Różnorodność substancji nieorganicznych i organicznych

Chemia organiczna to chemia związki węgla. Do nieorganicznych związków węgla zalicza się: tlenki węgla, kwas węglowy, węglany i wodorowęglany, węgliki. Materia organiczna inna niż węgiel zawierają wodór, tlen, azot, fosfor, siarkę i inne pierwiastki. Atomy węgla mogą tworzyć długie nierozgałęzione i rozgałęzione łańcuchy, pierścienie, przyłączać inne pierwiastki, więc liczba związków organicznych zbliżyła się do 20 milionów, podczas gdy substancji nieorganicznych jest nieco ponad 100 tysięcy.

Podstawą rozwoju chemii organicznej jest teoria budowy związków organicznych autorstwa A. M. Butlerova. Ważną rolę w opisie budowy związków organicznych odgrywa pojęcie wartościowości, które charakteryzuje zdolność atomów do tworzenia wiązań chemicznych i określa ich liczbę. Węgiel w związkach organicznych zawsze czterowartościowy. Głównym postulatem teorii A. M. Butlerova jest stanowisko w sprawie budowy chemicznej materii, czyli wiązania chemicznego. Ta kolejność jest wyświetlana za pomocą wzorów strukturalnych. Teoria Butlerova głosi ideę, którą ma każda substancja określoną budowę chemiczną I właściwości substancji zależą od struktury.

Teoria budowy chemicznej związków organicznych A. M. Butlerova

Tak jak dla chemii nieorganicznej podstawą rozwoju jest prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, tak dla chemii organicznej stało się ono fundamentalne.

Teoria budowy chemicznej związków organicznych A. M. Butlerova

Głównym postulatem teorii Butlerowa jest stanowisko dotyczące budowy chemicznej substancji, rozumianej jako porządek, kolejność wzajemnego łączenia się atomów w cząsteczki, tj. wiązanie chemiczne.

Struktura chemiczna- kolejność łączenia atomów pierwiastków chemicznych w cząsteczce według ich wartościowości.

Kolejność tę można przedstawić za pomocą wzorów strukturalnych, w których wartościowości atomów są oznaczone kreskami: jedna kreska odpowiada jednostce wartościowości atomu pierwiastka chemicznego. Na przykład dla substancji organicznej metanu, który ma wzór cząsteczkowy CH 4, wzór strukturalny wygląda następująco:

Główne postanowienia teorii A. M. Butlerova:

Atomy w cząsteczkach substancji organicznych są ze sobą połączone według ich wartościowości. Węgiel w związkach organicznych jest zawsze czterowartościowy, a jego atomy mogą łączyć się ze sobą, tworząc różne łańcuchy.

O właściwościach substancji decyduje nie tylko ich skład jakościowy i ilościowy, ale także kolejność łączenia atomów w cząsteczce, tj. budowa chemiczna materii.

Właściwości związków organicznych zależą nie tylko od składu substancji i kolejności łączenia atomów w jej cząsteczce, ale także od wzajemne oddziaływanie atomów i grup atomów względem siebie.

Teoria budowy związków organicznych jest doktryną dynamiczną i rozwijającą się. Wraz z rozwojem wiedzy o naturze wiązania chemicznego, o wpływie budowy elektronowej cząsteczek substancji organicznych, zaczęto stosować, oprócz empirycznych i strukturalnych, wzory elektroniczne. Te formuły pokazują kierunek przesunięcia par elektronów w cząsteczce.

Chemia kwantowa i chemia budowy związków organicznych potwierdziły teorię przestrzennego kierunku wiązań chemicznych (izomeria cis- i trans), zbadały charakterystyki energetyczne wzajemnych przejść w izomerach, pozwoliły ocenić wzajemny wpływ atomów w molekuł różnych substancji stworzyło warunki do przewidywania typów izomerii oraz kierunków i mechanizmów reakcji chemicznych.

Substancje organiczne mają wiele cech.

Skład wszystkich substancji organicznych obejmuje węgiel i wodór, dlatego po spaleniu tworzą się dwutlenek węgla i woda.

·Materia organiczna zabudowany kompleks i może mieć ogromną masę cząsteczkową (białka, tłuszcze, węglowodany).

Substancje organiczne można układać w rzędy o podobnym składzie, strukturze i właściwościach homologi.

W przypadku substancji organicznych jest to charakterystyczne izomeria.

Izomeria i homologia substancji organicznych

Właściwości substancji organicznych zależą nie tylko od ich składu, ale także od kolejność łączenia atomów w cząsteczce.

izomeria- jest to zjawisko istnienia różnych substancji - izomerów o takim samym składzie jakościowym i ilościowym, czyli o tym samym wzorze cząsteczkowym.

Istnieją dwa rodzaje izomerii: strukturalny i przestrzenny(stereoizomeria). Izomery strukturalne różnią się od siebie kolejnością wiązania atomów w cząsteczce; stereoizomery - układ atomów w przestrzeni z taką samą kolejnością wiązań między nimi.

Główne typy izomerii:

Izomeria strukturalna - substancje różnią się kolejnością wiązania atomów w cząsteczkach:

1) izomeria szkieletu węglowego;

2) izomeria pozycji:

• wielokrotne wiązania;
• zastępcy;
• grupy funkcyjne;

3) izomeria szeregu homologicznego (międzyklasowego).

· Izomeria przestrzenna - cząsteczki substancji różnią się nie kolejnością łączenia atomów, ale ich położeniem w przestrzeni: cis-, trans-izomeria (geometryczna).

Klasyfikacja substancji organicznych

Wiadomo, że o właściwościach substancji organicznych decyduje ich skład i budowa chemiczna. Nic więc dziwnego, że klasyfikacja związków organicznych opiera się na teorii struktury - teorii A. M. Butlerova. Klasyfikuj substancje organiczne według obecności i kolejności łączenia atomów w ich cząsteczkach. Najbardziej trwałą i najmniej zmienną częścią cząsteczki organicznej jest jej szkielet - łańcuch atomów węgla. W zależności od kolejności łączenia atomów węgla w tym łańcuchu substancje dzielą się na acykliczny, nie zawierające zamkniętych łańcuchów atomów węgla w cząsteczkach, oraz karbocykliczny zawierające takie łańcuchy (cykle) w cząsteczkach.

Oprócz atomów węgla i wodoru cząsteczki substancji organicznych mogą zawierać atomy innych pierwiastków chemicznych. Substancje w cząsteczkach, których te tak zwane heteroatomy są zawarte w łańcuchu zamkniętym, klasyfikowane są jako związki heterocykliczne.

heteroatomy(tlen, azot itp.) mogą wchodzić w skład cząsteczek i związków acyklicznych, tworząc w nich grupy funkcyjne, np.

hydroksyl

karbonyl

,

karboksyl

,

grupa aminowa

.

Grupa funkcyjna- grupa atomów, która określa najbardziej charakterystyczne właściwości chemiczne substancji i jej przynależność do określonej klasy związków.

Nazewnictwo związków organicznych

Na początku rozwoju chemii organicznej przypisywano odkryte związki banalne nazwy, często związane z historią ich wytwarzania: kwas octowy (będący podstawą octu winnego), kwas masłowy (powstały w maśle), glikol (tzw. „słodki”) itp. Wraz ze wzrostem liczby nowo odkrytych substancji pojawiła się potrzeba skojarzenia nazw z ich strukturą. Tak powstały racjonalne nazwy: metyloamina, dietyloamina, alkohol etylowy, keton metylowo-etylowy, które opierają się na nazwie najprostszego związku. W przypadku bardziej złożonych związków racjonalna nomenklatura jest nieodpowiednia.

Teoria budowy A. M. Butlerova dała podstawę do klasyfikacji i nazewnictwa związków organicznych według elementów strukturalnych i rozmieszczenia atomów węgla w cząsteczce. Obecnie najczęściej stosowana jest nomenklatura opracowana przez Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC), który nazywa się nomenklaturą IUPAC. Reguły IUPAC zalecają kilka zasad tworzenia nazw, jedną z nich jest zasada zastępowania. Na tej podstawie opracowano nomenklaturę zastępczą, która jest najbardziej uniwersalna. Oto kilka podstawowych zasad nazewnictwa podstawień i rozważ ich zastosowanie na przykładzie związku heterofunkcyjnego zawierającego dwie grupy funkcyjne - aminokwasu leucyny:

1. Nazwa związków opiera się na strukturze macierzystej (łańcuch główny cząsteczki acyklicznej, układ karbocykliczny lub heterocykliczny). Nazwa rodowej struktury jest podstawą nazwy, korzeniem słowa.

W tym przypadku struktura macierzysta jest łańcuchem pięciu atomów węgla połączonych pojedynczymi wiązaniami. Tak więc podstawową częścią nazwy jest pentan.

2. Charakterystyczne grupy i podstawniki (elementy strukturalne) są oznaczone przedrostkami i przyrostkami. Charakterystyczne grupy są podzielone według stażu pracy. Kolejność pierwszeństwa głównych grup:

Identyfikowana jest starsza grupa charakterystyczna, która jest oznaczona w sufiksie. Wszystkie inne podstawniki są wymienione w przedrostku w porządku alfabetycznym.

W tym przypadku starszą grupą charakterystyczną jest karboksyl, czyli związek ten należy do klasy kwasów karboksylowych, dlatego do rdzenia nazwy dodajemy kwas -oic. Drugą najstarszą grupą jest grupa aminowa, która jest oznaczona przedrostkiem amino-. Ponadto cząsteczka zawiera podstawnik węglowodorowy metylo-. Tak więc podstawą nazwy jest kwas aminometylopentanowy.

3. Nazwa zawiera oznaczenie wiązania podwójnego i potrójnego, które pojawia się bezpośrednio po rdzeniu.

Rozważany związek nie zawiera wiązań wielokrotnych.

4. Atomy macierzystej struktury są ponumerowane. Numeracja zaczyna się od końca łańcucha węglowego, który jest bliższy najwyższej grupie charakterystycznej:

Numeracja łańcuchów zaczyna się od atomu węgla, który jest częścią grupy karboksylowej, przypisuje się jej liczbę 1. W tym przypadku grupa aminowa będzie przy węglu 2, a metyl przy węglu 4.

Tak więc naturalny aminokwas leucyna, zgodnie z zasadami nomenklatury IUPAC, nazywany jest kwasem 2-amino-4-metylopentanowym.

Węglowodory. Klasyfikacja węglowodorów

węglowodory to związki, które składają się tylko z atomów wodoru i węgla.

W zależności od budowy łańcucha węglowego związki organiczne dzielą się na związki o łańcuchu otwartym - acykliczny(alifatyczny) i cykliczny- z zamkniętym łańcuchem atomów.

Cykle dzielą się na dwie grupy: związki karbocykliczne(cykle tworzą tylko atomy węgla) i heterocykliczny(cykle obejmują również inne atomy, takie jak tlen, azot, siarka).

Z kolei związki karbocykliczne obejmują dwie serie związków: alicykliczny I aromatyczny.

Związki aromatyczne w podstawie struktury cząsteczek mają płaskie cykle zawierające węgiel ze specjalnym zamkniętym układem p-elektronów, tworząc wspólny system π ​​(pojedyncza chmura elektronów π). Aromatyczność jest również charakterystyczna dla wielu związków heterocyklicznych.

Wszystkie inne związki karbocykliczne należą do szeregu alicyklicznego.

Zarówno węglowodory acykliczne (alifatyczne), jak i cykliczne mogą zawierać wiązania wielokrotne (podwójne lub potrójne). Te węglowodory to tzw Nieograniczony(nienasycony), w przeciwieństwie do ograniczającego (nasyconego), zawierającego tylko wiązania pojedyncze.

Nazywa się graniczne węglowodory alifatyczne alkany, mają wzór ogólny CnH2n+2, gdzie n jest liczbą atomów węgla. Często używa się ich dawnej nazwy – parafiny:

Nazywa się nienasycone węglowodory alifatyczne zawierające jedno wiązanie podwójne alkeny. Mają ogólny wzór C n H 2n:

Nazywa się nienasycone węglowodory alifatyczne z dwoma podwójnymi wiązaniami alkadieny. Ich ogólny wzór to C n H 2n-2:

Nazywa się nienasycone węglowodory alifatyczne z jednym potrójnym wiązaniem alkiny. Ich ogólny wzór to C n H 2n - 2:

Ogranicz węglowodory alicykliczne - cykloalkany, ich ogólny wzór C n H 2n:

Specjalna grupa węglowodorów aromatycznych lub areny(z zamkniętym wspólnym układem n-elektronów), znanym z przykładu węglowodorów o ogólnym wzorze C n H 2n - 6:

Tak więc, jeśli w ich cząsteczkach jeden lub więcej atomów wodoru zostanie zastąpionych innymi atomami lub grupami atomów (halogeny, grupy hydroksylowe, grupy aminowe itp.), Powstają pochodne węglowodorów: pochodne halogenowe, zawierające tlen, zawierające azot i inne związki organiczne.

Homologiczne serie węglowodorów

Węglowodory i ich pochodne z tą samą grupą funkcyjną tworzą szeregi homologiczne.

Seria homologiczna nazywa się wiele związków należących do tej samej klasy (homologów), ułożonych w rosnącym porządku ich względnych mas cząsteczkowych, podobnych pod względem budowy i właściwości chemicznych, gdzie każdy element różni się od poprzedniego różnicą homologiczną CH2. Na przykład: CH 4 - metan, C 2 H 6 - etan, C 3 H 8 - propan, C 4 H 10 - butan itp. Podobieństwo właściwości chemicznych homologów znacznie upraszcza badanie związków organicznych.

Izomery węglowodorów

Nazywa się te atomy lub grupy atomów, które określają najbardziej charakterystyczne właściwości danej klasy substancji grupy funkcyjne.

Halogenowe pochodne węglowodorów można uznać za produkty podstawienia w węglowodorach jednego lub większej liczby atomów wodoru atomami halogenu. Zgodnie z tym mogą istnieć ograniczające i nieograniczone mono-, di-, tri- (w ogólnym przypadku poli-) pochodne halogenowe.

Ogólny wzór pochodnych monohalogenowych węglowodorów nasyconych:

a skład jest wyrażony wzorem

gdzie R jest resztą nasyconego węglowodoru (alkanu), rodnik węglowodorowy (to oznaczenie jest dalej używane przy rozważaniu innych klas substancji organicznych), Г jest atomem halogenu (F, Cl, Br, I).

Na przykład:

Oto jeden przykład pochodnej dihalogenu:

DO utleniona materia organiczna obejmują alkohole, fenole, aldehydy, ketony, kwasy karboksylowe, etery i estry. Alkohole to pochodne węglowodorów, w których jeden lub więcej atomów wodoru zastąpiono grupami hydroksylowymi.

Alkohole nazywane są jednowodorotlenowymi, jeśli mają jedną grupę hydroksylową, a ograniczające, jeśli są pochodnymi alkanów.

Ogólny wzór na granicę alkohole jednowodorotlenowe:

a ich skład wyraża ogólny wzór:

Na przykład:

Znane przykłady alkohole wielowodorotlenowe, tj. mające kilka grup hydroksylowych:

fenole- pochodne węglowodorów aromatycznych (szereg benzenowy), w których jeden lub więcej atomów wodoru w pierścieniu benzenowym zastąpiono grupami hydroksylowymi.

Najprostszy przedstawiciel o wzorze C 6 H 5 OH lub

zwany fenolem.

Aldehydy i ketony- pochodne węglowodorów zawierające grupę karbonylową atomów

(karbonyl).

w cząsteczkach aldehydy jedno wiązanie karbonylu idzie do połączenia z atomem wodoru, drugie - z rodnikiem węglowodorowym. Ogólny wzór aldehydów:

Na przykład:

Gdy ketony grupa karbonylowa jest związana z dwoma (na ogół różnymi) rodnikami, ogólny wzór ketonów to:

Na przykład:

Skład ograniczających aldehydów i ketonów wyraża się wzorem C 2n H 2n O.

kwasy karboksylowe- pochodne węglowodorów zawierające grupy karboksylowe

(lub -COOH).

Jeśli w cząsteczce kwasu jest jedna grupa karboksylowa, to kwas karboksylowy jest jednozasadowy. Ogólny wzór nasyconych kwasów jednozasadowych:

Ich skład wyraża wzór C n H 2n O 2 .

Na przykład:

Etery to substancje organiczne zawierające dwa rodniki węglowodorowe połączone atomem tlenu: R-O-R lub R 1 -O-R 2 .

Rodniki mogą być takie same lub różne. Skład eterów wyraża się wzorem CnH2n+2O.

Na przykład:

estry- związki powstające przez zastąpienie atomu wodoru grupy karboksylowej w kwasach karboksylowych rodnikiem węglowodorowym.

Ogólny wzór estrów:

Na przykład:

Związki nitrowe- pochodne węglowodorów, w których jeden lub więcej atomów wodoru zastąpiono grupą nitrową -NO 2 .

Ogólny wzór ograniczających związków mononitrowych:

a skład jest wyrażony ogólnym wzorem CnH2n+1NO2.

Na przykład:

Pochodne nitrowe arenu:

Aminy- związki uznawane za pochodne amoniaku (NH 3), w których atomy wodoru zastąpiono rodnikami węglowodorowymi. W zależności od charakteru rodnika aminy mogą być alifatyczne, na przykład:

i aromatyczne, np.

W zależności od liczby atomów wodoru zastąpionych rodnikami wyróżnia się:

pierwszorzędowe aminy z ogólnym wzorem:

wtórny- o wzorze ogólnym:

trzeciorzędowy- o wzorze ogólnym:

W szczególnym przypadku aminy drugorzędowe i trzeciorzędowe mogą mieć te same rodniki.

Za aminy pierwszorzędowe można również uznać pochodne węglowodorów (alkanów), w których jeden atom wodoru zastąpiono grupą aminową -NH 2 . Skład ograniczających amin pierwszorzędowych wyraża się wzorem C n H 2n + 3 N.

Na przykład:

Aminokwasy zawierają dwie grupy funkcyjne połączone z rodnikiem węglowodorowym: grupę aminową -NH 2 i karboksyl -COOH.

Ogólny wzór α-aminokwasów (są one najważniejsze do budowy białek budujących żywe organizmy):

Skład aminokwasów ograniczających zawierających jedną grupę aminową i jedną grupę karboksylową wyraża się wzorem C n H 2n + 1 NO 2.

Na przykład:

Znane są inne ważne związki organiczne, które mają kilka różnych lub identycznych grup funkcyjnych, długich liniowych łańcuchów związanych z pierścieniami benzenowymi. W takich przypadkach ścisłe określenie, czy substancja należy do określonej klasy, jest niemożliwe. Związki te są często izolowane w określone grupy substancji: węglowodany, białka, kwasy nukleinowe, antybiotyki, alkaloidy itp.

Obecnie istnieje również wiele związków, które można sklasyfikować zarówno jako organiczne, jak i nieorganiczne. x nazywane są związkami organopierwiastkowymi. Niektóre z nich można uznać za pochodne węglowodorów.

Na przykład:

Istnieją związki, które mają ten sam wzór cząsteczkowy wyrażający skład substancji.

Zjawisko izomerii polega na tym, że może istnieć kilka substancji o różnych właściwościach, które mają ten sam skład cząsteczek, ale różne struktury. Substancje te nazywane są izomerami.

W naszym przypadku są to izomery międzyklasowe: cykloalkany i alkany, alkadieny i alkiny, nasycone jednowodorotlenowe alkohole i etery, aldehydy i ketony, nasycone jednozasadowe kwasy karboksylowe i estry.

Izomeria strukturalna

Istnieją następujące odmiany izomeria strukturalna: izomeria szkieletu węglowego, izomeria pozycyjna, izomeria różnych klas związków organicznych (izomeria międzyklasowa).

Izomeria szkieletu węglowego jest spowodowana różna kolejność wiązań między atomami węgla które tworzą szkielet cząsteczki. Jak już pokazano, wzór cząsteczkowy C 4 H 10 odpowiada dwóm węglowodorom: n-butanowi i izobutanowi. W przypadku węglowodoru C 5 H 12 możliwe są trzy izomery: pentan, izopentan i neopentan.

Wraz ze wzrostem liczby atomów węgla w cząsteczce liczba izomerów gwałtownie wzrasta. Dla węglowodoru C 10 H 22 jest ich już 75, a dla węglowodoru C 20 H 44 - 366 319.

Izomeria pozycji wynika z różnej pozycji wiązania wielokrotnego, podstawnika, grupy funkcyjnej z tym samym szkieletem węglowym cząsteczki:

Izomeria różnych klas związków organicznych (izomeria międzyklasowa) wynika z różnej pozycji i kombinacji atomów w cząsteczkach substancji, które mają ten sam wzór cząsteczkowy, ale należą do różnych klas. Tak więc wzór cząsteczkowy C 6 H 12 odpowiada nienasyconemu węglowodorowi heksenowi-1 i cyklicznemu węglowodorowi cykloheksanowi.

Izomery to węglowodór spokrewniony z alkinami - butyn-1 oraz węglowodór z dwoma podwójnymi wiązaniami w łańcuchu butadienu-1,3:

Eter dietylowy i alkohol butylowy mają ten sam wzór cząsteczkowy C 4 H 10 O:

Izomerami strukturalnymi są kwas aminooctowy i nitroetan, odpowiadające wzorowi cząsteczkowemu C 2 H 5 NO 2:

Izomery tego typu zawierają różne grupy funkcyjne i należą do różnych klas substancji. Dlatego różnią się właściwościami fizycznymi i chemicznymi znacznie bardziej niż izomery szkieletu węglowego czy izomery pozycyjne.

Izomeria przestrzenna

Izomeria przestrzenna dzieli się na dwa typy: geometryczny i optyczny.

Izomeria geometryczna jest charakterystyczna dla związków, zawierające wiązania podwójne i związki cykliczne. Ponieważ swobodna rotacja atomów wokół wiązania podwójnego lub w cyklu jest niemożliwa, podstawniki mogą znajdować się albo po jednej stronie płaszczyzny wiązania podwójnego lub cyklu (pozycja cis), albo po przeciwnych stronach (transpozycja). Oznaczenia cis- i trans- zwykle odnoszą się do pary identycznych podstawników.

izomery geometryczne różnią się właściwościami fizycznymi i chemicznymi.

Występuje izomeria optyczna jeśli cząsteczka jest niekompatybilna ze swoim obrazem w lustrze. Jest to możliwe, gdy atom węgla w cząsteczce ma cztery różne podstawniki. Ten atom nazywa się asymetrycznym. Przykładem takiej cząsteczki jest cząsteczka kwasu α-aminopropionowego (α-alaniny) CH 3 CH(NH 2)OH.

Cząsteczka α-alaniny nie może pokrywać się ze swoim lustrzanym odbiciem przy żadnym ruchu. Takie izomery przestrzenne nazywane są zwierciadłami, antypodami optycznymi lub enancjomerami. Wszystkie fizyczne i prawie wszystkie właściwości chemiczne takich izomerów są identyczne.

Badanie izomerii optycznej jest niezbędne przy rozważaniu wielu reakcji zachodzących w organizmie. Większość z tych reakcji odbywa się pod działaniem enzymów - katalizatorów biologicznych. Cząsteczki tych substancji muszą zbliżać się do cząsteczek związków, na które działają jak klucz do zamka, dlatego duże znaczenie dla przebiegu tych reakcji ma budowa przestrzenna, względne położenie regionów molekularnych i inne czynniki przestrzenne . Takie reakcje nazywane są stereoselektywnymi.

Większość naturalnych związków to pojedyncze enancjomery, a ich działanie biologiczne (od smaku i zapachu po działanie lecznicze) znacznie różni się od właściwości ich optycznych antypodów uzyskanych w laboratorium. Taka różnica w aktywności biologicznej ma ogromne znaczenie, ponieważ leży u podstaw najważniejszej właściwości wszystkich żywych organizmów - metabolizmu.

izomeria

Struktura elektronowa atomu węgla

Węgiel, który wchodzi w skład związków organicznych, wykazuje stałą wartościowość. Ostatni poziom energetyczny atomu węgla zawiera 4 elektrony, z których dwa zajmują orbital 2s, który ma kulisty kształt, a dwa elektrony zajmują orbitale 2p, które mają kształt hantli. Po wzbudzeniu jeden elektron z orbitalu 2s może przejść na jeden z wolnych orbitali 2p. To przejście wymaga pewnych kosztów energii (403 kJ/mol). W rezultacie wzbudzony atom węgla ma 4 niesparowane elektrony, a jego konfigurację elektronową wyraża wzór 2s 1 2p 3. Zatem w przypadku węglowodoru metanowego (CH 4) atom węgla tworzy 4 wiązania z s -elektrony atomów wodoru. W tym przypadku 1 wiązanie typu s-s (między s-elektronem atomu węgla a s-elektronem atomu wodoru) oraz 3 wiązania p-s (między 3 p-elektronami atomu węgla a 3 s-elektronami atomu węgla 3 atomy wodoru) powinny zostać utworzone. Prowadzi to do wniosku, że cztery wiązania kowalencyjne utworzone przez atom węgla nie są równoważne. Jednak praktyczne doświadczenie chemiczne wskazuje, że wszystkie 4 wiązania w cząsteczce metanu są absolutnie równoważne, a cząsteczka metanu ma strukturę tetraedryczną z kątami walencyjnymi 109,5 0, co nie mogłoby mieć miejsca, gdyby wiązania nie były równoważne. Przecież tylko orbitale p-elektronów są zorientowane w przestrzeni wzdłuż wzajemnie prostopadłych osi x, y, z, a orbital s-elektronu ma kształt kulisty, więc kierunek tworzenia wiązania z tym elektronem byłby arbitralny. Teoria hybrydyzacji była w stanie wyjaśnić tę sprzeczność. L. Polling zasugerował, że w żadnej cząsteczce nie ma wiązań odizolowanych od siebie. Kiedy powstają wiązania, orbitale wszystkich elektronów walencyjnych zachodzą na siebie. Znanych jest kilka rodzajów hybrydyzacja orbitali elektronowych. Przyjmuje się, że w cząsteczce metanu i innych alkanów 4 elektrony wchodzą w hybrydyzację.

Hybrydyzacja orbitali atomów węgla

Hybrydyzacja orbitali- jest to zmiana kształtu i energii niektórych elektronów podczas tworzenia wiązania kowalencyjnego, prowadząca do bardziej efektywnego nakładania się orbitali i wzrostu siły wiązań. Hybrydyzacja orbitalna występuje zawsze wtedy, gdy elektrony należące do różnych typów orbitali uczestniczą w tworzeniu wiązań.

1. sp 3 -hybrydyzacja(pierwszy stan walencyjny węgla). Przy hybrydyzacji sp 3 3 orbitale p i jeden orbital s wzbudzonego atomu węgla oddziałują w taki sposób, że uzyskuje się orbitale o absolutnie identycznej energii i symetrycznie rozmieszczone w przestrzeni. Transformację tę można zapisać w następujący sposób:

Podczas hybrydyzacji nie zmienia się całkowita liczba orbitali, a jedynie ich energia i kształt. Pokazano, że hybrydyzacja sp 3 orbitali przypomina trójwymiarową ósemkę, której jedna z łopatek jest znacznie większa od drugiej. Cztery orbitale hybrydowe rozciągają się od środka do wierzchołków czworościanu foremnego pod kątem 109,5 0 . Wiązania utworzone przez elektrony hybrydowe (na przykład wiązanie s-sp3) są silniejsze niż wiązania utworzone przez niezhybrydyzowane elektrony p (na przykład wiązanie sp-p). Ponieważ orbital hybrydowy sp 3 zapewnia większy obszar nakładania się orbitalów elektronowych niż niezhybrydyzowany orbital p. Cząsteczki, w których przeprowadza się hybrydyzację sp 3, mają strukturę tetraedryczną. Oprócz metanu obejmują one homologi metanu, cząsteczki nieorganiczne, takie jak amoniak. Ryciny przedstawiają zhybrydyzowany orbital i tetraedryczną cząsteczkę metanu.

Wiązania chemiczne powstające w metanie między atomami węgla i wodoru są typu wiązania σ (sp 3 -s-wiązanie). Ogólnie rzecz biorąc, każde wiązanie sigma charakteryzuje się tym, że gęstość elektronowa dwóch połączonych ze sobą atomów zachodzi na siebie wzdłuż linii łączącej centra (jądra) atomów. Wiązania σ odpowiadają maksymalnemu możliwemu stopniowi nakładania się orbitali atomowych, więc są wystarczająco silne.

2. sp 2 -hybrydyzacja(drugi stan walencyjny węgla). Występuje w wyniku nakładania się jednego orbitalu 2s i dwóch orbitali 2p. Powstałe orbitale hybrydowe sp 2 znajdują się w tej samej płaszczyźnie pod kątem 120 0 względem siebie, a niezhybrydyzowany orbital p jest do niej prostopadły. Całkowita liczba orbitali się nie zmienia - jest ich cztery.

Stan hybrydyzacji sp 2 występuje w cząsteczkach alkenów, w grupach karbonylowych i karboksylowych, tj. w związkach zawierających wiązanie podwójne. Tak więc w cząsteczce etylenu zhybrydyzowane elektrony atomu węgla tworzą 3 wiązania σ (dwa wiązania typu sp 2 -s między atomem węgla i atomami wodoru oraz jedno wiązanie typu sp 2 - sp 2 między atomami węgla). Pozostały niezhybrydyzowany elektron p jednego atomu węgla tworzy wiązanie π z niezhybrydyzowanym elektronem p drugiego atomu węgla. Cechą charakterystyczną wiązania π jest to, że nakładanie się orbitali elektronowych wykracza poza linię łączącą dwa atomy. Nakładanie się orbit zachodzi powyżej i poniżej wiązania σ łączącego oba atomy węgla. Zatem wiązanie podwójne jest kombinacją wiązań σ i π. Pierwsze dwa rysunki pokazują, że w cząsteczce etylenu kąty wiązań między atomami tworzącymi cząsteczkę etylenu wynoszą 120 0 (co odpowiada orientacji trzech hybrydowych orbitali sp 2 w przestrzeni). Rysunki pokazują tworzenie wiązania π.

Ponieważ obszar nakładania się niezhybrydyzowanych orbitali p w wiązaniach π jest mniejszy niż obszar nakładania się orbitali w wiązaniach σ, wiązanie π jest słabsze niż wiązanie σ i łatwiej ulega zerwaniu reakcje chemiczne.

3. hybrydyzacja sp(trzeci stan walencyjny węgla). Atom węgla w stanie hybrydyzacji sp ma dwa orbitale hybrydowe sp położone liniowo pod kątem 180 0 względem siebie oraz dwa niezhybrydyzowane orbitale p położone w dwóch wzajemnie prostopadłych płaszczyznach. hybrydyzacja sp jest charakterystyczna dla alkinów i nitryli; dla związków zawierających wiązanie potrójne.

Tak więc w cząsteczce acetylenu kąty wiązań między atomami wynoszą 180o. Zhybrydyzowane elektrony atomu węgla tworzą 2 wiązania σ (jedno wiązanie sp-s między atomem węgla a atomem wodoru oraz drugie wiązanie typu sp-sp między atomami węgla. Dwa niezhybrydyzowane elektrony p jednego atomu węgla tworzą dwa π- wiązania z niezhybrydyzowanymi elektronami p drugiego Nakładanie się orbitali p-elektronów przebiega nie tylko powyżej i poniżej wiązania σ, ale także z przodu iz tyłu, a cała chmura elektronów p ma kształt cylindryczny. Zatem wiązanie potrójne jest kombinacją jednego wiązania σ i dwóch wiązań π. Obecność słabszych dwóch wiązań π w cząsteczce acetylenu zapewnia zdolność tej substancji do wchodzenia w reakcje addycji z zerwaniem wiązania potrójnego.

Materiał referencyjny do zaliczenia testu:

Tablica Mendelejewa

Tabela rozpuszczalności

169375 0

Każdy atom ma określoną liczbę elektronów.

Wchodząc w reakcje chemiczne, atomy oddają, pozyskują lub socjalizują elektrony, osiągając najbardziej stabilną konfigurację elektronową. Konfiguracja o najniższej energii jest najbardziej stabilna (jak w przypadku atomów gazu szlachetnego). Ten wzorzec nazywa się „regułą oktetu” (ryc. 1).

Ryż. 1.

Ta zasada dotyczy wszystkich typy połączeń. Wiązania elektroniczne między atomami pozwalają im tworzyć stabilne struktury, od najprostszych kryształów po złożone biomolekuły, które ostatecznie tworzą żywe systemy. Różnią się od kryształów ciągłym metabolizmem. Jednak wiele reakcji chemicznych przebiega zgodnie z mechanizmami przelew elektrowniczny, które odgrywają ważną rolę w procesach energetycznych w organizmie.

Wiązanie chemiczne to siła, która utrzymuje razem dwa lub więcej atomów, jonów, cząsteczek lub dowolną ich kombinację..

Natura wiązania chemicznego jest uniwersalna: jest to elektrostatyczna siła przyciągania między ujemnie naładowanymi elektronami i dodatnio naładowanymi jądrami, określona przez konfigurację elektronów w zewnętrznej powłoce atomów. Zdolność atomu do tworzenia wiązań chemicznych nazywa się wartościowość, Lub stan utlenienia. Walencja jest związana z pojęciem elektrony walencyjne- elektrony tworzące wiązania chemiczne, czyli te znajdujące się na najbardziej wysokoenergetycznych orbitalach. W związku z tym nazywa się zewnętrzną powłokę atomu zawierającą te orbitale powłoka walencyjna. Obecnie nie wystarczy wskazać na obecność wiązania chemicznego, ale konieczne jest wyjaśnienie jego rodzaju: jonowe, kowalencyjne, dipol-dipol, metaliczny.

Pierwszym typem połączenia jestjoński połączenie

Zgodnie z elektroniczną teorią wartościowości Lewisa i Kossela atomy mogą osiągnąć stabilną konfigurację elektronową na dwa sposoby: po pierwsze, tracąc elektrony, stając się kationy, po drugie, zdobywając je, zamieniając się w aniony. W wyniku przeniesienia elektronu, pod wpływem elektrostatycznej siły przyciągania między jonami o ładunkach o przeciwnych znakach, powstaje wiązanie chemiczne zwane Kosselem elektrowalentny(teraz nazywany joński).

W tym przypadku aniony i kationy tworzą stabilną konfigurację elektronową z wypełnioną zewnętrzną powłoką elektronową. Typowe wiązania jonowe tworzą kationy grup T i II układu okresowego oraz aniony pierwiastków niemetalicznych grup VI i VII (odpowiednio 16 i 17 podgrup, chalkogeny I halogeny). Wiązania w związkach jonowych są nienasycone i niekierunkowe, dzięki czemu zachowują możliwość oddziaływania elektrostatycznego z innymi jonami. na ryc. 2 i 3 przedstawiają przykłady wiązań jonowych odpowiadające modelowi przeniesienia elektronu Kossela.

Ryż. 2.

Ryż. 3. Wiązanie jonowe w cząsteczce chlorku sodu (NaCl).

W tym miejscu należy przypomnieć niektóre właściwości wyjaśniające zachowanie substancji w przyrodzie, w szczególności rozważyć pojęcie kwasy I fusy.

Wodne roztwory wszystkich tych substancji to elektrolity. Zmieniają kolor na różne sposoby. wskaźniki. Mechanizm działania wskaźników odkrył F.V. Ostwald. Pokazał, że wskaźnikami są słabe kwasy lub zasady, których barwa w stanie niezdysocjowanym i zdysocjowanym jest różna.

Zasady mogą neutralizować kwasy. Nie wszystkie zasady są rozpuszczalne w wodzie (na przykład niektóre związki organiczne, które nie zawierają grup -OH są nierozpuszczalne, w szczególności trietyloamina N (C2H5)3); rozpuszczalne zasady to tzw zasady.

Wodne roztwory kwasów wchodzą w charakterystyczne reakcje:

a) z tlenkami metali - z tworzeniem się soli i wody;

b) z metalami - z tworzeniem soli i wodoru;

c) z węglanami - z tworzeniem się soli, WSPÓŁ 2 i H 2 O.

Właściwości kwasów i zasad opisuje kilka teorii. Zgodnie z teorią S.A. Arrheniusa, kwas jest substancją, która dysocjuje, tworząc jony H+ , podczas gdy baza tworzy jony ON- . Teoria ta nie uwzględnia istnienia zasad organicznych, które nie mają grup hydroksylowych.

Zgodne z proton Zgodnie z teorią Bronsteda i Lowry'ego kwas jest substancją zawierającą cząsteczki lub jony oddające protony ( dawcy protony), a podstawą jest substancja składająca się z cząsteczek lub jonów, które przyjmują protony ( akceptory protony). Należy zauważyć, że w roztworach wodnych jony wodoru występują w postaci uwodnionej, to znaczy w postaci jonów hydroniowych H3O+ . Teoria ta opisuje reakcje nie tylko z wodą i jonami wodorotlenowymi, ale także przeprowadzane bez rozpuszczalnika lub z rozpuszczalnikiem niewodnym.

Na przykład w reakcji między amoniakiem NH 3 (słaba zasada) i chlorowodór w fazie gazowej powstaje stały chlorek amonu, aw równowagowej mieszaninie dwóch substancji zawsze występują 4 cząstki, z których dwie to kwasy, a pozostałe dwie to zasady:

Ta równowaga mieszaniny składa się z dwóch sprzężonych par kwasów i zasad:

1)NH 4+ i NH 3

2) HCl I Kl ‑

Tutaj w każdej sprzężonej parze kwas i zasada różnią się o jeden proton. Każdy kwas ma sprzężoną zasadę. Mocny kwas ma słabą sprzężoną zasadę, a słaby kwas ma silną sprzężoną zasadę.

Teoria Bronsteda-Lowry'ego pozwala wyjaśnić wyjątkową rolę wody w życiu biosfery. Woda, w zależności od substancji z nią oddziałującej, może wykazywać właściwości kwasu lub zasady. Na przykład w reakcjach z wodnymi roztworami kwasu octowego woda jest zasadą, aw przypadku wodnych roztworów amoniaku kwasem.

1) CH3 COOH + H2O ↔ H 3 O + + CH 3 SOO- . Tutaj cząsteczka kwasu octowego przekazuje proton cząsteczce wody;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + ON- . Tutaj cząsteczka amoniaku przyjmuje proton z cząsteczki wody.

W ten sposób woda może tworzyć dwie sprzężone pary:

1) H2O(kwas) i ON- (zasada sprzężona)

2) H 3 O+ (kwas) i H2O(zasada sprzężona).

W pierwszym przypadku woda oddaje proton, w drugim go przyjmuje.

Taką właściwość nazywa się amfiprotonowość. Nazywa się substancje, które mogą reagować zarówno kwasami, jak i zasadami amfoteryczny. Takie substancje często występują w przyrodzie. Na przykład aminokwasy mogą tworzyć sole zarówno z kwasami, jak i zasadami. Dlatego peptydy łatwo tworzą związki koordynacyjne z obecnymi jonami metali.

Tak więc charakterystyczną właściwością wiązania jonowego jest całkowite przemieszczenie wiązki wiążących elektronów do jednego z jąder. Oznacza to, że pomiędzy jonami istnieje obszar, w którym gęstość elektronowa jest bliska zeru.

Drugim typem połączenia jestkowalencyjny połączenie

Atomy mogą tworzyć stabilne konfiguracje elektroniczne, dzieląc elektrony.

Takie wiązanie powstaje, gdy para elektronów jest dzielona pojedynczo. z każdego atom. W tym przypadku uspołecznione elektrony wiążące są równomiernie rozmieszczone między atomami. Przykładem wiązania kowalencyjnego jest homojądrowe dwuatomowy cząsteczki H 2 , N 2 , F 2. Allotropy mają ten sam rodzaj wiązania. O 2 i ozon O 3 i dla cząsteczki wieloatomowej S 8 a także cząsteczki heterojądrowe chlorek wodoru Hcl, dwutlenek węgla WSPÓŁ 2, metan CH 4, etanol Z 2 H 5 ON, sześciofluorek siarki SF 6, acetylen Z 2 H 2. Wszystkie te cząsteczki mają te same wspólne elektrony, a ich wiązania są nasycone i skierowane w ten sam sposób (ryc. 4).

Dla biologów ważne jest, aby promienie kowalencyjne atomów w wiązaniach podwójnych i potrójnych były zmniejszone w porównaniu z wiązaniem pojedynczym.

Ryż. 4. Wiązanie kowalencyjne w cząsteczce Cl 2.

Wiązania jonowe i kowalencyjne to dwa ograniczające przypadki wielu istniejących typów wiązań chemicznych, aw praktyce większość wiązań jest pośrednia.

Związki dwóch pierwiastków znajdujących się na przeciwległych końcach tego samego lub różnych okresów układu Mendelejewa tworzą przeważnie wiązania jonowe. Gdy pierwiastki zbliżają się do siebie w pewnym okresie, charakter jonowy ich związków maleje, podczas gdy charakter kowalencyjny wzrasta. Na przykład halogenki i tlenki pierwiastków po lewej stronie układu okresowego tworzą głównie wiązania jonowe ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), a te same związki pierwiastków po prawej stronie tabeli są kowalencyjne ( H2O, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glukoza C6H12O6, etanol C2H5OH).

Z kolei wiązanie kowalencyjne ma inną modyfikację.

W jonach wieloatomowych i złożonych cząsteczkach biologicznych oba elektrony mogą pochodzić tylko z jeden atom. Nazywa się to dawca para elektronów. Atom, który uspołecznia tę parę elektronów z dawcą, nazywa się akceptor para elektronów. Ten rodzaj wiązania kowalencyjnego nazywa się koordynacja (dawca-akceptor, Lubcelownik) Komunikacja(Rys. 5). Ten rodzaj wiązania jest najważniejszy w biologii i medycynie, ponieważ skład chemiczny najważniejszych dla metabolizmu pierwiastków d jest w dużej mierze opisywany przez wiązania koordynacyjne.

Fotka. 5.

Z reguły w złożonym związku atom metalu działa jako akceptor pary elektronów; wręcz przeciwnie, w wiązaniach jonowych i kowalencyjnych atom metalu jest donorem elektronów.

Istotę wiązania kowalencyjnego i jego odmianę - wiązanie koordynacyjne - można wyjaśnić za pomocą innej teorii kwasów i zasad, zaproponowanej przez GN. Chwytak. Nieco rozszerzył semantyczną koncepcję terminów „kwas” i „zasada” zgodnie z teorią Bronsteda-Lowry'ego. Teoria Lewisa wyjaśnia naturę powstawania jonów złożonych i udział substancji w reakcjach podstawienia nukleofilowego, czyli w tworzeniu CS.

Według Lewisa kwas jest substancją zdolną do tworzenia wiązania kowalencyjnego poprzez przyjęcie pary elektronów z zasady. Zasada Lewisa to substancja, która ma samotną parę elektronów, która oddając elektrony, tworzy wiązanie kowalencyjne z kwasem Lewisa.

Oznacza to, że teoria Lewisa rozszerza zakres reakcji kwasowo-zasadowych także na reakcje, w których protony w ogóle nie uczestniczą. Co więcej, sam proton, zgodnie z tą teorią, jest również kwasem, ponieważ jest w stanie przyjąć parę elektronów.

Dlatego zgodnie z tą teorią kationy są kwasami Lewisa, a aniony są zasadami Lewisa. Przykładami są następujące reakcje:

Zauważono powyżej, że podział substancji na jonowe i kowalencyjne jest względny, ponieważ w cząsteczkach kowalencyjnych nie ma całkowitego przejścia elektronu z atomów metalu na atomy akceptora. W związkach z wiązaniem jonowym każdy jon znajduje się w polu elektrycznym jonów o przeciwnym znaku, więc są one wzajemnie spolaryzowane, a ich powłoki zdeformowane.

Polaryzowalność określony przez strukturę elektronową, ładunek i rozmiar jonu; jest wyższy dla anionów niż dla kationów. Największą polaryzowalność wśród kationów mają kationy o większym ładunku i mniejszych rozmiarach, np Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Ma silne działanie polaryzujące H+ . Ponieważ efekt polaryzacji jonów jest dwukierunkowy, znacząco zmienia właściwości tworzonych przez nie związków.

Trzeci typ połączenia -dipol-dipol połączenie

Oprócz wymienionych rodzajów komunikacji istnieją również dipol-dipol międzycząsteczkowy interakcje, tzw van der Waalsa .

Siła tych oddziaływań zależy od natury cząsteczek.

Istnieją trzy rodzaje oddziaływań: stały dipol - stały dipol ( dipol-dipol atrakcja); stały dipol - dipol indukowany ( wprowadzenie atrakcja); chwilowy dipol - dipol indukowany ( dyspersja przyciąganie lub siły londyńskie; Ryż. 6).

Ryż. 6.

Tylko cząsteczki z polarnymi wiązaniami kowalencyjnymi mają moment dipol-dipol ( HC1, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), a siła wiązania wynosi 1-2 odmówić(1D \u003d 3,338 × 10-30 kulombometrów - C × m).

W biochemii wyróżnia się inny rodzaj wiązania - wodór połączenie, co jest przypadkiem granicznym dipol-dipol atrakcja. Wiązanie to powstaje w wyniku przyciągania się atomu wodoru do małego elektroujemnego atomu, najczęściej tlenu, fluoru i azotu. W przypadku dużych atomów, które mają podobną elektroujemność (na przykład z chlorem i siarką), wiązanie wodorowe jest znacznie słabsze. Atom wodoru wyróżnia się jedną zasadniczą cechą: gdy odrywa się wiążące elektrony, jego jądro - proton - zostaje odsłonięte i przestaje być ekranowane przez elektrony.

Dlatego atom zamienia się w duży dipol.

Wiązanie wodorowe, w przeciwieństwie do wiązania van der Waalsa, powstaje nie tylko podczas oddziaływań międzycząsteczkowych, ale także w obrębie jednej cząsteczki - wewnątrzcząsteczkowy wiązanie wodorowe. Wiązania wodorowe odgrywają ważną rolę w biochemii, np. do stabilizacji struktury białek w postaci α-helisy, czy do tworzenia podwójnej helisy DNA (ryc. 7).

Ryc.7.

Wiązania wodorowe i van der Waalsa są znacznie słabsze niż wiązania jonowe, kowalencyjne i koordynacyjne. Energię wiązań międzycząsteczkowych podano w tabeli. 1.

Tabela 1. Energia sił międzycząsteczkowych

Notatka: Stopień oddziaływań międzycząsteczkowych odzwierciedla entalpię topnienia i parowania (wrzenia). Związki jonowe wymagają znacznie więcej energii do rozdzielenia jonów niż do rozdzielenia cząsteczek. Entalpie topnienia związków jonowych są znacznie wyższe niż związków molekularnych.

Czwarty typ połączenia -wiązanie metaliczne

Wreszcie, istnieje inny rodzaj wiązań międzycząsteczkowych - metal: połączenie dodatnich jonów sieci metali z wolnymi elektronami. Ten rodzaj połączenia nie występuje w obiektach biologicznych.

Z krótkiego przeglądu rodzajów wiązań wyłania się jeden szczegół: ważnym parametrem atomu lub jonu metalu - donora elektronów, jak również atomu - akceptora elektronów jest jego rozmiar.

Nie wchodząc w szczegóły, zauważmy, że promień kowalencyjny atomów, promień jonowy metali i promień van der Waalsa oddziałujących cząsteczek zwiększają się wraz ze wzrostem ich liczby atomowej w grupach układu okresowego. W tym przypadku wartości promieni jonowych są najmniejsze, a promienie van der Waalsa największe. Z reguły podczas przesuwania się w dół grupy promienie wszystkich pierwiastków, zarówno kowalencyjnych, jak i van der Waalsa, rosną.

Najważniejsze dla biologów i lekarzy są koordynacja(akceptujący dawcę) wiązania rozpatrywane przez chemię koordynacyjną.

Bionieorganiczne medyczne. GK Baraszkow

W stanie podstawowym atom węgla C (1s 2 2s 2 2p 2) ma dwa niesparowane elektrony, dzięki czemu mogą tworzyć się tylko dwie wspólne pary elektronów. Jednak w większości swoich związków węgiel jest czterowartościowy. Wynika to z faktu, że atom węgla, pochłaniając niewielką ilość energii, przechodzi w stan wzbudzony, w którym posiada 4 niesparowane elektrony, tj. w stanie uformować cztery wiązania kowalencyjne i biorą udział w tworzeniu czterech wspólnych par elektronów:

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

Energia wzbudzenia jest kompensowana przez tworzenie wiązań chemicznych, co następuje wraz z uwolnieniem energii.

Atomy węgla mają zdolność tworzenia trzech rodzajów hybrydyzacji orbitali elektronowych ( sp 3, sp 2, sp) oraz tworzenie się między nimi wiązań wielokrotnych (podwójnych i potrójnych) (Tabela 7).

Tabela 7

Rodzaje hybrydyzacji i geometria cząsteczek

Proste (pojedyncze) s - komunikacja odbywa się, gdy sp 3-hybrydyzacja, w której wszystkie cztery orbitale hybrydowe są równoważne i mają orientację przestrzenną pod kątem 109 około 29 ' względem siebie i są zorientowane w kierunku wierzchołków czworościanu foremnego.

Ryż. 19. Powstawanie cząsteczki metanu CH 4

Jeśli hybrydowe orbitale węgla nakładają się na orbitale sferyczne S-orbitale atomu wodoru, powstaje najprostszy związek organiczny metan CH 4 - nasycony węglowodór (ryc. 19).

Ryż. 20. Tetraedryczny układ wiązań w cząsteczce metanu

Bardzo interesujące jest badanie wiązań atomów węgla między sobą oraz z atomami innych pierwiastków. Rozważ strukturę cząsteczek etanu, etylenu i acetylenu.

Kąty między wszystkimi wiązaniami w cząsteczce etanu są prawie dokładnie sobie równe (ryc. 21) i nie różnią się od kątów C-H w cząsteczce metanu.

Ryż. 21. Cząsteczka etanu C 2 H 6

Dlatego atomy węgla są w stanie sp 3-hybrydyzacja.

Hybrydyzacja orbitali elektronowych atomów węgla może być niepełna, tj. może dotyczyć dwóch sp 2 hybrydyzacja) lub jeden ( sp-hybrydyzacja) trzech R- orbitale. W tym przypadku między atomami węgla powstają wielokrotności(podwójne lub potrójne) znajomości. Węglowodory z wiązaniami wielokrotnymi nazywane są nienasyconymi lub nienasyconymi. Wiązanie podwójne (C = C) powstaje, gdy sp 2- hybrydyzacja. W tym przypadku każdy z atomów węgla ma jeden z trzech R- orbitale nie biorą udziału w hybrydyzacji, w wyniku czego powstają trzy sp 2- orbitale hybrydowe położone w tej samej płaszczyźnie pod kątem 120 względem siebie oraz niehybrydowe 2 R-orbital jest prostopadły do ​​tej płaszczyzny. Dwa atomy węgla są ze sobą połączone, tworząc jedno wiązanie s z powodu nakładania się orbitali hybrydowych i jedno wiązanie p z powodu nakładania się R-orbitale. Oddziaływanie wolnych orbitali hybrydowych węgla z orbitalami 1s atomów wodoru prowadzi do powstania cząsteczki etylenu C 2 H 4 (ryc. 22), najprostszego przedstawiciela węglowodorów nienasyconych.

Ryż. 22. Tworzenie cząsteczki etylenu C 2 H 4

Nakładanie się orbitali elektronowych w przypadku wiązań p jest mniejsze, a strefy o zwiększonej gęstości elektronowej leżą dalej od jąder atomów, więc wiązanie to jest słabsze niż wiązanie s.

Wiązanie potrójne jest utworzone przez jedno wiązanie s i dwa wiązania p. W tym przypadku orbitale elektronowe znajdują się w stanie sp-hybrydyzacji, której powstawanie następuje z powodu jednego S- i jeden R- orbitale (ryc. 23).

Ryż. 23. Tworzenie cząsteczki acetylenu C 2 H 2

Dwa orbitale hybrydowe znajdują się względem siebie pod kątem 180 stopni, a pozostałe dwa niehybrydowe R-orbitale znajdują się w dwóch wzajemnie prostopadłych płaszczyznach. Tworzenie potrójnego wiązania zachodzi w cząsteczce acetylenu C 2 H 2.

Specjalny rodzaj wiązania powstaje podczas tworzenia cząsteczki benzenu (C 6 H 6) - najprostszego przedstawiciela węglowodorów aromatycznych.

Benzen zawiera sześć atomów węgla połączonych ze sobą w cykl (pierścień benzenowy), przy czym każdy atom węgla jest w stanie hybrydyzacji sp 2 (Rys. 24).

Wszystkie atomy węgla zawarte w cząsteczce benzenu znajdują się w tej samej płaszczyźnie. Każdy atom węgla w stanie hybrydyzacji sp 2 ma jeszcze jeden niehybrydowy p-orbital z niesparowanym elektronem, który tworzy wiązanie p (ryc. 25).

Oś takiego p-orbitalu jest prostopadła do płaszczyzny cząsteczki benzenu.

Ryż. 24. sp 2 - orbitale cząsteczki benzenu C 6 H 6

Ryż. 25. - wiązania w cząsteczce benzenu C 6 H 6

Wszystkie sześć niehybrydowych p-orbitali tworzy wspólny wiążący p-orbital molekularny, a wszystkie sześć elektronów jest połączonych w sekstet p-elektronowy.

Powierzchnia graniczna takiego orbitalu znajduje się powyżej i poniżej płaszczyzny s-szkieletu węglowego. W wyniku kołowego nakładania się powstaje jeden zdelokalizowany układ p, obejmujący wszystkie atomy węgla w cyklu. Benzen jest schematycznie przedstawiony jako sześciokąt z pierścieniem w środku, co wskazuje na delokalizację elektronów i odpowiadających im wiązań.

Kontynuacja. Na początek zob № 15, 16/2004

Lekcja 5
orbitale atomowe węgla

Kowalencyjne wiązanie chemiczne jest tworzone przy użyciu wspólnych par elektronów wiążących typu:

Tworzą wiązanie chemiczne, tj. tylko niesparowane elektrony mogą tworzyć wspólną parę elektronów z „obcym” elektronem z innego atomu. Podczas pisania formuł elektronicznych niesparowane elektrony są umieszczane jeden po drugim w komórce orbitalnej.
orbital atomowy jest funkcją opisującą gęstość chmury elektronów w każdym punkcie przestrzeni wokół jądra atomu. Chmura elektronowa to obszar przestrzeni, w którym z dużym prawdopodobieństwem można znaleźć elektron.
Aby zharmonizować strukturę elektronową atomu węgla i wartościowość tego pierwiastka, stosuje się koncepcje wzbudzenia atomu węgla. W stanie normalnym (niewzbudzonym) atom węgla ma dwa niesparowane 2 R 2 elektrony. W stanie wzbudzonym (gdy energia jest absorbowana) jeden z 2 S 2-elektrony mogą przejść na wolność R-orbitalny. Następnie w atomie węgla pojawiają się cztery niesparowane elektrony:

Przypomnijmy, że we wzorze elektronowym atomu (na przykład dla węgla 6 C - 1 S 2 2S 2 2P 2) duże cyfry przed literami - 1, 2 - wskazują numer poziomu energetycznego. Listy S I R wskazują kształt chmury elektronów (orbitale), a liczby po prawej stronie nad literami oznaczają liczbę elektronów na danym orbicie. Wszystko S- orbitale sferyczne:

Na drugim poziomie energii z wyjątkiem 2 S-są trzy orbitale 2 R-orbitale. te 2 R-orbitale mają kształt elipsoidalny, podobny do hantli i są zorientowane w przestrzeni pod kątem 90° względem siebie. 2 R-Orbitale oznaczają 2 px, 2r y i 2 pz zgodnie z osiami, wzdłuż których znajdują się te orbitale.

Kiedy powstają wiązania chemiczne, orbitale elektronowe uzyskują ten sam kształt. Tak więc w nasyconych węglowodorach jeden S-orbitalny i trzy R-orbitale atomu węgla, tworząc cztery identyczne (hybrydowe) sp 3-orbitale:

Ten - sp 3 - hybrydyzacja.
Hybrydyzacja– wyrównanie (mieszanie) orbitali atomowych ( S I R) z powstawaniem nowych orbitali atomowych, tzw orbitale hybrydowe.

Orbitale hybrydowe mają kształt asymetryczny, wydłużony w kierunku przyłączonego atomu. Chmury elektronowe odpychają się i znajdują się w przestrzeni jak najdalej od siebie. W tym samym czasie osie czterech sp 3-orbitale hybrydowe okazują się być skierowane do wierzchołków czworościanu (regularnej piramidy trójkątnej).
W związku z tym kąty między tymi orbitalami są czworościenne, równe 109 ° 28 ”.
Wierzchołki orbitali elektronowych mogą nakładać się na orbitale innych atomów. Jeśli chmury elektronów zachodzą na siebie wzdłuż linii łączącej środki atomów, to takie wiązanie kowalencyjne nazywa się sigma()-wiązanie. Na przykład w cząsteczce C 2 H 6 etanu wiązanie chemiczne powstaje między dwoma atomami węgla poprzez nakładanie się dwóch hybrydowych orbitali. To jest połączenie. Ponadto każdy z atomów węgla ma swoje trzy sp 3-orbitale pokrywają się z S-orbitale trzech atomów wodoru, tworzące trzy wiązania -.

W sumie dla atomu węgla możliwe są trzy stany walencyjne z różnymi typami hybrydyzacji. Z wyjątkiem sp 3-hybrydyzacja istnieje sp 2 - i sp-hybrydyzacja.
sp 2 -Hybrydyzacja- mieszanie jednego S- i dwa R-orbitale. W rezultacie trzy hybrydy sp 2 -orbitale. Te sp 2 -orbitale znajdują się w tej samej płaszczyźnie (z osiami X, Na) i są skierowane do wierzchołków trójkąta o kącie między orbitalami 120°. niezhybrydyzowany
R-orbital jest prostopadły do ​​płaszczyzny trzech hybryd sp 2 orbitale (zorientowane wzdłuż osi z). Górna połowa R-orbitale znajdują się nad płaszczyzną, dolna połowa poniżej płaszczyzny.
Typ sp 2-hybrydyzacja węgla występuje w związkach z podwójnym wiązaniem: C=C, C=O, C=N. Co więcej, tylko jedno z wiązań między dwoma atomami (na przykład C=C) może być wiązaniem. (Pozostałe orbitale wiążące atomu są skierowane w przeciwnych kierunkach.) Drugie wiązanie powstaje w wyniku nakładania się niehybrydowych R-orbitale po obu stronach linii łączącej jądra atomów.

Wiązanie kowalencyjne utworzone przez boczne nakładanie się R-orbitale sąsiednich atomów węgla to tzw pi()-wiązanie.

Edukacja - komunikacja

Ze względu na mniejsze nakładanie się orbitali, wiązanie - jest słabsze niż wiązanie -.
sp-Hybrydyzacja jest mieszaniem (wyrównaniem formy i energii) jednego S- i jeden
R-orbitale z utworzeniem dwóch hybryd sp-orbitale. sp- Orbitale znajdują się na tej samej linii (pod kątem 180°) i są skierowane w przeciwnych kierunkach od jądra atomu węgla. Dwa
R-orbitale pozostają niezhybrydyzowane. Są one umieszczone prostopadle do siebie.
kierunki - połączenia. Na obrazie sp-orbitale są pokazane wzdłuż osi y i dwa niezhybrydyzowane
R-orbitale - wzdłuż osi X I z.

Potrójne wiązanie węgiel-węgiel CC składa się z wiązania -, które występuje podczas nakładania się
sp orbitale -hybrydowe i dwa wiązania -.
Zależność między takimi parametrami atomu węgla, jak liczba przyłączonych grup, rodzaj hybrydyzacji oraz rodzaje tworzonych wiązań chemicznych przedstawiono w tabeli 4.

Tabela 4

Wiązania kowalencyjne węgla

Liczba grup powiązany z węglem	Typ hybrydyzacja	typy udział wiązania chemiczne	Przykłady wzorów złożonych
4	sp 3	Cztery - połączenia
3	sp 2	Trzy - połączenia i jednym jest połączenie
2	sp	Dwa - połączenia i dwa połączenia	H-CC-H

Ćwiczenia.

1. Jakie elektrony atomów (na przykład węgla lub azotu) nazywane są niesparowanymi?

2. Co oznacza pojęcie „wspólnych par elektronów” w związkach z wiązaniem kowalencyjnym (na przykład CH 4 Lub H2S )?

3. Jakie są stany elektronowe atomów (na przykład C Lub N ) nazywane są podstawowymi, a które podekscytowanymi?

4. Co oznaczają cyfry i litery w formule elektronowej atomu (na przykład C Lub N )?

5. Co to jest orbital atomowy? Ile orbitali znajduje się na drugim poziomie energetycznym atomu C a czym się różnią?

6. Jaka jest różnica między orbitalami hybrydowymi a oryginalnymi orbitalami, z których zostały utworzone?

7. Jakie typy hybrydyzacji są znane dla atomu węgla i czym one są?

8. Narysuj przestrzenny układ orbitali dla jednego ze stanów elektronowych atomu węgla.

9. Jak nazywają się wiązania chemiczne i co? Sprecyzować-I-połączenia w połączeniach:

10. Dla atomów węgla poniższych związków wskaż: a) rodzaj hybrydyzacji; b) rodzaje jego wiązań chemicznych; c) kąty wiązań.

Odpowiedzi do ćwiczeń do tematu 1

Lekcja 5

1. Nazywa się elektrony, które mają jeden na orbital niesparowane elektrony. Na przykład we wzorze dyfrakcji elektronów wzbudzonego atomu węgla są cztery niesparowane elektrony, a atom azotu ma trzy:

2. Nazywa się dwa elektrony uczestniczące w tworzeniu jednego wiązania chemicznego wspólna para elektronów. Zwykle przed utworzeniem wiązania chemicznego jeden z elektronów tej pary należał do jednego atomu, a drugi elektron do innego atomu:

3. Stan elektronowy atomu, w którym obserwuje się kolejność zapełniania orbitali elektronowych: 1 S 2 , 2S 2 , 2P 2 , 3S 2 , 3P 2 , 4S 2 , 3D 2 , 4P 2 itd. są tzw główny stan. W stan podniecenia jeden z elektronów walencyjnych atomu zajmuje wolny orbital o wyższej energii, takiemu przejściu towarzyszy rozdzielenie sparowanych elektronów. Schematycznie jest to napisane tak:

Podczas gdy w stanie podstawowym były tylko dwa niesparowane elektrony walencyjne, w stanie wzbudzonym są cztery takie elektrony.

5. Orbital atomowy to funkcja opisująca gęstość chmury elektronów w każdym punkcie przestrzeni wokół jądra danego atomu. Istnieją cztery orbitale na drugim poziomie energetycznym atomu węgla - 2 S, 2px, 2r y, 2pz. Te orbitale to:
a) kształt chmury elektronowej ( S- piłka, R- hantle);
B) R-orbitale mają różne orientacje w przestrzeni - wzdłuż wzajemnie prostopadłych osi X, y I z, są oznaczone px, r y, pz.

6. Orbitale hybrydowe różnią się od oryginalnych (niehybrydowych) orbitali kształtem i energią. Na przykład, S-orbitalny - kształt kuli, R- symetryczna ósemka, sp-hybrydowy orbital - asymetryczna ósemka.
Różnice energetyczne: mi(S) < mi(sp) < mi(R). Zatem, sp-orbital - orbital uśredniony pod względem kształtu i energii, uzyskany przez zmieszanie początkowego S- I P-orbitale.

7. Znane są trzy rodzaje hybrydyzacji atomu węgla: sp 3 , sp 2 i sp (zobacz tekst lekcji 5).

9. -wiązanie - wiązanie kowalencyjne utworzone przez czołowe nakładanie się orbitali wzdłuż linii łączącej środki atomów.
-wiązanie - wiązanie kowalencyjne utworzone przez boczne nakładanie się R-orbitale po obu stronach linii łączącej środki atomów.
- Wiązania są pokazane przez drugą i trzecią linię między połączonymi atomami.

Wiązania między atomami, przedstawione we wzorach strukturalnych jako kreski lub pałeczki (pręciki), powstają w wyniku oddziaływania zewnętrznych (walencyjnych) elektronów 2 atomów jednej cząsteczki. W zależności od charakteru tego oddziaływania wyróżnia się dwa podstawowe lub skrajne typy wiązań między atomami.

1. typ. Wiązanie jonowe, elektrowartościowe lub solne jest najwyraźniej (w czystej postaci) reprezentowane w przypadku oddziaływania silnego atomu metalu (na przykład zasady) i silnego atomu niemetalu (na przykład halogenu). Atom metalu alkalicznego, tracąc pojedynczy elektron zewnętrzny, staje się cząstką naładowaną dodatnio, a atom halogenu, zyskując jeden elektron zewnętrzny, staje się naładowany ujemnie: Na + - CI - . Siła tego wiązania wynika z sił Coulomba przyciągania między różnie naładowanymi cząstkami i energii uwalnianej podczas tworzenia nowej pary elektronów na atomie halogenu. Przykładami są sole kwasów organicznych i nieorganicznych.

Drugi skrajny typ. Bardziej charakterystyczne dla związków organicznych, kowalencyjne (lub atomowe) połączenie jasno (w czystej postaci) jest przedstawiony w 2 atomowych cząsteczkach gazu: H 2, O 2, N 2, C1 2 itd. w których wiązanie powstaje między dokładnie tymi samymi atomami. W wyniku sparowania dwóch elektronów o przeciwnych spinach dwóch atomów, gdy zbliżają się one do siebie, uwalniana jest pewna ilość energii (≈ 400 kJ/mol) i nowa para elektronów uzyskuje orbitę molekularną, zajmując jedną komórkę w oba atomy. Co więcej, największa gęstość chmury elektronowej tej pary znajduje się pomiędzy atomami (występuje swego rodzaju nakładanie się orbit atomowych obu elektronów, ryc. a) lub tworzenie się orbity molekularnej - ryc. b).

Chociaż obraz b) jest bliższy prawdy, oba obrazy wiązania kowalencyjnego są ważne i mają zastosowanie. W wiązaniu czysto kowalencyjnym nie ma odchylenia środków dodatnich i ujemnych ładunków cząsteczki, pokrywają się one - cząsteczka jest niepolarna.

Oprócz tych 2 skrajnych typów wiązań (jonowych i kowalencyjnych) istnieją typy pośrednie: 3) polarne, 4) semipolarne, 5) koordynacyjne, występujące głównie w tzw. związkach onowych (oksonium, amonium, sulfonium) .

W wiązanie polarne para elektronów znajdująca się jednocześnie w polu centrów obu atomów (ich jąder) jest odchylana w kierunku atomu bardziej elektroujemnego, np. w cząsteczce HC1 pary elektronów jest więcej w ogniwie chloru niż wodoru:

Z powodu tego odchylenia gęstości elektronowej doszło do rozbieżności centrów dodatnich i ujemnych ładunków cząsteczki. Stał się polarny, mając moment dipolowy (tj. Iloczyn ładunku i połowy odległości między ładunkami), który nie jest równy zeru.

Połączenie półbiegunowe jest najwyraźniej reprezentowany w związkach tlenowych pięciowartościowego azotu:

Zdjęcie a), choć dozwolone, nie jest dozwolone, ponieważ atom azotu ma tylko dwa poziomy (warstwy) elektronowe, gdzie na zewnętrznej (II) warstwie znajdują się tylko cztery komórki i pięć par elektronów (pięć wiązań) nie będzie znaleźć tam miejsce. Pod tym względem bardziej poprawny jest obraz b), który pokazuje rezonans skrajnych struktur (I i III) i przejście do bardziej korzystnej energetycznie średniej struktury. Tak więc, ze względu na symetryczny rozkład gęstości elektronów, ładunek ujemny jest dzielony o połowę między dwa równoważne atomy tlenu. Ale w rzeczywistości w atomie azotu w rzeczywistości nie ma całego ładunku dodatniego, ale jest ładunek dodatni blisko całości, odpowiednio, na atomach tlenu (struktura P) są ładunki ujemne blisko połowy całego ładunku .

Łącznik koordynujący jest najbardziej stabilny w związkach amonowych, gdzie atom azotu staje się czterowartościowy, dając protonowi (a w środowisku wodnym kationowi hydroniowemu) jeden elektron, uzyskując ładunek dodatni (lub innymi słowy dodając proton do samotnej pary elektrony azotu): H 3 N: + H + → H 4 N +

amoniak proton kation amonowy

W kationie amonowym utworzone nowe wiązanie zmienia naturę trzech innych wiązań N-H obecnych wcześniej w azocie, które teraz stają się bardziej wydłużone, a wszystkie cztery atomy wodoru amonu, wzajemnie odpychające się, znajdują się w najbardziej oddalonych od siebie pozycjach, a mianowicie w rogach czworościanu foremnego, gdy atom azotu znajduje się w środku tego czworościanu:

Powstałe nowe wiązanie (koordynacja) nie różni się od zmodyfikowanych wiązań N-H, które były wcześniej obecne w cząsteczce amoniaku. Tu zachodzi s 1 p 3 - hybrydyzacja czterech elektronów pozostających w azocie (jak w węglu metanu).

Jeśli cząsteczka metanu jest stosunkowo silną formacją, która nie ma ładunku, to kation amonowy (który różni się od niej strukturą tylko tym, że jądro atomu centralnego zawiera jeden proton i jeden neutron więcej) jest mniej stabilny i może łatwo dysocjować na amoniaku i kationu hydroniowego, pokonując pewną barierę energetyczną, która decyduje o sile związków amonowych.

Pojęcie σ-(sigma) i π- (pi) połączenia

Wiązania kowalencyjne dominujące w związkach organicznych generalnie determinują aktywność chemiczną tych substancji. Duże znaczenie mają jednak kruche wiązania wielokrotne (podwójne, potrójne) oraz cechy wiązań w grupach funkcyjnych.

Węgiel jest centralnym elementem świata organicznego, szkielety węglowe (szkielety cząsteczek) decydują o ich stabilności i niemal nieograniczonej różnorodności. Dlatego elektroniczny charakter jego obligacji należy rozważyć bardziej szczegółowo.

Atom węgla ma jądro o ładunku +6 i powłokę elektronową: 1s 2, 2s 2, 2p 2, gdzie cztery zewnętrzne elektrony są walencyjne (2s 2, 2p 2). Ale aby te elektrony utworzyły cztery wiązania, elektrony 2s 2, które znajdują się w objętości kuli w postaci sparowanej, muszą przejść w stan niesparowany. A wzbudzony atom węgla musi mieć powłokę: 1s 2, 2s 1, 2p 3, gdzie wraz z niesparowanym elektronem s (w kształcie kuli) znajdują się trzy elektrony p (ósemki objętościowe lub kształty hantli) rozmieszczone wzdłuż współrzędnej osie (x, y, z) przestrzeń trójwymiarowa (ryc. 3). Aby jednak utworzyć cztery równoważne wiązania, jak w metanie, jeden elektron s i trzy elektrony p muszą przejść w zmodyfikowany stan hybrydyzacji (s 1 p 3 -hybrydyzacja), a wszystkie cztery zewnętrzne elektrony mają już dokładnie ten sam kierunek (hybrydowe) chmury, a atomy wodoru metanu znajdują się w równych, najbardziej oddalonych od siebie pozycjach:

które odpowiadają wierzchołkom czworościanu foremnego, jeśli atom węgla metanu jest umieszczony w jego środku (ryc. 4). Stan węgla, w którym zachodzi hybrydyzacja elektronów walencyjnych w stosunku s 1 p 3, nazywa się pierwszy stan walencyjny węgla, a wiązania takiego atomu z innymi atomami nazywane są b(sigma)-wiązania(ryc. 5, 6).

Zatem, σ wiązanie jest dowolnym pojedynczym wiązaniem między węglem a innym atomem. A najpowszechniejsze wiązania C-H i C-H σ w cząsteczkach substancji organicznych mają następujące podstawowe dane (ryc. 6b, 6c).

Energia wiązania C-H ~93-96 kcal/mol (~370-380 kJ/mol).

Długość wiązania 1,1 A 0 (0,11 nm)

Energia wiązania C-C ~84-86 kcal/mol (~340-360 kJ/mol)

Długość wiązania 1,54 A 0 (0,154 nm)

Drugi stan walencyjny węgla charakterystyczne dla etylenu i innych związków z podwójnym wiązaniem. Na węglu etylenu hybrydyzacja elektronów walencyjnych wzbudzonego atomu (2s 1, 2p 3) zachodzi w stosunku s 1 p 2, gdy jeden elektron p (z trzech) nie bierze udziału w hybrydyzacji i pozostaje w forma p. A chmury hybrydowe o kształcie skierowanym (wydłużonym) znajdują się w płaszczyźnie pod kątem 120° względem siebie (ryc. 7).

I p-elektrony pary dwóch atomów węgla w postaci p oprócz wiązania σ między tymi atomami węgla (ryc. 7). To dodatkowe (wielokrotne) wiązanie utworzone przez parowanie elektronów w formie p nazywa się π (pi)- połączenie. Energia uwalniana podczas jego tworzenia jest mniejsza niż energia wiązania σ, ponieważ energia podwójnego wiązania C = C wynosi ~140 kcal/mol (~560-580 kJ/mol). Jeśli odejmiemy od tego energię wiązania C - C σ (~ 85 kcal / mol), to π -wiązanie pozostaje ~55 kcal/mol (140-85=55).

Trzeci stan walencyjny węgla charakterystyczne dla acetylenu i innych związków z potrójnym wiązaniem. Na węglu acetylenu, z czterech elektronów walencyjnych (2s 1, 2p 3) wzbudzonego atomu, po jednym elektronie s i p bierze udział w hybrydyzacji (s 1 p 1 - hybrydyzacja). A hybrydowe (wydłużone) dwie chmury znajdują się na tej samej linii prostej, tworząc wiązania σ (ryc. 8). Oznacza to, że zajmują najbardziej odległe pozycje (współrzędna z) już od 2 pozostałych elektronów w formie p, położonych wzdłuż osi współrzędnych (x, y) przestrzeni trójwymiarowej, sparowanych w formie p z tworzeniem dwa π -wiązania w wzajemnie prostopadłych płaszczyznach(Rys. 8). Energia uwalniana podczas tworzenia wiązania potrójnego wynosi ~200 kcal/mol. Jeśli odejmiemy stąd 85 kcal/mol - energię wiązania σ, to zostaje ~115 kcal/m dla dwóch wiązań π, tj. ~ 57 kcal/mol dla każdego wiązania π. Oto główne cechy wiązań pojedynczych, podwójnych i potrójnych dla porównania:

C - C długość wiązania 1,54 A 0, energia tworzenia wiązania ~ 85 kcal / mol

C \u003d C długość wiązania 1,34 A 0, energia tworzenia wiązania ~ 140 kcal / mol

C ≡ C długość wiązania 1,21 A 0, energia tworzenia wiązania ~ 200 kcal / mol Elektrony wiązań π są bardziej masywne, są mniej połączone z jądrami atomów, są bardziej podatne na atak odczynnika, są łatwo narażone na działanie elektryczne i pola magnetyczne, na przykład padające światło lub atak naładowanych cząstek. Dlatego π -wiązania, mające zupełnie inny charakter niż wiązania σ, są mniej stabilne i powodują wysoką aktywność chemiczną związków nienasyconych w porównaniu do związków nasyconych (nasyconych).