Perustilassa hiiliatomissa C (1s 2 2s 2 2p 2) on kaksi paritonta elektronia, joiden ansiosta vain kaksi yhteistä elektroniparia voi muodostua. Useimmissa sen yhdisteissä hiili on kuitenkin neliarvoista. Tämä selittyy sillä, että hiiliatomi, joka absorboi pienen määrän energiaa, menee virittyneeseen tilaan, jossa sillä on 4 paritonta elektronia, ts. pystyy muodostamaan neljä kovalenttisia sidoksia ja osallistuvat neljän yhteisen elektroniparin muodostumiseen:

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

↓

1

↓

s

↓

s

s

s

Viritysenergiaa kompensoi kemiallisten sidosten muodostuminen, mikä tapahtuu energian vapautuessa.

Hiiliatomeilla on kyky muodostaa kolmenlaisia ​​elektroniradan hybridisaatioita ( sp 3, sp 2, sp) ja moninkertaisten (kaksois- ja kolmois-) sidosten muodostuminen keskenään (taulukko 2.2).

Taulukko 2.2

Hybridisaatiotyypit ja molekyyligeometria

Yksinkertainen (yksi) s-kytkentä suoritetaan, kun sp 3-hybridisaatio, jossa kaikki neljä hybridiorbitaalia ovat ekvivalentteja ja suunnattu avaruudessa 109°29' kulmassa toisiinsa nähden ja suunnattu säännöllisen tetraedrin kärkiin (kuva 2.8).

Riisi. 2.8. Metaanimolekyylin CH4 muodostuminen

Jos hybridihiiliradat menevät päällekkäin pallomaisten kanssa s-vetyatomin kiertoradalla, niin muodostuu yksinkertaisin orgaaninen yhdiste metaani CH 4 - tyydyttynyt hiilivety.

Erittäin mielenkiintoista on tutkia hiiliatomien sidoksia keskenään ja muiden alkuaineiden atomien kanssa. Tarkastellaan etaanin, eteenin ja asetyleenin molekyylien rakennetta.

Kaikkien etaanimolekyylin sidosten väliset kulmat ovat lähes täsmälleen samat toistensa kanssa (kuva 2.9) eivätkä eroa metaanimolekyylin C - H -kulmista.

Siksi hiiliatomit ovat tilassa sp 3-hybridisaatio.

Riisi. 2.9. Etaanimolekyyli C 2 H 6

Hiiliatomien elektronisten orbitaalien hybridisaatio voi olla epätäydellinen, ts. kaksi ( sp 2-hybridisaatio) tai yksi ( sp-hybridisaatio) kolmesta R- kiertoradat. Tässä tapauksessa hiiliatomien väliin muodostuu useita yhteyksiä (kaksinkertainen tai kolminkertainen). Hiilivetyjä, joissa on useita sidoksia, kutsutaan tyydyttymättömiksi tai tyydyttymättömiksi. Kaksoissidos (C=C) muodostuu, kun sp 2-hybridisaatio.

Tässä tapauksessa jokaisella hiiliatomilla on yksi kolmesta R-orbitaalit eivät osallistu hybridisaatioon, mikä johtaa kolmen muodostumiseen sp 2-hybridiradat, jotka sijaitsevat samassa tasossa 120° kulmassa toisiinsa nähden, ja ei-hybridi 2 R-Orbitaali sijaitsee kohtisuorassa tähän tasoon nähden. Kaksi hiiliatomia sitoutuvat toisiinsa muodostaen yhden s-sidoksen päällekkäisten hybridiorbitaalien vuoksi ja yhden p-sidoksen päällekkäisyyden vuoksi R- kiertoradat.

Hiilen vapaiden hybridiorbitaalien vuorovaikutus 1 s-vetyatomien kiertoradat johtaa eteenimolekyylin C 2 H 4 muodostumiseen (kuva 2.10) - yksinkertaisin tyydyttymättömien hiilivetyjen edustaja.

Riisi. 2.10. Etyleenimolekyylin C 2 H 4 muodostuminen

Elektroniradan päällekkäisyys p-sidoksessa on pienempi ja vyöhykkeet, joissa elektronitiheys on kasvanut, sijaitsevat kauempana atomiytimistä, joten tämä sidos on vähemmän vahva kuin s-sidos.

Kolmoissidos muodostuu yhdestä s-sidoksesta ja kahdesta p-sidoksesta. Tässä tapauksessa elektroniradat ovat sp-hybridisaatiotilassa, jonka muodostuminen tapahtuu s- ja yksi R-orbitaalit (kuva 2.11).

Kaksi hybridiorbitaalia sijaitsevat 180° kulmassa toisiinsa nähden ja loput kaksi ei-hybridiä R-orbitaalit sijaitsevat kahdessa keskenään kohtisuorassa tasossa. Kolmoissidoksen muodostuminen tapahtuu asetyleenimolekyylissä C 2 H 2 (katso kuva 2.11).

Riisi. 2.11. Asetyleenimolekyylin C 2 H 2 muodostuminen

Erityinen sidostyyppi syntyy bentseenimolekyylin (C 6 H 6) muodostumisen aikana, joka on aromaattisten hiilivetyjen yksinkertaisin edustaja.

Bentseeni sisältää kuusi hiiliatomia liittyneenä toisiinsa renkaaksi (bentseenirengas), joista jokainen on sp 2 -hybridisaatiotilassa (kuva 2.12).

Riisi. 2.12. sp 2 – bentseenimolekyylin C 6 H 6 orbitaalit

Kaikki bentseenimolekyyliin sisältyvät hiiliatomit sijaitsevat samassa tasossa. Jokaisella sp 2 -hybridisaatiotilassa olevalla hiiliatomilla on vielä yksi ei-hybridi p-orbitaali parittoman elektronin kanssa, joka muodostaa p-sidoksen (kuva 2.13).

Akseli on tällainen R-orbitaalit sijaitsevat kohtisuorassa bentseenimolekyylin tasoon nähden.

Kaikki kuusi ovat ei-hybridejä R-orbitaalit muodostavat yhteisen sidosmolekyylin p-orbitaalin, ja kaikki kuusi elektronia yhdistyvät muodostaen p-elektronisekstetin.

Tällaisen kiertoradan rajapinta sijaitsee hiilen s-rungon tason ylä- ja alapuolella. Pyöreän päällekkäisyyden seurauksena syntyy yksittäinen delokalisoitu p-järjestelmä, joka kattaa kaikki syklin hiiliatomit (kuva 2.13).

Bentseeni on kaavamaisesti kuvattu kuusikulmiona, jonka sisällä on rengas, mikä osoittaa, että elektronien ja vastaavien sidosten siirtyminen tapahtuu.

Riisi. 2.13. -sidoksia bentseenimolekyylissä C 6 H 6

Ioninen kemiallinen sidos

Ionisidos- kemiallinen sidos, joka muodostuu vastakkaisesti varautuneiden ionien keskinäisen sähköstaattisen vetovoiman seurauksena, jossa stabiili tila saavutetaan siirtämällä kokonaiselektronitiheys kokonaan elektronegatiivisemman alkuaineen atomiin.

Puhtaasti ioninen sidos on kovalenttisen sidoksen ääritapaus.

Käytännössä elektronien täydellistä siirtymistä atomista toiseen atomiin sidoksen kautta ei toteuteta, koska jokaisella elementillä on suurempi tai pienempi (mutta ei nolla) EO, ja mikä tahansa kemiallinen sidos on jossain määrin kovalenttinen.

Tällainen sidos syntyy, jos atomien EO:ssa on suuri ero, esimerkiksi kationien välillä s-jaksollisen järjestelmän ensimmäisen ja toisen ryhmän metallit ja ryhmien VIА ja VIIА ei-metallien anionit (LiF, NaCl, CsF jne.).

Toisin kuin kovalenttinen sidos, ionisidoksella ei ole suuntaamista . Tämä selittyy sillä, että ionin sähkökentällä on pallosymmetria, ts. pienenee etäisyyden myötä saman lain mukaan mihin tahansa suuntaan. Siksi ionien välinen vuorovaikutus on suunnasta riippumaton.

Kahden vastakkaisen merkin ionin vuorovaikutus ei voi johtaa niiden voimakenttien täydelliseen keskinäiseen kompensointiin. Tämän vuoksi ne säilyttävät kyvyn houkutella vastakkaisen merkin ioneja muihin suuntiin. Siksi, toisin kuin kovalenttinen sidos, ionisidokselle on ominaista myös tyydyttymättömyys .

Suuntaisuuden ja kyllästymisen puute ionisissa sidoksissa määrää ionisten molekyylien taipumuksen assosioitua. Kaikilla kiinteässä olomuodossa olevilla ionisilla yhdisteillä on ionikidehila, jossa jokaista ionia ympäröi useita vastakkaisen merkkisiä ioneja. Tässä tapauksessa kaikki tietyn ionin sidokset viereisten ionien kanssa ovat ekvivalentteja.

Metalliliitäntä

Metalleille on ominaista joukko erityisominaisuuksia: sähkö- ja lämmönjohtavuus, tyypillinen metallikiilto, muokattavuus, korkea sitkeys ja suuri lujuus. Nämä metallien erityisominaisuudet voidaan selittää erityisellä kemiallisella sidoksella, jota kutsutaan metalli .

Metallisidos on seurausta atomien limittyneistä delokalisoituneista kiertoradoista, jotka lähestyvät toisiaan metallin kidehilassa.

Useimmissa metalleissa on huomattava määrä vapaita kiertoradoja ja pieni määrä elektroneja niiden ulkoisella elektronitasolla.

Siksi on energeettisesti edullisempaa, että elektronit eivät ole lokalisoituneita, vaan kuuluvat koko metalliatomiin. Metallin hilan solmukohdissa on positiivisesti varautuneita ioneja, jotka on upotettu elektroni "kaasuun", joka on jakautunut metalliin:

Minä ↔ Me n + + n .

Positiivisesti varautuneiden metalli-ionien (Me n +) ja lokalisoimattomien elektronien (n) välillä on sähköstaattinen vuorovaikutus, joka varmistaa aineen stabiilisuuden. Tämän vuorovaikutuksen energia on kovalenttisten ja molekyylikiteiden energioiden välissä. Siksi elementit, joissa on puhtaasti metallinen sidos ( s-, Ja s-elementit) ovat suhteellisen korkeat sulamispisteet ja kovuus.

Elektronien läsnäolo, jotka voivat liikkua vapaasti koko kiteen tilavuudessa, tarjoaa metallin erityisominaisuudet

Vetysidos

Vetysidos – erityinen molekyylien välinen vuorovaikutus. Vetyatomit, jotka ovat kovalenttisesti sitoutuneet jonkin alkuaineen atomiin, jolla on korkea elektronegatiivisuusarvo (useimmiten F, O, N, mutta myös Cl, S ja C), sisältävät suhteellisen korkean tehollisen varauksen. Tämän seurauksena tällaiset vetyatomit voivat olla sähköstaattisessa vuorovaikutuksessa näiden alkuaineiden atomien kanssa.

Siten yhden vesimolekyylin Hd + -atomi on suunnattu ja vuorovaikuttaa vastaavasti (kuten kolmella pisteellä) toisen vesimolekyylin O d -atomin kanssa:

Kahden elektronegatiivisen alkuaineen atomin välillä sijaitsevan H-atomin muodostamia sidoksia kutsutaan vedyksi:

d- d+ d-

A − H × × × B

Vetysidoksen energia on huomattavasti pienempi kuin tavanomaisen kovalenttisen sidoksen energia (150–400 kJ/mol), mutta tämä energia riittää aiheuttamaan vastaavien yhdisteiden molekyylien aggregoitumista nestemäisessä tilassa esim. nestemäinen fluorivety HF (kuva 2.14). Fluoriyhdisteillä se saavuttaa noin 40 kJ/mol.

Riisi. 2.14. HF-molekyylien aggregoituminen vetysidosten vuoksi

Vetysidoksen pituus on myös lyhyempi kuin kovalenttisen sidoksen pituus. Siten polymeerissä (HF) n sidoksen pituus on F−H = 0,092 nm ja sidoksen pituus on F∙∙∙H = 0,14 nm. Veden osalta sidoksen pituus on O-H=0,096 nm ja sidoksen pituus O∙∙∙H=0,177 nm.

Molekyylien välisten vetysidosten muodostuminen johtaa merkittävään muutokseen aineiden ominaisuuksissa: viskositeetin, dielektrisyysvakion, kiehumis- ja sulamispisteiden nousuun.

Liittyviä tietoja.

169375 0

Jokaisessa atomissa on tietty määrä elektroneja.

Kemiallisiin reaktioihin osallistuessaan atomit luovuttavat, saavat tai jakavat elektroneja saavuttaen vakaimman elektronisen konfiguraation. Alhaisimman energian omaava konfiguraatio (kuten jalokaasuatomeissa) osoittautuu vakaimmaksi. Tätä mallia kutsutaan "oktettisäännöksi" (kuva 1).

Riisi. 1.

Tämä sääntö koskee kaikkia liitostyypit. Atomien välisten elektronisten yhteyksien avulla ne voivat muodostaa pysyviä rakenteita yksinkertaisimmista kiteistä monimutkaisiin biomolekyyleihin, jotka lopulta muodostavat eläviä järjestelmiä. Ne eroavat kiteistä jatkuvassa aineenvaihdunnassaan. Samaan aikaan monet kemialliset reaktiot etenevät mekanismien mukaan sähköinen siirto, joilla on tärkeä rooli kehon energiaprosesseissa.

Kemiallinen sidos on voima, joka pitää yhdessä kaksi tai useampia atomia, ioneja, molekyylejä tai mitä tahansa näiden yhdistelmää.

Kemiallisen sidoksen luonne on universaali: se on negatiivisesti varautuneiden elektronien ja positiivisesti varautuneiden ytimien välinen sähköstaattinen vetovoima, jonka määrää atomien ulkokuoren elektronien konfiguraatio. Atomin kykyä muodostaa kemiallisia sidoksia kutsutaan valenssi, tai hapetustila. Käsite valenssielektronit- elektronit, jotka muodostavat kemiallisia sidoksia, eli sijaitsevat korkeimman energian kiertoradalla. Vastaavasti nämä orbitaalit sisältävän atomin ulkokuorta kutsutaan valenssikuori. Tällä hetkellä kemiallisen sidoksen olemassaolon osoittaminen ei riitä, vaan on tarpeen selventää sen tyyppiä: ioninen, kovalenttinen, dipoli-dipoli, metalli.

Ensimmäinen yhteystyyppi onioninen yhteys

Lewisin ja Kosselin elektronisen valenssiteorian mukaan atomit voivat saavuttaa vakaan elektronisen konfiguraation kahdella tavalla: ensinnäkin menettämällä elektroneja, muuttumalla kationeja, toiseksi niiden hankkiminen, muuttuminen anionit. Elektroninsiirron seurauksena ionien välisen sähköstaattisen vetovoiman vuoksi, joiden varaukset ovat vastakkaisia, muodostuu kemiallinen sidos, jota Kossel kutsuu. sähkövalenttinen"(nyt nimeltään ioninen).

Tässä tapauksessa anionit ja kationit muodostavat vakaan elektronisen konfiguraation, jossa on täytetty ulompi elektronikuori. Tyypilliset ionisidokset muodostuvat jaksollisen järjestelmän kationeista T ja II sekä ryhmien VI ja VII ei-metallisten alkuaineiden anioneista (16 ja 17 alaryhmää, vastaavasti, kalkogeenit Ja halogeenit). Ioniyhdisteiden sidokset ovat tyydyttymättömiä ja suuntaamattomia, joten ne säilyttävät mahdollisuuden sähköstaattiseen vuorovaikutukseen muiden ionien kanssa. Kuvassa Kuvat 2 ja 3 esittävät esimerkkejä ionisidoksista, jotka vastaavat Kosselin elektroninsiirron mallia.

Riisi. 2.

Riisi. 3. Ionisidos ruokasuolan (NaCl) molekyylissä

Tässä on aiheellista muistaa joitain ominaisuuksia, jotka selittävät aineiden käyttäytymistä luonnossa, erityisesti harkitsemaan ajatusta hapot Ja syyt.

Kaikkien näiden aineiden vesiliuokset ovat elektrolyyttejä. Ne vaihtavat väriä eri tavalla indikaattoreita. Indikaattorien toimintamekanismin löysi F.V. Ostwald. Hän osoitti, että indikaattorit ovat heikkoja happoja tai emäksiä, joiden väri eroaa dissosioitumattomissa ja dissosioituneissa tiloissa.

Emäkset voivat neutraloida happoja. Kaikki emäkset eivät liukene veteen (esim. jotkut orgaaniset yhdisteet, jotka eivät sisällä OH-ryhmiä, ovat liukenemattomia, erityisesti trietyyliamiini N(C2H5)3); liukoisia emäksiä kutsutaan alkalit.

Happojen vesiliuokset käyvät läpi tyypillisiä reaktioita:

a) metallioksideilla - suolan ja veden muodostuksella;

b) metallien kanssa - suolan ja vedyn muodostuessa;

c) karbonaattien kanssa - suolan muodostuksella, CO 2 ja N 2 O.

Happojen ja emästen ominaisuuksia kuvataan useilla teorioilla. Teorian mukaisesti S.A. Arrhenius, happo, on aine, joka hajoaa muodostaen ioneja N+ , kun taas emäs muodostaa ioneja HÄN- . Tämä teoria ei ota huomioon orgaanisten emästen olemassaoloa, joissa ei ole hydroksyyliryhmiä.

Mukaisesti protoni Brønstedin ja Lowryn teorian mukaan happo on aine, joka sisältää molekyylejä tai ioneja, jotka luovuttavat protoneja ( lahjoittajia protonit), ja emäs on aine, joka koostuu molekyyleistä tai ioneista, jotka hyväksyvät protoneja ( hyväksyjät protonit). Huomaa, että vesiliuoksissa vetyionit ovat hydratoituneessa muodossa, toisin sanoen hydronium-ionien muodossa H3O+ . Tämä teoria ei kuvaa vain reaktioita veden ja hydroksidi-ionien kanssa, vaan myös reaktioita, jotka suoritetaan ilman liuotinta tai vedettömän liuottimen kanssa.

Esimerkiksi ammoniakin välisessä reaktiossa N.H. 3 (heikko emäs) ja kloorivety kaasufaasissa muodostuu kiinteää ammoniumkloridia, ja kahden aineen tasapainoseoksessa on aina 4 hiukkasta, joista kaksi on happoja ja kaksi muuta emästä:

Tämä tasapainoseos koostuu kahdesta konjugaattiparista happoja ja emäksiä:

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

2) HCl Ja Cl ‑

Tässä kussakin konjugaattiparissa happo ja emäs eroavat yhden protonin verran. Jokaisella hapolla on konjugaattiemäs. Vahvalla hapolla on heikko konjugaattiemäs ja heikolla hapolla vahva konjugaattiemäs.

Brønsted-Lowryn teoria auttaa selittämään veden ainutlaatuisen roolin biosfäärin elämässä. Vesi voi sen kanssa vuorovaikutuksessa olevasta aineesta riippuen osoittaa joko hapon tai emäksen ominaisuuksia. Esimerkiksi reaktioissa etikkahapon vesiliuosten kanssa vesi on emäs ja reaktioissa ammoniakin vesiliuosten kanssa se on happo.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Tässä etikkahappomolekyyli luovuttaa protonin vesimolekyylille;

2) NH3 + H2O ↔ NH 4 + + HÄN- . Tässä ammoniakkimolekyyli hyväksyy protonin vesimolekyylistä.

Siten vesi voi muodostaa kaksi konjugaattiparia:

1) H2O(happo) ja HÄN- (konjugoitu emäs)

2) H3O+ (happo) ja H2O(konjugaattiemäs).

Ensimmäisessä tapauksessa vesi luovuttaa protonin, ja toisessa se ottaa sen vastaan.

Tätä ominaisuutta kutsutaan amfiprotonismia. Aineita, jotka voivat reagoida sekä happoina että emäksinä, kutsutaan amfoteerinen. Tällaisia ​​aineita löytyy usein elävästä luonnosta. Esimerkiksi aminohapot voivat muodostaa suoloja sekä happojen että emästen kanssa. Siksi peptidit muodostavat helposti koordinaatioyhdisteitä läsnä olevien metalli-ionien kanssa.

Siten ionisen sidoksen tyypillinen ominaisuus on sitoutuvien elektronien täydellinen liike yhteen ytimistä. Tämä tarkoittaa, että ionien välissä on alue, jossa elektronitiheys on lähes nolla.

Toinen yhteystyyppi onkovalenttinen yhteys

Atomit voivat muodostaa stabiileja elektronisia kokoonpanoja jakamalla elektroneja.

Tällainen sidos muodostuu, kun elektronipari jaetaan yksi kerrallaan kaikilta atomi. Tässä tapauksessa jaetut sidoselektronit jakautuvat tasaisesti atomien kesken. Esimerkkejä kovalenttisista sidoksista ovat mm homoydin kaksiatominen molekyylit H 2 , N 2 , F 2. Samantyyppinen yhteys löytyy allotroopeista O 2 ja otsoni O 3 ja polyatomiselle molekyylille S 8 ja myös heteronukleaariset molekyylit vetykloridi HCl, hiilidioksidi CO 2, metaani CH 4, etanoli KANSSA 2 N 5 HÄN, rikkiheksafluoridi SF 6, asetyleeni KANSSA 2 N 2. Kaikilla näillä molekyyleillä on samat elektronit, ja niiden sidokset ovat kyllästyneet ja suunnatut samalla tavalla (kuva 4).

Biologeille on tärkeää, että kaksois- ja kolmoissidoksilla on pienemmät kovalenttiset atomisäteet verrattuna yksittäisiin sidoksiin.

Riisi. 4. Kovalenttinen sidos Cl2-molekyylissä.

Ioniset ja kovalenttiset sidostyypit ovat kaksi ääritapausta monista olemassa olevista kemiallisista sidostyypeistä, ja käytännössä useimmat sidokset ovat välimuotoja.

Kahden alkuaineen yhdisteet, jotka sijaitsevat jaksollisen järjestelmän saman tai eri jaksojen vastakkaisissa päissä, muodostavat pääasiassa ionisidoksia. Kun alkuaineet siirtyvät lähemmäksi toisiaan jakson sisällä, niiden yhdisteiden ioninen luonne vähenee ja kovalenttinen luonne kasvaa. Esimerkiksi alkuaineiden halogenidit ja oksidit jaksollisen taulukon vasemmalla puolella muodostavat pääasiassa ionisia sidoksia ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), ja samat alkuaineiden yhdisteet taulukon oikealla puolella ovat kovalenttisia ( H20, CO2, NH3, NO2, CH4, fenoli C6H5OH, glukoosi C6H12O6, etanoli C2H5OH).

Kovalenttisella sidoksella on puolestaan ​​vielä yksi muunnos.

Moniatomisissa ioneissa ja monimutkaisissa biologisissa molekyyleissä molemmat elektronit voivat olla peräisin vain yksi atomi. Sitä kutsutaan luovuttaja elektronipari. Atomia, joka jakaa tämän elektroniparin luovuttajan kanssa, kutsutaan tunnustaja elektronipari. Tämän tyyppistä kovalenttista sidosta kutsutaan koordinaatio (luovuttaja-vastaava, taidatiivi) viestintää(Kuva 5). Tämäntyyppinen sidos on tärkein biologian ja lääketieteen kannalta, koska aineenvaihdunnan kannalta tärkeimpien d-alkuaineiden kemia kuvataan suurelta osin koordinaatiosidoksilla.

Kuva. 5.

Yleensä monimutkaisessa yhdisteessä metalliatomi toimii elektroniparin vastaanottajana; päinvastoin, ionisissa ja kovalenttisissa sidoksissa metalliatomi on elektronin luovuttaja.

Kovalenttisen sidoksen olemus ja sen lajike - koordinaatiosidos - voidaan selvittää toisen GN:n ehdottaman happojen ja emästen teorian avulla. Lewis. Hän laajensi jonkin verran termien "happo" ja "emäs" semanttista käsitettä Brønsted-Lowryn teorian mukaan. Lewisin teoria selittää kompleksisten ionien muodostumisen ja aineiden osallistumisen nukleofiilisiin substituutioreaktioihin eli CS:n muodostumiseen.

Lewisin mukaan happo on aine, joka pystyy muodostamaan kovalenttisen sidoksen vastaanottamalla elektroniparin emäksestä. Lewis-emäs on aine, jossa on yksittäinen elektronipari, joka luovuttamalla elektroneja muodostaa kovalenttisen sidoksen Lewis-hapon kanssa.

Toisin sanoen Lewisin teoria laajentaa happo-emäsreaktioiden valikoimaa myös reaktioihin, joihin protonit eivät osallistu lainkaan. Lisäksi protoni itsessään on tämän teorian mukaan myös happo, koska se pystyy vastaanottamaan elektroniparin.

Siksi tämän teorian mukaan kationit ovat Lewisin happoja ja anionit Lewis-emäksiä. Esimerkkinä voisivat olla seuraavat reaktiot:

Edellä todettiin, että aineiden jakautuminen ionisiin ja kovalenttisiin on suhteellista, koska kovalenttisissa molekyyleissä ei tapahdu täydellistä elektronien siirtoa metalliatomeista akseptoriatomeihin. Yhdisteissä, joissa on ionisidoksia, jokainen ioni on vastakkaisen merkin ionien sähkökentässä, joten ne ovat keskenään polarisoituneita ja niiden kuoret ovat epämuodostuneita.

Polarisoituvuus määräytyy ionin elektronisen rakenteen, varauksen ja koon mukaan; anioneille se on suurempi kuin kationeille. Suurin polarisoituvuus kationeista on kationeille, joilla on suurempi varaus ja pienempi koko, esim. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Sillä on voimakas polarisoiva vaikutus N+ . Koska ionipolarisaation vaikutus on kaksisuuntainen, se muuttaa merkittävästi niiden muodostamien yhdisteiden ominaisuuksia.

Kolmas yhteystyyppi ondipoli-dipoli yhteys

Lueteltujen viestintätyyppien lisäksi on myös dipoli-dipoli molekyylien välinen vuorovaikutuksia, joita kutsutaan myös van der Waals .

Näiden vuorovaikutusten voimakkuus riippuu molekyylien luonteesta.

Vuorovaikutuksia on kolmenlaisia: pysyvä dipoli - pysyvä dipoli ( dipoli-dipoli vetovoima); pysyvä dipoli-indusoitu dipoli ( induktio vetovoima); hetkellinen dipoli-indusoitu dipoli ( hajaantuva vetovoima tai Lontoon joukot; riisi. 6).

Riisi. 6.

Vain molekyyleillä, joissa on polaarisia kovalenttisia sidoksia, on dipoli-dipolimomentti ( HCl, NH3, SO 2, H20, C6H5Cl), ja sidoslujuus on 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10–30 kulonia - C × m).

Biokemiassa on toisenlainen yhteys - vety yhteys, joka on rajoittava tapaus dipoli-dipoli vetovoima. Tämä sidos muodostuu vetyatomin ja pienen elektronegatiivisen atomin, useimmiten hapen, fluorin ja typen, välisestä vetovoimasta. Suurilla atomeilla, joilla on samanlainen elektronegatiivisuus (kuten kloori ja rikki), vetysidos on paljon heikompi. Vetyatomi erottuu yhdestä merkittävästä piirteestä: kun sitoutuvat elektronit vedetään pois, sen ydin - protoni - paljastuu eikä ole enää elektronien suojassa.

Siksi atomi muuttuu suureksi dipoliksi.

Vetysidos, toisin kuin van der Waalsin sidos, ei muodostu vain molekyylien välisten vuorovaikutusten aikana, vaan myös yhden molekyylin sisällä - molekyylin sisäinen vetysidos. Vetysidoksilla on tärkeä rooli biokemiassa, esimerkiksi proteiinien rakenteen stabiloinnissa a-heliksin muodossa tai DNA:n kaksoiskierteen muodostuksessa (kuvio 7).

Kuva 7.

Vety- ja van der Waalsin sidokset ovat paljon heikompia kuin ioniset, kovalenttiset ja koordinaatiosidokset. Molekyylien välisten sidosten energia on esitetty taulukossa. 1.

Pöytä 1. Molekyylienvälisten voimien energia

Huomautus: Molekyylien välisten vuorovaikutusten aste heijastuu sulamisen ja haihtumisen (kiehumisen) entalpiasta. Ioniyhdisteet vaativat huomattavasti enemmän energiaa ionien erottamiseen kuin molekyylien erottamiseen. Ioniyhdisteiden sulamisen entalpia on paljon suurempi kuin molekyyliyhdisteiden.

Neljäs yhteystyyppi onmetallinen liitos

Lopuksi on olemassa toisen tyyppisiä molekyylien välisiä sidoksia - metalli: metallihilan positiivisten ionien yhdistäminen vapaiden elektronien kanssa. Tämän tyyppistä yhteyttä ei esiinny biologisissa objekteissa.

Lyhyestä sidostyyppien tarkastelusta selviää yksi yksityiskohta: metalliatomin tai -ionin - elektronin luovuttajan, samoin kuin atomin - elektronin vastaanottajan tärkeä parametri on sen koko.

Yksityiskohtiin menemättä toteamme, että atomien kovalenttiset säteet, metallien ionisäteet ja vuorovaikutuksessa olevien molekyylien van der Waalsin säteet kasvavat, kun niiden atomiluku kasvaa jaksollisen järjestelmän ryhmissä. Tässä tapauksessa ionisäteiden arvot ovat pienimmät ja van der Waalsin säteet ovat suurimmat. Pääsääntöisesti ryhmää alaspäin liikkuessa kaikkien alkuaineiden säteet kasvavat, sekä kovalenttisten että van der Waalsin.

Suurin merkitys biologeille ja lääkäreille ovat koordinaatio(luovuttaja-vastaava) sidokset koordinaatiokemian mukaan.

Lääketieteelliset bioepäorgaaniset aineet. G.K. Barashkov

LUKU 2. ORGAANISTEN YHDISTEIDEN KEMIALLINEN SIDOS JA KEMIALLINEN VAIKUTUS

LUKU 2. ORGAANISTEN YHDISTEIDEN KEMIALLINEN SIDOS JA KEMIALLINEN VAIKUTUS

Orgaanisten yhdisteiden kemialliset ominaisuudet määräytyvät kemiallisten sidosten tyypin, sitoutuneiden atomien luonteen ja niiden keskinäisen vaikutuksen perusteella molekyylissä. Nämä tekijät puolestaan ​​määräytyvät atomien elektronisen rakenteen ja niiden atomikiertoradan vuorovaikutuksen perusteella.

2.1. Hiiliatomin elektroninen rakenne

Atomiavaruuden osaa, jossa elektronin löytämisen todennäköisyys on suurin, kutsutaan atomiorbitaaliksi (AO).

Kemiassa käytetään laajasti käsitettä hiiliatomin ja muiden alkuaineiden hybridiradat. Hybridisaation käsite tapana kuvata kiertoradan uudelleenjärjestelyä on välttämätön, kun atomin perustilassa olevien parittomien elektronien määrä on pienempi kuin muodostuneiden sidosten määrä. Esimerkkinä on hiiliatomi, joka kaikissa yhdisteissä ilmenee neliarvoisena alkuaineena, mutta kiertoradan täyttösääntöjen mukaisesti sen ulompi elektronitaso perustilassa 1s 2 2s 2 2p 2 sisältää vain kaksi paritonta elektronia (kuva 1). 2.1, A ja liite 2-1). Näissä tapauksissa oletetaan, että erilaiset atomikiertoradat, joilla on samanlainen energia, voivat sekoittua keskenään muodostaen samanmuotoisia ja -energiaisia ​​hybridiradat.

Hybridisoidut kiertoradat muodostavat suuremman päällekkäisyyden vuoksi vahvemmat sidokset verrattuna ei-hybridisoituihin kiertoradoihin.

Riippuen hybridisaatioon tulleiden orbitaalien lukumäärästä, hiiliatomi voi olla jossakin kolmesta tilasta

Riisi. 2.1.Elektronien jakautuminen hiiliatomin kiertoradalla maassa (a), viritetyssä (b) ja hybridisoituneessa tilassa (c - sp3, g-sp2, d-sp)

hybridisaatio (katso kuva 2.1, c-d). Hybridisaation tyyppi määrää hybridi-AO:iden orientaation avaruudessa ja siten molekyylien geometrian eli niiden avaruudellisen rakenteen.

Molekyylien avaruudellinen rakenne on atomien ja atomiryhmien suhteellinen järjestys avaruudessa.

sp 3- Hybridisaatio.Kun virittyneen hiiliatomin neljä ulkoista AO:ta (katso kuva 2.1, b) - yksi 2s ja kolme 2p-orbitaalia - sekoitetaan, syntyy neljä ekvivalenttia sp 3 -hybridiorbitaalia. Niillä on kolmiulotteisen "kahdeksan" muoto, jonka toinen teri on paljon suurempi kuin toinen.

Jokainen hybridiorbitaali on täytetty yhdellä elektronilla. Sp 3 -hybridisaatiotilassa olevan hiiliatomin elektroninen konfiguraatio on 1s 2 2(sp 3) 4 (ks. kuva 2.1, c). Tämä hybridisaatiotila on ominaista hiiliatomeille tyydyttyneissä hiilivedyissä (alkaaneissa) ja vastaavasti alkyyliradikaaleissa.

Keskinäisen hylkimisen vuoksi sp 3 -hybridi-AO:t suuntautuvat avaruudessa kohti huippuja tetraedri, ja niiden väliset kulmat ovat 109,5? (edullisin sijainti; kuva 2.2, a).

Tilarakenne on kuvattu käyttämällä stereokemiallisia kaavoja. Näissä kaavoissa sp 3 -hybridisoitu hiiliatomi ja sen kaksi sidosta on sijoitettu piirustuksen tasoon ja merkitty graafisesti säännöllisellä viivalla. Paksu viiva tai paksu kiila ilmaisee yhteyttä, joka ulottuu eteenpäin piirustuksen tasosta ja on suunnattu tarkkailijaa kohti; katkoviiva tai varjostettu kiila (.........) - yhteys, joka ulottuu havainnoitsijasta piirustuksen tason ulkopuolelle -

Riisi. 2.2.Hiiliatomihybridisaation tyypit. Keskellä oleva piste on atomin ydin (pienet hybridiorbitaalien osat on jätetty pois kuvan yksinkertaistamiseksi; hybridisoimattomat p-AO:t näytetään värillisinä)

nainen (kuva 2.3, a). Hiiliatomi on tilassa sp 3-hybridisaatiolla on tetraedrinen konfiguraatio.

sp 2- Hybridisaatio.Kun sekoitetaan yhtä 2s- ja kaksi viritetyn hiiliatomin 2p-AO:ta, muodostuu kolme ekvivalenttia sp 2-hybridikiertoradat ja pysyy hybridisoitumattomana 2p-AO. Hiiliatomi on tilassa sp 2-hybridisaatiolla on elektroninen konfiguraatio 1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 (katso kuva 2.1, d). Tämä hiiliatomihybridisaatiotila on tyypillinen tyydyttymättömille hiilivedyille (alkeeneille) sekä joillekin funktionaalisille ryhmille, kuten karbonyylille ja karboksyylille.

sp 2 -Hybridisoidut orbitaalit sijaitsevat samassa tasossa 120 asteen kulmassa ja hybridisoimaton AO on kohtisuorassa tasossa (ks. kuva 2.2, b). Hiiliatomi on tilassa sp 2-hybridisaatiolla on trigonaalinen kokoonpano. Kaksoissidoksella yhdistetyt hiiliatomit ovat piirustuksen tasossa ja niiden tarkkailijaa kohti ja poispäin suunnatut yksinkertaiset sidokset on merkitty yllä kuvatulla tavalla (ks. kuva 2.3, b).

sp-hybridisaatio.Kun virittyneen hiiliatomin yksi 2s- ja yksi 2p-orbitaali sekoitetaan, muodostuu kaksi ekvivalenttia sp-hybridi-AO:ta ja kaksi p-AO:ta jää hybridisoitumattomiksi. Sp-hybridisoidussa tilassa olevalla hiiliatomilla on elektroninen konfiguraatio

Riisi. 2.3.Metaanin (a), etaanin (b) ja asetyleenin (c) stereokemialliset kaavat

1s 2 2(sp 2) 2 2p 2 (katso kuva 2.1, d). Tämä hiiliatomin hybridisaatiotila esiintyy yhdisteissä, joissa on kolmoissidos, esimerkiksi alkyyneissä ja nitriileissä.

sp-hybridisoidut orbitaalit sijaitsevat 180° kulmassa ja kaksi ei-hybridisoitunutta AO:ta sijaitsevat keskenään kohtisuorassa tasossa (ks. kuva 2.2, c). Sp-hybridisoituneessa tilassa olevalla hiiliatomilla on lineaarinen kokoonpano esimerkiksi asetyleenimolekyylissä kaikki neljä atomia ovat samalla suoralla viivalla (katso kuva 2.3, V).

Muiden organogeenisten alkuaineiden atomit voivat myös olla hybridisoituneessa tilassa.

2.2. Hiiliatomin kemialliset sidokset

Orgaanisten yhdisteiden kemiallisia sidoksia edustavat pääasiassa kovalenttiset sidokset.

Kovalenttinen sidos on kemiallinen sidos, joka muodostuu elektronien jakamisen seurauksena sitoutuneiden atomien välillä.

Nämä yhteiset elektronit miehittävät molekyylikiertoradat (MO:t). MO on pääsääntöisesti monikeskusrata ja sen täyttävät elektronit ovat delokalisoituneita (hajallaan). Siten MO, kuten AO, voi olla tyhjä, täytetty yhdellä elektronilla tai kahdella elektronilla, joilla on vastakkaiset spinit*.

2.2.1. σ- Jaπ - Liitännät

Kovalenttisia sidoksia on kahta tyyppiä: σ (sigma) ja π (pi) sidokset.

σ-sidos on kovalenttinen sidos, joka muodostuu, kun AO limittyy pitkin suoraa linjaa (akselia), joka yhdistää kahden sitoutuneen atomin ytimet suurimmalla limityksellä tällä suoralla.

σ-sidos syntyy, kun mikä tahansa AO, mukaan lukien hybridit, menee päällekkäin. Kuva 2.4 esittää σ-sidoksen muodostumista hiiliatomien välille niiden hybridi-sp 3 -AO- ja σ C-H -sidosten aksiaalisen päällekkäisyyden seurauksena, kun hiilen sp 3 -AO ja vedyn s-AO ovat päällekkäin.

* Katso lisätietoja: Popkov V.A., Puzakov S.A. Yleinen kemia. - M.: GEOTAR-Media, 2007. - Luku 1.

Riisi. 2.4.σ-sidosten muodostuminen etaanissa AO:iden aksiaalisella päällekkäisyydellä (pienet hybridiorbitaalien osat jätetään pois ja esitetään värillisinä sp3-AO hiili, musta - s-AO vety)

Aksiaalisen päällekkäisyyden lisäksi toinenkin limitys on mahdollinen - p-AO:n lateraalinen limitys, joka johtaa π-sidoksen muodostumiseen (kuva 2.5).

p-atomien kiertoradat

Riisi. 2.5.π-sidoksen muodostuminen eteenissä sivuttaisen limityksen kautta r-AO

π-sidos on sidos, joka muodostuu hybridisoitumattomien p-AO:iden sivuttaisesta päällekkäisyydestä maksimaalisella limityksellä atomiytimiä yhdistävän suoran molemmilla puolilla.

Orgaanisissa yhdisteissä esiintyvät useat sidokset ovat σ- ja π-sidosten yhdistelmä: kaksoissidos - yksi σ- ja yksi π-, kolmoissidos - yksi σ- ja kaksi π-sidosta.

Kovalenttisen sidoksen ominaisuudet ilmaistaan ​​sellaisilla ominaisuuksilla kuin energia, pituus, napaisuus ja polarisoituvuus.

Viestintäenergiaon energia, joka vapautuu, kun sidos muodostuu tai tarvitaan kahden sitoutuneen atomin erottamiseen. Se toimii sidoksen vahvuuden mittana: mitä suurempi energia, sitä vahvempi sidos (taulukko 2.1).

Linkin pituuson sitoutuneiden atomien keskusten välinen etäisyys. Kaksoissidos on lyhyempi kuin yksinkertainen sidos ja kolmoissidos lyhyempi kuin kaksoissidos (katso taulukko 2.1). Hiiliatomien välisillä sidoksilla eri hybridisaatiotiloissa on yhteinen kuvio -

Taulukko 2.1.Kovalenttisten sidosten perusominaisuudet

Kun hybridiradan s-orbitaalin osuus kasvaa, sidoksen pituus pienenee. Esimerkiksi joukossa yhdisteitä propaani CH 3 CH 2 CH 3, propeeni CH 3 CH=CH 2, propeeni CH 3 C=CH sidoksen pituus CH 3 -C on vastaavasti 0,154; 0,150 ja 0,146 nm.

Viestinnän napaisuus elektronitiheyden epätasaisen jakautumisen (polarisaation) vuoksi. Molekyylin polariteetti kvantifioidaan sen dipolimomentin arvolla. Molekyylin dipolimomenteista voidaan laskea yksittäisten sidosten dipolimomentit (katso taulukko 2.1). Mitä suurempi dipolimomentti, sitä polaarisempi sidos on. Syy sidoksen polariteettiin on ero sitoutuneiden atomien elektronegatiivisuudessa.

Elektronegatiivisuus kuvaa molekyylin atomin kykyä pitää sisällään valenssielektroneja. Kun atomin elektronegatiivisuus kasvaa, sidoselektronien siirtymäaste sen suuntaan kasvaa.

Amerikkalainen kemisti L. Pauling (1901-1994) ehdotti atomien suhteellisen elektronegatiivisuuden kvantitatiivisen ominaisuuden (Paulingin asteikko) sidosenergian arvojen perusteella. Tässä asteikossa (sarjassa) tyypilliset organogeenielementit on järjestetty suhteellisen elektronegatiivisuuden mukaan (vertailuksi annetaan kaksi metallia) seuraavasti:

Elektronegatiivisuus ei ole elementin absoluuttinen vakio. Se riippuu ytimen tehokkaasta varauksesta, AO-hybridisaation tyypistä ja substituenttien vaikutuksesta. Esimerkiksi hiiliatomin elektronegatiivisuus sp 2- tai sp-hybridisaatiotilassa on suurempi kuin sp 3 -hybridisaatiotilassa, mikä liittyy s-orbitaalin osuuden kasvuun hybridiradalla. Atomien siirtymän aikana sp 3 - arvosta sp 2 - ja edelleen sp-hybridisoituneessa tilassa hybridiradan laajuus pienenee asteittain (erityisesti siihen suuntaan, joka tarjoaa suurimman päällekkäisyyden σ-sidoksen muodostumisen aikana), mikä tarkoittaa, että samassa sekvenssissä maksimielektronitiheys sijaitsee yhä lähempänä ydintä vastaavasta atomista.

Ei-polaarisen tai käytännössä ei-polaarisen kovalenttisen sidoksen tapauksessa ero sitoutuneiden atomien elektronegatiivisuudessa on nolla tai lähellä nollaa. Kun elektronegatiivisuuden ero kasvaa, sidoksen polariteetti kasvaa. Eron, joka on enintään 0,4, sanotaan olevan heikosti polaarinen, yli 0,5 on vahvasti polaarinen kovalenttinen sidos ja yli 2,0 on ionisidos. Polaariset kovalenttiset sidokset ovat alttiita heterolyyttiselle lohkeamiselle

(katso 3.1.1).

Sidospolarisoituvuus ilmaistaan ​​sidoselektronien siirtymisenä ulkoisen sähkökentän, mukaan lukien toisen reagoivan hiukkasen, vaikutuksesta. Polarisoituvuus määräytyy elektronien liikkuvuuden perusteella. Elektronit ovat liikkuvampia mitä kauempana ne ovat atomiytimistä. Polarisoituvuuden kannalta π-sidos on merkittävästi parempi kuin σ-sidos, koska π-sidoksen maksimielektronitiheys sijaitsee kauempana sitoutuneista ytimistä. Polarisoituvuus määrää suurelta osin molekyylien reaktiivisuuden polaarisia reagensseja kohtaan.

2.2.2. Lahjoittajan ja vastaanottajan joukkovelkakirjat

Kahden yhden elektronin AO:n päällekkäisyys ei ole ainoa tapa muodostaa kovalenttinen sidos. Kovalenttinen sidos voidaan muodostaa yhden atomin (luovuttaja) kahden elektronin kiertoradan vuorovaikutuksessa toisen atomin (akseptorin) vapaan orbitaalin kanssa. Luovuttajat ovat yhdisteitä, jotka sisältävät joko orbitaaleja, joissa on yksittäinen elektronipari tai π-MO. Yksinäisten elektroniparien kantajat (n-elektronit, englanniksi. sitomaton) ovat typen, hapen ja halogeenien atomeja.

Yksinäisillä elektronipareilla on tärkeä rooli yhdisteiden kemiallisten ominaisuuksien ilmentymisessä. Erityisesti ne ovat vastuussa yhdisteiden kyvystä päästä luovuttajan ja vastaanottajan vuorovaikutukseen.

Kovalenttista sidosta, joka muodostuu yhdestä sidospartnerista peräisin olevien elektronien parista, kutsutaan luovuttaja-akseptoriksi.

Tuloksena oleva luovuttaja-akseptorisidos eroaa vain muodostumismenetelmästä; sen ominaisuudet ovat identtiset muiden kovalenttisten sidosten kanssa. Luovuttajaatomi saa siten positiivisen varauksen.

Luovuttaja-akseptori-sidokset ovat ominaisia ​​monimutkaisille yhdisteille.

2.2.3. Vetysidokset

Voimakkaasti elektronegatiiviseen alkuaineeseen (typpi, happi, fluori jne.) sitoutunut vetyatomi kykenee olemaan vuorovaikutuksessa saman tai toisen molekyylin toisen riittävän elektronegatiivisen atomin yksinäisen elektroniparin kanssa. Tämän seurauksena syntyy vetysidos, joka on eräänlainen luovuttajasidos.

hyväksyjäsidos. Graafisesti vetysidosta edustaa yleensä kolme pistettä.

Vetysidosenergia on alhainen (10-40 kJ/mol) ja sen määrää pääasiassa sähköstaattinen vuorovaikutus.

Molekyylien väliset vetysidokset määräävät orgaanisten yhdisteiden, kuten alkoholien, liittymisen.

Vetysidokset vaikuttavat yhdisteiden fysikaalisiin (kiehumis- ja sulamispisteet, viskositeetti, spektriominaisuudet) ja kemiallisiin (happo-emäs) ominaisuuksiin. Eli etanolin kiehumispiste on C 2 H 5 OH (78,3 °C) on merkittävästi korkeampi kuin dimetyylieetteri CH 3 OCH 3 (-24 °C), jolla on sama molekyylipaino ja joka ei liity vetysidoksilla.

Vetysidokset voivat olla myös molekyylinsisäisiä. Tämä salisyylihappoanionin sidos johtaa sen happamuuden lisääntymiseen.

Vetysidoksilla on tärkeä rooli suurimolekyylisten yhdisteiden - proteiinien, polysakkaridien, nukleiinihappojen - avaruudellisen rakenteen muodostumisessa.

2.3. Konjugaattijärjestelmät

Kovalenttinen sidos voidaan lokalisoida tai siirtää. Paikallinen sidos on sellainen, jonka elektronit ovat tosiasiallisesti jaetut sitoutuneiden atomien kahden ytimen välillä. Jos sitoutuvat elektronit jaetaan useamman kuin kahden ytimen välillä, ne puhuvat delokalisoidusta sidoksesta.

Delokalisoitu sidos on kovalenttinen sidos, jonka molekyyliradalla on enemmän kuin kaksi atomia.

Delokalisoidut sidokset ovat useimmissa tapauksissa π-sidoksia. Ne ovat ominaisia ​​kytketyille järjestelmille. Näissä järjestelmissä tapahtuu erityinen atomien keskinäinen vaikutus - konjugaatio.

Konjugaatio (mesomerismi, kreikasta. mesos- keskiarvo) on sidosten ja varausten kohdistus todellisessa molekyylissä (hiukkasessa) verrattuna ihanteelliseen, mutta olemattomaan rakenteeseen.

Konjugaatioon osallistuvat delokalisoidut p-orbitaalit voivat kuulua joko kahteen tai useampaan π-sidokseen tai π-sidokseen ja yhteen atomiin, jossa on p-orbitaali. Tämän mukaisesti erotetaan π,π-konjugaatio ja ρ,π-konjugaatio. Konjugaatiojärjestelmä voi olla avoin tai suljettu ja sisältää hiiliatomien lisäksi myös heteroatomeja.

2.3.1. Avoimen piirin järjestelmät

π,π - Pariliitos. Yksinkertaisin π,π-konjugoitujen hiiliketjullisten järjestelmien edustaja on butadieeni-1,3 (kuva 2.6, a). Hiili- ja vetyatomit ja siten kaikki sen molekyylin σ-sidokset sijaitsevat samassa tasossa muodostaen litteän σ-rungon. Hiiliatomit ovat sp 2 -hybridisaatiotilassa. Jokaisen hiiliatomin hybridisoimattomat p-AO:t sijaitsevat kohtisuorassa σ-rungon tasoon nähden ja yhdensuuntaisesti toistensa kanssa, mikä on välttämätön ehto niiden päällekkäisyydelle. Päällekkäisyyttä ei esiinny ainoastaan ​​atomien C-1 ja C-2, C-3 ja C-4 p-AO:n välillä, vaan myös atomien C-2 ja C-3 p-AO:n välillä, mikä johtaa yhden π:n muodostumiseen. peittää neljä hiiliatomia -systeemiä, eli syntyy delokalisoitunut kovalenttinen sidos (ks. kuva 2.6, b).

Riisi. 2.6.1,3-butadieenimolekyylin atomikiertomalli

Tämä heijastuu molekyylin sidospituuksien muutoksina. 1,3-butadieenin C-1-C-2- ja C-3-C-4-sidosten pituus on hieman kasvanut ja C-2:n ja C-3:n välinen etäisyys lyhenee verrattuna perinteiseen kaksois- ja yksittäisiä joukkovelkakirjoja. Toisin sanoen elektronien delokalisaatioprosessi johtaa sidospituuksien tasaamiseen.

Hiilivedyt, joissa on suuri määrä konjugoituja kaksoissidoksia, ovat yleisiä kasvimaailmassa. Näitä ovat esimerkiksi karoteenit, jotka määräävät porkkanoiden, tomaattien jne. värin.

Avoin konjugaatiojärjestelmä voi sisältää myös heteroatomeja. Esimerkki avoimesta π,π-konjugoidut järjestelmät, joiden ketjussa on heteroatomiα,β-tyydyttymättömät karbonyyliyhdisteet voivat toimia. Esimerkiksi aldehydiryhmä akroleiinissa CH 2 =CH-CH=O osallistuu kolmen sp 2 -hybridisoidun hiiliatomin ja happiatomin konjugaatioketjuun. Jokainen näistä atomeista muodostaa yhden p-elektronin yhteen π-järjestelmään.

pn-pariliitos.Tämän tyyppinen konjugaatio esiintyy useimmiten yhdisteissä, jotka sisältävät rakennefragmentin -CH=CH-X, jossa X on heteroatomi, jossa on yksittäinen elektronipari (ensisijaisesti O tai N). Näitä ovat esimerkiksi vinyylieetterit, joiden molekyyleissä kaksoissidos on konjugoitu R-happiatomin kiertorata. Delokalisoitu kolmikeskuksen sidos muodostuu limittämällä kaksi p-AO sp 2 -hybridisoitua hiiliatomia ja yksi R-AO heteroatomista, jossa on n-elektronipari.

Samanlaisen delokalisoidun kolmikeskuksen sidoksen muodostuminen tapahtuu karboksyyliryhmässä. Tässä C=O-sidoksen π-elektronit ja OH-ryhmän happiatomin n-elektronit osallistuvat konjugaatioon. Konjugoituihin järjestelmiin, joissa on täysin kohdistetut sidokset ja varaukset, kuuluvat negatiivisesti varautuneet lajit, kuten asetaatti-ioni.

Elektronitiheyden muutoksen suunta on osoitettu kaarevalla nuolella.

On olemassa muita graafisia tapoja näyttää pariliitostulokset. Siten asetaatti-ionin (I) rakenne olettaa, että varaus on jakautunut tasaisesti molempiin happiatomeihin (kuten kuvassa 2.7, mikä on totta).

Rakenteita (II) ja (III) käytetään resonanssiteoria. Tämän teorian mukaan todellista molekyyliä tai hiukkasta kuvaa joukko tiettyjä ns. resonanssirakenteita, jotka eroavat toisistaan ​​vain elektronien jakautumisen suhteen. Konjugoiduissa järjestelmissä pääosan resonanssihybridiin muodostavat rakenteet, joilla on erilaiset π-elektronitiheyden jakaumat (näitä rakenteita yhdistävä kaksipuolinen nuoli on erityinen resonanssiteorian symboli).

Raja- (raja)rakenteita ei todellisuudessa ole olemassa. Kuitenkin tavalla tai toisella ne "vaikuttavat" elektronitiheyden todelliseen jakautumiseen molekyylissä (hiukkasessa), joka esitetään resonanssihybridinä, joka on saatu rajoittavien rakenteiden superpositiolla.

ρ,π-konjugoiduissa järjestelmissä, joissa on hiiliketju, konjugaatio voi tapahtua, jos π-sidoksen vieressä on hiiliatomi, jossa on ei-hybridisoitunut p-orbitaali. Tällaiset järjestelmät voivat olla välihiukkasia - karbanioneja, karbokationeja, vapaita radikaaleja, esimerkiksi allyylirakenteella. Vapaiden radikaalien allyyliosilla on tärkeä rooli lipidiperoksidaatioprosesseissa.

Allyylianionissa CH 2 = CH-CH 2 sp 2 -hybridisoitu hiiliatomi C-3 syöttää yhteiseen konjugaattiin

Riisi. 2.7.COONa-ryhmän elektronitiheyskartta penisilliinissä

järjestelmässä kaksi elektronia, allyyliradikaalissa CH 2 =CH-CH2+ - yksi ja allyylikarbokationissa CH 2 =CH-CH2+ ei toimita yhtään. Tämän seurauksena, kun kolmen sp 2 -hybridisoidun hiiliatomin p-AO menee päällekkäin, muodostuu delokalisoitunut kolmikeskuksen sidos, joka sisältää neljä (karbanionissa), kolme (vapaassa radikaalissa) ja kaksi (karbokationissa) elektronia. , vastaavasti.

Muodollisesti allyylikationin C-3-atomilla on positiivinen varaus, allyyliradikaalissa se kuljettaa parittoman elektronin ja allyylianionissa negatiivisen varauksen. Itse asiassa tällaisissa konjugoiduissa järjestelmissä tapahtuu elektronitiheyden siirtämistä (hajoamista), mikä johtaa sidosten ja varausten kohdistamiseen. C-1- ja C-3-atomit näissä järjestelmissä ovat ekvivalentteja. Esimerkiksi allyylikationissa jokaisella niistä on positiivinen varaus+1/2 ja se on yhdistetty puolitoista sidoksella C-2-atomiin.

Siten konjugaatio johtaa merkittävään eroon elektronitiheysjakaumassa todellisissa rakenteissa verrattuna tavanomaisilla rakennekaavoilla kuvattuihin rakenteisiin.

2.3.2. Suljetun silmukan järjestelmät

Sykliset konjugoidut järjestelmät ovat erittäin kiinnostavia yhdisteiden ryhmänä, jolla on lisääntynyt termodynaaminen stabiilisuus konjugoituihin avoimiin järjestelmiin verrattuna. Näillä yhdisteillä on myös muita erityisominaisuuksia, joiden kokonaisuutta yhdistää yleinen käsite aromaattisuus. Näitä ovat tällaisten muodollisesti tyydyttymättömien yhdisteiden kyky

osallistua substituutioreaktioihin lisäyksen sijaan, vastustuskyky hapettaville aineille ja lämpötilalle.

Tyypillisiä aromaattisten järjestelmien edustajia ovat areeenit ja niiden johdannaiset. Aromaattisten hiilivetyjen elektronisen rakenteen erityispiirteet näkyvät selvästi bentseenimolekyylin atomikiertomallissa. Bentseenirungon muodostaa kuusi sp 2 -hybridisoitua hiiliatomia. Kaikki σ-sidokset (C-C ja C-H) ovat samassa tasossa. Kuusi hybridisoitumatonta p-AO:ta sijaitsee kohtisuorassa molekyylin tasoon nähden ja yhdensuuntaisesti toistensa kanssa (kuva 2.8, a). Jokainen R-AO voi olla päällekkäin kahden viereisen kanssa R-AO. Tällaisen päällekkäisyyden seurauksena syntyy yksittäinen delokalisoitunut π-järjestelmä, jonka suurin elektronitiheys sijaitsee σ-luurankon tason ylä- ja alapuolella ja kattaa kaikki syklin hiiliatomit (ks. kuva 2.8, b) . π-elektronitiheys on jakautunut tasaisesti koko syklisessä järjestelmässä, mikä on ilmaistu ympyrällä tai katkoviivalla syklin sisällä (ks. kuva 2.8, c). Kaikilla bentseenirenkaan hiiliatomien välisillä sidoksilla on sama pituus (0,139 nm), yksinkertaisten ja kaksoissidosten pituuksien välissä.

Kvanttimekaanisten laskelmien perusteella todettiin, että tällaisten stabiilien molekyylien muodostumista varten litteän syklisen järjestelmän tulee sisältää (4n + 2) π-elektronia, jossa n= 1, 2, 3 jne. (Hückelin sääntö, 1931). Nämä tiedot huomioon ottaen voidaan määritellä "aromaattisuuden" käsite.

Yhdiste on aromaattinen, jos sillä on tasorengas ja konjugaattiπ -elektroninen järjestelmä, joka kattaa kaikki syklin atomit ja sisältää(4n+ 2) π-elektroneja.

Hückelin sääntö pätee kaikkiin tasomaisiin kondensoituneisiin järjestelmiin, joissa ei ole atomeja, jotka jakavat enemmän kuin

Riisi. 2.8.Bentseenimolekyylin atomikiertomalli (vetyatomit jätetty pois; selitys tekstissä)

kaksi sykliä. Kondensoituneita bentseenirenkaita sisältävät yhdisteet, kuten naftaleeni ja muut, täyttävät aromaattisuuskriteerit.

Kytkettyjen järjestelmien vakaus. Konjugoituneen ja erityisesti aromaattisen järjestelmän muodostuminen on energeettisesti edullinen prosessi, koska tämä lisää kiertoradan päällekkäisyyttä ja tapahtuu siirtymistä (hajoamista). R-elektroneja. Tässä suhteessa konjugoiduilla ja aromaattisilla järjestelmillä on lisääntynyt termodynaaminen stabiilisuus. Niissä on pienempi sisäinen energiavarasto ja perustilassa ne vievät alhaisemman energiatason verrattuna konjugoimattomiin järjestelmiin. Näiden tasojen välisestä erosta voidaan kvantifioida konjugoidun yhdisteen termodynaaminen stabiilius, ts. konjugaatioenergiaa(sijoittautumisenergia). Butadieeni-1,3:lle se on pieni ja on noin 15 kJ/mol. Kun konjugoidun ketjun pituus kasvaa, konjugaatioenergia ja vastaavasti yhdisteiden termodynaaminen stabiilisuus kasvavat. Bentseenin konjugaatioenergia on paljon suurempi ja on 150 kJ/mol.

2.4. Substituenttien elektroniset vaikutukset 2.4.1. Induktiivinen vaikutus

Molekyylissä oleva polaarinen σ-sidos aiheuttaa lähellä olevien σ-sidosten polarisaatiota ja johtaa osittaisten varausten ilmaantumiseen viereisiin atomeihin*.

Substituentit eivät aiheuta vain omien, vaan myös viereisten σ-sidosten polarisaatiota. Tällaista atomien vaikutuksen siirtoa kutsutaan induktiiviseksi vaikutukseksi (/-efektiksi).

Induktiivinen vaikutus on substituenttien elektronisen vaikutuksen siirtyminen σ-sidosten elektronien siirtymisen seurauksena.

σ-sidoksen heikon polarisoituvuuden vuoksi induktiivinen vaikutus häviää kolmen tai neljän sidoksen jälkeen piirissä. Sen vaikutus on selkein suhteessa hiiliatomiin, joka on sen vieressä, jossa on substituentti. Substituentin induktiivisen vaikutuksen suunta arvioidaan kvalitatiivisesti vertaamalla sitä vetyatomiin, jonka induktiiviseksi vaikutukseksi otetaan nolla. Graafisesti /-efektin tulos on esitetty nuolella, joka osuu yhteen valenssiviivan paikan kanssa ja osoittaa kohti elektronegatiivisempaa atomia.

/V\vahvempi kuin vetyatomi, osoittaanegatiivineninduktiivinen vaikutus (-/- vaikutus).

Tällaiset substituentit yleensä vähentävät järjestelmän elektronitiheyttä; niitä kutsutaan elektronien vetäminen. Näitä ovat useimmat funktionaaliset ryhmät: OH, NH 2, COOH, NO 2 ja kationiset ryhmät, esimerkiksi -NH 3+.

Substituentti, joka muuttaa elektronitiheyttä vetyatomiin verrattunaσ -sidoksia kohti ketjun hiiliatomia, osoittaapositiivineninduktiivinen vaikutus (+/- vaikutus).

Sellaiset substituentit lisäävät elektronitiheyttä ketjussa (tai renkaassa) ja niitä kutsutaan elektronin luovuttaja. Näitä ovat sp2-hybridisoidussa hiiliatomissa sijaitsevat alkyyliryhmät ja varautuneiden hiukkasten anioniset keskukset, esimerkiksi -O-.

2.4.2. Mesomeerinen vaikutus

Konjugoiduissa järjestelmissä delokaloituneiden kovalenttisten sidosten π-elektroneilla on päärooli elektronisen vaikutuksen välittämisessä. Delokalisoidun (konjugoidun) π-järjestelmän elektronitiheyden muutoksena ilmenevää vaikutusta kutsutaan mesomeeriseksi (M-ilmiö), tai konjugaatioilmiöksi.

Mesomeerinen vaikutus on substituenttien elektronisen vaikutuksen siirtyminen konjugoidun järjestelmän kautta.

Tässä tapauksessa varajäsen itse on sidottujärjestelmän osallistuja. Se voi tuoda konjugaatiojärjestelmään joko π-sidoksen (karbonyyli-, karboksyyliryhmät jne.) tai yksinäisen heteroatomielektroniparin (amino- ja hydroksiryhmät), tai vapaan tai yhdellä elektronilla täytetyn p-AO:n.

Esiintyy substituentti, joka lisää elektronitiheyttä konjugoidussa järjestelmässäpositiivinenmesomeerinen vaikutus (+M-vaikutus).

M-vaikutus ilmenee substituenteilla, jotka sisältävät atomeja, joissa on yksittäinen elektronipari (esimerkiksi aminoryhmä aniliinimolekyylissä) tai koko negatiivinen varaus. Nämä substituentit kykenevät

elektroniparin siirtoon yhteiseen konjugaattijärjestelmään, eli ne ovat elektronin luovuttaja.

Esiintyy substituentti, joka alentaa elektronitiheyttä konjugoidussa järjestelmässänegatiivinenmesomeerinen vaikutus (-M-vaikutus).

M-ilmiön konjugoituneessa systeemissä aiheuttavat happi- tai typpiatomit, jotka on liittynyt kaksoissidoksella hiiliatomiin, kuten akryylihapon ja bentsaldehydin esimerkissä esitetään. Tällaisia ​​ryhmiä ovat elektronien vetäminen.

Elektronitiheyden muutos osoitetaan kaarevalla nuolella, jonka alku osoittaa mitkä p- tai π-elektroni ovat siirtyneet ja jonka loppu osoittaa sidoksen tai atomin, johon ne ovat siirtyneet. Mesomeerinen vaikutus, toisin kuin induktiivinen vaikutus, välittyy konjugoitujen sidosten järjestelmän kautta paljon pidemmälle.

Arvioitaessa substituenttien vaikutusta elektronitiheyden jakautumiseen molekyylissä on otettava huomioon tuloksena oleva induktiivisten ja mesomeeristen vaikutusten vaikutus (taulukko 2.2).

Taulukko 2.2.Joidenkin substituenttien elektroniset vaikutukset

Substituenttien elektroniset vaikutukset mahdollistavat laadullisesti elektronitiheyden jakautumisen reagoimattomassa molekyylissä ja ennustavat sen ominaisuuksia.

Erilaisia ​​epäorgaanisia ja orgaanisia aineita

Orgaaninen kemia on kemiaa hiiliyhdisteitä. Epäorgaanisia hiiliyhdisteitä ovat: hiilioksidit, hiilihappo, karbonaatit ja bikarbonaatit, karbidit. Muut orgaaniset aineet kuin hiili sisältävät vetyä, happea, typpeä, fosforia, rikkiä ja muita alkuaineita. Hiiliatomit voivat muodostaa pitkiä haarautumattomia ja haarautuneita ketjuja, renkaita ja kiinnittää muita alkuaineita, joten orgaanisten yhdisteiden määrä on lähes 20 miljoonaa, kun taas epäorgaanisia aineita on hieman yli 100 tuhatta.

Orgaanisen kemian kehityksen perusta on A. M. Butlerovin teoria orgaanisten yhdisteiden rakenteesta. Tärkeä rooli orgaanisten yhdisteiden rakenteen kuvauksessa on valenssin käsitteellä, joka kuvaa atomien kykyä muodostaa kemiallisia sidoksia ja määrittää niiden lukumäärän. Hiili orgaanisissa yhdisteissä aina neliarvoinen. A. M. Butlerovin teorian pääpostulaatti on kanta aineen kemialliseen rakenteeseen eli kemialliseen sidokseen. Tämä järjestys näytetään rakennekaavojen avulla. Butlerovin teoria esittää ajatuksen, joka jokaisella aineella on erityinen kemiallinen rakenne Ja aineiden ominaisuudet riippuvat rakenteesta.

A. M. Butlerovin teoria orgaanisten yhdisteiden kemiallisesta rakenteesta

Aivan kuten epäorgaanisen kemian kehityksen perusta on D.I. Mendelejevin jaksollinen laki ja kemiallisten elementtien jaksollinen järjestelmä, orgaaniselle kemialle siitä on tullut perustavanlaatuinen.

A. M. Butlerovin teoria orgaanisten yhdisteiden kemiallisesta rakenteesta

Butlerovin teorian pääpostulaatti on kanta aineen kemialliseen rakenteeseen, mikä tarkoittaa järjestystä, atomien molekyyleiksi liittämisen sekvenssiä, ts. kemiallinen sidos.

Kemiallinen rakenne- kemiallisten alkuaineiden atomien liittymisjärjestys molekyylissä niiden valenssin mukaan.

Tämä järjestys voidaan näyttää rakennekaavoilla, joissa atomien valenssit on merkitty viivoilla: yksi rivi vastaa kemiallisen alkuaineen atomin valenssiyksikköä. Esimerkiksi orgaaniselle aineelle metaanille, jonka molekyylikaava on CH 4, rakennekaava näyttää tältä:

A. M. Butlerovin teorian pääsäännöt:

Orgaanisten molekyylien atomit ovat sitoutuneet toisiinsa valenssinsa mukaan. Orgaanisissa yhdisteissä oleva hiili on aina neliarvoista, ja sen atomit voivat yhdistyä keskenään muodostaen erilaisia ​​ketjuja.

· Aineiden ominaisuudet määräytyvät paitsi niiden laadullisen ja kvantitatiivisen koostumuksen perusteella, myös atomien liittymisjärjestyksen perusteella molekyylissä, ts. aineen kemiallinen rakenne.

· Orgaanisten yhdisteiden ominaisuudet eivät riipu pelkästään aineen koostumuksesta ja atomien liittymisjärjestyksestä sen molekyylissä, vaan myös atomien keskinäinen vaikutus ja atomiryhmät päällekkäin.

Orgaanisten yhdisteiden rakenteen teoria on dynaaminen ja kehittyvä oppi. Kun tieto kemiallisten sidosten luonteesta ja orgaanisten aineiden molekyylien elektronisen rakenteen vaikutuksesta kehittyi, he alkoivat käyttää empiiristen ja rakenteellisten kaavojen lisäksi elektronisia kaavoja. Tällaiset kaavat osoittavat suunnan elektroniparien siirtyminen molekyylissä.

Kvanttikemia ja orgaanisten yhdisteiden rakenteen kemia vahvistivat opin kemiallisten sidosten avaruudellisesta suunnasta (cis- ja trans-isomerismi), tutkivat isomeerien keskinäisten siirtymien energiaominaisuuksia, mahdollistivat atomien keskinäisen vaikutuksen arvioinnissa. eri aineiden molekyylit, loivat edellytykset ennustaa isomeriatyyppejä sekä kemiallisten reaktioiden suuntia ja mekanismeja.

Orgaanisilla aineilla on useita ominaisuuksia.

· Kaikki orgaaniset aineet sisältävät hiiltä ja vetyä, joten niitä muodostuu palaessaan hiilidioksidi ja vesi.

Eloperäinen aine monimutkaisesti rakennettu ja sillä voi olla valtava molekyylipaino (proteiinit, rasvat, hiilihydraatit).

· Orgaaniset aineet voidaan järjestää koostumukseltaan, rakenteeltaan ja ominaisuuksiltaan samanlaisiin riveihin homologeja.

· Orgaanisille aineille se on ominaista isomerismi.

Orgaanisten aineiden isomeria ja homologia

Orgaanisten aineiden ominaisuudet eivät riipu vain niiden koostumuksesta, vaan myös siitä atomien liittymisjärjestys molekyylissä.

Isomerismi- tämä on ilmiö erilaisten aineiden olemassaolosta - isomeerit, joilla on sama laadullinen ja määrällinen koostumus, ts. joilla on sama molekyylikaava.

Isomerismia on kahta tyyppiä: rakenteellinen ja tilallinen(stereoisomeria). Rakenteelliset isomeerit eroavat toisistaan ​​atomien sitoutumisjärjestyksessä molekyylissä; stereoisomeerit - atomien järjestely avaruudessa, jossa niiden välillä on sama sidosjärjestys.

Isomerian päätyypit:

· Rakenteellinen isomeria - aineet eroavat toisistaan ​​​​molekyylien atomien sitoutumisjärjestyksessä:

1) hiilirungon isomeria;

2) paikka-isomeria:

• useita joukkovelkakirjoja;
• varajäsenet;
• funktionaaliset ryhmät;

3) homologisten sarjojen isomeria (luokkien välinen).

· Spatiaalinen isomerismi - aineiden molekyylit eivät eroa atomien sitoutumisjärjestyksestä, vaan sijainnistaan ​​avaruudessa: cis-, trans-isomeria (geometrinen).

Orgaanisten aineiden luokitus

Tiedetään, että orgaanisten aineiden ominaisuudet määräytyvät niiden koostumuksen ja kemiallisen rakenteen perusteella. Siksi ei ole yllättävää, että orgaanisten yhdisteiden luokitus perustuu rakenneteoriaan - A. M. Butlerovin teoriaan. Orgaaniset aineet luokitellaan molekyyleissä olevien atomien läsnäolon ja liittymisjärjestyksen mukaan. Orgaanisen aineen molekyylin kestävin ja vähiten muuttuva osa on sen luuranko - hiiliatomien ketju. Tämän ketjun hiiliatomien liittymisjärjestyksen mukaan aineet jaetaan asyklinen, jotka eivät sisällä molekyyleissä suljettuja hiiliatomiketjuja, ja karbosyklinen jotka sisältävät tällaisia ​​ketjuja (syklejä) molekyyleissä.

Orgaanisten aineiden molekyylit voivat sisältää hiili- ja vetyatomien lisäksi muiden kemiallisten alkuaineiden atomeja. Aineet, joiden molekyyleissä nämä niin sanotut heteroatomit sisältyvät suljettuun ketjuun, luokitellaan heterosyklisiksi yhdisteiksi.

Heteroatomit(happi, typpi jne.) voivat olla osa molekyylejä ja asyklisiä yhdisteitä muodostaen niissä funktionaalisia ryhmiä esim.

hydroksyyli

karbonyyli

,

karboksyyli

,

aminoryhmä

.

Toiminnallinen ryhmä- atomiryhmä, joka määrittää aineen tyypillisimmät kemialliset ominaisuudet ja sen kuulumisen tiettyyn yhdisteluokkaan.

Orgaanisten yhdisteiden nimikkeistö

Orgaanisen kemian kehityksen alussa määrättiin löydettäviä yhdisteitä triviaaleja nimiä, jotka liittyvät usein niiden tuotantohistoriaan: etikkahappo (joka on viinietikan perusta), voihappo (joka muodostuu voista), glykoli (eli "makea") jne. Uusien löydettyjen aineiden määrän lisääntyessä heräsi tarve yhdistää nimiä niiden rakenteeseen. Näin syntyivät rationaaliset nimet: metyyliamiini, dietyyliamiini, etyylialkoholi, metyylietyyliketoni, jotka perustuvat yksinkertaisimman yhdisteen nimeen. Monimutkaisemmille yhdisteille rationaalinen nimikkeistö ei sovellu.

A. M. Butlerovin rakenneteoria antoi perustan orgaanisten yhdisteiden luokittelulle ja nimikkeistölle rakenneelementtien ja hiiliatomien järjestelyn mukaan molekyylissä. Tällä hetkellä yleisimmin käytetyn nimikkeistön on kehittänyt International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC), jota kutsutaan nimikkeistöksi IUPAC. IUPAC-säännöissä suositellaan useita nimien muodostusperiaatteita, joista yksi on korvausperiaate. Tämän perusteella on kehitetty korvaava nimikkeistö, joka on yleisin. Esitetään useita substituutiivisen nimikkeistön perussääntöjä ja harkitaan niiden soveltamista käyttämällä esimerkkiä heterofunktionaalisesta yhdisteestä, joka sisältää kaksi funktionaalista ryhmää - aminohappo leusiini:

1. Yhdisteiden nimet perustuvat kantarakenteeseen (asyklisen molekyylin pääketju, karbosyklinen tai heterosyklinen systeemi). Päärakenteen nimi muodostaa nimen perustan, sanan juuren.

Tässä tapauksessa emorakenne on viiden hiiliatomin ketju, jotka on yhdistetty yksittäisillä sidoksilla. Siten nimen juuriosa on pentaani.

2. Tunnusomaiset ryhmät ja substituentit (rakenneelementit) merkitään etuliitteillä ja jälkiliitteillä. Ominaisuusryhmät on jaettu työiän mukaan. Pääryhmien tärkeysjärjestys:

Tunnistetaan vanhempi ominaisuusryhmä, joka on merkitty päätteellä. Kaikki muut substituentit on nimetty etuliitteessä aakkosjärjestyksessä.

Tässä tapauksessa vanhempi tunnusryhmä on karboksyyli, eli tämä yhdiste kuuluu karboksyylihappojen luokkaan, joten nimen radikaaliosaan lisätään -happo. Toiseksi vanhin ryhmä on aminoryhmä, joka on merkitty etuliitteellä amino-. Lisäksi molekyyli sisältää hiilivetysubstituentin metyyli-. Siten nimen perusta on aminometyylipentaanihappo.

3. Nimi sisältää kaksois- ja kolmoissidoksen nimityksen, joka tulee välittömästi juuren jälkeen.

Kyseinen yhdiste ei sisällä useita sidoksia.

4. Alkurakenteen atomit on numeroitu. Numerointi alkaa siitä hiiliketjun päästä, jota lähimpänä korkein ominaisryhmä sijaitsee:

Ketjun numerointi alkaa hiiliatomista, joka on osa karboksyyliryhmää, sille annetaan numero 1. Tässä tapauksessa aminoryhmä on hiilessä 2 ja metyyliryhmä on hiilessä 4.

Siten luonnollista aminohappoa leusiinia kutsutaan IUPAC-nimikkeistön sääntöjen mukaan 2-amino-4-metyylipentaanihapoksi.

Hiilivedyt. Hiilivetyjen luokitus

Hiilivedyt- Nämä ovat yhdisteitä, jotka koostuvat vain vedystä ja hiiliatomeista.

Hiiliketjun rakenteesta riippuen orgaaniset yhdisteet jaetaan avoketjuisiin yhdisteisiin - asyklinen(alifaattinen) ja syklinen- suljetulla atomiketjulla.

Sykliset on jaettu kahteen ryhmään: karbosykliset yhdisteet(syklit muodostuvat vain hiiliatomeista) ja heterosyklinen(syklit sisältävät myös muita atomeja, kuten happi, typpi, rikki).

Karbosykliset yhdisteet puolestaan ​​sisältävät kaksi sarjaa yhdisteitä: alisyklinen Ja aromaattinen.

Molekyylirakenteeseen perustuvilla aromaattisilla yhdisteillä on litteät hiiltä sisältävät syklit erityisellä suljetulla p-elektronijärjestelmällä muodostaen yhteisen π-järjestelmän (yksittäisen π-elektronipilven). Aromaattisuus on myös ominaista monille heterosyklisille yhdisteille.

Kaikki muut karbosykliset yhdisteet kuuluvat alisykliseen sarjaan.

Sekä asykliset (alifaattiset) että sykliset hiilivedyt voivat sisältää useita (kaksois- tai kolmoissidoksia). Tällaisia ​​hiilivetyjä kutsutaan rajoittamaton(tyydyttymätön) toisin kuin rajoittava (tyydyttynyt), joka sisältää vain yksittäisiä sidoksia.

Tyydyttyneitä alifaattisia hiilivetyjä kutsutaan alkaanit, niillä on yleinen kaava C n H 2n+2, jossa n on hiiliatomien lukumäärä. Heidän vanhaa nimeään käytetään usein nykyään - parafiinit:

Tyydyttymättömiä alifaattisia hiilivetyjä, jotka sisältävät yhden kaksoissidoksen, kutsutaan alkeenit. Niillä on yleinen kaava C n H 2n:

Tyydyttymättömiä alifaattisia hiilivetyjä, joissa on kaksi kaksoissidosta, kutsutaan alkadieenit. Niiden yleinen kaava on C n H 2n-2:

Tyydyttymättömiä alifaattisia hiilivetyjä, joissa on yksi kolmoissidos, kutsutaan alkyynit. Niiden yleinen kaava on C n H 2n - 2:

Tyydyttyneet alisykliset hiilivedyt - sykloalkaanit, niiden yleinen kaava on C n H 2n:

Erityinen ryhmä hiilivetyjä, aromaattisia tai areenoilla(suljetulla yhteisellä n-elektronisella järjestelmällä), joka tunnetaan esimerkistä hiilivetyistä, joilla on yleinen kaava C n H 2n - 6:

Siten, jos niiden molekyyleissä yksi tai useampi vetyatomi korvataan muilla atomeilla tai atomiryhmillä (halogeenit, hydroksyyliryhmät, aminoryhmät jne.), muodostuu hiilivetyjohdannaisia: halogeenijohdannaisia, happea sisältäviä, typpeä sisältäviä ja muita orgaaniset yhdisteet.

Homologinen sarja hiilivetyjä

Hiilivedyt ja niiden johdannaiset, joissa on sama funktionaalinen ryhmä, muodostavat homologisia sarjoja.

Homologinen sarja Nimeä sarja samaan luokkaan (homologit) kuuluvia yhdisteitä, jotka on järjestetty suhteellisten molekyylimassojensa kasvavaan järjestykseen, rakenteeltaan ja kemiallisilta ominaisuuksiltaan samankaltaisia, joissa jokainen jäsen eroaa edellisestä homologisella erolla CH 2. Esimerkiksi: CH 4 - metaani, C 2 H 6 - etaani, C 3 H 8 - propaani, C 4 H 10 - butaani jne. Homologien kemiallisten ominaisuuksien samankaltaisuus yksinkertaistaa suuresti orgaanisten yhdisteiden tutkimusta.

Hiilivetyjen isomeerit

Niitä atomeja tai atomiryhmiä, jotka määrittävät tietyn aineluokan ominaisimmat ominaisuudet, kutsutaan funktionaalisia ryhmiä.

Hiilivetyjen halogeenijohdannaisia ​​voidaan pitää tuotteina, joissa yksi tai useampi vetyatomi on korvattu hiilivedyissä halogeeniatomeilla. Tämän mukaisesti voi olla äärellisiä ja tyydyttymättömiä mono-, di-, tri- (yleisessä tapauksessa poly-) halogeenijohdannaiset.

Tyydyttyneiden hiilivetyjen monohalogeenijohdannaisten yleinen kaava:

ja koostumus ilmaistaan ​​kaavalla

jossa R on tyydyttyneen hiilivedyn (alkaanin) loppuosa, hiilivetyradikaali (tätä nimitystä käytetään edelleen, kun tarkastellaan muita orgaanisten aineiden luokkia), G on halogeeniatomi (F, Cl, Br, I).

Esimerkiksi:

Tässä on yksi esimerkki dihalogeenijohdannaisesta:

TO happea sisältävät orgaaniset aineet Sisältää alkoholit, fenolit, aldehydit, ketonit, karboksyylihapot, eetterit ja esterit. Alkoholit ovat hiilivetyjen johdannaisia, joissa yksi tai useampi vetyatomi on korvattu hydroksyyliryhmillä.

Alkoholeja kutsutaan yksiarvoisiksi, jos niissä on yksi hydroksyyliryhmä, ja tyydyttyneiksi, jos ne ovat alkaanien johdannaisia.

Yleinen kaava rajalle yksiarvoiset alkoholit:

ja niiden koostumus ilmaistaan ​​yleisellä kaavalla:

Esimerkiksi:

Tunnettuja esimerkkejä moniarvoiset alkoholit eli jossa on useita hydroksyyliryhmiä:

Fenolit- aromaattisten hiilivetyjen johdannaiset (bentseenisarja), joissa yksi tai useampi vetyatomi bentseenirenkaassa on korvattu hydroksyyliryhmillä.

Yksinkertaisin edustaja, jolla on kaava C 6 H 5 OH tai

nimeltä fenoli.

Aldehydit ja ketonit- hiilivetyjen johdannaiset, jotka sisältävät atomien karbonyyliryhmän

(karbonyyli).

Molekyyleissä aldehydit yksi karbonyylisidos yhdistyy vetyatomin kanssa, toinen - hiilivetyradikaalin kanssa. Aldehydien yleinen kaava:

Esimerkiksi:

Kun ketonit karbonyyliryhmä on kytketty kahteen (yleensä erilliseen) radikaaliin, ketonien yleinen kaava on:

Esimerkiksi:

Tyydyttyneiden aldehydien ja ketonien koostumus ilmaistaan ​​kaavalla C 2n H 2n O.

Karboksyylihapot- karboksyyliryhmiä sisältävät hiilivetyjohdannaiset

(tai -COOH).

Jos happomolekyylissä on yksi karboksyyliryhmä, karboksyylihappo on yksiemäksinen. Tyydyttyneiden yksiemäksisten happojen yleinen kaava:

Niiden koostumus ilmaistaan ​​kaavalla C n H 2n O 2.

Esimerkiksi:

Eetterit ovat orgaanisia aineita, jotka sisältävät kaksi hiilivetyradikaalia, jotka on yhdistetty happiatomilla: R-O-R tai R1-O-R2.

Radikaalit voivat olla samoja tai erilaisia. Eetterien koostumus ilmaistaan ​​kaavalla C n H 2n+2 O.

Esimerkiksi:

Esterit- yhdisteet, jotka muodostuvat korvaamalla karboksyylihappojen karboksyyliryhmän vetyatomi hiilivetyradikaalilla.

Esterien yleinen kaava:

Esimerkiksi:

Nitroyhdisteet- hiilivetyjen johdannaiset, joissa yksi tai useampi vetyatomi on korvattu nitroryhmällä -NO 2.

Tyydyttyneiden mononitroyhdisteiden yleinen kaava:

ja koostumus ilmaistaan ​​yleisellä kaavalla CnH2n+1NO2.

Esimerkiksi:

Areeenien nitrojohdannaiset:

Amiinit- yhdisteet, joita pidetään ammoniakin (NH 3) johdannaisina, joissa vetyatomit on korvattu hiilivetyradikaaleilla. Riippuen radikaalin luonteesta amiinit voivat olla alifaattisia, esimerkiksi:

ja aromaattinen, esim.

Radikaaleilla korvattujen vetyatomien lukumäärästä riippuen erotetaan seuraavat:

primaariset amiinit yleisellä kaavalla:

toissijainen- yleisellä kaavalla:

tertiäärinen- yleisellä kaavalla:

Tietyssä tapauksessa sekundaarisilla ja tertiaarisilla amiineilla voi olla samat radikaalit.

Primäärisiä amiineja voidaan pitää myös hiilivetyjen (alkaanien) johdannaisina, joissa yksi vetyatomi on korvattu aminoryhmällä -NH2. Tyydyttyneiden primääristen amiinien koostumus ilmaistaan ​​kaavalla C n H 2n + 3 N.

Esimerkiksi:

Aminohapot sisältävät kaksi funktionaalista ryhmää, jotka on yhdistetty hiilivetyradikaaliin: aminoryhmä -NH2 ja karboksyyli-COOH.

α-aminohappojen yleinen kaava (ne ovat tärkeimpiä eläviä organismeja muodostavien proteiinien rakentamisessa):

Tyydyttyneiden aminohappojen koostumus, jotka sisältävät yhden aminoryhmän ja yhden karboksyylin, ilmaistaan ​​kaavalla C n H 2n + 1 NO 2.

Esimerkiksi:

Tunnetaan muitakin tärkeitä orgaanisia yhdisteitä, joissa on useita erilaisia ​​tai identtisiä funktionaalisia ryhmiä, pitkiä lineaarisia ketjuja, jotka on yhdistetty bentseenirenkaisiin. Tällaisissa tapauksissa on mahdotonta määrittää tarkasti, kuuluuko aine tiettyyn luokkaan. Nämä yhdisteet luokitellaan usein tiettyihin aineryhmiin: hiilihydraatit, proteiinit, nukleiinihapot, antibiootit, alkaloidit jne.

Tällä hetkellä tunnetaan myös monia yhdisteitä, jotka voidaan luokitella sekä orgaanisiksi että epäorgaanisiksi. x kutsutaan organoelementtiyhdisteiksi. Joitakin niistä voidaan pitää hiilivetyjohdannaisina.

Esimerkiksi:

On yhdisteitä, joilla on sama molekyylikaava, joka ilmaisee aineiden koostumuksen.

Isomerian ilmiö on, että voi olla useita aineita, joilla on erilaiset ominaisuudet ja joilla on sama molekyylikoostumus, mutta erilaiset rakenteet. Näitä aineita kutsutaan isomeereiksi.

Meidän tapauksessamme nämä ovat luokkien välisiä isomeerejä: sykloalkaanit ja alkaanit, alkadieenit ja alkyynit, tyydyttyneet yksiarvoiset alkoholit ja eetterit, aldehydit ja ketonit, tyydyttyneet monokarboksyylihapot ja esterit.

Rakenteellinen isomerismi

Seuraavat lajikkeet erotetaan toisistaan rakenteellinen isomeria: hiilirungon isomeria, sijaintiisomerismi, eri orgaanisten yhdisteiden luokkien isomeria (luokkien välinen isomerismi).

Hiilirungon isomeria johtuu erilainen sidosjärjestys hiiliatomien välillä muodostaen molekyylin rungon. Kuten jo on osoitettu, molekyylikaava C4H10 vastaa kahta hiilivetyä: n-butaania ja isobutaania. Hiilivedylle C5H12 kolme isomeeriä ovat mahdollisia: pentaani, isopentaani ja neopentaani.

Kun hiiliatomien määrä molekyylissä kasvaa, isomeerien määrä kasvaa nopeasti. Hiilivedylle C 10 H 22 niitä on jo 75 ja hiilivedylle C 20 H 44 - 366 319.

Positiaalinen isomeria johtuu monisidoksen, substituentin ja funktionaalisen ryhmän eri asemista, joissa on sama molekyylin hiilirunko:

Orgaanisten yhdisteiden eri luokkien isomerismi (luokkien välinen isomerismi) johtuu atomien erilaisista asemista ja yhdistelmistä aineiden molekyyleissä, joilla on sama molekyylikaava, mutta jotka kuuluvat eri luokkiin. Siten molekyylikaava C6H12 vastaa tyydyttymätöntä hiilivetyä hekseeni-1:tä ja syklistä hiilivetyä sykloheksaania.

Isomeerit ovat alkyyneille sukua oleva hiilivety - butiini-1 ja hiilivety, jossa on kaksi kaksoissidosta butadieeni-1,3-ketjussa:

Dietyylieetterillä ja butyylialkoholilla on sama molekyylikaava C 4 H 10 O:

Rakenteelliset isomeerit ovat aminoetikkahappo ja nitroetaani, jotka vastaavat molekyylikaavaa C 2 H 5 NO 2:

Tämän tyyppiset isomeerit sisältävät erilaisia ​​funktionaalisia ryhmiä ja kuuluvat eri aineluokkiin. Siksi ne eroavat fyysisiltä ja kemiallisilta ominaisuuksiltaan paljon enemmän kuin hiilirunkoisomeerit tai sijaintiisomeerit.

Spatiaalinen isomerismi

Spatiaalinen isomerismi on jaettu kahteen tyyppiin: geometriseen ja optiseen.

Geometrinen isomeria on ominaista yhdisteille jotka sisältävät kaksoissidoksia ja syklisiä yhdisteitä. Koska atomien vapaa pyöriminen kaksoissidoksen ympärillä tai renkaassa on mahdotonta, substituentit voivat sijaita joko kaksoissidoksen tai renkaan tason samalla puolella (cis-asema) tai vastakkaisilla puolilla (trans-asema). Nimitykset cis ja trans viittaavat tavallisesti identtisten substituenttien pariin.

Geometriset isomeerit eroavat fysikaalisista ja kemiallisista ominaisuuksista.

Esiintyy optista isomeriaa jos molekyyli ei ole yhteensopiva peilikuvansa kanssa. Tämä on mahdollista, kun molekyylin hiiliatomilla on neljä erilaista substituenttia. Tätä atomia kutsutaan epäsymmetriseksi. Esimerkki sellaisesta molekyylistä on a-aminopropionihappo (a-alaniini) molekyyli CH3CH(NH2)OH.

α-alaniinimolekyyli ei voi osua yhteen peilikuvansa kanssa minkään liikkeen aikana. Tällaisia ​​spatiaalisia isomeerejä kutsutaan peiliksi, optisiksi antipodeiksi tai enantiomeereiksi. Kaikki tällaisten isomeerien fysikaaliset ja lähes kaikki kemialliset ominaisuudet ovat identtisiä.

Optisen isomerian tutkiminen on välttämätöntä, kun tarkastellaan monia kehossa tapahtuvia reaktioita. Suurin osa näistä reaktioista tapahtuu entsyymien - biologisten katalyyttien - vaikutuksesta. Näiden aineiden molekyylien tulee sopia niiden yhdisteiden molekyyleihin, joihin ne vaikuttavat, kuten lukkoon, joten tilarakenteella, molekyyliosien suhteellisella järjestyksellä ja muilla tilatekijöillä on suuri merkitys näiden reaktioiden kulussa. . Tällaisia ​​reaktioita kutsutaan stereoselektiivisiksi.

Useimmat luonnonyhdisteet ovat yksittäisiä enantiomeerejä ja niiden biologiset vaikutukset (mausta ja tuoksusta lääkinnällisiin vaikutuksiin) eroavat jyrkästi niiden laboratoriossa saatujen optisten antipodien ominaisuuksista. Tällainen ero biologisessa aktiivisuudessa on erittäin tärkeä, koska se on kaikkien elävien organismien tärkeimmän ominaisuuden - aineenvaihdunnan - taustalla.

Isomerismi

Hiiliatomin elektroninen rakenne

Orgaanisten yhdisteiden sisältämä hiilen valenssi on vakio. Hiiliatomin viimeinen energiataso sisältää 4 elektronia, joista kaksi on 2s kiertoradalla, jolla on pallomainen muoto, ja kaksi elektronia 2p kiertoradalla, jolla on käsipainon muoto. Kiihdytettynä yksi elektroni 2s-kiertoradalta voi siirtyä jollekin vapaasta 2p-orbitaalista. Tämä siirtymä vaatii jonkin verran energiankulutusta (403 kJ/mol). Tämän seurauksena viritetyssä hiiliatomissa on 4 paritonta elektronia ja sen elektroninen konfiguraatio ilmaistaan ​​kaavalla 2s 1 2p 3 .. Näin ollen metaanihiilivedyssä (CH 4) hiiliatomi muodostaa 4 sidosta s:n kanssa. -vetyatomien elektronit. Tässä tapauksessa 1 s-s-tyyppinen sidos (hiiliatomin s-elektronin ja vetyatomin s-elektronin välillä) ja 3 p-s-sidosta (hiiliatomin 3 p-elektronin ja 3 vedyn 3 s-elektronin välillä atomit) pitäisi muodostua. Tämä johtaa johtopäätökseen, että hiiliatomin muodostamat neljä kovalenttista sidosta ovat eriarvoisia. Käytännön kokemus kemiasta osoittaa kuitenkin, että metaanimolekyylin kaikki 4 sidosta ovat täysin ekvivalentteja ja metaanimolekyylillä on tetraedrirakenne, jonka sidoskulmat ovat 109,5 0, mikä ei voisi olla tilanne, jos sidokset olisivat epätasa-arvoisia. Loppujen lopuksi vain p-elektronien orbitaalit ovat avaruudessa orientoituneita keskenään kohtisuorassa olevia akseleita x, y, z pitkin ja s-elektronin kiertoradalla on pallomainen muoto, joten sidoksen muodostumissuunta tämän elektronin kanssa olisi mielivaltainen. Hybridisaatioteoria pystyi selittämään tämän ristiriidan. L. Polling ehdotti, että missään molekyyleissä ei ole toisistaan ​​eristettyjä sidoksia. Kun sidoksia muodostuu, kaikkien valenssielektronien orbitaalit menevät päällekkäin. Useita tyyppejä tunnetaan elektroniratojen hybridisaatio. Oletetaan, että metaanin ja muiden alkaanien molekyylissä hybridisoituu 4 elektronia.

Hiiliatomiorbitaalien hybridisaatio

Orbitaalinen hybridisaatio on muutos joidenkin elektronien muodossa ja energiassa kovalenttisen sidoksen muodostumisen aikana, mikä johtaa tehokkaampaan kiertoradan päällekkäisyyteen ja lisääntyneeseen sidoksen lujuuteen. Orbitaalihybridisaatio tapahtuu aina, kun erityyppisiin kiertoradoihin kuuluvat elektronit osallistuvat sidosten muodostumiseen.

1. sp 3 -hybridisaatio(hiilen ensimmäinen valenssitila). Sp 3 -hybridisaation aikana virittyneen hiiliatomin 3 p-orbitaali ja yksi s-orbitaali ovat vuorovaikutuksessa siten, että tuloksena olevat orbitaalit ovat energialtaan ehdottoman identtisiä ja sijaitsevat symmetrisesti avaruudessa. Tämä muunnos voidaan kirjoittaa näin:

Hybridisaation aikana orbitaalien kokonaismäärä ei muutu, vaan ainoastaan ​​niiden energia ja muoto muuttuvat. On osoitettu, että sp 3 -hybridisaatioorbitaalit muistuttavat kolmiulotteista kahdeksaslukua, jonka toinen siivekkeistä on paljon suurempi kuin toinen. Neljä hybridiorbitaalia pidennetään säännöllisen tetraedrin keskustasta 109,5 0:n kulmissa oleviin kärkiin. Hybridielektronien muodostamat sidokset (esimerkiksi s-sp3-sidos) ovat vahvempia kuin hybridisoitumattomien p-elektronien muodostamat sidokset (esimerkiksi s-p-sidos). Koska hybridi sp 3 -orbitaali tarjoaa suuremman elektroniradan päällekkäisyyden kuin ei-hybridisoitu p-orbitaali. Molekyyleillä, joissa sp3-hybridisaatio tapahtuu, on tetraedrinen rakenne. Näitä ovat metaanin lisäksi metaanihomologit, epäorgaaniset molekyylit, kuten ammoniakki. Kuviot esittävät hybridisoituneen orbitaalin ja tetraederisen metaanimolekyylin.

Metaanissa hiili- ja vetyatomien välillä syntyvät kemialliset sidokset ovat tyyppiä σ-sidokset (sp 3 -s-sidos). Yleisesti ottaen mille tahansa sigmasidokselle on tunnusomaista se, että kahden toisiinsa yhteydessä olevan atomin elektronitiheys limittyy atomien keskusten (ytimien) yhdistävää linjaa pitkin. σ-sidokset vastaavat atomikiertoradan suurinta mahdollista päällekkäisyyttä, joten ne ovat melko vahvoja.

2. sp 2 -hybridisaatio(hiilen toinen valenssitila). Se syntyy yhden 2s ja kahden 2p-orbitaalin päällekkäisyyden seurauksena. Tuloksena saadut sp 2 -hybridiorbitaalit sijaitsevat samassa tasossa 120 0 kulmassa toisiinsa nähden, ja hybridisoimaton p-orbitaali on kohtisuorassa siihen nähden. Orbitaalien kokonaismäärä ei muutu - niitä on neljä.

Sp 2 -hybridisaatiotila esiintyy alkeenimolekyyleissä, karbonyyli- ja karboksyyliryhmissä, ts. kaksoissidoksen sisältävissä yhdisteissä. Siten eteenimolekyylissä hiiliatomin hybridisoituneet elektronit muodostavat 3 σ-sidosta (kaksi sp 2 -s -tyyppistä sidosta hiiliatomin ja vetyatomien välille ja yksi sp 2 -sp 2 -tyyppinen sidos hiiliatomien välille). Yhden hiiliatomin jäljelle jäänyt hybridisoimaton p-elektroni muodostaa π-sidoksen toisen hiiliatomin hybridisoimattoman p-elektronin kanssa. π-sidokselle on ominaista, että elektronien kiertoradan päällekkäisyys tapahtuu kahta atomia yhdistävän linjan ulkopuolella. Orbitaalien päällekkäisyys tapahtuu molempia hiiliatomeja yhdistävän σ-sidoksen ylä- ja alapuolella. Siten kaksoissidos on σ- ja π-sidosten yhdistelmä. Kaksi ensimmäistä kuvaa osoittavat, että eteenimolekyylissä eteenimolekyylin muodostavien atomien väliset sidoskulmat ovat 120 0 (vastaten kolmen sp 2 -hybridiorbitaalin avaruudellista orientaatiota). Kuvat esittävät π-sidoksen muodostumista.

Koska hybridisoimattomien p-orbitaalien limitysalue π-sidoksissa on pienempi kuin orbitaalien limitysalue σ-sidoksissa, π-sidos on vähemmän vahva kuin σ-sidos ja se katkeaa helpommin kemiallisissa reaktioissa.

3. sp-hybridisaatio(hiilen kolmas valenssitila). Sp-hybridisaation tilassa hiiliatomilla on kaksi sp-hybridiorbitaalia, jotka sijaitsevat lineaarisesti 180 0 kulmassa toisiinsa nähden ja kaksi ei-hybridisoitua p-orbitaalia, jotka sijaitsevat kahdessa keskenään kohtisuorassa tasossa. sp-hybridisaatio on ominaista alkyyneille ja nitriileille, ts. yhdisteille, jotka sisältävät kolmoissidoksen.

Siten asetyleenimolekyylissä atomien väliset sidoskulmat ovat 180 o. Hiiliatomin hybridisoituneet elektronit muodostavat 2 σ-sidosta (yksi sp-s-sidos hiiliatomin ja vetyatomin välillä ja toinen sp-sp-sidos hiiliatomien välillä. Yhden hiiliatomin kaksi hybridisoitumatonta p-elektronia muodostavat kaksi π-sidosta hybridisoimattoman p-sidoksen kanssa toisen hiiliatomin elektronit.P-elektroniratojen päällekkäisyyttä ei tapahdu vain σ-sidoksen ylä- ja alapuolella, vaan myös edessä ja takana, ja p-elektronien kokonaispilvi on sylinterimäinen eli kolmoissidos. on yhdistelmä yhdestä σ-sidoksesta ja kahdesta π-sidoksesta.Se, että asetyleenimolekyylissä on vähemmän vahvaa kaksi π-sidosta, varmistaa tämän aineen kyvyn osallistua additioreaktioihin kolmoissidoksen katkeamisen kanssa.

Viitemateriaali kokeen suorittamiseen:

Mendelejevin taulukko

Liukoisuustaulukko

Jatkoa. Katso alkua № 15, 16/2004

Oppitunti 5. Hybridisaatio
hiiliatomien kiertoradat

Kovalenttinen kemiallinen sidos muodostetaan käyttämällä jaettuja sidoselektronipareja, kuten:

Muodosta kemiallinen sidos, ts. Vain parittomat elektronit voivat luoda yhteisen elektroniparin "vieraan" elektronin kanssa toisesta atomista. Elektronisia kaavoja kirjoitettaessa parittomat elektronit sijaitsevat yksi kerrallaan kiertoratasolussa.
Atomirata on funktio, joka kuvaa elektronipilven tiheyttä jokaisessa avaruuden pisteessä atomiytimen ympärillä. Elektronipilvi on avaruuden alue, jossa elektroni voidaan havaita suurella todennäköisyydellä.
Hiiliatomin elektronisen rakenteen ja tämän alkuaineen valenssin harmonisoimiseksi käytetään käsitteitä hiiliatomin virityksestä. Normaalissa (virittymättömässä) tilassa hiiliatomilla on kaksi paritonta 2:ta R 2 elektronia. Herätetyssä tilassa (kun energia imeytyy) yksi 2:sta s 2 elektronia voi mennä vapaaksi R- kiertoradalla. Sitten hiiliatomiin ilmestyy neljä paritonta elektronia:

Muistakaamme, että atomin elektronisessa kaavassa (esimerkiksi hiilelle 6 C – 1 s 2 2s 2 2s 2) suuret numerot kirjainten edessä - 1, 2 - osoittavat energiatason numeron. Kirjaimet s Ja R osoittavat elektronipilven (kiertoradan) muodon ja kirjainten yläpuolella oikealla olevat numerot osoittavat elektronien lukumäärän tietyllä kiertoradalla. Kaikki s-pallomaiset kiertoradat:

Toisella energiatasolla paitsi 2 s- on kolme orbitaalia 2 R- kiertoradat. Nämä 2 R-orbitaalit ovat muodoltaan ellipsoidisia, samanlaisia ​​kuin käsipainot, ja ne ovat avaruudessa 90° kulmassa toisiinsa nähden. 2 R- Orbitaalit tarkoittavat 2 p x, 2p y ja 2 p z niiden akselien mukaisesti, joita pitkin nämä kiertoradat sijaitsevat.

Kun kemiallisia sidoksia muodostuu, elektroniradat saavat saman muodon. Siten tyydyttyneissä hiilivedyissä yksi s-orbitaali ja kolme R-hiiliatomin kiertoradat muodostamaan neljä identtistä (hybridiä) sp 3-orbitaalit:

Tämä - sp 3 -hybridisaatio.
Hybridisaatio– atomikiertoradan kohdistaminen (sekoittaminen) s Ja R), jolloin muodostuu uusia atomikiertoratoja nimeltä hybridiradat.

Hybridikiertoradalla on epäsymmetrinen muoto, pitkänomainen kohti kiinnitettyä atomia. Elektronipilvet hylkivät toisiaan ja sijaitsevat avaruudessa mahdollisimman kaukana toisistaan. Tässä tapauksessa neljän akselit sp 3-hybridiradat osoittavat olevan suunnattu tetraedrin (säännöllisen kolmion muotoisen pyramidin) kärkeen.
Vastaavasti näiden kiertoratojen väliset kulmat ovat tetraedriset eli 109°28".
Elektroniradan kärjet voivat mennä päällekkäin muiden atomien kiertoradan kanssa. Jos elektronipilvet limittyvät atomien keskipisteitä yhdistävää linjaa pitkin, niin tällaista kovalenttista sidosta kutsutaan sigma()-yhteys. Esimerkiksi etaanimolekyylissä C2H6 kemiallinen sidos muodostuu kahden hiiliatomin välille limittämällä kaksi hybridiorbitaalia. Tämä on yhteys. Lisäksi jokainen hiiliatomi kolmella sp 3-orbitaalit menevät päällekkäin s-kolmen vetyatomin orbitaalit, jotka muodostavat kolme -sidosta.

Yhteensä hiiliatomille on mahdollista kolme valenssitilaa erityyppisillä hybridisaatioilla. Paitsi sp 3-hybridisaatio on olemassa sp 2 - ja sp-hybridisaatio.
sp 2 -Hybridisaatio- sekoittamalla yksi s- ja kaksi R- kiertoradat. Tuloksena muodostuu kolme hybridiä sp 2 - kiertoradat. Nämä sp 2-orbitaalit sijaitsevat samassa tasossa (akselien kanssa X, klo) ja ne on suunnattu kolmion kärkipisteisiin, joiden kiertoradan välinen kulma on 120°. Hybridisoimaton
R- Orbitaali on kohtisuorassa kolmen hybridin tasoon nähden sp 2-orbitaalit (suuntautunut akselia pitkin z). Ylempi puolisko R-orbitaalit ovat tason yläpuolella, alapuoli tason alapuolella.
Tyyppi sp 2-hiilihybridisaatiota tapahtuu yhdisteissä, joissa on kaksoissidos: C=C, C=O, C=N. Lisäksi vain toinen kahden atomin välisistä sidoksista (esimerkiksi C=C) voi olla -sidos. (Atomin muut sidosorbitaalit ovat suunnattu vastakkaisiin suuntiin.) Toinen sidos muodostuu päällekkäisen ei-hybridin seurauksena R-orbitaalit atomiytimiä yhdistävän linjan molemmilla puolilla.

Kovalenttinen sidos, joka muodostuu sivuttaisesta limityksestä R- kutsutaan viereisten hiiliatomien kiertoradalle pi()-yhteys.

koulutus -viestintä

Pienemmästä kiertoradan päällekkäisyydestä johtuen -sidos on vähemmän vahva kuin -sidos.
sp-Hybridisaatio– tämä on yhden sekoittumista (muodon ja energian tasaamista). s- ja yksi
R-orbitaalit muodostavat kaksi hybridiä sp- kiertoradat. sp-Orbitaalit sijaitsevat samalla linjalla (180° kulmassa) ja suunnataan vastakkaisiin suuntiin hiiliatomin ytimestä. Kaksi
R-orbitaalit pysyvät hybridisoitumattomina. Ne on sijoitettu keskenään kohtisuoraan
yhteyksien suunnat. Kuvan päällä sp-orbitaalit näytetään akselia pitkin y, ja hybridisoimaton kaksi
R-orbitaalit – akseleita pitkin X Ja z.

Hiili-hiili-kolmoissidos CC koostuu -sidoksesta, joka muodostuu päällekkäin
sp-hybridiorbitaalit ja kaksi -sidosta.
Hiiliatomin tällaisten parametrien, kuten kiinnittyneiden ryhmien lukumäärän, hybridisaation tyypin ja muodostuneiden kemiallisten sidostyyppien välinen suhde on esitetty taulukossa 4.

Taulukko 4

Kovalenttiset hiilisidokset

Ryhmien lukumäärä liittyvät hiilen kanssa	Tyyppi hybridisaatio	Tyypit osallistuvat kemialliset sidokset	Esimerkkejä yhdistekaavoista
4	sp 3	Neljä - liitännät
3	sp 2	Kolme - liitännät ja yksi - yhteys
2	sp	Kaksi - liitäntää ja kaksi - liitäntää	H–CC–H

Harjoitukset.

1. Mitä atomien elektroneja (esimerkiksi hiiltä tai typpeä) kutsutaan parittomia?

2. Mitä käsite "jaetut elektroniparit" tarkoittaa yhdisteissä, joissa on kovalenttinen sidos (esim. CH4 tai H2S )?

3. Mitkä atomien elektroniset tilat (esim tai N ) kutsutaan perusarvoiksi, ja mitkä ovat jännittäviä?

4. Mitä numerot ja kirjaimet tarkoittavat atomin elektronisessa kaavassa (esimerkiksi C tai N )?

5. Mikä on atomikiertorata? Kuinka monta orbitaalia on C-atomin toisella energiatasolla? ja miten ne eroavat?

6. Miten hybridiorbitaalit eroavat alkuperäisistä kiertoradoista, joista ne muodostettiin?

7. Millaisia ​​hybridisaatiotyyppejä hiiliatomille tunnetaan ja mistä ne koostuvat?

8. Piirrä kuva yhden hiiliatomin elektronisen tilan kiertoradan tilajärjestelystä.

9. Mitä kemiallisia sidoksia kutsutaan ja mitä? Täsmentää-Ja-liitännät liitännöissä:

10. Osoita alla olevien yhdisteiden hiiliatomeille: a) hybridisaation tyyppi; b) sen kemiallisten sidosten tyypit; c) sidoskulmat.

Vastaukset aiheen 1 harjoituksiin

Oppitunti 5

1. Elektroneja, jotka sijaitsevat yksi kerrallaan kiertoradalla, kutsutaan parittomia elektroneja. Esimerkiksi virittyneen hiiliatomin elektronidiffraktiokaavassa on neljä paritonta elektronia ja typpiatomissa kolme:

2. Kahta elektronia, jotka osallistuvat yhden kemiallisen sidoksen muodostumiseen, kutsutaan jaettu elektronipari. Tyypillisesti ennen kemiallisen sidoksen muodostumista yksi tämän parin elektroneista kuului yhdelle atomille ja toinen elektroni toiselle atomille:

3. Atomin elektroninen tila, jossa havaitaan täyteelektronikiertoradan järjestys: 1 s 2 , 2s 2 , 2s 2 , 3s 2 , 3s 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4s 2 jne. kutsutaan taustalla oleva tila. SISÄÄN innostunut tila yksi atomin valenssielektroneista sijaitsee vapaalla kiertoradalla, jolla on korkeampi energia; tällaiseen siirtymiseen liittyy elektronien parien erottuminen. Kaavamaisesti se on kirjoitettu näin:

Kun perustilassa parittomia valenssielektroneja oli vain kaksi, niin viritetyssä tilassa tällaisia ​​elektroneja on neljä.

5. Atomiorbitaali on funktio, joka kuvaa elektronipilven tiheyttä kussakin avaruuden pisteessä tietyn atomin ytimen ympärillä. Hiiliatomin toisella energiatasolla on neljä kiertorataa - 2 s, 2p x, 2p y, 2p z. Nämä kiertoradat eroavat toisistaan:
a) elektronipilven muoto ( s-pallo, R- käsipaino);
b) R-orbitaaleilla on erilaiset suuntaukset avaruudessa - keskenään kohtisuorassa olevissa akseleissa x, y Ja z, ne on nimetty p x, p y, p z.

6. Hybridiorbitaalit eroavat alkuperäisistä (ei-hybridi-) kiertoradoista muodoltaan ja energialtaan. Esimerkiksi, s-orbital - pallon muoto, R– symmetrinen kahdeksas, sp-hybridikiertorata – epäsymmetrinen kahdeksas.
Energiaerot: E(s) < E(sp) < E(R). Täten, sp-orbitaali – muodon ja energian keskiarvoinen kiertorata, joka saadaan sekoittamalla alkuperäistä s- Ja s- kiertoradat.

7. Hiiliatomille tunnetaan kolme hybridisaatiotyyppiä: sp 3 , sp 2 ja sp (katso oppitunnin 5 teksti).

9. -sidos - kovalenttinen sidos, joka muodostuu kiertoradan päällekkäisistä kohdista atomien keskipisteitä yhdistävää linjaa pitkin.
-sidos – kovalenttinen sidos, joka muodostuu sivuttaisesta limityksestä R-orbitaalit atomien keskipisteitä yhdistävän linjan molemmilla puolilla.
-Sidokset esitetään toisella ja kolmannella viivalla kytkettyjen atomien välillä.