

3. Kokios yra atomų elektroninės būsenos (pavyzdžiui, C arba N ) vadinami pagrindiniais, o kurie sužadinami?

4. Ką reiškia skaičiai ir raidės elektroninėje atomo formulėje (pavyzdžiui, C arba N )?

5. Kas yra atominė orbita? Kiek orbitalių yra antrajame C atomo energijos lygyje ir kuo jie skiriasi?

6. Kuo skiriasi hibridinės orbitalės ir originalios orbitalės, iš kurių jos buvo suformuotos?

7. Kokie anglies atomo hibridizacijos tipai žinomi ir kokie jie yra?

8. Nubraižykite vienos iš anglies atomo elektroninių būsenų orbitų erdvinio išsidėstymo paveikslą.

9. Kaip vadinami cheminiai ryšiai ir ką? Nurodykite-Ir-jungtys jungtyse:

10. Toliau nurodytų junginių anglies atomams nurodykite: a) hibridizacijos tipą; b) jo cheminių ryšių tipai; c) ryšio kampai.

Atsakymai į 1 temos pratimus

5 pamoka

1. Vadinami elektronai, kurių orbitoje yra vienas nesuporuoti elektronai. Pavyzdžiui, sužadinto anglies atomo elektronų difrakcijos formulėje yra keturi nesuporuoti elektronai, o azoto atomas turi tris:

2. Du elektronai, dalyvaujantys vienai cheminei ryšiai, vadinami bendroji elektronų pora. Paprastai prieš susidarant cheminiam ryšiui vienas iš šios poros elektronų priklausė vienam atomui, o kitas elektronas – kitam atomui:

3. Atomo elektroninė būsena, kurioje stebima elektroninių orbitalių užpildymo tvarka: 1 s 2 , 2s 2 , 2p 2 , 3s 2 , 3p 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4p 2 ir tt yra vadinami pagrindinė valstybė. IN susijaudinusi būsena vienas iš atomo valentinių elektronų užima laisvą orbitą su didesne energija, tokį perėjimą lydi porinių elektronų atsiskyrimas. Schematiškai parašyta taip:

Jei pagrindinėje būsenoje buvo tik du valentiniai nesuporuoti elektronai, sužadintoje būsenoje yra keturi tokie elektronai.

5. Atominė orbita yra funkcija, apibūdinanti elektronų debesies tankį kiekviename erdvės taške aplink tam tikro atomo branduolį. Antrame anglies atomo energijos lygyje yra keturios orbitos - 2 s, 2p x, 2r y, 2pz. Šios orbitos yra:
a) elektronų debesies forma ( s- kamuolys, R- hantelis);
b) R-orbitalės turi skirtingą orientaciją erdvėje – išilgai viena kitai statmenų ašių x, y Ir z, jie žymimi p x, r y, pz.

6. Hibridinės orbitalės skiriasi nuo originalių (ne hibridinių) orbitalių forma ir energija. Pavyzdžiui, s-orbitalė - sferos forma, R- simetriška aštunta figūra, sp-hibridinė orbita - asimetrinė aštunta figūra.
Energijos skirtumai: E(s) < E(sp) < E(R). Taigi, sp-orbita - orbita, suvidurkinta pagal formą ir energiją, gaunama sumaišius pradinę s- Ir p- orbitos.

7. Yra žinomi trys anglies atomo hibridizacijos tipai: sp 3 , sp 2 ir sp (žiūrėkite 5 pamokos tekstą).

9. -ryšis – kovalentinis ryšys, susidarantis priekiniam orbitalių persidengimui išilgai linijos, jungiančios atomų centrus.
-ryšis – kovalentinis ryšys, susidarantis šoniniu persidengimu R-orbitalės abiejose linijos, jungiančios atomų centrus, pusėse.
- Ryšiai rodomi antroje ir trečioje eilutėmis tarp sujungtų atomų.

Ryšiai tarp atomų, struktūrinėse formulėse pavaizduoti brūkšneliais arba lazdelėmis (stypeliais), susidaro sąveikaujant 2 vienos molekulės atomų išoriniams (valentingiems) elektronams. Pagal šios sąveikos pobūdį išskiriami du pagrindiniai arba kraštutiniai ryšių tarp atomų tipai.

1 tipas. Joninė, elektrovalentinė arba druskos jungtis aiškiausiai (gryna forma) vaizduojama stipraus metalo atomo (pavyzdžiui, šarminio) ir stipraus nemetalinio atomo (pavyzdžiui, halogeno) sąveikos atveju. Šarminio metalo atomas, praradęs vieną išorinį elektroną, tampa teigiamai įkrauta dalele, o halogeno atomas, įgydamas vieną išorinį elektroną, tampa neigiamo krūvio: Na + - CI - . Šio ryšio stiprumą lemia Kulono traukos jėgos tarp skirtingai įkrautų dalelių ir energijos, išsiskiriančios susidarant naujai elektronų porai prie halogeno atomo. Pavyzdžiai yra organinių ir neorganinių rūgščių druskos.

2 ekstremalus tipas. Labiau būdingas organiniams junginiams, kovalentiniams (arba atominiams) ryšį ryškiai (gryna forma) pateikiama 2 atominėse dujų molekulėse: H 2, O 2, N 2, C1 2 ir kt., kuriose ryšys susidaro tarp lygiai tų pačių atomų. Dėl dviejų elektronų, turinčių priešingus dviejų atomų sukinius, poravimosi, kai jie artėja vienas prie kito, išsiskiria tam tikras energijos kiekis (≈ 400 kJ/mol) ir nauja elektronų pora įgauna molekulinę orbitą, užimdama vieną ląstelę. abu atomai. Be to, didžiausias šios poros elektronų debesies tankis yra tarp atomų (yra savotiškas abiejų elektronų atominių orbitų persidengimas, a pav.) arba molekulinės orbitos susidarymas - b pav.).

Nors b) vaizdas yra arčiau tiesos, abu kovalentinio ryšio įvaizdžiai galioja ir tinka. Grynai kovalentiniame ryšyje nėra teigiamų ir neigiamų molekulės krūvių centrų nuokrypių, jie sutampa – molekulė yra nepolinė.

Be šių 2 ekstremalių ryšių tipų (joninių ir kovalentinių), yra tarpinių tipų: 3) polinis, 4) pusiau polinis, 5) koordinacinis, daugiausia randamas vadinamuosiuose onio junginiuose (oksoniu, amoniu, sulfoniu). .

IN poliarinis ryšys elektronų pora, kuri vienu metu yra abiejų atomų (jų branduolių) centrų lauke, yra nukreipta link labiau elektronegatyvaus atomo, pavyzdžiui, HC1 molekulėje elektronų pora yra daugiau chloro elemente nei vandenilio:

Dėl šio elektronų tankio nuokrypio įvyko molekulės teigiamų ir neigiamų krūvių centrų divergencija. Jis tapo polinis, turintis dipolio momentą (ty krūvio ir pusės atstumo tarp krūvių sandaugą), kuris nėra lygus nuliui.

Pusiau polinis jungtis aiškiausiai yra penkiavalenčio azoto deguonies junginiuose:

Vaizdas a), nors ir leidžiamas, neleidžiamas, nes azoto atomas turi tik du elektroninius lygius (sluoksnius), kur išoriniame (2-ame) sluoksnyje yra tik keturios ląstelės ir penkios elektronų poros (penki ryšiai) nebus. rasti ten vietą. Šiuo atžvilgiu teisingesnis yra vaizdas b), kuris rodo ekstremalių struktūrų rezonansą (I ir III) ir pereiti prie energetiškai palankesnės vidutinės struktūros. Taigi dėl simetriško elektronų tankio pasiskirstymo neigiamas krūvis yra padalintas per pusę tarp dviejų lygiaverčių deguonies atomų. Bet iš tikrųjų azoto atome iš tikrųjų nėra viso teigiamo krūvio, bet yra teigiamas krūvis arti visumos, atitinkamai, ant deguonies atomų (P struktūra) yra neigiami krūviai, artimi pusei viso krūvio. .

Koordinuojanti nuoroda yra stabiliausias amonio junginiuose, kur azoto atomas tampa keturvalenčiu, suteikdamas protonui (o vandeninėje terpėje – hidronio katijonui) vieną elektroną, įgydamas teigiamą krūvį (arba, kitaip tariant, pridėdamas protoną prie vienišos poros). azoto elektronai): H 3 N: + H + → H 4 N +

amoniako protonas amonio katijonas

Amonio katijone susidariusi nauja jungtis pakeičia kitų trijų N-H jungčių, anksčiau buvusių azote, pobūdį, kurios dabar tampa labiau pailgos, o visi keturi amonio vandenilio atomai, vienas nuo kito atstumdami, atsiduria labiausiai nutolusiose padėtyse vienas nuo kito, t. kampuose taisyklingas tetraedras, kai azoto atomas yra šio tetraedro centre:

Susidariusi nauja jungtis (koordinacija) niekuo nesiskiria nuo modifikuotų N-H jungčių, kurios anksčiau buvo amoniako molekulėje. Čia vyksta s 1 p 3 – azoto (kaip metano anglies) likusių keturių elektronų hibridizacija.

Jei metano molekulė yra santykinai stiprus darinys, neturintis krūvio, tai amonio katijonas (kuris nuo jo skiriasi tik tuo, kad centrinio atomo branduolyje yra vienas protonas ir vienu neutronu daugiau) yra mažiau stabilus ir gali lengvai išsiskirti į amoniako ir hidronio katijono, įveikiant tam tikrą energetinį barjerą, lemiantį amonio junginių stiprumą.

σ sąvoka-(sigma) ir π- (pi) jungtys

Organiniuose junginiuose vyraujantys kovalentiniai ryšiai paprastai lemia šių medžiagų cheminį aktyvumą. Tačiau didelę reikšmę turi trapūs daugybiniai ryšiai (dvigubi, trigubi) ir funkcinių grupių ryšių ypatumai.

Anglis yra pagrindinis organinio pasaulio elementas, anglies skeletai (molekulių skeletai) lemia jų stabilumą ir beveik neribotą įvairovę. Todėl reikėtų išsamiau apsvarstyti jo obligacijų elektroninį pobūdį.

Anglies atomas turi branduolį, kurio krūvis yra +6, ir elektronų apvalkalą: 1s 2, 2s 2, 2p 2, kur keturi išoriniai elektronai yra valentiniai (2s 2, 2p 2). Tačiau norint, kad šie elektronai sudarytų keturis ryšius, 2s 2 elektronai, esantys rutulio tūryje suporuota forma, turi pereiti į nesuporuotą būseną. O sužadintas anglies atomas turi turėti apvalkalą: 1s 2, 2s 1, 2p 3, kur kartu su nesuporuotu s-elektronu (rutulio forma) yra trys p-elektronai (tūriniai aštuoniukai arba hantelių formos), išsidėstę išilgai koordinatės. ašys (x, y, z) trimatę erdvę (3 pav.). Tačiau, kad susidarytų keturi lygiaverčiai ryšiai, kaip ir metane, vienas s-elektronas ir trys p-elektronai turi pereiti į modifikuotą hibridizuotą (s 1 p 3 -hibridizaciją) būseną, o visi keturi išoriniai elektronai jau turi lygiai tokią pačią kryptį. (hibridiniai) debesys, o metano vandenilio atomai yra vienodose, labiausiai nutolusiose vienas nuo kito padėtyse:

kurios atitinka taisyklingo tetraedro viršūnes, jei jo centre yra metano anglies atomas (4 pav.). Anglies būsena, kai valentinių elektronų hibridizacija vyksta santykiu s 1 p 3, vadinama pirmoji anglies valentinė būsena, o tokio atomo ryšiai su kitais atomais vadinami b(sigma)-obligacijos(5, 6 pav.).

Taigi, σ ryšys yra bet koks viengubas ryšys tarp anglies ir kito atomo. O dažniausiai organinių medžiagų molekulėse esantys C-H ir C-H σ-ryšiai turi tokius pagrindinius duomenis (6b, 6c pav.).

C-H ryšio energija ~93-96 kcal/mol (~370-380 kJ/mol).

Ryšio ilgis 1,1 A 0 (0,11 nm)

C-C surišimo energija ~84-86 kcal/mol (~340-360 kJ/mol)

Ryšio ilgis 1,54 A 0 (0,154 nm)

Antroji anglies valentinė būsena būdingas etilenui ir kitiems junginiams, turintiems dvigubą jungtį. Prie etileno anglies sužadinto atomo valentinių elektronų hibridizacija (2s 1, 2p 3) vyksta santykiu s 1 p 2, kai vienas p-elektronas (iš trijų) nedalyvauja hibridizacijoje ir lieka p forma. O nukreiptos (pailgos) formos hibridiniai debesys išsidėstę vienas kito atžvilgiu 120° kampu plokštumoje (7 pav.).

Ir dviejų anglies atomų p-elektronai poruojasi p-formoje be σ-jungties tarp šių anglies atomų (7 pav.). Ši papildoma (daugkartinė) jungtis, susidaranti susijungus p formos elektronams, vadinama π (pi)- ryšį. Jo susidarymo metu išsiskirianti energija yra mažesnė už σ-jungties energiją, nes C = C dvigubo ryšio energija ~140 kcal/mol (~560-580 kJ/mol). Jei iš to atimsime C - C σ ryšio energiją (~ 85 kcal / mol), tada π -ryšio lieka ~55 kcal/mol (140-85=55).

Trečioji anglies valentinė būsena būdingas acetilenui ir kitiems junginiams, turintiems trigubą jungtį. Prie acetileno anglies iš keturių sužadinto atomo valentinių elektronų (2s 1, 2p 3) hibridizacijoje dalyvauja po vieną s- ir p-elektroną (s 1 p 1 - hibridizacija). O hibridiniai (pailgi) du debesys išsidėstę toje pačioje tiesėje, formuodami σ ryšius (8 pav.). Tai reiškia, kad jie užima tolimiausias pozicijas (z koordinatės) jau nuo 2 likusių p formos elektronų, esančių išilgai trimatės erdvės koordinačių ašių (x, y), suporuotos p formos su formavimu du π -ryšiai tarpusavyje statmenose plokštumose(8 pav.). Trigubo jungties susidarymo metu išsiskirianti energija ~200 kcal/mol. Jei iš čia atimsime 85 kcal/mol - σ jungties energiją, tai dviems π ryšiams lieka ~115 kcal/m, t.y. ~57 kcal/mol kiekvienai π-ryšiai. Palyginimui pateikiamos pagrindinės viengubų, dvigubų ir trigubų jungčių charakteristikos:

C - C ryšio ilgis 1,54 A 0, jungties susidarymo energija ~ 85 kcal / mol

C \u003d C jungties ilgis 1,34 A 0, jungties susidarymo energija ~ 140 kcal / mol

C ≡ C jungties ilgis 1,21 A 0, jungties susidarymo energija ~ 200 kcal/mol π jungčių elektronai yra stambesni, mažiau susijungę su atomų branduoliais, lengviau pasiekiami reagento atakai, lengvai veikiami elektros ir magnetiniai laukai, pavyzdžiui, krintanti šviesa arba įkrautų dalelių ataka. Štai kodėl π -ryšiai, turintys visiškai kitokį pobūdį nei σ-ryšiai, yra mažiau stabilūs ir sukelia didelį nesočiųjų junginių cheminį aktyvumą, palyginti su sočiaisiais (sočiaisiais) junginiais.