Raznolikost anorganskih in organskih snovi

Organska kemija je kemija ogljikove spojine. Anorganske ogljikove spojine vključujejo: ogljikove okside, ogljikovo kislino, karbonate in bikarbonate, karbide. Organske snovi razen ogljika vsebujejo vodik, kisik, dušik, fosfor, žveplo in druge elemente. Atomi ogljika lahko tvorijo dolge nerazvejene in razvejene verige, obroče in vežejo druge elemente, zato je število organskih spojin blizu 20 milijonov, medtem ko je anorganskih snovi nekaj čez 100 tisoč.

Osnova za razvoj organske kemije je teorija zgradbe organskih spojin A. M. Butlerova. Pomembno vlogo pri opisovanju strukture organskih spojin ima koncept valence, ki označuje sposobnost atomov, da tvorijo kemične vezi in določa njihovo število. Ogljik v organskih spojinah vedno štirivalentna. Glavni postulat teorije A. M. Butlerova je stališče o kemični strukturi snovi, to je kemična vez. Ta vrstni red je prikazan s pomočjo strukturnih formul. Butlerova teorija trdi, da ima vsaka snov specifično kemijsko strukturo in lastnosti snovi so odvisne od strukture.

Teorija kemijske zgradbe organskih spojin A. M. Butlerova

Tako kot sta za anorgansko kemijo osnova razvoja periodični zakon in periodni sistem kemičnih elementov D. I. Mendelejeva, je za organsko kemijo postala temeljna.

Teorija kemijske zgradbe organskih spojin A. M. Butlerova

Glavni postulat teorije Butlerova je stališče o kemijski strukturi snovi, kar pomeni vrstni red, zaporedje medsebojnega povezovanja atomov v molekule, tj. kemična vez.

Kemična struktura- vrstni red povezovanja atomov kemičnih elementov v molekuli glede na njihovo valenco.

Ta vrstni red je mogoče prikazati s strukturnimi formulami, v katerih so valence atomov označene s pomišljaji: ena vrstica ustreza enoti valence atoma kemijskega elementa. Na primer, za organsko snov metan, ki ima molekulsko formulo CH 4, je strukturna formula videti takole:

Glavne določbe teorije A. M. Butlerova:

Atomi v organskih molekulah so med seboj povezani glede na njihovo valenco. Ogljik v organskih spojinah je vedno štirivalenten, njegovi atomi pa se lahko med seboj povezujejo in tvorijo različne verige.

· Lastnosti snovi ne določa le njihova kvalitativna in kvantitativna sestava, ampak tudi vrstni red povezovanja atomov v molekuli, tj. kemijska zgradba snovi.

· Lastnosti organskih spojin niso odvisne samo od sestave snovi in ​​vrstnega reda vezave atomov v njeni molekuli, ampak tudi od medsebojni vpliv atomov in skupine atomov drug na drugem.

Teorija zgradbe organskih spojin je dinamična in razvijajoča se doktrina. Z razvojem spoznanj o naravi kemijskih vezi in vplivu elektronske zgradbe molekul organskih snovi so začeli poleg empiričnih in strukturnih uporabljati tudi elektronske formule. Takšne formule kažejo smer premik elektronskih parov v molekuli.

Kvantna kemija in kemija strukture organskih spojin sta potrdili nauk o prostorski smeri kemijskih vezi (cis- in trans izomerija), proučevali energijske značilnosti medsebojnih prehodov v izomerih, omogočili presojo medsebojnega vpliva atomov v molekule različnih snovi, ustvarili predpogoje za napovedovanje vrst izomerizma ter smeri in mehanizmov kemijskih reakcij.

Organske snovi imajo številne značilnosti.

· Vse organske snovi vsebujejo ogljik in vodik, zato pri gorenju nastanejo ogljikovega dioksida in vode.

Organska snov kompleksno zgrajena in imajo lahko ogromno molekulsko težo (beljakovine, maščobe, ogljikovi hidrati).

· Organske snovi lahko razporedimo v vrste, podobne po sestavi, strukturi in lastnostih homologi.

· Za organske snovi je značilno izomerija.

Izomerija in homologija organskih snovi

Lastnosti organskih snovi niso odvisne le od njihove sestave, ampak tudi od vrstni red povezovanja atomov v molekuli.

Izomerija- to je pojav obstoja različnih snovi - izomerov z enako kvalitativno in kvantitativno sestavo, to je z isto molekulsko formulo.

Obstajata dve vrsti izomerije: strukturno in prostorsko(stereoizomerizem). Strukturni izomeri se med seboj razlikujejo po vrstnem redu vezave atomov v molekuli; stereoizomeri - razporeditev atomov v prostoru z enakim vrstnim redom vezi med njimi.

Glavne vrste izomerije:

· Strukturna izomerija - snovi se razlikujejo po vrstnem redu vezave atomov v molekulah:

1) izomerija ogljikovega skeleta;

2) položajna izomerija:

• večkratne vezi;
• poslanci;
• funkcionalne skupine;

3) izomerija homolognih serij (medrazred).

· Prostorska izomerija - molekule snovi se ne razlikujejo po vrstnem redu vezave atomov, temveč po položaju v prostoru: cis-, trans-izomerija (geometrična).

Razvrstitev organskih snovi

Znano je, da lastnosti organskih snovi določata njihova sestava in kemična zgradba. Zato ni presenetljivo, da klasifikacija organskih spojin temelji na teoriji strukture - teoriji A. M. Butlerova. Organske snovi so razvrščene glede na prisotnost in vrstni red povezave atomov v njihovih molekulah. Najobstojnejši in najmanj spremenljiv del molekule organske snovi je njen skelet – veriga ogljikovih atomov. Glede na vrstni red povezave ogljikovih atomov v tej verigi se snovi delijo na acikličen, ki ne vsebuje zaprtih verig ogljikovih atomov v molekulah, in karbociklični ki vsebujejo takšne verige (cikle) v molekulah.

Poleg atomov ogljika in vodika lahko molekule organskih snovi vsebujejo atome drugih kemičnih elementov. Snovi, v katerih molekulah so ti tako imenovani heteroatomi vključeni v zaprto verigo, uvrščamo med heterociklične spojine.

Heteroatomi(kisik, dušik itd.) so lahko del molekul in acikličnih spojin, ki v njih tvorijo funkcionalne skupine, npr.

hidroksil

karbonil

,

karboksil

,

amino skupina

.

Funkcionalna skupina- skupina atomov, ki določa najbolj značilne kemijske lastnosti snovi in ​​njeno pripadnost določenemu razredu spojin.

Nomenklatura organskih spojin

Na začetku razvoja organske kemije so bile določene spojine, ki jih je treba odkriti trivialna imena, ki so pogosto povezani z zgodovino njihove proizvodnje: ocetna kislina (ki je osnova vinskega kisa), maslena kislina (tvorjena v maslu), glikol (tj. »sladek«) itd. Ko se je število novih odkritih snovi povečalo, je pojavila se je potreba po povezovanju imen z njihovo strukturo. Tako so se pojavila racionalna imena: metilamin, dietilamin, etilni alkohol, metil etil keton, ki temeljijo na imenu najpreprostejše spojine. Za kompleksnejše spojine racionalna nomenklatura ni primerna.

Teorija zgradbe A. M. Butlerova je dala osnovo za klasifikacijo in nomenklaturo organskih spojin glede na strukturne elemente in razporeditev ogljikovih atomov v molekuli. Trenutno najpogosteje uporabljeno nomenklaturo razvija Mednarodna zveza za čisto in uporabno kemijo (IUPAC), ki se imenuje nomenklatura IUPAC. Pravila IUPAC priporočajo več principov za tvorbo imen, eden izmed njih je princip substitucije. Na podlagi tega je bila razvita nadomestna nomenklatura, ki je najbolj univerzalna. Predstavimo nekaj osnovnih pravil nadomestne nomenklature in razmislimo o njihovi uporabi na primeru heterofunkcionalne spojine, ki vsebuje dve funkcionalni skupini - aminokisline levcin:

1. Imena spojin temeljijo na osnovni strukturi (glavna veriga aciklične molekule, karbociklični ali heterociklični sistem). Ime nadrejene strukture tvori osnovo imena, koren besede.

V tem primeru je matična struktura veriga petih ogljikovih atomov, povezanih z enojnimi vezmi. Tako je korenski del imena pentan.

2. Značilne skupine in substituente (strukturne elemente) označujemo s predponami in priponami. Značilne skupine so razdeljene po delovni dobi. Vrstni red glavnih skupin:

Identificirana je višja značilna skupina, ki je označena v priponki. Vsi ostali substituenti so poimenovani v predponi po abecednem vrstnem redu.

V tem primeru je višja značilna skupina karboksil, to pomeni, da ta spojina spada v razred karboksilnih kislin, zato radikalu imena dodamo -ic kislina. Druga najstarejša skupina je amino skupina, ki jo označujemo s predpono amino-. Poleg tega molekula vsebuje ogljikovodikov substituent metil-. Tako je osnova imena aminometilpentanojska kislina.

3. Ime vključuje oznako dvojne in trojne vezi, ki je takoj za korenom.

Zadevna spojina ne vsebuje več vezi.

4. Atomi matične strukture so oštevilčeni. Številčenje se začne od konca ogljikove verige, ki mu je najbližja najvišja značilna skupina:

Oštevilčenje verige se začne z atomom ogljika, ki je del karboksilne skupine, dodeljena mu je številka 1. V tem primeru bo amino skupina pri ogljiku 2, metilna skupina pa pri ogljiku 4.

Tako se naravna aminokislina levcin po pravilih nomenklature IUPAC imenuje 2-amino-4-metilpentanojska kislina.

Ogljikovodiki. Razvrstitev ogljikovodikov

Ogljikovodiki- To so spojine, sestavljene samo iz vodikovih in ogljikovih atomov.

Glede na strukturo ogljikove verige organske spojine delimo na spojine z odprto verigo - acikličen(alifatske) in ciklično- z zaprto verigo atomov.

Ciklične delimo v dve skupini: karbociklične spojine(cikle tvorijo samo ogljikovi atomi) in heterocikličen(cikli vključujejo tudi druge atome, kot so kisik, dušik, žveplo).

Karbociklične spojine pa vključujejo dve vrsti spojin: aliciklični in aromatično.

Aromatske spojine, ki temeljijo na molekularni strukturi, imajo ploščati cikli, ki vsebujejo ogljik, s posebnim zaprtim sistemom p-elektronov, ki tvori skupni π-sistem (en sam oblak π-elektronov). Aromatičnost je značilna tudi za številne heterociklične spojine.

Vse ostale karbociklične spojine spadajo v aliciklično vrsto.

Tako aciklični (alifatski) kot ciklični ogljikovodiki lahko vsebujejo več (dvojne ali trojne) vezi. Takšni ogljikovodiki se imenujejo neomejeno(nenasičen) v nasprotju z omejevalnim (nasičenim), ki vsebuje samo enojne vezi.

Imenujemo nasičene alifatske ogljikovodike alkani, imajo splošno formulo C n H 2n+2, kjer je n število ogljikovih atomov. Danes se pogosto uporablja njihovo staro ime - parafini:

Imenujemo nenasičene alifatske ogljikovodike, ki vsebujejo eno dvojno vez alkeni. Imajo splošno formulo C n H 2n:

Imenujemo nenasičene alifatske ogljikovodike z dvema dvojnima vezma alkadieni. Njihova splošna formula je C n H 2n-2:

Imenujemo nenasičene alifatske ogljikovodike z eno trojno vezjo alkini. Njihova splošna formula je C n H 2n - 2:

Nasičeni aliciklični ogljikovodiki - cikloalkani, njihova splošna formula je C n H 2n:

Posebna skupina ogljikovodikov, aromatskih, oz arene(z zaprtim skupnim n-elektronskim sistemom), znano na primeru ogljikovodikov s splošno formulo C n H 2n - 6:

Če torej v njihovih molekulah enega ali več vodikovih atomov nadomestimo z drugimi atomi ali skupinami atomov (halogeni, hidroksilne skupine, amino skupine itd.), Nastanejo derivati ​​ogljikovodikov: halogenski derivati, kisikovi, dušikovi in ​​drugi. organske spojine.

Homologni nizi ogljikovodikov

Ogljikovodiki in njihovi derivati ​​z isto funkcionalno skupino tvorijo homologne vrste.

Homologne serije poimenujte vrsto spojin, ki pripadajo istemu razredu (homologov), razvrščenih v naraščajočem vrstnem redu njihovih relativnih molekulskih mas, podobnih po zgradbi in kemijskih lastnostih, pri čemer se vsak člen razlikuje od prejšnjega s homologno razliko CH 2. Na primer: CH 4 - metan, C 2 H 6 - etan, C 3 H 8 - propan, C 4 H 10 - butan itd. Podobnost kemijskih lastnosti homologov močno poenostavlja preučevanje organskih spojin.

Izomeri ogljikovodikov

Tisti atomi ali skupine atomov, ki določajo najbolj značilne lastnosti določenega razreda snovi, se imenujejo funkcionalne skupine.

Halogenske derivate ogljikovodikov lahko obravnavamo kot produkte zamenjave enega ali več vodikovih atomov v ogljikovodikih z atomi halogenov. V skladu s tem lahko obstajajo končni in nenasičeni mono-, di-, tri- (v splošnem primeru poli-) halogenski derivati.

Splošna formula monohalogenih derivatov nasičenih ogljikovodikov:

sestava pa je izražena s formulo

kjer je R ostanek nasičenega ogljikovodika (alkana), ogljikovodikov radikal (ta oznaka se uporablja tudi pri obravnavi drugih razredov organskih snovi), G je atom halogena (F, Cl, Br, I).

Na primer:

Tukaj je en primer dihalogenega derivata:

TO organske snovi, ki vsebujejo kisik vključujejo alkohole, fenole, aldehide, ketone, karboksilne kisline, etre in estre. Alkoholi so derivati ​​ogljikovodikov, v katerih je eden ali več vodikovih atomov nadomeščenih s hidroksilnimi skupinami.

Alkoholi se imenujejo monohidrični, če imajo eno hidroksilno skupino, in nasičeni, če so derivati ​​alkanov.

Splošna formula za omejitev monohidrični alkoholi:

in njihova sestava je izražena s splošno formulo:

Na primer:

Znani primeri polihidrični alkoholi, tj. ki ima več hidroksilnih skupin:

Fenoli- derivati ​​aromatskih ogljikovodikov (benzenska serija), v katerih je eden ali več vodikovih atomov v benzenovem obroču nadomeščenih s hidroksilnimi skupinami.

Najenostavnejši predstavnik s formulo C 6 H 5 OH oz

imenovan fenol.

Aldehidi in ketoni- derivati ​​ogljikovodikov, ki vsebujejo karbonilno skupino atomov

(karbonil).

V molekulah aldehidi ena karbonilna vez se poveže z vodikovim atomom, druga - z ogljikovodikovim radikalom. Splošna formula aldehidov:

Na primer:

Kdaj ketoni karbonilna skupina je povezana z dvema (na splošno različnima) radikaloma, je splošna formula ketonov:

Na primer:

Sestava nasičenih aldehidov in ketonov je izražena s formulo C 2n H 2n O.

Karboksilne kisline- derivati ​​ogljikovodikov, ki vsebujejo karboksilne skupine

(ali -COOH).

Če je v molekuli kisline ena karboksilna skupina, potem je karboksilna kislina enobazna. Splošna formula nasičenih enobazičnih kislin:

Njihova sestava je izražena s formulo C n H 2n O 2.

Na primer:

Etri so organske snovi, ki vsebujejo dva ogljikovodikova radikala, povezana z atomom kisika: R-O-R ali R 1 -O-R 2.

Radikali so lahko enaki ali različni. Sestava etrov je izražena s formulo C n H 2n+2 O.

Na primer:

Estri- spojine, ki nastanejo z zamenjavo vodikovega atoma karboksilne skupine v karboksilnih kislinah z ogljikovodikovim radikalom.

Splošna formula estrov:

Na primer:

Nitro spojine- derivati ​​ogljikovodikov, v katerih je eden ali več vodikovih atomov nadomeščenih z nitro skupino -NO 2.

Splošna formula nasičenih mononitro spojin:

sestava pa je izražena s splošno formulo C n H 2n+1 NO 2 .

Na primer:

Nitro derivati ​​arenov:

amini- spojine, ki veljajo za derivate amoniaka (NH 3), v katerih so vodikovi atomi nadomeščeni z ogljikovodičnimi radikali. Glede na naravo radikala so amini lahko alifatski, na primer:

in aromatične, na primer:

Glede na število vodikovih atomov, zamenjanih z radikali, ločimo naslednje:

primarni amini s splošno formulo:

sekundarni- s splošno formulo:

terciarno- s splošno formulo:

V določenem primeru imajo lahko sekundarni in terciarni amini enake radikale.

Primarne amine lahko obravnavamo tudi kot derivate ogljikovodikov (alkanov), v katerih je en atom vodika nadomeščen z amino skupino -NH 2. Sestava nasičenih primarnih aminov je izražena s formulo C n H 2n + 3 N.

Na primer:

Aminokisline vsebujejo dve funkcionalni skupini, povezani z ogljikovodikovim radikalom: amino skupino -NH 2 in karboksilno -COOH.

Splošna formula α-aminokislin (najpomembnejše so za gradnjo beljakovin, ki sestavljajo žive organizme):

Sestava nasičenih aminokislin, ki vsebujejo eno amino skupino in en karboksil, je izražena s formulo C n H 2n + 1 NO 2.

Na primer:

Znane so tudi druge pomembne organske spojine, ki imajo več različnih ali enakih funkcionalnih skupin, dolge linearne verige, povezane z benzenovimi obroči. V takšnih primerih je stroga določitev, ali snov pripada določenemu razredu, nemogoča. Te spojine pogosto razvrščamo v posebne skupine snovi: ogljikovi hidrati, beljakovine, nukleinske kisline, antibiotiki, alkaloidi itd.

Trenutno je znanih tudi veliko spojin, ki jih lahko razvrstimo tako med organske kot anorganske. x imenujemo organoelementne spojine. Nekatere od njih lahko štejemo za derivate ogljikovodikov.

Na primer:

Obstajajo spojine, ki imajo enako molekulsko formulo, ki izraža sestavo snovi.

Pojav izomerije je, da lahko obstaja več snovi z različnimi lastnostmi, ki imajo enako molekulsko sestavo, vendar različne strukture. Te snovi imenujemo izomeri.

V našem primeru so to medrazredni izomeri: cikloalkani in alkani, alkadieni in alkini, nasičeni enohidroksilni alkoholi in etri, aldehidi in ketoni, nasičene monokarboksilne kisline in estri.

Strukturna izomerija

Razlikujejo se naslednje sorte strukturna izomerija: izomerija ogljikovega skeleta, položajna izomerija, izomerija različnih razredov organskih spojin (medrazredna izomerija).

Izomerija ogljikovega skeleta je posledica različen vrstni red vezi med ogljikovimi atomi, ki tvori okostje molekule. Kot je bilo že prikazano, molekulska formula C 4 H 10 ustreza dvema ogljikovodikoma: n-butanu in izobutanu. Za ogljikovodik C5H12 so možni trije izomeri: pentan, izopentan in neopentan.

Ko se število ogljikovih atomov v molekuli poveča, se število izomerov hitro poveča. Za ogljikovodik C 10 H 22 jih je že 75, za ogljikovodik C 20 H 44 pa 366.319.

Položajna izomerija je posledica različnih položajev večkratne vezi, substituenta in funkcionalne skupine z enakim ogljikovim skeletom molekule:

Izomerija različnih razredov organskih spojin (medrazredna izomerija) je posledica različnih položajev in kombinacij atomov v molekulah snovi, ki imajo enako molekulsko formulo, vendar pripadajo različnim razredom. Tako molekulska formula C 6 H 12 ustreza nenasičenemu ogljikovodiku heksenu-1 in cikličnemu ogljikovodiku cikloheksanu.

Izomera sta alkinom soroden ogljikovodik - butin-1 in ogljikovodik z dvema dvojnima vezma v verigi butadiena-1,3:

Dietileter in butilni alkohol imata enako molekulsko formulo C 4 H 10 O:

Strukturna izomera sta aminoocetna kislina in nitroetan, ki ustrezata molekulski formuli C 2 H 5 NO 2:

Izomeri te vrste vsebujejo različne funkcionalne skupine in pripadajo različnim razredom snovi. Zato se po fizikalnih in kemijskih lastnostih razlikujejo veliko bolj kot ogljikovi skeletni izomeri ali položajni izomeri.

Prostorska izomerija

Prostorska izomerija je razdeljen na dve vrsti: geometrijski in optični.

Za spojine je značilna geometrijska izomerija ki vsebujejo dvojne vezi, in ciklične spojine. Ker je prosto vrtenje atomov okoli dvojne vezi ali v obroču nemogoče, se lahko substituenti nahajajo na isti strani ravnine dvojne vezi ali obroča (cis položaj) ali na nasprotnih straneh (trans položaj). Oznaki cis in trans se običajno nanašata na par enakih substituentov.

Geometrijski izomeri razlikujejo po fizikalnih in kemijskih lastnostih.

Pojavi se optična izomerija če je molekula nezdružljiva s svojo podobo v ogledalu. To je mogoče, če ima ogljikov atom v molekuli štiri različne substituente. Ta atom se imenuje asimetričen. Primer takšne molekule je molekula α-aminopropionske kisline (α-alanina) CH 3 CH(NH 2)OH.

Molekula α-alanina se med kakršnim koli gibanjem ne more ujemati s svojo zrcalno sliko. Takšni prostorski izomeri se imenujejo ogledalo, optični antipodi ali enantiomeri. Vse fizikalne in skoraj vse kemijske lastnosti takih izomerov so enake.

Študija optične izomerije je potrebna, če upoštevamo številne reakcije, ki se pojavljajo v telesu. Večina teh reakcij poteka pod delovanjem encimov - bioloških katalizatorjev. Molekule teh snovi se morajo prilegati molekulam spojin, na katere delujejo, kot ključ do ključavnice, zato so prostorska struktura, relativna razporeditev molekularnih odsekov in drugi prostorski dejavniki velikega pomena za potek teh reakcij. . Takšne reakcije imenujemo stereoselektivne.

Večina naravnih spojin je individualnih enantiomerov in njihovi biološki učinki (od okusa in vonja do zdravilnih učinkov) se močno razlikujejo od lastnosti njihovih optičnih antipodov, pridobljenih v laboratoriju. Takšna razlika v biološki aktivnosti je zelo pomembna, saj je osnova najpomembnejše lastnosti vseh živih organizmov - metabolizma.

Izomerija

Elektronska zgradba ogljikovega atoma

Ogljik v organskih spojinah ima stalno valenco. Zadnji energijski nivo ogljikovega atoma vsebuje 4 elektroni, od katerih dva zasedata 2s orbitalo, ki ima sferično obliko, dva elektrona pa zasedata 2p orbitalo, ki ima obliko ročice. Ko je vzburjen, se lahko en elektron iz 2s orbitale premakne na eno od prostih 2p orbital. Ta prehod zahteva nekaj porabe energije (403 kJ/mol). Posledično ima vzbujeni atom ogljika 4 neparne elektrone, njegova elektronska konfiguracija pa je izražena s formulo 2s 1 2p 3 .. Tako v primeru metanskega ogljikovodika (CH 4) atom ogljika tvori 4 vezi s s -elektroni vodikovih atomov. V tem primeru obstaja 1 s-s vrsta vezi (med s-elektronom ogljikovega atoma in s-elektronom vodikovega atoma) in 3 p-s vezi (med 3 p-elektroni ogljikovega atoma in 3 s-elektroni 3 vodikovih atomov). morajo nastati atomi). To vodi do zaključka, da so štiri kovalentne vezi, ki jih tvori ogljikov atom, neenake. Vendar pa praktične izkušnje v kemiji kažejo, da so vse 4 vezi v molekuli metana popolnoma enakovredne in ima molekula metana tetraedrsko strukturo z veznimi koti 109,5 0, kar pa ne bi moglo biti tako, če bi bile vezi neenake. Navsezadnje so le orbitale p-elektronov usmerjene v prostoru vzdolž medsebojno pravokotnih osi x, y, z, orbitala s-elektrona pa ima sferično obliko, zato bi bila smer tvorbe vezi s tem elektronom arbitrarna. Teorija hibridizacije je uspela razložiti to protislovje. L. Polling je predlagal, da v nobeni molekuli ni med seboj izoliranih vezi. Ko nastanejo vezi, se orbitale vseh valenčnih elektronov prekrivajo. Znanih je več vrst hibridizacija elektronskih orbital. Predpostavlja se, da v molekuli metana in drugih alkanov 4 elektroni vstopijo v hibridizacijo.

Hibridizacija orbital ogljikovega atoma

Orbitalna hibridizacija je sprememba oblike in energije nekaterih elektronov med tvorbo kovalentne vezi, kar vodi do učinkovitejšega prekrivanja orbit in povečane moči vezi. Orbitalna hibridizacija se pojavi vedno, ko pri tvorbi vezi sodelujejo elektroni, ki pripadajo različnim vrstam orbital.

1. sp 3 -hibridizacija(prvo valenčno stanje ogljika). Med sp 3 hibridizacijo 3 p orbitale in ena s orbitala vzbujenega ogljikovega atoma medsebojno delujejo tako, da so nastale orbitale popolnoma enake po energiji in simetrično nameščene v prostoru. To transformacijo lahko zapišemo takole:

Pri hibridizaciji se skupno število orbital ne spremeni, spremenita se le njihova energija in oblika. Pokazalo se je, da sp 3 -hibridizacijske orbitale spominjajo na tridimenzionalno osmico, katere ena lopatica je veliko večja od druge. Štiri hibridne orbitale so raztegnjene od središča do oglišč pravilnega tetraedra pod koti 109,5 0. Vezi, ki jih tvorijo hibridni elektroni (na primer vez s-sp 3), so močnejše od vezi, ki jih tvorijo nehibridizirani p elektroni (na primer vez s-p). Ker hibridna sp 3 orbitala zagotavlja večjo površino prekrivanja elektronskih orbital kot nehibridizirana p orbitala. Molekule, v katerih pride do sp 3 hibridizacije, imajo tetraedrsko strukturo. Ti poleg metana vključujejo homologe metana, anorganske molekule, kot je amoniak. Slike prikazujejo hibridizirano orbitalno in tetraedrično molekulo metana.

Kemične vezi, ki nastanejo v metanu med atomi ogljika in vodika, so tipa σ-vezi (sp 3 -s-vez). Na splošno je za vsako sigma vez značilno, da se elektronska gostota dveh med seboj povezanih atomov prekriva vzdolž črte, ki povezuje središča (jedra) atomov. σ-vezi ustrezajo največji možni stopnji prekrivanja atomskih orbital, zato so precej močne.

2. sp 2 -hibridizacija(drugo valenčno stanje ogljika). Nastane kot posledica prekrivanja ene 2s in dveh 2p orbital. Nastale sp 2 -hibridne orbitale se nahajajo v isti ravnini pod kotom 120 0 druga na drugo, nehibridizirana p-orbitala pa je pravokotna nanjo. Skupno število orbital se ne spremeni - štiri so.

Hibridizacijsko stanje sp 2 se pojavi v molekulah alkenov, v karbonilnih in karboksilnih skupinah, tj. v spojinah, ki vsebujejo dvojno vez. Tako v molekuli etilena hibridizirani elektroni ogljikovega atoma tvorijo 3 σ vezi (dve vezi tipa sp 2 -s med atomom ogljika in atomi vodika ter ena vez tipa sp 2 -sp 2 med atomoma ogljika). Preostali nehibridizirani p-elektron enega ogljikovega atoma tvori π-vez z nehibridiziranim p-elektronom drugega ogljikovega atoma. Značilnost π vezi je, da se prekrivanje elektronskih orbital pojavi zunaj črte, ki povezuje dva atoma. Prekrivanje orbital se pojavi nad in pod vezjo σ, ki povezuje oba ogljikova atoma. Tako je dvojna vez kombinacija σ in π vezi. Prvi dve sliki kažeta, da so v molekuli etilena vezni koti med atomi, ki tvorijo molekulo etilena, 120 0 (kar ustreza prostorski orientaciji treh sp 2 hibridnih orbital). Slike prikazujejo nastanek π vezi.

Ker je površina prekrivanja nehibridiziranih p-orbital v π vezeh manjša od površine prekrivanja orbital v σ vezeh, je vez π manj močna od vezi σ in se lažje zlomi v kemičnih reakcijah.

3. sp hibridizacija(tretje valenčno stanje ogljika). V stanju sp-hibridizacije ima ogljikov atom dve sp-hibridni orbitali, ki se nahajata linearno pod kotom 180 0 druga na drugo, in dve nehibridizirani p-orbitali, ki se nahajata v dveh medsebojno pravokotnih ravninah. sp-hibridizacija je značilna za alkine in nitrile, tj. za spojine, ki vsebujejo trojno vez.

Tako so v molekuli acetilena vezni koti med atomi 180 o. Hibridizirani elektroni ogljikovega atoma tvorijo 2 σ vezi (ena sp-s vez med ogljikovim atomom in vodikovim atomom ter druga sp-sp vez med ogljikovimi atomi. Dva nehibridizirana p elektrona enega ogljikovega atoma tvorita dve π vezi z nehibridizirano p elektronov drugega ogljikovega atoma. Prekrivanje p-elektronskih orbital se ne pojavi samo nad in pod σ-vezjo, ampak tudi spredaj in zadaj, skupni oblak p-elektronov pa ima valjasto obliko. Tako trojna vez je kombinacija ene σ-vezi in dveh π-vezi.Prisotnost v molekuli acetilena manj močnih dveh π-vezi zagotavlja sposobnost te snovi, da vstopi v adicijske reakcije s cepitvijo trojne vezi.

Referenčni material za opravljanje testa:

Mendelejeva tabela

Tabela topnosti

169375 0

Vsak atom ima določeno število elektronov.

Ko vstopijo v kemijske reakcije, atomi darujejo, pridobivajo ali delijo elektrone in tako dosežejo najbolj stabilno elektronsko konfiguracijo. Konfiguracija z najnižjo energijo (kot pri atomih žlahtnih plinov) se izkaže za najbolj stabilno. Ta vzorec se imenuje "pravilo okteta" (slika 1).

riž. 1.

To pravilo velja za vse vrste povezav. Elektronske povezave med atomi jim omogočajo, da tvorijo stabilne strukture, od najpreprostejših kristalov do kompleksnih biomolekul, ki na koncu tvorijo žive sisteme. Od kristalov se razlikujejo po neprekinjenem metabolizmu. Hkrati potekajo številne kemične reakcije v skladu z mehanizmi elektronski prenos, ki igrajo ključno vlogo pri energetskih procesih v telesu.

Kemična vez je sila, ki drži skupaj dva ali več atomov, ionov, molekul ali katero koli kombinacijo le-teh.

Narava kemijske vezi je univerzalna: je elektrostatična sila privlačnosti med negativno nabitimi elektroni in pozitivno nabitimi jedri, ki jo določa konfiguracija elektronov zunanje lupine atomov. Sposobnost atoma, da tvori kemične vezi, se imenuje valenca, oz oksidacijsko stanje. Koncept valenčni elektroni- elektroni, ki tvorijo kemične vezi, to je, ki se nahajajo v najvišjih energijskih orbitalah. V skladu s tem se imenuje zunanja lupina atoma, ki vsebuje te orbitale valenčna lupina. Trenutno ni dovolj navesti prisotnost kemične vezi, vendar je treba pojasniti njeno vrsto: ionska, kovalentna, dipol-dipolna, kovinska.

Prva vrsta povezave jeionski povezava

Po Lewisovi in ​​Kosselovi teoriji elektronske valence lahko atomi dosežejo stabilno elektronsko konfiguracijo na dva načina: prvič, z izgubo elektronov, postanejo kationi, drugič, njihovo pridobivanje, spreminjanje v anioni. Kot posledica prenosa elektronov zaradi elektrostatične sile privlačnosti med ioni z naboji nasprotnih predznakov nastane kemična vez, ki jo Kossel imenuje " elektrovalentno«(zdaj se imenuje ionski).

V tem primeru anioni in kationi tvorijo stabilno elektronsko konfiguracijo z napolnjeno zunanjo elektronsko lupino. Tipične ionske vezi tvorijo kationi T in II skupine periodnega sistema in anioni nekovinskih elementov VI in VII skupin (16 oziroma 17 podskupin, halkogeni in halogeni). Vezi ionskih spojin so nenasičene in neusmerjene, zato ohranjajo možnost elektrostatične interakcije z drugimi ioni. Na sl. Sliki 2 in 3 prikazujeta primere ionskih vezi, ki ustrezajo Kosselovemu modelu prenosa elektronov.

riž. 2.

riž. 3. Ionska vez v molekuli kuhinjske soli (NaCl)

Tukaj je primerno opozoriti na nekatere lastnosti, ki pojasnjujejo obnašanje snovi v naravi, zlasti razmisliti o ideji kisline in razlogov.

Vodne raztopine vseh teh snovi so elektroliti. Različno spreminjajo barvo indikatorji. Mehanizem delovanja indikatorjev je odkril F.V. Ostwald. Pokazal je, da so indikatorji šibke kisline ali baze, katerih barva se razlikuje v nedisociiranem in disociiranem stanju.

Baze lahko nevtralizirajo kisline. Vse baze niso topne v vodi (npr. nekatere organske spojine, ki ne vsebujejo OH skupin, so netopne, zlasti trietilamin N(C 2 H 5) 3); imenujemo topne baze alkalije.

Vodne raztopine kislin so podvržene značilnim reakcijam:

a) s kovinskimi oksidi - s tvorbo soli in vode;

b) s kovinami - s tvorbo soli in vodika;

c) s karbonati - s tvorbo soli, CO 2 in n 2 O.

Lastnosti kislin in baz opisuje več teorij. V skladu s teorijo S.A. Arrhenius, je kislina snov, ki disociira in tvori ione n+ , medtem ko baza tvori ione ON- . Ta teorija ne upošteva obstoja organskih baz, ki nimajo hidroksilnih skupin.

V skladu z proton Po teoriji Brønsteda in Lowryja je kislina snov, ki vsebuje molekule ali ione, ki oddajajo protone ( donatorji protoni), baza pa je snov, sestavljena iz molekul ali ionov, ki sprejemajo protone ( akceptorji protoni). Upoštevajte, da v vodnih raztopinah vodikovi ioni obstajajo v hidratirani obliki, to je v obliki hidronijevih ionov H3O+ . Ta teorija ne opisuje samo reakcij z vodo in hidroksidnimi ioni, ampak tudi tiste, ki se izvajajo v odsotnosti topila ali z nevodnim topilom.

Na primer pri reakciji med amoniakom N.H. 3 (šibka baza) in vodikov klorid v plinski fazi nastane trden amonijev klorid, v ravnotežni mešanici dveh snovi pa so vedno 4 delci, od katerih sta dva kislini, druga dva pa bazi:

Ta ravnotežna zmes je sestavljena iz dveh konjugiranih parov kislin in baz:

1)N.H. 4+ in N.H. 3

2) HCl in Cl ‑

Tu se v vsakem konjugiranem paru kislina in baza razlikujeta za en proton. Vsaka kislina ima konjugirano bazo. Močna kislina ima šibko konjugirano bazo, šibka kislina pa močno konjugirano bazo.

Brønsted-Lowryjeva teorija pomaga razložiti edinstveno vlogo vode za življenje biosfere. Voda, odvisno od snovi, ki z njo komunicira, lahko kaže lastnosti kisline ali baze. Na primer, pri reakcijah z vodnimi raztopinami ocetne kisline je voda baza, pri reakcijah z vodnimi raztopinami amoniaka pa kislina.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Tu molekula ocetne kisline odda proton molekuli vode;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ON- . Tukaj molekula amoniaka sprejme proton iz molekule vode.

Tako lahko voda tvori dva konjugirana para:

1) H2O(kislina) in ON- (konjugirana baza)

2) H 3 O+ (kislina) in H2O(konjugirana baza).

V prvem primeru voda odda proton, v drugem pa ga sprejme.

Ta lastnost se imenuje amfiprotonizem. Imenujemo snovi, ki lahko reagirajo tako kot kisline kot kot baze amfoteren. Takšne snovi pogosto najdemo v živi naravi. Na primer, aminokisline lahko tvorijo soli s kislinami in bazami. Zato peptidi zlahka tvorijo koordinacijske spojine s prisotnimi kovinskimi ioni.

Tako je značilna lastnost ionske vezi popolno premikanje veznih elektronov do enega od jeder. To pomeni, da je med ioni območje, kjer je elektronska gostota skoraj enaka nič.

Druga vrsta povezave jekovalentna povezava

Atomi lahko tvorijo stabilne elektronske konfiguracije z delitvijo elektronov.

Takšna vez nastane, ko si par elektronov deli enega za drugim od vseh atom. V tem primeru so skupni vezni elektroni enakomerno porazdeljeni med atome. Primeri kovalentnih vezi vključujejo homonuklearno diatomski molekule H 2 , n 2 , F 2. Enako vrsto povezave najdemo v alotropih O 2 in ozon O 3 in za poliatomsko molekulo S 8 in tudi heteronuklearne molekule vodikov klorid HCl, ogljikov dioksid CO 2, metan CH 4, etanol Z 2 n 5 ON, žveplov heksafluorid SF 6, acetilen Z 2 n 2. Vse te molekule si delijo iste elektrone, njihove vezi pa so nasičene in usmerjene na enak način (slika 4).

Za biologe je pomembno, da imajo dvojne in trojne vezi zmanjšane kovalentne atomske radije v primerjavi z enojno vezjo.

riž. 4. Kovalentna vez v molekuli Cl 2.

Ionska in kovalentna vrsta vezi sta dva skrajna primera številnih obstoječih vrst kemičnih vezi in v praksi je večina vezi vmesnih.

Spojine dveh elementov, ki se nahajata na nasprotnih koncih iste ali različnih period periodnega sistema, tvorijo pretežno ionske vezi. Ko se elementi znotraj obdobja približajo, se ionska narava njihovih spojin zmanjša, kovalentni značaj pa se poveča. Na primer, halogenidi in oksidi elementov na levi strani periodnega sistema tvorijo pretežno ionske vezi ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), enake spojine elementov na desni strani tabele pa so kovalentne ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukoza C 6 H 12 O 6, etanol C2H5OH).

Kovalentna vez pa ima še eno modifikacijo.

V večatomskih ionih in v kompleksnih bioloških molekulah lahko oba elektrona prihajata le iz eno atom. Se imenuje darovalec elektronski par. Atom, ki si deli ta par elektronov z darovalcem, se imenuje akceptor elektronski par. Ta vrsta kovalentne vezi se imenuje koordinacija (donor-akceptor, ozdajalnik) komunikacije(slika 5). Ta vrsta vezi je najpomembnejša za biologijo in medicino, saj je kemija d-elementov, ki so najpomembnejši za presnovo, v veliki meri opisana s koordinacijskimi vezmi.

sl. 5.

Praviloma v kompleksni spojini kovinski atom deluje kot akceptor elektronskega para; nasprotno, v ionskih in kovalentnih vezeh je kovinski atom donor elektronov.

Bistvo kovalentne vezi in njene sorte - koordinacijske vezi - je mogoče pojasniti s pomočjo druge teorije kislin in baz, ki jo je predlagal GN. Lewis. Nekoliko je razširil pomenski koncept pojmov "kislina" in "baza" po Brønsted-Lowryjevi teoriji. Lewisova teorija pojasnjuje naravo tvorbe kompleksnih ionov in sodelovanje snovi v nukleofilnih substitucijskih reakcijah, to je pri tvorbi CS.

Po Lewisu je kislina snov, ki je sposobna tvoriti kovalentno vez tako, da sprejme elektronski par iz baze. Lewisova baza je snov, ki ima osamljen elektronski par, ki z oddajo elektronov tvori kovalentno vez z Lewisovo kislino.

To pomeni, da Lewisova teorija razširja obseg kislinsko-bazičnih reakcij tudi na reakcije, v katerih protoni sploh ne sodelujejo. Poleg tega je sam proton po tej teoriji tudi kislina, saj je sposoben sprejeti elektronski par.

Zato so po tej teoriji kationi Lewisove kisline, anioni pa Lewisove baze. Primer bi bile naslednje reakcije:

Zgoraj je bilo omenjeno, da je delitev snovi na ionske in kovalentne relativna, saj v kovalentnih molekulah ne pride do popolnega prenosa elektronov od kovinskih atomov do akceptorskih atomov. V spojinah z ionskimi vezmi je vsak ion v električnem polju ionov nasprotnega predznaka, zato so medsebojno polarizirani, njihove lupine pa deformirane.

Polarizabilnost določen z elektronsko strukturo, nabojem in velikostjo iona; pri anionih je višja kot pri kationih. Največjo polarizabilnost med kationi imajo kationi z večjim nabojem in manjšo velikostjo, npr. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ima močan polarizacijski učinek n+ . Ker je vpliv polarizacije ionov dvosmeren, bistveno spremeni lastnosti spojin, ki jih tvorijo.

Tretja vrsta povezave jedipol-dipol povezava

Poleg naštetih vrst komunikacije obstajajo tudi dipol-dipol medmolekularni interakcije, imenovane tudi van der Waals .

Moč teh interakcij je odvisna od narave molekul.

Obstajajo tri vrste interakcij: trajni dipol - trajni dipol ( dipol-dipol privlačnost); trajni dipol induciran dipol ( indukcija privlačnost); trenutni dipol induciran dipol ( disperzivno privlačnost ali londonske sile; riž. 6).

riž. 6.

Samo molekule s polarnimi kovalentnimi vezmi imajo dipol-dipolni moment ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), trdnost vezi pa je 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 kulonskih metrov - C × m).

V biokemiji obstaja še ena vrsta povezave - vodik povezava, ki je omejevalni primer dipol-dipol privlačnost. Ta vez nastane s privlačnostjo med atomom vodika in majhnim elektronegativnim atomom, najpogosteje kisikom, fluorom in dušikom. Pri velikih atomih, ki imajo podobno elektronegativnost (kot sta klor in žveplo), je vodikova vez veliko šibkejša. Atom vodika odlikuje ena pomembna lastnost: ko se vezni elektroni umaknejo, je njegovo jedro – proton – izpostavljeno in ni več zaščiteno z elektroni.

Zato se atom spremeni v velik dipol.

Vodikova vez, za razliko od van der Waalsove vezi, nastane ne samo med medmolekulskimi interakcijami, ampak tudi znotraj ene molekule - intramolekularno vodikova vez. Vodikove vezi igrajo pomembno vlogo v biokemiji, na primer za stabilizacijo strukture proteinov v obliki a-vijačnice ali za tvorbo dvojne vijačnice DNK (slika 7).

Slika 7.

Vodikove in van der Waalsove vezi so veliko šibkejše od ionskih, kovalentnih in koordinacijskih vezi. Energija medmolekulskih vezi je navedena v tabeli. 1.

Tabela 1. Energija medmolekulskih sil

Opomba: Stopnja medmolekulskih interakcij se odraža z entalpijo taljenja in izhlapevanja (vrelišča). Ionske spojine potrebujejo bistveno več energije za ločevanje ionov kot za ločevanje molekul. Entalpija taljenja ionskih spojin je veliko višja kot pri molekularnih spojinah.

Četrta vrsta povezave jekovinska povezava

Končno obstaja še ena vrsta medmolekularnih vezi - kovina: povezava pozitivnih ionov kovinske mreže s prostimi elektroni. Ta vrsta povezave se ne pojavlja v bioloških objektih.

Iz kratkega pregleda vrst vezi postane jasna ena podrobnost: pomemben parameter kovinskega atoma ali iona - darovalca elektronov, pa tudi atoma - akceptorja elektronov je njegova velikost.

Ne da bi se spuščali v podrobnosti, ugotavljamo, da se kovalentni polmeri atomov, ionski polmeri kovin in van der Waalsovi polmeri medsebojno delujočih molekul povečujejo, ko se povečuje njihovo atomsko število v skupinah periodnega sistema. V tem primeru so vrednosti ionskih polmerov najmanjše, van der Waalsovi polmeri pa največji. Praviloma se pri premikanju po skupini navzdol povečajo polmeri vseh elementov, tako kovalentnih kot van der Waalsovih.

Za biologe in zdravnike so najbolj pomembni usklajevanje(darovalec-akceptor) vezi, ki jih upošteva koordinacijska kemija.

Medicinski bioanorganiki. G.K. Barashkov

V osnovnem stanju ima ogljikov atom C (1s 2 2s 2 2p 2) dva nesparjena elektrona, zaradi česar lahko nastaneta samo dva skupna elektronska para. Vendar je v večini svojih spojin ogljik štirivalenten. To je razloženo z dejstvom, da atom ogljika, ki absorbira majhno količino energije, preide v vzbujeno stanje, v katerem ima 4 neparne elektrone, tj. sposobni oblikovati štiri kovalentne vezi in sodelujejo pri tvorbi štirih skupnih elektronskih parov:

6 С 1 s 2 2 s 2 2 p 2 6 С * 1 s 2 2 s 1 2 p 3

↓

1

↓

str

↓

str

s

s

Energija vzbujanja se kompenzira s tvorbo kemičnih vezi, ki se pojavi s sproščanjem energije.

Ogljikovi atomi imajo sposobnost tvorbe treh vrst hibridizacije elektronskih orbital ( sp 3, sp 2, sp) in tvorbo večkratnih (dvojnih in trojnih) vezi med seboj (tabela 7).

Tabela 7

Vrste hibridizacije in molekularna geometrija

Preprost (enojni) s - komunikacija se izvaja na sp 3-hibridizacija, pri kateri so vse štiri hibridne orbitale enakovredne in so usmerjene v prostoru pod kotom 109 o 29' druga na drugo ter usmerjene na oglišča pravilnega tetraedra.

riž. 19. Nastanek molekule metana CH 4

Če se hibridne ogljikove orbitale prekrivajo s sferičnimi s-orbitale vodikovega atoma, potem nastane najpreprostejša organska spojina metan CH 4 - nasičen ogljikovodik (slika 19).

riž. 20. Tetraedrična razporeditev vezi v molekuli metana

Zelo zanimiva je študija vezi ogljikovih atomov med seboj in z atomi drugih elementov. Oglejmo si zgradbo molekul etana, etilena in acetilena.

Koti med vsemi vezmi v molekuli etana so med seboj skoraj popolnoma enaki (slika 21) in se ne razlikujejo od kotov C-H v molekuli metana.

riž. 21. Molekula etana C 2 H 6

Zato so ogljikovi atomi v stanju sp 3-hibridizacija.

Hibridizacija elektronskih orbital ogljikovih atomov je lahko nepopolna, tj. dva ( sp 2–hibridizacija) ali enega ( sp-hibridizacija) treh R- orbitale. V tem primeru med ogljikovimi atomi nastanejo večkratniki(dvojno ali trojno) komunikacije. Ogljikovodike z več vezmi imenujemo nenasičene ali nenasičene. Dvojna vez (C=C) nastane, ko sp 2– hibridizacija. V tem primeru ima vsak ogljikov atom enega od treh R- orbitale niso vključene v hibridizacijo, kar povzroči nastanek treh sp 2– hibridne orbitale, ki se nahajajo v isti ravnini pod kotom 120° druga na drugo, in nehibridne 2 R-orbitala se nahaja pravokotno na to ravnino. Dva atoma ogljika se povežeta skupaj in tvorita eno s-vez zaradi prekrivanja hibridnih orbital in eno p-vez zaradi prekrivanja R-orbitale. Interakcija prostih hibridnih orbital ogljika z 1s-orbitalami vodikovih atomov vodi do nastanka molekule etilena C 2 H 4 (slika 22), najpreprostejšega predstavnika nenasičenih ogljikovodikov.

riž. 22. Nastanek molekule etilena C 2 H 4

Prekrivanje elektronskih orbital je pri p-vezi manjše in cone s povečano elektronsko gostoto ležijo dlje od atomskih jeder, zato je ta vez manj močna od s-vezi.

Trojno vez tvorita ena s-vez in dve p-vezi. V tem primeru so elektronske orbitale v stanju sp-hibridizacije, katere nastanek nastane zaradi enega s- in enega R- orbitale (slika 23).

riž. 23. Nastanek molekule acetilena C 2 H 2

Dve hibridni orbitali se nahajata pod kotom 180° glede na drugo, preostali dve nehibridni pa R-orbitale se nahajajo v dveh medsebojno pravokotnih ravninah. Tvorba trojne vezi poteka v molekuli acetilena C 2 H 2.

Posebna vrsta vezi nastane pri nastajanju molekule benzena (C 6 H 6), najpreprostejšega predstavnika aromatskih ogljikovodikov.

Benzen vsebuje šest ogljikovih atomov, povezanih skupaj v obroč (benzenski obroč), pri čemer je vsak ogljikov atom v stanju sp 2 hibridizacije (slika 24).

Vsi ogljikovi atomi, vključeni v molekulo benzena, se nahajajo v isti ravnini. Vsak atom ogljika v hibridizacijskem stanju sp 2 ima še eno nehibridno p-orbitalo z neparnim elektronom, ki tvori p-vez (slika 25).

Os takšne p-orbitale se nahaja pravokotno na ravnino molekule benzena.

riž. 24. sp 2 - orbitale molekule benzena C 6 H 6

riž. 25. - vezi v molekuli benzena C 6 H 6

Vseh šest nehibridnih p orbital tvori skupno vezno molekularno p orbitalo in vseh šest elektronov se združi v sekstet p elektronov.

Mejna površina takšne orbitale se nahaja nad in pod ravnino ogljikovega s - skeleta. Kot rezultat krožnega prekrivanja nastane en sam delokaliziran p-sistem, ki pokriva vse ogljikove atome cikla. Benzen je shematsko prikazan kot šesterokotnik z obročem v notranjosti, kar kaže na delokalizacijo elektronov in pripadajočih vezi.

Nadaljevanje. Glej začetek v № 15, 16/2004

Lekcija 5. Hibridizacija
ogljikove atomske orbitale

Kovalentna kemična vez nastane z uporabo skupnih veznih elektronskih parov, kot so:

Tvorijo kemično vez, tj. Samo nesparjeni elektroni lahko ustvarijo skupni elektronski par s "tujim" elektronom iz drugega atoma. Pri pisanju elektronskih formul se neparni elektroni nahajajo drug za drugim v orbitalni celici.
Atomska orbitala je funkcija, ki opisuje gostoto elektronskega oblaka na vsaki točki v prostoru okoli atomskega jedra. Elektronski oblak je območje prostora, v katerem je mogoče z veliko verjetnostjo zaznati elektron.
Za uskladitev elektronske strukture ogljikovega atoma in valence tega elementa se uporabljajo pojmi o vzbujanju ogljikovega atoma. V normalnem (nevzbujenem) stanju ima ogljikov atom dva nesparjena 2 R 2 elektrona. V vzbujenem stanju (ko se energija absorbira) eden od 2 s 2 elektrona se lahko sprostita R-orbitalno. Nato se v ogljikovem atomu pojavijo štirje neparni elektroni:

Spomnimo se, da je v elektronski formuli atoma (na primer za ogljik 6 C – 1 s 2 2s 2 2str 2) velike številke pred črkami - 1, 2 - označujejo številko energetske ravni. Pisma s in R označujejo obliko elektronskega oblaka (orbitale), številke desno nad črkami pa število elektronov v dani orbitali. Vse s-sferične orbitale:

Na drugi energijski ravni razen 2 s-obstajajo tri orbitale 2 R-orbitale. Ta 2 R-orbitale imajo elipsoidno obliko, podobno kot dumbbeli, in so orientirane v prostoru pod kotom 90° druga na drugo. 2 R-Orbitale označujejo 2 p x, 2p y in 2 p z v skladu z osmi, vzdolž katerih se te orbitale nahajajo.

Ko nastanejo kemične vezi, dobijo elektronske orbitale enako obliko. Tako je v nasičenih ogljikovodikih ena s-orbitalne in tri R-orbitale ogljikovega atoma tvorijo štiri enake (hibridne) sp 3-orbitale:

to - sp 3 -hibridizacija.
Hibridizacija– poravnava (mešanje) atomskih orbital ( s in R) s tvorbo novih atomskih orbital, imenovanih hibridne orbitale.

Hibridne orbitale imajo asimetrično obliko, podolgovato proti pritrjenemu atomu. Elektronski oblaki se odbijajo in se nahajajo v prostoru čim dlje drug od drugega. V tem primeru osi štirih sp 3-hibridne orbitale se izkaže, da so usmerjeni proti vrhom tetraedra (pravilna trikotna piramida).
Skladno s tem so koti med temi orbitalami tetraedrični in enaki 109°28".
Oglišča elektronskih orbital se lahko prekrivajo z orbitalami drugih atomov. Če se elektronski oblaki prekrivajo vzdolž črte, ki povezuje središča atomov, se takšna kovalentna vez imenuje sigma()-povezava. Na primer, v molekuli etana C 2 H 6 nastane kemična vez med dvema ogljikovima atomoma s prekrivanjem dveh hibridnih orbital. To je povezava. Poleg tega vsak od ogljikovih atomov s svojimi tremi sp 3-orbitale se prekrivajo z s-orbitale treh vodikovih atomov, ki tvorijo tri -vezi.

Skupno so za ogljikov atom možna tri valenčna stanja z različnimi vrstami hibridizacije. Razen sp 3-hibridizacija obstaja sp 2 - in sp-hibridizacija.
sp 2 -Hibridizacija- mešanje enega s- in dva R-orbitale. Posledično nastanejo trije hibridi sp 2 -orbitale. te sp 2-orbitali se nahajata v isti ravnini (z osmi X, pri) in so usmerjeni na oglišča trikotnika s kotom med orbitalama 120°. Nehibridizirano
R-orbitala je pravokotna na ravnino treh hibridov sp 2-orbitale (usmerjene vzdolž osi z). Zgornja polovica R-orbitale so nad ravnino, spodnja polovica je pod ravnino.
Vrsta sp 2-ogljikova hibridizacija se pojavi v spojinah z dvojno vezjo: C=C, C=O, C=N. Še več, le ena od vezi med dvema atomoma (na primer C=C) je lahko - vez. (Druge vezne orbitale atoma so usmerjene v nasprotni smeri.) Druga vez nastane kot posledica prekrivanja nehibridnih R-orbitale na obeh straneh črte, ki povezuje atomska jedra.

Kovalentna vez, ki nastane zaradi stranskega prekrivanja R-orbitale sosednjih ogljikovih atomov imenujemo pi()-povezava.

izobraževanje -komunikacije

Zaradi manjšega prekrivanja orbit je -vez manj močna od -vezi.
sp-Hibridizacija– to je mešanje (poravnava v obliki in energiji) enega s- in enega
R-orbitale, da tvorijo dva hibrida sp-orbitale. sp-Orbitale se nahajajo na isti premici (pod kotom 180°) in so usmerjene v nasprotni smeri od jedra ogljikovega atoma. Dva
R-orbitale ostanejo nehibridizirane. Postavljeni so med seboj pravokotno
smeri povezav. Na sliki sp-orbitale so prikazane vzdolž osi l, in nehibridizirana dva
R-orbitale – po oseh X in z.

Trojna vez ogljik-ogljik CC je sestavljena iz -vezi, ki nastane s prekrivanjem
sp-hibridne orbitale in dve -vezi.
Razmerje med takšnimi parametri ogljikovega atoma, kot je število vezanih skupin, vrsta hibridizacije in vrste nastalih kemičnih vezi, je prikazano v tabeli 4.

Tabela 4

Kovalentne ogljikove vezi

Število skupin povezano z ogljikom	Vrsta hibridizacija	Vrste ki sodelujejo kemične vezi	Primeri formul spojin
4	sp 3	Štiri - povezave
3	sp 2	Tri - povezave in ena - povezava
2	sp	Dve - povezave in dve - povezave	H–CC–H

vaje.

1. Kateri elektroni atomov (na primer ogljika ali dušika) se imenujejo nesparjeni?

2. Kaj pomeni koncept "skupnih elektronskih parov" v spojinah s kovalentno vezjo (na primer CH 4 oz H 2 S )?

3. Kakšna elektronska stanja atomov (na primer C oz n ) imenujemo osnovne in katere vzbujene?

4. Kaj pomenijo številke in črke v elektronski formuli atoma (na primer C oz n )?

5. Kaj je atomska orbitala? Koliko orbital je na drugem energijskem nivoju atoma C? in v čem se razlikujejo?

6. Kako se hibridne orbitale razlikujejo od prvotnih orbital, iz katerih so nastale?

7. Katere vrste hibridizacije so znane za ogljikov atom in iz česa so sestavljene?

8. Narišite sliko prostorske razporeditve orbital za eno od elektronskih stanj ogljikovega atoma.

9. Kako se imenujejo kemijske vezi in kaj? Navedite-in-povezave v povezavah:

10. Za ogljikove atome spodnjih spojin navedite: a) vrsto hibridizacije; b) vrste njegovih kemijskih vezi; c) vezni koti.

Odgovori na vaje za temo 1

Lekcija 5

1. Imenujemo elektrone, ki se nahajajo drug za drugim v orbitali nesparjeni elektroni. Na primer, v formuli elektronske difrakcije vzbujenega ogljikovega atoma so štirje neparni elektroni, dušikov atom pa tri:

2. Dva elektrona, ki sodelujeta pri tvorbi ene kemične vezi, se imenujeta skupni elektronski par. Običajno je, preden nastane kemična vez, eden od elektronov v tem paru pripadal enemu atomu, drugi elektron pa je pripadal drugemu atomu:

3. Elektronsko stanje atoma, v katerem je opazen vrstni red zapolnjevanja elektronskih orbital: 1 s 2 , 2s 2 , 2str 2 , 3s 2 , 3str 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4str 2 itd osnovno stanje. IN vznemirjeno stanje eden od valenčnih elektronov atoma zasede prosto orbitalo z višjo energijo; tak prehod spremlja ločitev parnih elektronov. Shematično je zapisano takole:

Medtem ko sta bila v osnovnem stanju samo dva nesparjena valenčna elektrona, so v vzbujenem stanju štirje takšni elektroni.

5. Atomska orbitala je funkcija, ki opisuje gostoto elektronskega oblaka na vsaki točki v prostoru okoli jedra danega atoma. Na drugi energijski ravni ogljikovega atoma so štiri orbitale - 2 s, 2p x, 2p y, 2p z. Te orbitale se razlikujejo:
a) oblika elektronskega oblaka ( s– žoga, R- utež);
b) R-orbitale so različno orientirane v prostoru – po medsebojno pravokotnih oseh x, l in z, so označeni p x, p y, p z.

6. Hibridne orbitale se od prvotnih (nehibridnih) orbital razlikujejo po obliki in energiji. na primer s-orbitala – oblika krogle, R– simetrična osmica, sp-hibridna orbitala – asimetrična osmica.
Energijske razlike: E(s) < E(sp) < E(R). torej sp-orbitala – orbitala povprečne oblike in energije, pridobljena z mešanjem originala s- in str-orbitale.

7. Za atom ogljika poznamo tri vrste hibridizacije: sp 3 , sp 2 in sp (glej besedilo lekcije 5).

9. -vez - kovalentna vez, ki nastane s čelnim prekrivanjem orbital vzdolž črte, ki povezuje središča atomov.
-vez – kovalentna vez, ki nastane s stranskim prekrivanjem R-orbitale na obeh straneh črte, ki povezuje središča atomov.
-Vezi prikazujeta druga in tretja črta med povezanimi atomi.

Vezi med atomi, upodobljene v strukturnih formulah v obliki črt ali palic (palic), nastanejo z interakcijo zunanjih (valentnih) elektronov 2 atomov ene molekule. Glede na naravo te interakcije ločimo dve glavni ali skrajni vrsti vezi med atomi.

1. vrsta. Ionska ali elektrovalentna ali solna vez je najbolj jasno predstavljena (v čisti obliki) v primeru interakcije med atomom močne kovine (na primer alkalije) in atomom močne nekovine (npr. , halogen). Atom alkalijske kovine, ki izgubi en zunanji elektron, postane pozitivno nabit delec, atom halogena, ki pridobi en zunanji elektron, pa postane negativno nabit: Na + - CI -. Moč te vezi je posledica Coulombovih privlačnih sil med različno nabitimi delci in energije, ki se sprosti pri nastajanju novega elektronskega para pri atomu halogena. Primeri so soli organskih in anorganskih kislin.

2. ekstremni tip. Bolj značilna za organske spojine je kovalentna (ali atomska) povezava svetlo (v čisti obliki) predstavljen v 2-atomskih molekulah plinov: H 2, O 2, N 2, C1 2 itd., v katerih je vez tvorjena med popolnoma enakimi atomi. Kot posledica združevanja dveh elektronov dveh atomov z nasprotnimi spini, ko se približata drug drugemu, se sprosti določena količina energije (≈ 400 kJ/mol) in nov elektronski par pridobi molekulsko orbito, ki zasede eno celico v oba atoma. Še več, največja gostota elektronskega oblaka tega para se nahaja med atomi (obstaja tako rekoč prekrivanje atomskih orbit obeh elektronov, sl. a) ali nastanek molekularne orbite - sl. b ).

Čeprav je slika b) bližje resnici, veljata in veljata obe sliki kovalentnih vezi. V čisto kovalentni vezi ni odstopanja središč pozitivnih in negativnih nabojev molekule, sovpadajo - molekula je nepolarna.

Poleg teh dveh skrajnih tipov vezi (ionskih in kovalentnih) obstajajo vmesni tipi: 3) polarni, 4) semipolarni, 5) koordinacijski, ki jih najdemo predvsem v tako imenovanih onijevih spojinah (oksonij, amonij, sulfonij).

IN polarna povezava elektronski par, ki se nahaja hkrati v polju središč obeh atomov (njunih jeder), je odklonjen proti bolj elektronegativnemu atomu, kot je na primer v molekuli HC1 elektronski par več v celici klora kot v celici vodika:

Zaradi tega odstopanja v elektronski gostoti so se središča pozitivnih in negativnih nabojev molekule razšla. Postal je polaren, saj ima dipolni moment (tj. produkt naboja in polovice razdalje med nabojema), ki ni enak nič.

Polpolarna povezava najbolj jasno zastopan v kisikovih spojinah pentavalentnega dušika:

Slika a) čeprav je dovoljena, ni veljavna, ker ima dušikov atom samo dve elektronski ravni (plasti), kjer so na zunanji (2.) plasti samo štiri celice in pet parov elektronov (pet vezi) ne bo našlo mesta tam. V tem pogledu je pravilnejša slika b), ki prikazuje resonanco skrajnih struktur (I in III) in prehod na energetsko ugodnejšo srednjo strukturo. Tako se zaradi simetrične porazdelitve elektronske gostote negativni naboj razdeli na pol med dva enaka atoma kisika. Toda v dušikovem atomu pravzaprav ni celotnega pozitivnega naboja, ampak je pozitivni naboj blizu celote, oziroma na atomih kisika (struktura P) so negativni naboji blizu polovice celotnega naboja.

Usklajevalna povezava je najbolj stabilen v amonijevih spojinah, kjer atom dušika postane štirivalenten, preda en elektron protonu (in v vodnem mediju hidronijevemu kationu), pridobi pozitiven naboj (ali, z drugimi besedami, doda proton enemu par dušikovih elektronov): H 3 N: + H + → N 4 N +

amonijev proton amonijev kation

V amonijevem kationu nova oblikovana vez spremeni naravo treh drugih vezi N - H, ki so bile prej prisotne v dušiku, ki zdaj postanejo bolj podolgovate, in vsi štirje amonijevi vodikovi atomi, ki se med seboj odbijajo, postanejo v najbolj oddaljenih položajih drug od drugega , in sicer na vogalih pravilnega tetraedra, ko je atom dušika v središču tega tetraedra:

Nastala nova vez (koordinacija) se ne razlikuje od spremenjenih vezi N - H, ki so bile prej prisotne v molekuli amoniaka. Tu pride do s 1 p 3 - hibridizacija štirih elektronov, ki ostanejo na dušiku (kot metan ogljik).

Če je molekula metana razmeroma močna tvorba brez naboja, potem je amonijev kation (ki se od nje razlikuje po strukturi le po tem, da jedro osrednjega atoma vsebuje še en proton in en nevtron) manj stabilen in zlahka disociira na amoniaka in hidronijevega kationa, ki premagata določeno energijsko oviro, ki določa moč amonijevih spojin.

Koncept σ-(sigma) in π- (pi) povezave

Kovalentne vezi, ki prevladujejo v organskih spojinah, na splošno določajo kemijsko aktivnost teh snovi. Velik pomen pa imajo šibke večkratne vezi (dvojne, trojne) in značilnosti vezi v funkcionalnih skupinah.

Ogljik je osrednji element organskega sveta, ogljikovi skeleti (hrbtenice molekul) določajo njihovo stabilnost in skoraj brezmejno pestrost. Zato je treba nekoliko podrobneje obravnavati elektronsko naravo njegovih obveznic.

Ogljikov atom ima jedro z nabojem +6 in elektronsko ovojnico: 1s 2, 2s 2, 2p 2, kjer so štirje zunanji elektroni valenčni elektroni (2s 2, 2p 2). Da pa ti elektroni tvorijo štiri vezi, morajo 2s 2 elektrona, ki so v prostornini krogle v seznanjeni obliki, preiti v neparno stanje. In vzbujeni ogljikov atom mora imeti lupino: 1s 2, 2s 1, 2p 3, kjer so poleg neparnega s-elektrona (sferične oblike) še trije p-elektroni (v obliki tridimenzionalnih osmic ali uteži), ki se nahaja vzdolž koordinatnih osi (x, y, z) tridimenzionalnega prostora (slika 3). Vendar pa morajo za tvorbo štirih enakovrednih medsebojnih vezi, kot v metanu, en s-elektron in trije p-elektroni preiti v spremenjeno hibridizirano (s 1 p 3 -hibridizacija) stanje in vsi štirje zunanji elektroni že imajo popolnoma enake smeri (hibridne) oblike oblakov, vodikovi atomi metana pa so v enakih, najbolj oddaljenih položajih drug od drugega:

ki ustrezajo ogliščem pravilnega tetraedra, če je atom ogljika metana postavljen v njegovo središče (slika 4). Stanje ogljika, ko poteka hibridizacija valenčnih elektronov v razmerju s 1 p 3, se imenuje prvo valenčno stanje ogljika, vezi takega atoma z drugimi atomi pa imenujemo b(sigma)-vezi(sl. 5, 6).

torej σ vez je katera koli enojna vez ogljika z drugim atomom. Najpogostejše C-H in C-H σ vezi v molekulah organskih snovi imajo naslednje osnovne podatke (sl. 6b, 6c).

Energija C-H vezi ~93-96 kcal/mol (~370-380 kJ/mol).

Komunikacijska dolžina 1,1 A 0 (0,11 nm)

Energija vezave S-S ~84-86 kcal/mol (~340-360 kJ/mol)

Dolžina vezi 1,54 A 0 (0,154 nm)

Drugo valenčno stanje ogljika značilnost etilena in drugih spojin z dvojno vezjo. V etilenskem ogljiku poteka hibridizacija valenčnih elektronov vzbujenega atoma (2s 1, 2p 3) v razmerju s 1 p 2, ko en p-elektron (od treh) ne sodeluje pri hibridizaciji in ostane v p -oblika. In hibridni oblaki usmerjene (podolgovate) oblike se nahajajo v ravnini pod kotom 120 ° drug na drugega (slika 7).

In p-elektroni dveh ogljikovih atomov so poleg vezi σ med tema ogljikoma povezani v p-obliki (slika 7). Ta dodatna (večkratna) vez, ki nastane zaradi združevanja elektronov v p-obliki, se imenuje π (pi)- komunikacije Energija, ki se sprosti pri njenem nastanku, je manjša od energije σ vezi, saj je energija dvojne vezi C = C ~140 kcal/mol (~560-580 kJ/mol). Če od tukaj odštejemo energijo C - C σ vezi (~85 kcal/mol), potem π -vez ostane ~55 kcal/mol (140-85=55).

Tretje valenčno stanje ogljika značilnost acetilena in drugih spojin s trojno vezjo. Pri acetilenskem ogljiku od štirih valenčnih elektronov (2s 1, 2p 3) vzbujenega atoma pri hibridizaciji sodelujeta po en s- in p-elektron (s 1 p 1 - hibridizacija). In hibridna (podolgovata) dva oblaka se nahajata na isti ravni črti in tvorita σ-povezave (slika 8). To pomeni, da zasedajo najbolj oddaljene položaje (z-koordinato) od 2 elektronov, ki ostaneta v p-obliki, ki se nahajata vzdolž koordinatnih osi (x, y) tridimenzionalnega prostora, seznanjena v p-obliki, da tvorita dva π - povezave v medsebojno pravokotnih ravninah(slika 8). Energija, ki se sprosti pri tvorbi trojne vezi, je ~200 kcal/mol. Če od tu odštejemo 85 kcal/mol - energijo σ vezi, potem za dve π vezi ostane ~115 kcal/m, tj. ~57 kcal/mol za vsako vez π. Tukaj so glavne značilnosti enojnih, dvojnih in trojnih vezi za primerjavo:

Dolžina C - C vezi 1,54 A 0, energija tvorbe vezi ~85 kcal/mol

C = C dolžina vezi 1,34 A 0 , energija tvorbe vezi ~140 kcal/mol

C ≡ C dolžina vezi 1,21 A 0, energija tvorbe vezi ~200 kcal/mol Elektroni π vezi so bolj voluminozni, šibkeje vezani na atomska jedra, bolj dostopni za napad reagenta in so zlahka izpostavljeni električnim in magnetnim poljem, za na primer vpadna svetloba ali napad nabitih delcev. Zato π -vezi, ki imajo popolnoma drugačno naravo v primerjavi s σ-vezmi, so manj stabilne in povzročajo visoko kemijsko aktivnost nenasičenih spojin v primerjavi z nasičenimi (nasičenimi) spojinami.