BAB 2. IKATAN KIMIA DAN SALING PENGARUH ATOM PADA SENYAWA ORGANIK

BAB 2. IKATAN KIMIA DAN SALING PENGARUH ATOM PADA SENYAWA ORGANIK

Sifat kimia senyawa organik ditentukan oleh jenis ikatan kimia, sifat atom yang terikat, dan pengaruh timbal baliknya dalam molekul. Faktor-faktor ini, pada gilirannya, ditentukan oleh struktur elektronik atom dan interaksi orbital atomnya.

2.1. Struktur elektron atom karbon

Bagian dari ruang atom di mana probabilitas menemukan elektron maksimum disebut orbital atom (AO).

Dalam kimia, konsep orbital hibrida dari atom karbon dan unsur-unsur lain banyak digunakan. Konsep hibridisasi sebagai cara untuk menggambarkan penataan ulang orbital diperlukan ketika jumlah elektron tidak berpasangan dalam keadaan dasar atom kurang dari jumlah ikatan yang terbentuk. Contohnya adalah atom karbon, yang dalam semua senyawa memanifestasikan dirinya sebagai elemen tetravalen, tetapi sesuai dengan aturan untuk mengisi orbital pada tingkat elektronik terluarnya, hanya dua elektron tidak berpasangan yang berada dalam keadaan dasar 1s 2 2s 2 2p 2 (Gbr. 2.1, sebuah dan Lampiran 2-1). Dalam kasus ini, didalilkan bahwa orbital atom yang berbeda, energi yang dekat, dapat bercampur satu sama lain, membentuk orbital hibrida dengan bentuk dan energi yang sama.

Orbital hibrida, karena tumpang tindih yang lebih besar, membentuk ikatan yang lebih kuat dibandingkan dengan orbital non-hibridisasi.

Tergantung pada jumlah orbital hibridisasi, atom karbon dapat berada di salah satu dari tiga keadaan:

Beras. 2.1.Distribusi elektron dalam orbital pada atom karbon di dasar (a), tereksitasi (b) dan keadaan hibridisasi (c - sp 3 , g-sp2, d- sp)

hibridisasi (lihat Gambar 2.1, c-e). Jenis hibridisasi menentukan orientasi AO hibrida dalam ruang dan, akibatnya, geometri molekul, yaitu, struktur spasialnya.

Struktur spasial molekul adalah pengaturan timbal balik atom dan kelompok atom dalam ruang.

sp3-Hibridisasi.Saat mencampur empat AO eksternal dari atom karbon tereksitasi (lihat Gambar 2.1, b) - satu 2s- dan tiga orbital 2p - muncul empat orbital sp 3 -hibrida yang setara. Mereka memiliki bentuk "delapan" tiga dimensi, salah satu bilahnya jauh lebih besar dari yang lain.

Setiap orbital hibrida diisi dengan satu elektron. Atom karbon dalam keadaan hibridisasi sp 3 memiliki konfigurasi elektron 1s 2 2(sp 3) 4 (lihat Gambar 2.1, c). Keadaan hibridisasi seperti itu adalah karakteristik atom karbon dalam hidrokarbon jenuh (alkana) dan, karenanya, dalam radikal alkil.

Karena tolakan timbal balik, sp 3 -hibrida AO diarahkan dalam ruang ke simpul segi empat, dan sudut antara keduanya adalah 109,5? (lokasi yang paling menguntungkan; Gambar 2.2, a).

Struktur spasial digambarkan menggunakan rumus stereokimia. Dalam rumus ini, atom karbon hibridisasi sp 3 dan dua ikatannya ditempatkan pada bidang gambar dan secara grafis dilambangkan dengan garis beraturan. Garis tebal atau irisan tebal menunjukkan hubungan yang memanjang ke depan dari bidang gambar dan diarahkan ke pengamat; garis putus-putus atau baji menetas (..........) - sambungan yang menjauhi pengamat di luar bidang gambar

Beras. 2.2.Jenis hibridisasi atom karbon. Titik di tengah adalah inti atom (fraksi kecil dari orbital hibrid dihilangkan untuk menyederhanakan gambar; p-AO yang tidak terhibridisasi ditampilkan dalam warna)

zha (Gbr. 2.3, a). Atom karbon dalam keadaan sp3-hibridisasi memiliki konfigurasi tetrahedral.

sp 2-Hibridisasi.Saat mencampur satu 2s- dan dua 2p-AO dari atom karbon tereksitasi, tiga ekuivalen sp orbital 2-hibrida dan tetap 2p-AO yang tidak terhibridisasi. Atom karbon dalam keadaan sp 2-hibridisasi memiliki konfigurasi elektron 1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 (lihat Gambar 2.1, d). Keadaan hibridisasi atom karbon ini khas untuk hidrokarbon tak jenuh (alkena), serta untuk beberapa gugus fungsi, seperti karbonil dan karboksil.

sp 2 - Orbital hibrid terletak pada bidang yang sama dengan sudut 120?, dan AO nonhibridisasi berada pada bidang tegak lurus (lihat Gambar 2.2, b). Atom karbon dalam keadaan sp 2-hibridisasi memiliki konfigurasi segitiga. Atom-atom karbon yang terikat oleh ikatan rangkap berada pada bidang gambar, dan ikatan tunggalnya yang diarahkan dan menjauhi pengamat ditunjukkan seperti dijelaskan di atas (lihat Gambar 2.3, b).

hibridisasi sp.Ketika satu orbital 2s dan satu 2p dari atom karbon tereksitasi dicampur, dua AO hibrid sp ekivalen akan terbentuk, sedangkan dua AO p tetap tidak terhibridisasi. Atom karbon dalam keadaan hibridisasi sp memiliki konfigurasi elektron

Beras. 2.3.Rumus stereokimia metana (a), etana (b) dan asetilena (c)

1s 2 2(sp 2) 2 2p 2 (lihat Gambar 2.1e). Keadaan hibridisasi atom karbon ini terjadi pada senyawa yang memiliki ikatan rangkap tiga, misalnya, pada alkuna, nitril.

Orbital sp-hibrida terletak pada sudut 180?, dan dua AO yang tidak hibridisasi berada pada bidang yang saling tegak lurus (lihat Gambar 2.2, c). Atom karbon dalam keadaan hibridisasi sp memiliki konfigurasi garis, misalnya, dalam molekul asetilen, keempat atom berada pada garis lurus yang sama (lihat Gambar 2.3, di).

Atom dari unsur organogen lain juga dapat berada dalam keadaan hibridisasi.

2.2. Ikatan kimia atom karbon

Ikatan kimia dalam senyawa organik terutama diwakili oleh ikatan kovalen.

Ikatan kovalen adalah ikatan kimia yang terbentuk sebagai hasil sosialisasi elektron dari atom-atom yang terikat.

Elektron bersama ini menempati orbital molekul (MO). Sebagai aturan, MO adalah orbital multicenter dan elektron yang mengisinya terdelokalisasi (tersebar). Jadi, MO, seperti AO, dapat kosong, diisi dengan satu elektron atau dua elektron dengan spin yang berlawanan*.

2.2.1. σ- danπ -Komunikasi

Ada dua jenis ikatan kovalen: (sigma)- dan (pi)-ikatan.

Ikatan adalah ikatan kovalen yang terbentuk ketika AO tumpang tindih sepanjang garis lurus (sumbu) yang menghubungkan inti dua atom yang terikat dengan maksimum tumpang tindih pada garis lurus ini.

Ikatan muncul ketika ada AO yang tumpang tindih, termasuk yang hibrida. Gambar 2.4 menunjukkan pembentukan ikatan antara atom karbon sebagai akibat tumpang tindih aksial dari ikatan sp 3 -AO hibrid dan C-H dengan tumpang tindih antara hibrid sp 3 -AO karbon dan s-AO hidrogen.

* Untuk lebih jelasnya lihat: Popkov V.A., Puzakov S.A. kimia umum. - M.: GEOTAR-Media, 2007. - Bab 1.

Beras. 2.4.Pembentukan ikatan-σ dalam etana oleh tumpang tindih aksial AO (fraksi kecil dari orbital hibrida dihilangkan, warna menunjukkan sp 3 -AO karbon, hitam - s-AO hidrogen)

Selain tumpang tindih aksial, jenis tumpang tindih lain mungkin terjadi - tumpang tindih lateral p-AO, yang mengarah pada pembentukan ikatan (Gbr. 2.5).

orbital p-atom

Beras. 2.5.Pembentukan ikatan dalam etilen oleh tumpang tindih lateral r-AO

Ikatan adalah ikatan yang dibentuk oleh tumpang tindih lateral p-AO yang tidak terhibridisasi dengan tumpang tindih maksimum pada kedua sisi garis lurus yang menghubungkan inti atom.

Ikatan rangkap yang ditemukan dalam senyawa organik adalah kombinasi ikatan - dan : ikatan rangkap dua - satu - dan satu -, rangkap tiga - satu - dan dua .

Sifat-sifat ikatan kovalen dinyatakan dalam karakteristik seperti energi, panjang, polaritas, dan polarisasi.

Energi ikatanadalah energi yang dilepaskan selama pembentukan ikatan atau diperlukan untuk memisahkan dua atom yang terikat. Ini berfungsi sebagai ukuran kekuatan ikatan: semakin besar energi, semakin kuat ikatan (Tabel 2.1).

Panjang tautanadalah jarak antara pusat atom yang terikat. Ikatan rangkap lebih pendek dari ikatan tunggal, dan ikatan rangkap tiga lebih pendek dari ikatan rangkap (lihat Tabel 2.1). Ikatan antara atom karbon dalam keadaan hibridisasi yang berbeda memiliki pola yang sama -

Tabel 2.1.Sifat utama ikatan kovalen

dengan peningkatan fraksi orbital s dalam orbital hibrida, panjang ikatan berkurang. Misalnya, dalam serangkaian senyawa, propana CH 3 CH 2 CH 3, propena CH 3 CH=CH 2, propina CH 3 C=CH CH 3 panjang ikatan -C, masing-masing, sama dengan 0,154; 0,150 dan 0,146 nm.

Polaritas komunikasi karena distribusi yang tidak merata (polarisasi) dari kerapatan elektron. Polaritas suatu molekul diukur dengan nilai momen dipolnya. Dari momen dipol molekul, momen dipol ikatan individu dapat dihitung (lihat Tabel 2.1). Semakin besar momen dipol, semakin polar ikatannya. Alasan polaritas ikatan adalah perbedaan keelektronegatifan atom-atom yang terikat.

Keelektronegatifan mencirikan kemampuan atom dalam molekul untuk menahan elektron valensi. Dengan peningkatan keelektronegatifan atom, tingkat perpindahan elektron ikatan ke arahnya meningkat.

Berdasarkan nilai energi ikatan, ahli kimia Amerika L. Pauling (1901-1994) mengusulkan karakteristik kuantitatif dari elektronegativitas relatif atom (skala Pauling). Dalam skala (baris) ini, unsur-unsur organogenik yang khas disusun menurut keelektronegatifan relatif (dua logam diberikan untuk perbandingan) sebagai berikut:

Keelektronegatifan bukanlah suatu konstanta mutlak suatu unsur. Itu tergantung pada muatan efektif inti, jenis hibridisasi AO, dan efek substituen. Misalnya, elektronegativitas atom karbon dalam keadaan sp 2 - atau hibridisasi sp lebih tinggi daripada dalam keadaan sp 3 -hibridisasi, yang dikaitkan dengan peningkatan proporsi orbital s dalam orbital hibrida . Selama transisi atom dari sp 3 - ke sp 2 - dan selanjutnya ke sp-keadaan hibridisasi, panjang orbital hibrid secara bertahap berkurang (terutama ke arah yang memberikan tumpang tindih terbesar selama pembentukan ikatan-), yang berarti bahwa dalam urutan yang sama, kerapatan elektron maksimum terletak lebih dekat ke nukleus dari atom yang sesuai.

Dalam kasus ikatan kovalen non-polar atau praktis non-polar, perbedaan keelektronegatifan atom-atom yang terikat adalah nol atau mendekati nol. Ketika perbedaan keelektronegatifan meningkat, polaritas ikatan meningkat. Dengan perbedaan hingga 0,4, mereka berbicara tentang ikatan kovalen polar yang lemah, lebih dari 0,5 - ikatan kovalen polar, dan lebih dari 2,0 - ikatan ionik. Ikatan kovalen polar rentan terhadap pembelahan heterolitik

(lihat 3.1.1).

Polarisabilitas komunikasi dinyatakan dalam perpindahan elektron ikatan di bawah pengaruh medan listrik eksternal, termasuk partikel lain yang bereaksi. Polarisabilitas ditentukan oleh mobilitas elektron. Elektron lebih mobile semakin jauh mereka dari inti atom. Dalam hal polarisasi, ikatan- secara signifikan melebihi ikatan-σ, karena kerapatan elektron maksimum ikatan- terletak lebih jauh dari inti ikatan. Polarisabilitas sangat menentukan reaktivitas molekul sehubungan dengan reagen polar.

2.2.2. Obligasi donor-akseptor

Tumpang tindih dua AO satu elektron bukanlah satu-satunya cara untuk membentuk ikatan kovalen. Ikatan kovalen dapat dibentuk oleh interaksi orbital dua elektron dari satu atom (donor) dengan orbital kosong dari atom lain (akseptor). Donor adalah senyawa yang mengandung orbital dengan pasangan elektron bebas atau -MO. Pembawa pasangan elektron bebas (n-elektron, dari bahasa Inggris. tidak terikat) adalah atom nitrogen, oksigen, halogen.

Pasangan elektron bebas memainkan peran penting dalam manifestasi sifat kimia senyawa. Secara khusus, mereka bertanggung jawab atas kemampuan senyawa untuk masuk ke dalam interaksi donor-akseptor.

Ikatan kovalen yang dibentuk oleh sepasang elektron dari salah satu pasangan ikatan disebut ikatan donor-akseptor.

Ikatan donor-akseptor yang terbentuk hanya berbeda dalam cara pembentukannya; sifat-sifatnya sama dengan ikatan kovalen lainnya. Atom donor memperoleh muatan positif.

Ikatan donor-akseptor adalah karakteristik senyawa kompleks.

2.2.3. Ikatan hidrogen

Sebuah atom hidrogen yang terikat pada unsur yang sangat elektronegatif (nitrogen, oksigen, fluor, dll.) dapat berinteraksi dengan pasangan elektron bebas dari atom lain yang cukup elektronegatif dari molekul yang sama atau lainnya. Akibatnya, ikatan hidrogen muncul, yang merupakan jenis donor-

ikatan akseptor. Secara grafis, ikatan hidrogen biasanya diwakili oleh tiga titik.

Energi ikatan hidrogen rendah (10-40 kJ/mol) dan terutama ditentukan oleh interaksi elektrostatik.

Ikatan hidrogen antarmolekul menyebabkan asosiasi senyawa organik, seperti alkohol.

Ikatan hidrogen mempengaruhi sifat fisik (titik didih dan leleh, viskositas, karakteristik spektral) dan kimia (asam-basa) senyawa. Misalnya, titik didih etanol C 2H5 OH (78,3 ? C) secara signifikan lebih tinggi daripada dimetil eter CH 3 OCH 3 (-24 ? C) dengan berat molekul yang sama, yang tidak terkait karena ikatan hidrogen.

Ikatan hidrogen juga bisa intramolekul. Ikatan seperti itu dalam anion asam salisilat menyebabkan peningkatan keasamannya.

Ikatan hidrogen memainkan peran penting dalam pembentukan struktur spasial senyawa makromolekul - protein, polisakarida, asam nukleat.

2.3. Sistem terkait

Ikatan kovalen dapat terlokalisasi atau terdelokalisasi. Ikatan disebut terlokalisasi, elektron yang sebenarnya dibagi antara dua inti atom yang terikat. Jika elektron ikatan digunakan bersama oleh lebih dari dua inti, maka kita berbicara tentang ikatan yang terdelokalisasi.

Ikatan terdelokalisasi adalah ikatan kovalen yang orbital molekulnya mencakup lebih dari dua atom.

Ikatan terdelokalisasi dalam banyak kasus adalah ikatan . Mereka adalah karakteristik dari sistem yang digabungkan. Dalam sistem ini, jenis khusus dari pengaruh timbal balik atom terjadi - konjugasi.

Konjugasi (mesomeria, dari bahasa Yunani. meso- medium) adalah penyelarasan ikatan dan muatan dalam molekul nyata (partikel) dibandingkan dengan struktur ideal, tetapi tidak ada.

Orbital p yang terdelokalisasi yang berpartisipasi dalam konjugasi dapat dimiliki oleh dua atau lebih ikatan , atau pada ikatan dan satu atom dengan orbital p. Sesuai dengan ini, perbedaan dibuat antara ,π-konjugasi dan ,π-konjugasi. Sistem konjugasi dapat terbuka atau tertutup dan tidak hanya mengandung atom karbon, tetapi juga heteroatom.

2.3.1. Sistem sirkuit terbuka

π,π -Berpasangan. Perwakilan paling sederhana dari , sistem terkonjugasi dengan rantai karbon adalah butadiena-1,3 (Gbr. 2.6, a). Atom karbon dan hidrogen dan, akibatnya, semua ikatan dalam molekulnya terletak pada bidang yang sama, membentuk kerangka datar. Atom karbon berada dalam keadaan hibridisasi sp 2. P-AO yang tidak terhibridisasi dari setiap atom karbon terletak tegak lurus terhadap bidang kerangka dan sejajar satu sama lain, yang merupakan kondisi yang diperlukan untuk tumpang tindihnya. Tumpang tindih terjadi tidak hanya antara p-AO atom C-1 dan C-2, C-3 dan C-4, tetapi juga antara p-AO atom C-2 dan C-3, sehingga menghasilkan pembentukan dari tunggal yang mencakup empat atom karbon -sistem, yaitu, ikatan kovalen yang terdelokalisasi muncul (lihat Gambar 2.6, b).

Beras. 2.6.Model orbital atom dari molekul 1,3-butadiena

Hal ini tercermin dalam perubahan panjang ikatan dalam molekul. Panjang ikatan C-1-C-2, serta C-3-C-4 dalam butadiena-1,3 agak meningkat, dan jarak antara C-2 dan C-3 diperpendek dibandingkan dengan ikatan ganda dan tunggal konvensional. obligasi. Dengan kata lain, proses delokalisasi elektron mengarah pada penyelarasan panjang ikatan.

Hidrokarbon dengan sejumlah besar ikatan rangkap terkonjugasi adalah umum di dunia tumbuhan. Ini termasuk, misalnya, karoten, yang menentukan warna wortel, tomat, dll.

Sistem konjugasi terbuka juga dapat mencakup heteroatom. Contoh terbuka , sistem terkonjugasi dengan heteroatom dalam rantai Senyawa karbonil tak jenuh ,β dapat berfungsi. Misalnya, gugus aldehida dalam akrolein CH 2 =CH-CH=O adalah anggota rantai konjugasi tiga atom karbon hibridisasi sp2 dan satu atom oksigen. Masing-masing atom ini menyumbangkan satu elektron p ke sistem tunggal.

pn-pasangan.Jenis konjugasi ini paling sering dimanifestasikan dalam senyawa yang mengandung fragmen struktural -CH=CH-X, di mana X adalah heteroatom yang memiliki pasangan elektron yang tidak digunakan bersama (terutama O atau N). Ini termasuk, misalnya, vinil eter, dalam molekul yang ikatan rangkapnya terkonjugasi dengan R orbital atom oksigen. Ikatan tiga pusat terdelokalisasi terbentuk dengan tumpang tindih dua atom karbon hibridisasi p-AO sp 2 dan satu R-AO heteroatom dengan sepasang n-elektron.

Pembentukan ikatan tiga pusat terdelokalisasi serupa ada di gugus karboksil. Di sini, elektron- dari ikatan C=O dan elektron-n dari atom oksigen dari gugus OH berpartisipasi dalam konjugasi. Sistem terkonjugasi dengan ikatan dan muatan yang sepenuhnya selaras termasuk partikel bermuatan negatif, seperti ion asetat.

Arah pergeseran kerapatan elektron ditunjukkan oleh panah melengkung.

Ada cara grafis lain untuk menampilkan hasil pemasangan. Jadi, struktur ion asetat (I) mengasumsikan bahwa muatan terdistribusi secara merata pada kedua atom oksigen (seperti yang ditunjukkan pada Gambar 2.7, yang benar).

Struktur (II) dan (III) digunakan dalam teori resonansi. Menurut teori ini, molekul atau partikel nyata digambarkan oleh seperangkat struktur resonansi tertentu, yang berbeda satu sama lain hanya dalam distribusi elektron. Dalam sistem terkonjugasi, kontribusi utama pada hibrid resonansi dibuat oleh struktur dengan distribusi kerapatan elektron yang berbeda (panah dua sisi yang menghubungkan struktur ini adalah simbol khusus dari teori resonansi).

Limit (batas) struktur sebenarnya tidak ada. Namun, mereka "berkontribusi" sampai batas tertentu pada distribusi nyata kerapatan elektron dalam molekul (partikel), yang direpresentasikan sebagai hibrida resonansi yang diperoleh dengan superimposisi (superposisi) struktur pembatas.

Dalam sistem terkonjugasi ,π dengan rantai karbon, konjugasi dapat terjadi jika ada atom karbon dengan orbital p yang tidak terhibridisasi di sebelah ikatan . Sistem semacam itu dapat berupa partikel perantara - karbanion, karbokation, radikal bebas, misalnya, struktur alil. Fragmen alil radikal bebas memainkan peran penting dalam proses peroksidasi lipid.

Dalam alil anion CH 2 \u003d CH-CH 2 sp 2 -hibridisasi atom karbon C-3 memberikan ke terkonjugasi umum

Beras. 2.7.Peta kerapatan elektron gugus COONa dalam penisilin

sistem dua elektron, dalam radikal alil CH 2=CH-CH2+ - satu, dan dalam alil karbokation CH 2=CH-CH2+ tidak menyediakan apapun. Akibatnya, ketika p-AO tumpang tindih dengan tiga atom karbon hibridisasi sp2, ikatan tiga pusat yang terdelokalisasi terbentuk, mengandung empat (dalam karbanion), tiga (dalam radikal bebas), dan dua (dalam karbokation) elektron, masing-masing.

Secara formal, atom C-3 dalam kation alil membawa muatan positif, dalam radikal alil memiliki elektron yang tidak berpasangan, dan dalam anion alil memiliki muatan negatif. Faktanya, dalam sistem terkonjugasi seperti itu, ada delokalisasi (penyebaran) kerapatan elektron, yang mengarah pada penyelarasan ikatan dan muatan. Atom C-1 dan C-3 setara dalam sistem ini. Misalnya, dalam kation alil, masing-masing membawa muatan positif+1/2 dan dihubungkan oleh ikatan "satu setengah" dengan atom C-2.

Dengan demikian, konjugasi menyebabkan perbedaan yang signifikan dalam distribusi kerapatan elektron dalam struktur nyata dibandingkan dengan struktur yang diwakili oleh rumus struktur konvensional.

2.3.2. Sistem loop tertutup

Sistem terkonjugasi siklik sangat menarik sebagai kelompok senyawa dengan stabilitas termodinamika yang ditingkatkan dibandingkan dengan sistem terbuka terkonjugasi. Senyawa ini juga memiliki sifat khusus lainnya, yang totalitasnya disatukan oleh konsep umum aromatik. Ini termasuk kemampuan senyawa tak jenuh formal seperti itu

masuk ke dalam reaksi substitusi, bukan adisi, ketahanan terhadap zat pengoksidasi dan suhu.

Perwakilan khas dari sistem aromatik adalah arena dan turunannya. Fitur struktur elektronik hidrokarbon aromatik dimanifestasikan dengan jelas dalam model orbital atom molekul benzena. Kerangka benzena dibentuk oleh enam atom karbon hibridisasi sp2. Semua ikatan (C-C dan C-H) terletak pada bidang yang sama. Enam p-AO yang tidak terhibridisasi terletak tegak lurus terhadap bidang molekul dan sejajar satu sama lain (Gbr. 2.8, a). Setiap R-AO bisa sama-sama tumpang tindih dengan dua tetangga R-A. Sebagai hasil dari tumpang tindih ini, sistem terdelokalisasi tunggal muncul, di mana kerapatan elektron tertinggi terletak di atas dan di bawah bidang kerangka- dan mencakup semua atom karbon dari siklus (lihat Gambar 2.8, b). Kerapatan elektron terdistribusi secara merata di seluruh sistem siklik, yang ditunjukkan oleh lingkaran atau garis putus-putus di dalam siklus (lihat Gambar 2.8, c). Semua ikatan antara atom karbon dalam cincin benzena memiliki panjang yang sama (0,139 nm), antara panjang ikatan tunggal dan ganda.

Berdasarkan perhitungan mekanika kuantum, ditetapkan bahwa untuk pembentukan molekul stabil seperti itu, sistem siklik planar harus mengandung (4n + 2) -elektron, di mana n= 1, 2, 3, dst. (aturan Huckel, 1931). Dengan mempertimbangkan data ini, adalah mungkin untuk mengkonkretkan konsep "aromatisitas".

Suatu senyawa bersifat aromatik jika memiliki cincin planar dan cincin terkonjugasiπ -sistem elektronik yang mencakup semua atom dalam siklus dan mengandung(4n+ 2) -elektron.

Aturan Hückel berlaku untuk setiap sistem terkondensasi planar di mana tidak ada atom yang umum untuk lebih dari

Beras. 2.8.Model orbital atom dari molekul benzena (atom hidrogen dihilangkan; lihat teks untuk penjelasan)

dua siklus. Senyawa dengan cincin benzena terkondensasi, seperti naftalena dan lainnya, memenuhi kriteria aromatisitas.

Stabilitas sistem yang digabungkan. Pembentukan sistem terkonjugasi dan terutama aromatik adalah proses yang menguntungkan secara energi, karena tingkat tumpang tindih orbital meningkat dan terjadi delokalisasi (penyebaran). R-elektron. Dalam hal ini, sistem terkonjugasi dan aromatik telah meningkatkan stabilitas termodinamika. Mereka mengandung lebih sedikit energi internal dan dalam keadaan dasar menempati tingkat energi yang lebih rendah dibandingkan dengan sistem non-konjugasi. Perbedaan antara tingkat ini dapat digunakan untuk mengukur stabilitas termodinamika senyawa terkonjugasi, yaitu energi konjugasi(energi delokalisasi). Untuk butadiena-1,3, ukurannya kecil dan berjumlah sekitar 15 kJ/mol. Dengan bertambahnya panjang rantai terkonjugasi, energi konjugasi dan, karenanya, stabilitas termodinamika senyawa meningkat. Energi konjugasi untuk benzena jauh lebih tinggi dan berjumlah 150 kJ/mol.

2.4. Efek elektronik dari substituen 2.4.1. Efek induktif

Ikatan polar dalam molekul menyebabkan polarisasi ikatan terdekat dan menyebabkan munculnya muatan parsial pada atom tetangga*.

Substituen menyebabkan polarisasi tidak hanya dari mereka sendiri, tetapi juga ikatan tetangga. Jenis transmisi pengaruh atom ini disebut efek induktif (/-efek).

Efek induktif - transfer pengaruh elektronik substituen sebagai akibat dari perpindahan elektron ikatan .

Karena lemahnya polarisasi ikatan , efek induktif dilemahkan setelah tiga atau empat ikatan dalam rangkaian. Tindakannya paling menonjol dalam kaitannya dengan atom karbon yang berdekatan dengan atom yang memiliki substituen. Arah efek induktif dari substituen diperkirakan secara kualitatif dengan membandingkannya dengan atom hidrogen, yang efek induktifnya diambil sebagai nol. Secara grafis, hasil dari /-efek digambarkan dengan panah yang bertepatan dengan posisi garis valensi dan menunjuk ke arah atom yang lebih elektronegatif.

/di\lebih kuat dari atom hidrogen, menunjukkannegatifefek induktif (-/-efek).

Substituen seperti itu umumnya menurunkan kerapatan elektron sistem, mereka disebut penarikan elektron. Ini termasuk sebagian besar gugus fungsi: OH, NH 2, COOH, NO2 dan gugus kationik, seperti -NH 3+.

Substituen yang menggeser kerapatan elektron dibandingkan dengan atom hidrogenσ -ikatan ke atom karbon rantai, menunjukkanpositifefek induktif (+/- efek).

Substituen tersebut meningkatkan kerapatan elektron dalam rantai (atau cincin) dan disebut donor elektron. Ini termasuk gugus alkil yang terletak di atom karbon hibridisasi sp2, dan pusat anionik dalam partikel bermuatan, misalnya -O - .

2.4.2. efek mesomerik

Dalam sistem terkonjugasi, peran utama dalam transfer pengaruh elektronik dimainkan oleh elektron dari ikatan kovalen yang terdelokalisasi. Efek yang memanifestasikan dirinya dalam pergeseran kerapatan elektron dari sistem yang terdelokalisasi (terkonjugasi) disebut mesomerik (efek-M), atau efek konjugasi.

Efek mesomerik - transfer pengaruh elektronik substituen di sepanjang sistem terkonjugasi.

Dalam hal ini, pengganti itu sendiri adalah anggota dari sistem terkonjugasi. Ia dapat memasukkan ke dalam sistem konjugasi baik ikatan- (karbonil, gugus karboksil, dll.), atau pasangan elektron yang tidak digunakan bersama dari heteroatom (gugus amino dan hidroksi), atau p-AO yang kosong atau terisi satu elektron. .

Substituen yang meningkatkan kerapatan elektron dalam sistem terkonjugasi menunjukkan:positifefek mesomerik (+M- efek).

Substituen yang mencakup atom dengan pasangan elektron bebas (misalnya, gugus amino dalam molekul anilin) ​​atau seluruh muatan negatif memiliki Efek-M. Pengganti ini mampu

untuk transfer sepasang elektron ke sistem terkonjugasi umum, yaitu, mereka adalah donor elektron.

Substituen yang menurunkan kerapatan elektron dalam sistem terkonjugasi menunjukkan:negatifefek mesomerik (-M- efek).

Efek M dalam sistem terkonjugasi dimiliki oleh atom oksigen atau nitrogen yang terikat oleh ikatan rangkap pada atom karbon, seperti yang ditunjukkan pada contoh asam akrilat dan benzaldehida. Pengelompokan tersebut adalah penarikan elektron.

Pergeseran kerapatan elektron ditunjukkan oleh panah melengkung, yang awalnya menunjukkan elektron p atau mana yang dipindahkan, dan ujungnya adalah ikatan atau atom tempat mereka dipindahkan. Efek mesomerik, berbeda dengan efek induktif, ditransmisikan melalui sistem ikatan terkonjugasi dengan jarak yang jauh lebih jauh.

Ketika mengevaluasi pengaruh substituen pada distribusi kerapatan elektron dalam molekul, perlu untuk memperhitungkan tindakan yang dihasilkan dari efek induktif dan mesomerik (Tabel 2.2).

Tabel 2.2.Efek elektronik dari beberapa substituen

Efek elektronik dari substituen memungkinkan untuk memberikan perkiraan kualitatif distribusi kerapatan elektron dalam molekul yang tidak bereaksi dan untuk memprediksi sifat-sifatnya.

Kelanjutan. Untuk permulaan, lihat № 15, 16/2004

Pelajaran 5
orbital atom karbon

Ikatan kimia kovalen terbentuk menggunakan pasangan elektron ikatan umum dari jenis:

Membentuk ikatan kimia, mis. hanya elektron yang tidak berpasangan yang dapat membuat pasangan elektron yang sama dengan elektron "asing" dari atom lain. Saat menulis rumus elektronik, elektron yang tidak berpasangan ditempatkan satu per satu di sel orbital.
orbital atom adalah fungsi yang menggambarkan kerapatan awan elektron pada setiap titik dalam ruang di sekitar inti atom. Awan elektron adalah wilayah ruang di mana elektron dapat ditemukan dengan probabilitas tinggi.
Untuk menyelaraskan struktur elektronik atom karbon dan valensi unsur ini, digunakan konsep eksitasi atom karbon. Dalam keadaan normal (tidak tereksitasi), atom karbon memiliki dua 2 . yang tidak berpasangan R 2 elektron. Dalam keadaan tereksitasi (ketika energi diserap) salah satu dari 2 s 2-elektron dapat lolos ke gratis R-orbita. Kemudian empat elektron tidak berpasangan muncul dalam atom karbon:

Ingatlah bahwa dalam rumus elektronik atom (misalnya, untuk karbon 6 C - 1 s 2 2s 2 2p 2) angka besar di depan huruf - 1, 2 - menunjukkan jumlah tingkat energi. Surat s dan R menunjukkan bentuk awan elektron (orbital), dan angka di sebelah kanan di atas huruf menunjukkan jumlah elektron dalam orbital tertentu. Semua s- orbital bola:

Pada tingkat energi kedua kecuali 2 s-ada tiga orbital 2 R-orbital. 2 ini R-orbital memiliki bentuk elips, mirip dengan halter, dan berorientasi dalam ruang pada sudut 90 ° satu sama lain. 2 R-Orbital menunjukkan 2 p x, 2r y dan 2 pz menurut sumbu di mana orbital ini berada.

Ketika ikatan kimia terbentuk, orbital elektron memperoleh bentuk yang sama. Jadi, dalam hidrokarbon jenuh, satu s-orbital dan tiga R-orbital atom karbon membentuk empat orbital yang identik (hibrida) sp 3-orbital:

Dia - sp 3 - hibridisasi.
Hibridisasi– keselarasan (pencampuran) orbital atom ( s dan R) dengan pembentukan orbital atom baru, yang disebut orbital hibrida.

Orbital hibrida memiliki bentuk asimetris, memanjang ke arah atom yang terikat. Awan elektron saling tolak-menolak dan terletak di ruang angkasa sejauh mungkin dari satu sama lain. Pada saat yang sama, sumbu empat sp 3-orbital hibrida ternyata diarahkan ke simpul tetrahedron (piramida segitiga biasa).
Dengan demikian, sudut antara orbital ini adalah tetrahedral, sama dengan 109°28".
Bagian atas orbital elektron dapat tumpang tindih dengan orbital atom lain. Jika awan elektron tumpang tindih sepanjang garis yang menghubungkan pusat-pusat atom, maka ikatan kovalen semacam itu disebut sigma()-ikatan. Misalnya, dalam molekul etana C2H6, ikatan kimia terbentuk antara dua atom karbon dengan tumpang tindih dua orbital hibrid. Ini adalah koneksi. Selain itu, masing-masing atom karbon dengan tiga sp 3-orbital tumpang tindih dengan s-orbital tiga atom hidrogen, membentuk tiga ikatan-.

Secara total, tiga keadaan valensi dengan berbagai jenis hibridisasi dimungkinkan untuk atom karbon. Kecuali sp 3-hibridisasi ada sp 2 - dan sp-hibridisasi.
sp 2 -Hibridisasi- mencampur satu s- dan dua R-orbital. Hasilnya, tiga hibrida sp 2 -orbital. Ini sp 2 -orbital terletak pada bidang yang sama (dengan sumbu X, pada) dan diarahkan ke simpul segitiga dengan sudut antara orbital 120°. tidak hibridisasi
R-orbital tegak lurus terhadap bidang ketiga hibrid sp 2 orbital (berorientasi sepanjang sumbu z). Separuh atas R-orbital berada di atas bidang, setengah bagian bawah berada di bawah bidang.
Jenis sp 2-hibridisasi karbon terjadi pada senyawa dengan ikatan rangkap: C=C, C=O, C=N. Selain itu, hanya satu dari ikatan antara dua atom (misalnya, C=C) yang dapat menjadi ikatan. (Orbital ikatan atom lainnya diarahkan ke arah yang berlawanan.) Ikatan kedua terbentuk sebagai hasil dari tumpang tindih non-hibrida R-orbital pada kedua sisi garis yang menghubungkan inti atom.

Ikatan kovalen yang dibentuk oleh tumpang tindih lateral R-orbital atom karbon tetangga disebut pi()-ikatan.

Pendidikan - komunikasi

Karena tumpang tindih orbital yang lebih sedikit, ikatan - kurang kuat daripada ikatan -.
sp-Hibridisasi adalah pencampuran (penyelarasan dalam bentuk dan energi) dari satu s- dan satu
R-orbital dengan pembentukan dua hibrid sp-orbital. sp- Orbital terletak pada garis yang sama (pada sudut 180 °) dan diarahkan ke arah yang berlawanan dari inti atom karbon. Dua
R-orbital tetap tidak terhibridisasi. Mereka ditempatkan tegak lurus satu sama lain.
arah - koneksi. Pada gambar sp-orbital ditunjukkan di sepanjang sumbu kamu, dan dua yang tidak dihibridisasi
R-orbital - sepanjang sumbu X dan z.

Ikatan karbon-karbon rangkap tiga CC terdiri dari -ikatan yang terjadi ketika tumpang tindih
sp orbital -hibrida, dan dua ikatan -.
Hubungan antara parameter atom karbon seperti jumlah gugus terikat, jenis hibridisasi dan jenis ikatan kimia yang terbentuk ditunjukkan pada Tabel 4.

Tabel 4

Ikatan kovalen karbon

Jumlah grup terkait dengan karbon	Jenis hibridisasi	Jenis berpartisipasi ikatan kimia	Contoh rumus senyawa
4	sp 3	Empat - koneksi
3	sp 2	Tiga - koneksi dan salah satunya adalah koneksi
2	sp	Dua - koneksi dan dua koneksi	H-CC-H

Latihan.

1. Elektron atom apa (misalnya, karbon atau nitrogen) yang disebut tidak berpasangan?

2. Apa yang dimaksud dengan konsep "pasangan elektron bersama" dalam senyawa dengan ikatan kovalen (misalnya, CH 4 atau H 2 S )?

3. Apa keadaan elektron atom (misalnya, C atau N ) disebut basa, dan mana yang tereksitasi?

4. Apa arti angka dan huruf dalam rumus elektron suatu atom (misalnya, C atau N )?

5. Apa itu orbital atom? Berapa banyak orbital pada tingkat energi kedua atom C dan bagaimana mereka berbeda?

6. Apa perbedaan antara orbital hibrid dan orbital asal pembentukannya?

7. Jenis hibridisasi apa yang dikenal untuk atom karbon dan apa itu?

8. Gambarlah gambar susunan spasial orbital untuk salah satu keadaan elektronik atom karbon.

9. Apa yang disebut ikatan kimia? dan apa? Menentukan-dan-koneksi dalam koneksi:

10. Untuk atom karbon dari senyawa di bawah ini, tunjukkan: a) jenis hibridisasi; b) jenis ikatan kimianya; c) sudut ikatan.

Jawaban untuk latihan untuk topik 1

Pelajaran 5

1. Elektron yang jumlahnya satu per orbital disebut elektron tidak berpasangan. Misalnya, dalam rumus difraksi elektron atom karbon tereksitasi, ada empat elektron yang tidak berpasangan, dan atom nitrogen memiliki tiga:

2. Dua elektron yang berpartisipasi dalam pembentukan satu ikatan kimia disebut pasangan elektron umum. Biasanya, sebelum pembentukan ikatan kimia, salah satu elektron dari pasangan ini milik satu atom, dan elektron lainnya milik atom lain:

3. Keadaan elektronik atom, di mana urutan pengisian orbital elektronik diamati: 1 s 2 , 2s 2 , 2p 2 , 3s 2 , 3p 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4p 2 dst. disebut negara bagian utama. PADA keadaan tereksitasi salah satu elektron valensi atom menempati orbital bebas dengan energi yang lebih tinggi, transisi seperti itu disertai dengan pemisahan pasangan elektron. Secara skema ditulis seperti ini:

Sedangkan pada keadaan dasar hanya terdapat dua elektron valensi yang tidak berpasangan, pada keadaan tereksitasi terdapat empat elektron demikian.

5. Orbital atom adalah fungsi yang menggambarkan kerapatan awan elektron pada setiap titik dalam ruang di sekitar inti atom tertentu. Ada empat orbital pada tingkat energi kedua atom karbon - 2 s, 2p x, 2r y, 2pz. Orbital tersebut adalah:
a) bentuk awan elektron ( s- bola, R- barbel);
b) R-orbital memiliki orientasi yang berbeda dalam ruang - sepanjang sumbu yang saling tegak lurus x, kamu dan z, mereka dilambangkan p x, r y, pz.

6. Orbital hibrida berbeda dari orbital asli (non-hibrida) dalam bentuk dan energi. Sebagai contoh, s-orbital - bentuk bola, R- angka delapan simetris, sp orbital -hybrid - angka delapan asimetris.
Perbedaan Energi: E(s) < E(sp) < E(R). Lewat sini, sp-orbital - orbital rata-rata dalam bentuk dan energi, diperoleh dengan mencampurkan awal s- dan p-orbital.

7. Tiga jenis hibridisasi dikenal untuk atom karbon: sp 3 , sp 2 dan sp (lihat teks pelajaran 5).

9. -ikatan - ikatan kovalen yang dibentuk oleh tumpang tindih frontal orbital sepanjang garis yang menghubungkan pusat atom.
-ikatan - ikatan kovalen yang dibentuk oleh tumpang tindih lateral R-orbital di kedua sisi garis yang menghubungkan pusat atom.
- Ikatan ditunjukkan oleh garis kedua dan ketiga antara atom-atom yang terhubung.

Dalam keadaan dasar, atom karbon C (1s 2 2s 2 2p 2) memiliki dua elektron yang tidak berpasangan, sehingga hanya dua pasangan elektron yang dapat terbentuk. Namun, di sebagian besar senyawanya, karbon bersifat tetravalen. Ini disebabkan oleh fakta bahwa atom karbon, yang menyerap sejumlah kecil energi, masuk ke keadaan tereksitasi di mana ia memiliki 4 elektron yang tidak berpasangan, mis. mampu membentuk empat ikatan kovalen dan mengambil bagian dalam pembentukan empat pasangan elektron umum:

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

↓

1

↓

p

↓

p

s

s

Energi eksitasi dikompensasi oleh pembentukan ikatan kimia, yang terjadi dengan pelepasan energi.

Atom karbon memiliki kemampuan untuk membentuk tiga jenis hibridisasi orbital elektron ( sp3, sp 2, sp) dan pembentukan ikatan ganda (ganda dan rangkap tiga) di antara mereka (Tabel 7).

Tabel 7

Jenis hibridisasi dan geometri molekul

Simple (single) s - komunikasi dilakukan ketika sp3-hibridisasi, di mana keempat orbital hibrid ekivalen dan memiliki orientasi dalam ruang pada sudut 109 sekitar 29 ' satu sama lain dan berorientasi pada simpul tetrahedron beraturan.

Beras. 19. Pembentukan molekul metana CH 4

Jika orbital hibrida karbon tumpang tindih dengan bola s-orbital atom hidrogen, maka senyawa organik paling sederhana metana CH 4 terbentuk - hidrokarbon jenuh (Gbr. 19).

Beras. 20. Susunan tetrahedral ikatan dalam molekul metana

Yang sangat menarik adalah studi tentang ikatan atom karbon satu sama lain dan dengan atom unsur lain. Pertimbangkan struktur molekul etana, etilena dan asetilena.

Sudut antara semua ikatan dalam molekul etana hampir sama persis satu sama lain (Gbr. 21) dan tidak berbeda dari sudut C-H dalam molekul metana.

Beras. 21. Molekul etana C 2 H 6

Oleh karena itu, atom karbon berada dalam keadaan sp3-hibridisasi.

Hibridisasi orbital elektron atom karbon bisa jadi tidak lengkap, mis. itu bisa melibatkan dua sp 2 hibridisasi) atau satu ( sp-hibridisasi) dari tiga R- orbital. Dalam hal ini, antara atom karbon terbentuk kelipatan(dua atau tiga kali lipat) koneksi. Hidrokarbon dengan ikatan rangkap disebut tak jenuh atau tak jenuh. Ikatan rangkap (C = C) terbentuk ketika sp 2- hibridisasi. Dalam hal ini, masing-masing atom karbon memiliki satu dari tiga R- orbital tidak terlibat dalam hibridisasi, menghasilkan pembentukan tiga sp 2- orbital hibrid terletak pada bidang yang sama pada sudut 120 terhadap satu sama lain, dan non-hibrida 2 R-orbital tegak lurus terhadap bidang ini. Dua atom karbon terhubung satu sama lain, membentuk satu ikatan s karena tumpang tindih orbital hibrida dan satu ikatan p karena tumpang tindih R-orbital. Interaksi orbital hibrida bebas karbon dengan orbital 1s atom hidrogen mengarah pada pembentukan molekul etilen C 2 H 4 (Gbr. 22), perwakilan paling sederhana dari hidrokarbon tak jenuh.

Beras. 22. Pembentukan molekul etilen C 2 H 4

Tumpang tindih orbital elektronik dalam kasus ikatan-p lebih sedikit dan zona dengan kerapatan elektron meningkat terletak lebih jauh dari inti atom, sehingga ikatan ini kurang kuat daripada ikatan-s.

Ikatan rangkap tiga dibentuk oleh satu ikatan-s dan dua ikatan-p. Dalam hal ini, orbital elektron berada dalam keadaan hibridisasi sp, yang pembentukannya terjadi karena satu s- dan satu R- orbital (Gbr. 23).

Beras. 23. Pembentukan molekul asetilena C 2 H 2

Dua orbital hibrid terletak pada sudut 180 derajat relatif terhadap satu sama lain, dan dua lainnya nonhibrida R-Orbital terletak pada dua bidang yang saling tegak lurus. Pembentukan ikatan rangkap tiga terjadi pada molekul asetilena C 2 H 2 .

Jenis ikatan khusus muncul selama pembentukan molekul benzena (C 6 H 6) - perwakilan paling sederhana dari hidrokarbon aromatik.

Benzena mengandung enam atom karbon yang dihubungkan bersama dalam suatu siklus (cincin benzena), sedangkan setiap atom karbon berada dalam keadaan hibridisasi sp2 (Gbr. 24).

Semua atom karbon yang termasuk dalam molekul benzena terletak pada bidang yang sama. Setiap atom karbon dalam keadaan hibridisasi sp 2 memiliki satu lagi orbital p non-hibrida dengan elektron tidak berpasangan, yang membentuk ikatan-p (Gbr. 25).

Sumbu orbital p tersebut tegak lurus terhadap bidang molekul benzena.

Beras. 24. sp 2 - orbital molekul benzena C 6 H 6

Beras. 25. - ikatan dalam molekul benzena C 6 H 6

Keenam orbital p non-hibrida membentuk orbital p molekul ikatan umum, dan keenam elektron digabungkan menjadi sextet elektron-p.

Permukaan batas orbital semacam itu terletak di atas dan di bawah bidang kerangka-s karbon. Sebagai hasil dari tumpang tindih melingkar, muncul sistem-p tunggal yang terdelokalisasi, yang mencakup semua atom karbon dari siklus. Benzena secara skema digambarkan sebagai segi enam dengan cincin di dalamnya, yang menunjukkan bahwa ada delokalisasi elektron dan ikatan yang sesuai.

169375 0

Setiap atom memiliki jumlah elektron tertentu.

Memasuki reaksi kimia, atom menyumbangkan, memperoleh, atau mensosialisasikan elektron, mencapai konfigurasi elektronik yang paling stabil. Konfigurasi dengan energi terendah adalah yang paling stabil (seperti pada atom gas mulia). Pola ini disebut "aturan oktet" (Gbr. 1).

Beras. satu.

Aturan ini berlaku untuk semua jenis koneksi. Ikatan elektronik antar atom memungkinkan mereka untuk membentuk struktur yang stabil, dari kristal paling sederhana hingga biomolekul kompleks yang akhirnya membentuk sistem kehidupan. Mereka berbeda dari kristal dalam metabolisme berkelanjutan mereka. Namun, banyak reaksi kimia berlangsung menurut mekanismenya transfer elektronik, yang memainkan peran penting dalam proses energi dalam tubuh.

Ikatan kimia adalah gaya yang menyatukan dua atau lebih atom, ion, molekul, atau kombinasinya..

Sifat ikatan kimia adalah universal: itu adalah gaya tarik elektrostatik antara elektron bermuatan negatif dan inti bermuatan positif, ditentukan oleh konfigurasi elektron di kulit terluar atom. Kemampuan suatu atom untuk membentuk ikatan kimia disebut valensi, atau keadaan oksidasi. Valensi terkait dengan konsep elektron valensi- elektron yang membentuk ikatan kimia, yaitu elektron yang terletak di orbital berenergi paling tinggi. Dengan demikian, kulit terluar atom yang mengandung orbital ini disebut kulit valensi. Saat ini, tidak cukup untuk menunjukkan adanya ikatan kimia, tetapi perlu untuk mengklarifikasi jenisnya: ionik, kovalen, dipol-dipol, logam.

Jenis koneksi pertama adalahionik koneksi

Menurut teori elektron valensi Lewis dan Kossel, atom dapat mencapai konfigurasi elektron yang stabil dalam dua cara: pertama, dengan kehilangan elektron, menjadi kation, kedua, memperolehnya, berubah menjadi anion. Akibat perpindahan elektron, karena adanya gaya tarik-menarik elektrostatik antara ion-ion yang bermuatan berlawanan tanda, maka terbentuklah ikatan kimia yang disebut Kossel. elektrovalen(sekarang disebut ionik).

Dalam hal ini, anion dan kation membentuk konfigurasi elektronik yang stabil dengan kulit elektron terluar yang terisi. Ikatan ionik tipikal terbentuk dari kation dari grup T dan II dari sistem periodik dan anion dari elemen non-logam dari grup VI dan VII (masing-masing 16 dan 17 subgrup, kalkogen dan halogen). Ikatan dalam senyawa ionik tidak jenuh dan tidak terarah, sehingga mempertahankan kemungkinan interaksi elektrostatik dengan ion lain. pada gambar. 2 dan 3 menunjukkan contoh ikatan ion yang sesuai dengan model transfer elektron Kossel.

Beras. 2.

Beras. 3. Ikatan ion dalam molekul natrium klorida (NaCl)

Di sini tepat untuk mengingat beberapa sifat yang menjelaskan perilaku zat di alam, khususnya, untuk mempertimbangkan konsep asam dan alasan.

Larutan berair dari semua zat ini adalah elektrolit. Mereka berubah warna dengan cara yang berbeda. indikator. Mekanisme kerja indikator ditemukan oleh F.V. Ostwald. Dia menunjukkan bahwa indikatornya adalah asam atau basa lemah, yang warnanya dalam keadaan tidak terdisosiasi dan terdisosiasi berbeda.

Basa dapat menetralkan asam. Tidak semua basa larut dalam air (misalnya, beberapa senyawa organik yang tidak mengandung gugus -OH tidak larut, khususnya, trietilamina N (C 2 H 5) 3); basa larut disebut alkali.

Larutan asam dalam air masuk ke dalam reaksi karakteristik:

a) dengan oksida logam - dengan pembentukan garam dan air;

b) dengan logam - dengan pembentukan garam dan hidrogen;

c) dengan karbonat - dengan pembentukan garam, BERSAMA 2 dan H 2 HAI.

Sifat asam dan basa dijelaskan oleh beberapa teori. Sesuai dengan teori S.A. Arrhenius, asam adalah zat yang berdisosiasi membentuk ion H+ , sedangkan basa membentuk ion DIA- . Teori ini tidak memperhitungkan adanya basa organik yang tidak memiliki gugus hidroksil.

Sejalan dengan proton Menurut teori Bronsted dan Lowry, asam adalah zat yang mengandung molekul atau ion yang menyumbangkan proton ( pendonor proton), dan basa adalah zat yang terdiri dari molekul atau ion yang menerima proton ( akseptor proton). Perhatikan bahwa dalam larutan berair, ion hidrogen ada dalam bentuk terhidrasi, yaitu dalam bentuk ion hidronium H3O+ . Teori ini menjelaskan reaksi tidak hanya dengan air dan ion hidroksida, tetapi juga dilakukan tanpa pelarut atau dengan pelarut tidak berair.

Misalnya, dalam reaksi antara amonia NH 3 (basa lemah) dan hidrogen klorida dalam fase gas, amonium klorida padat terbentuk, dan dalam campuran kesetimbangan dua zat selalu ada 4 partikel, dua di antaranya adalah asam, dan dua lainnya adalah basa:

Campuran kesetimbangan ini terdiri dari dua pasangan asam dan basa terkonjugasi:

1)NH 4+ dan NH 3

2) HCl dan Cl ‑

Di sini, di setiap pasangan terkonjugasi, asam dan basa berbeda satu proton. Setiap asam memiliki basa konjugasi. Asam kuat memiliki basa konjugasi yang lemah, dan asam lemah memiliki basa konjugasi yang kuat.

Teori Bronsted-Lowry memungkinkan untuk menjelaskan peran unik air bagi kehidupan biosfer. Air, tergantung pada zat yang berinteraksi dengannya, dapat menunjukkan sifat asam atau basa. Misalnya, dalam reaksi dengan larutan berair asam asetat, air adalah basa, dan dengan larutan amonia, air adalah asam.

1) CH3COOH + H2O ↔ H 3 O + + CH 3 SOO- . Di sini molekul asam asetat menyumbangkan proton ke molekul air;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + DIA- . Di sini molekul amonia menerima proton dari molekul air.

Dengan demikian, air dapat membentuk dua pasangan terkonjugasi:

1) H2O(asam) dan DIA- (basa konjugasi)

2) H 3 O+ (asam) dan H2O(basa konjugasi).

Dalam kasus pertama, air menyumbangkan proton, dan yang kedua, menerimanya.

Sifat seperti itu disebut amfiprotonitas. Zat yang dapat bereaksi baik sebagai asam maupun basa disebut amfoter. Di alam, zat seperti itu sering ditemukan. Misalnya, asam amino dapat membentuk garam dengan asam dan basa. Oleh karena itu, peptida dengan mudah membentuk senyawa koordinasi dengan ion logam yang ada.

Dengan demikian, sifat karakteristik dari ikatan ionik adalah perpindahan lengkap dari sekelompok elektron yang mengikat ke salah satu inti. Ini berarti bahwa ada daerah antara ion di mana kerapatan elektron hampir nol.

Jenis koneksi kedua adalahkovalen koneksi

Atom dapat membentuk konfigurasi elektronik yang stabil dengan berbagi elektron.

Ikatan semacam itu terbentuk ketika sepasang elektron digunakan bersama satu per satu. dari setiap atom. Dalam hal ini, elektron ikatan tersosialisasi didistribusikan secara merata di antara atom-atom. Contoh ikatan kovalen adalah homonuklir diatomik molekul H 2 , N 2 , F 2. Alotrop memiliki jenis ikatan yang sama. HAI 2 dan ozon HAI 3 dan untuk molekul poliatomik S 8 dan juga molekul heteronuklear hidrogen klorida Hcl, karbon dioksida BERSAMA 2, metana CH 4, etanol DARI 2 H 5 DIA, belerang heksafluorida SF 6, asetilena DARI 2 H 2. Semua molekul ini memiliki elektron umum yang sama, dan ikatannya jenuh dan diarahkan dengan cara yang sama (Gbr. 4).

Untuk ahli biologi, penting bahwa jari-jari kovalen atom dalam ikatan rangkap dan rangkap tiga dikurangi dibandingkan dengan ikatan tunggal.

Beras. empat. Ikatan kovalen pada molekul Cl2.

Jenis ikatan ionik dan kovalen adalah dua kasus pembatas dari banyak jenis ikatan kimia yang ada, dan dalam praktiknya sebagian besar ikatan bersifat perantara.

Senyawa dari dua elemen yang terletak di ujung berlawanan dari periode yang sama atau berbeda dari sistem Mendeleev sebagian besar membentuk ikatan ion. Ketika unsur-unsur mendekati periode, sifat ionik senyawanya berkurang, dan sifat kovalennya meningkat. Misalnya, halida dan oksida dari unsur-unsur di sisi kiri tabel periodik membentuk ikatan ionik yang dominan ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), dan senyawa yang sama dari unsur-unsur di sisi kanan tabel adalah kovalen ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukosa C 6 H 12 O 6, etanol C2H5OH).

Ikatan kovalen, pada gilirannya, memiliki modifikasi lain.

Dalam ion poliatomik dan dalam molekul biologis kompleks, kedua elektron hanya dapat berasal dari satu atom. Itu disebut penyumbang pasangan elektron. Atom yang mensosialisasikan pasangan elektron ini dengan donor disebut akseptor pasangan elektron. Jenis ikatan kovalen ini disebut koordinasi (donor-akseptor, ataudatif) komunikasi(Gbr. 5). Jenis ikatan ini paling penting untuk biologi dan kedokteran, karena unsur-unsur kimia d yang paling penting untuk metabolisme sebagian besar dijelaskan oleh ikatan koordinasi.

foto 5.

Sebagai aturan, dalam senyawa kompleks, atom logam bertindak sebagai akseptor pasangan elektron; sebaliknya, dalam ikatan ionik dan kovalen, atom logam adalah donor elektron.

Inti dari ikatan kovalen dan variasinya - ikatan koordinasi - dapat diklarifikasi dengan bantuan teori asam dan basa lain, yang diusulkan oleh GN. Lewis. Dia agak memperluas konsep semantik istilah "asam" dan "basa" menurut teori Bronsted-Lowry. Teori Lewis menjelaskan sifat pembentukan ion kompleks dan partisipasi zat dalam reaksi substitusi nukleofilik, yaitu dalam pembentukan CS.

Menurut Lewis, asam adalah zat yang mampu membentuk ikatan kovalen dengan menerima pasangan elektron dari basa. Basa Lewis adalah zat yang memiliki pasangan elektron bebas, yang, dengan menyumbangkan elektron, membentuk ikatan kovalen dengan asam Lewis.

Artinya, teori Lewis memperluas jangkauan reaksi asam-basa juga ke reaksi di mana proton tidak berpartisipasi sama sekali. Selain itu, proton itu sendiri, menurut teori ini, juga merupakan asam, karena dapat menerima pasangan elektron.

Oleh karena itu, menurut teori ini, kation adalah asam Lewis dan anion adalah basa Lewis. Reaksi berikut adalah contohnya:

Telah dicatat di atas bahwa pembagian zat menjadi zat ionik dan kovalen adalah relatif, karena tidak ada transfer elektron yang lengkap dari atom logam ke atom akseptor dalam molekul kovalen. Dalam senyawa dengan ikatan ion, setiap ion berada dalam medan listrik ion yang berlawanan tanda, sehingga mereka saling terpolarisasi, dan cangkangnya berubah bentuk.

Polarisabilitas ditentukan oleh struktur elektronik, muatan dan ukuran ion; lebih tinggi untuk anion daripada kation. Polarisabilitas tertinggi di antara kation adalah untuk kation yang muatannya lebih besar dan ukurannya lebih kecil, misalnya untuk Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Memiliki efek polarisasi yang kuat H+ . Karena efek polarisasi ion bersifat dua sisi, ini secara signifikan mengubah sifat senyawa yang mereka bentuk.

Jenis koneksi ketiga -dipol-dipol koneksi

Selain jenis komunikasi yang terdaftar, ada juga dipol-dipol antarmolekul interaksi, juga dikenal sebagai van der Waals .

Kekuatan interaksi ini tergantung pada sifat molekul.

Ada tiga jenis interaksi: dipol permanen - dipol permanen ( dipol-dipol daya tarik); dipol permanen - dipol induksi ( induksi daya tarik); dipol sesaat - dipol induksi ( penyebaran atraksi, atau kekuatan London; Nasi. 6).

Beras. 6.

Hanya molekul dengan ikatan kovalen polar yang memiliki momen dipol-dipol ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), dan kekuatan ikatannya adalah 1-2 selamat tinggal(1D \u003d 3,338 × 10 -30 coulomb meter - C × m).

Dalam biokimia, jenis ikatan lain dibedakan - hidrogen koneksi, yang merupakan kasus pembatas dipol-dipol daya tarik. Ikatan ini dibentuk oleh daya tarik antara atom hidrogen dan atom elektronegatif kecil, paling sering oksigen, fluor dan nitrogen. Dengan atom besar yang memiliki elektronegativitas yang sama (misalnya, dengan klorin dan belerang), ikatan hidrogen jauh lebih lemah. Atom hidrogen dibedakan oleh satu fitur penting: ketika elektron pengikat ditarik, nukleusnya - proton - terbuka dan berhenti disaring oleh elektron.

Oleh karena itu, atom berubah menjadi dipol besar.

Ikatan hidrogen, tidak seperti ikatan van der Waals, terbentuk tidak hanya selama interaksi antarmolekul, tetapi juga dalam satu molekul - intramolekul ikatan hidrogen. Ikatan hidrogen memainkan peran penting dalam biokimia, misalnya, untuk menstabilkan struktur protein dalam bentuk heliks-a, atau untuk pembentukan heliks ganda DNA (Gbr. 7).

Gbr.7.

Ikatan hidrogen dan van der Waals jauh lebih lemah daripada ikatan ionik, kovalen, dan koordinasi. Energi ikatan antarmolekul ditunjukkan pada Tabel. satu.

Tabel 1. Energi gaya antarmolekul

Catatan: Derajat interaksi antarmolekul mencerminkan entalpi leleh dan penguapan (mendidih). Senyawa ionik membutuhkan lebih banyak energi untuk memisahkan ion daripada untuk memisahkan molekul. Entalpi leleh senyawa ionik jauh lebih tinggi daripada senyawa molekuler.

Jenis koneksi keempat -ikatan logam

Akhirnya, ada jenis ikatan antarmolekul lain - logam: koneksi ion positif dari kisi logam dengan elektron bebas. Jenis koneksi ini tidak terjadi pada objek biologis.

Dari tinjauan singkat tentang jenis ikatan, satu detail muncul: parameter penting dari atom atau ion logam - donor elektron, serta atom - akseptor elektron adalah miliknya. ukuran.

Tanpa masuk ke rincian, kami mencatat bahwa jari-jari kovalen atom, jari-jari ionik logam, dan jari-jari van der Waals dari molekul yang berinteraksi meningkat ketika nomor atom mereka dalam kelompok sistem periodik meningkat. Dalam hal ini, nilai jari-jari ion adalah yang terkecil, dan jari-jari van der Waals adalah yang terbesar. Sebagai aturan, ketika bergerak ke bawah satu kelompok, jari-jari semua elemen meningkat, baik kovalen maupun van der Waals.

Yang paling penting bagi ahli biologi dan dokter adalah koordinasi(donor-akseptor) ikatan dipertimbangkan oleh kimia koordinasi.

Bioanorganik medis. GK Barashkov