Рис.1. Орбитальные радиусы элементов (r a) и длина одноэлектронной химической связи (d)

Простейшая одноэлектронная химическая связь создаётся единственным валентным электроном . Оказывается, что один электрон способен удерживать в едином целом два положительно заряженных иона. В одноэлектронной связи кулоновские силы отталкивания положительно заряженных частиц компенсируются кулоновскими силами притяжения этих частиц к отрицательно заряженному электрону. Валентный электрон становится общим для двух ядер молекулы.

Примерами таких химических соединений являются молекулярные ионы: H 2 + , Li 2 + , Na 2 + , K 2 + , Rb 2 + , Cs 2 + :

Полярная ковалентная связь возникает в гетероядерных двухатомных молекулах (рис.3). Связывающая электронная пара в полярной химической связи приближена к атому с более высоким первым потенциалом ионизации .

Характеризующее пространственную структуру полярных молекул расстояние d между атомными ядрами можно приближённо рассматривать как сумму ковалентных радиусов соответствующих атомов.

Характеристика некоторых полярных веществ

Сдвиг связывающей электронной пары к одному из ядер полярной молекулы приводит к появлению электрического диполя (электродинамика) (рис.4).

Расстояние между центрами тяжести положительного и отрицательного зарядов называют длиной диполя. Полярность молекулы, как и полярность связи, оценивают величиной дипольного момента μ, представляющего собой произведение длины диполя l на величину электронного заряда :

Кратные ковалентные связи

Кратные ковалентные связи представлены непредельными органическими соединениями, содержащими двойную и тройную химические связи. Для описания природы непредельных соединений Л.Полинг вводит понятия сигма- и π-связей, гибридизации атомных орбиталей .

Гибридизация Полинга для двух S- и двух p- электронов позволила объяснить направленность химических связей, в частности тетраэдрическую конфигурацию метана . Для объяснения структуры этилена из четырёх равноценных Sp 3 - электронов атома углерода приходится вычленять один p-электрон для образования дополнительной связи, получившей название π-связи. При этом три оставшиеся Sp 2 -гибридные орбитали располагаются в плоскости под углом 120° и образуют основные связи, например, плоскую молекулу этилена (рис.5).

В новой теории Полинга все связывающие электроны становились равноценными и равноудалёнными от линии, соединяющей ядра молекулы. Теория изогнутой химической связи Полинга учитывала статистическую интерпретацию волновой функции М.Борна , кулоновскую электронную корреляцию электронов . Появился физический смысл - природа химической связи полностью определяется электрическим взаимодействием ядер и электронов. Чем больше связывающих электронов, тем меньше межъядерное расстояние и прочнее химическая связь между атомами углерода.

Трёхцентровая химическая связь

Дальнейшее развитие представлений о химической связи дал американской физикохимик У.Липскомб , разработавший теорию двухэлектронных трёхцентровых связей и топологическую теорию, позволяющую предсказывать строение ещё некоторых гидридов бора (бороводородов) .

Электронная пара в трёхцентровой химической связи становится общей для трёх ядер атомов. В простейшем представителе трёхцентровой химической связи - молекулярном ионе водорода H 3 + электронная пара удерживает в едином целом три протона (рис.6).

Рис.7.Диборан

Существование боранов с их двухэлектронными трёхцентровыми связями с «мостиковыми» атомами водорода нарушало каноническое учение о валентности . Атом водорода, считавшийся ранее стандартным одновалентным элементом, оказался связанным одинаковыми связями с двумя атомами бора и стал формально двухвалентным элементом. Работы У.Липскомба по расшифровке строения боранов расширяли представления о химической связи. Нобелевский комитет удостоил Уильяма Нанна Липскомба премии по химии за 1976 год с формулировкой "За исследования структуры боранов (боргидритов), проясняющие проблемы химических связей).

Многоцентровая химическая связь

Рис.8.Молекула ферроцена

Рис.9.Дибензолхром

Рис.10.Ураноцен

Все десять связей (C-Fe) в молекуле ферроцена равноценны, величина межъядерного расстояния Fe-c - 2,04 Å. Все атомы углерода в молекуле ферроцена структурно и химически эквивалентны, длина каждой связи C-C 1,40 - 1,41 Å (для сравнения, в бензоле длина связи C-C 1,39 Å). Вокруг атома железа возникает 36- электронная оболочка .

Динамика химической связи

Химическая связь достаточно динамична. Так, металлическая связь трансформируется в ковалентную в процессе фазового перехода при испарении металла. Переход металла из твёрдого в парообразное состояние требует затраты больших количеств энергии.

В парах указанные металлы состоят практически из гомоядерных двухатомных молекул и свободных атомов. При конденсации паров металла ковалентная связь превращается в металлическую.

Испарение солей с типичной ионной связью, например фторидов щелочных металлов, приводит к разрушению ионной связи и образованию гетероядерных двухатомных молекул с полярной ковалентной связью. При этом имеет место образование димерных молекул с мостиковыми связями.

Характеристика химической связи в молекулах фторидов щелочных металлов и их димерах.

При конденсации паров фторидов щелочных металлов полярная ковалентная связь трансформируется в ионную с образованием соответствующей кристаллической решётки соли.

Механизм перехода ковалентной в металлическую связь

Рис.11. Соотношение между радиусом орбитали электронной пары r e и длиной ковалентной химической связи d

Рис.12.Ориентация диполей двухатомных молекул и образование искажённого октаэдрического фрагмента кластера при конденсации паров щелочных металлов

Рис.13.Объёмноцентрированное кубическое расположение ядер в кристаллах щелочных металлов и связывающего звена

Дисперсное притяжение (силы Лондона) обуславливает межатомное взаимодействие и образование гомоядерных двухатомных молекул из атомов щелочных металлов.

Образование ковалентной связи металл-металл сопряжено с деформацией электронных оболочек взаимодействующих атомов - валентные электроны создают связывающую электронную пару, электронная плотность которой концентрируется в пространстве между атомными ядрами возникшей молекулы. Характерной особенностью гомоядерных двухатомных молекул щелочных металлов является большая длина ковалентной связи (в 3,6-5,8 раза больше длины связи в молекуле водорода) и низкая энергия её разрыва.

Указанное соотношение между r e и d определяет неравномерность распределения электрических зарядов в молекуле - в средней части молекулы сосредоточен отрицательный электрический заряд связывающей электронной пары, а на концах молекулы - положительные электрические заряды двух атомных остовов.

Неравномерность распределения электрических зарядов создаёт условия взаимодействия молекул за счёт ориентационных сил (силы Ван-дер-Ваальса). Молекулы щелочных металлов стремятся ориентироваться таким образом, чтобы по сосоедству оказывались разноимённые электрические заряды. В результате между молекулами действуют силы притяжения. Благодаря наличию последних, молекулы щелочных металлов сближаются и более менее прочно стягиваются между собой. Одновременно происходит некоторая деформация каждой из них под действием ближе расположенных полюсов соседних молекул (рис.12).

Фактически, связывающие электроны исходной двухатомной молекулы, попадая в электрическое поле четырёх положительно заряженных атомных остовов молекул щелочных металлов отрываются с орбитального радиуса атома и становятся свободными.

При этом связывающая электронная пара становится общей уже для системы с шестью катионами. Начинается построение кристаллической решётки металла на этапе кластера . В кристаллической решётке щелочных металлов чётко выражена структура связывающего звена, имеющего форму искажённого сплющенного октаэдра - квадратной бипирамиды, высота которой и рёбра базиса равны величина постоянной трансляционной решётки a w (рис.13).

Величина постоянной трансляционной решётки a w кристалла щелочного металла значительно превышает длину ковалентной связи молекулы щелочного металла, поэтому принято считать, что электроны в металле находятся в свободном состоянии:

Математическое построение, связанное со свойствами свободных электронов в металле, обычно отождествляют с «поверхностью Ферми », которую следует рассматривать как геометрическое место, где пребывают электроны, обеспечивая основное свойство металла - проводить электрический ток .

При сопоставлении процесса конденсации паров щелочных металлов с процессом конденсации газов, например, водорода, проявляется характерная особенность в свойствах металла. Так, если при конденсации водорода проявляются слабые межмолекулярные взаимодействия, то при конденсации паров металла протекают процессы, характерные для химических реакций. Сама конденсация паров металла идёт в несколько стадий и может быть описана следующей процессией: свободный атом → двухатомная молекула с ковалентной связью → металлический кластер → компактный металл с металлической связью.

Взаимодействие молекул галогенидов щелочных металлов сопровождается их димеризацией. Димерную молекулу можно рассматривать как электрический квадруполь (рис.15). В настоящее время известны основные характеристики димеров галогенидов щелочных металлов (длины химической связи и валентные углы между связями).

Длина химической связи и валентные углы в димерах галогенидов щелочных металлов (Э 2 X 2)(газовая фаза).

Э 2 X 2	X=F		X=Cl		X=Br		X=I
	d ЭF , Å		d ЭCl , Å		d ЭBr , Å		d ЭI , Å
Li 2 X 2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na 2 X 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K 2 X 2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs 2 X 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

В процессе конденсации действие ориентационных сил усиливается, межмолекулярное взаимодействие сопровождается образованием кластеров, а затем и твёрдого вещества. Галогениды щелочных металлов образуют кристаллы с простой кубической и объёмно-центрированной кубической решёткой.

Тип кристаллической решётки и постоянная трансляционной решётки для галогенидов щелочных металлов.

В процессе кристаллизации происходит дальнейшее увеличение межатомного расстояния, приводящее к срыву электрона с орбитального радиуса атома щелочного металла и передаче электрона атому галогена с образованием соответствующих ионов. Силовые поля ионов равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве. В связи с этим в кристаллах щелочных металлов силовое поле каждого иона координирует отнюдь не один ион с противоположным знаком, как принято качественно представлять ионную связь (Na + Cl -).

В кристаллах ионных соединений понятие простых двухионных молекул типа Na + Cl - и Cs + Cl - теряет смысл, поскольку ион щелочного металла связан с шестью ионами хлора (в кристалле хлористого натрия) и с восемью ионами хлора (в кристалле хлористого цезия. При этом все межионные расстояния в кристаллах равноудалены.

Примечания

1. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. - М .: «Химия», 1987. - С. 124. - 320 с.
2. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. - М .: «Химия», 1987. - С. 132-136. - 320 с.
3. Ганкин В.Ю., Ганкин Ю.В. Как образуется химическая связь и протекают химические реакции. - М .: издат.группа "Граница", 2007. - 320 с. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Некрасов Б. В. Курс общей химии. - М .: Госхимиздат, 1962. - С. 88. - 976 с.
5. Паулинг Л. Природа химической связи / под редакцией Я.К.Сыркина. - пер. с англ. М.Е.Дяткиной. - М.-Л.: Госхимиздат, 1947. - 440 с.
6. Теоретическая органическая химия / под ред. Р.Х.Фрейдлиной. - пер. с англ. Ю.Г.Бунделя. - М .: Изд. иностранной литературы, 1963. - 365 с.
7. Леменовский Д.А., Левицкий М.М. Российский химический журнал (журнал Российского химического общества им. Д.И.Менделеева). - 2000. - Т. XLIV, вып.6. - С. 63-86.
8. Химический энциклопедический словарь / гл. ред. И.Л.Кнунянц. - М .: Сов. энциклопедия, 1983. - С. 607. - 792 с.
9. Некрасов Б. В. Курс общей химии. - М .: Госхимиздат, 1962. - С. 679. - 976 с.
10. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. - М .: «Химия», 1987. - С. 155-161. - 320 с.
11. Гиллеспи Р. Геометрия молекул / пер. с англ. Е.З. Засорина и В.С. Мастрюкова, под ред. Ю.А Пентина. - М .: «Мир», 1975. - С. 49. - 278 с.
12. Справочник химика. - 2-е изд., перераб. и доп. - Л.-М.: ГНТИ Химической литературы, 1962. - Т. 1. - С. 402-513. - 1072 с.
13. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ.. - М .: «Химия», 1987. - С. 132-136. - 320 с.
14. Зиман Дж. Электроны в металлах (введение в теорию поверхностей Ферми). Успехи физических наук.. - 1962. - Т. 78, вып.2. - 291 с.

См. также

• Химическая связь - статья из Большой советской энциклопедии
• Химическая связь - Chemport.ru
• Химическая связь - Физическая Энциклопедия

Силы, связывающие атомы друг с другом, имеют единую электрическую природу. Но вследствие различия в механизме образования и проявления этих сил химические связи могут быть разного типа.

Различают три основных типа валентной химической связи : ковалентную, ионную и металлическую.

Кроме них, большое значениеи распространение имеют: водородная связь, которая может быть валентной и невалентной, и невалентная химическая связь - межмолекулярная (или Ван-дер-Ваальсова), образующая относительно небольшие ассоциаты молекул и огромные молекулярные ансамбли – супер- и супрамолекулярные наноструктуры.

Ковалентная химическая связь (атомная, гомеополярная) –

это химическая связь, осуществляемая общими для взаимодействующих атомов одной -тремя парами электронов .

Эта связь – двухэлектронная и двухцентровая (связывает 2 атомных ядра).

При этом ковалентная связь является наиболее распространенным и наиболее общим типом валентной химической связи в бинарных соединениях – между а) атомами неметаллов и б) атомами амфотерных металлов и неметаллов.

Примеры : Н-Н (в молекуле водорода Н 2); четыре связи S-О (в ионе SО 4 2-); три связи Аl-H (в молекуле АlH 3); Fe-S (в молекуле FeS) и др.

Особенности ковалентной связи – ее направленность и насыщаемость .

Направленность - важнейшее свойство ковалентной связи, от

которого зависит структура (конфигурация, геометрия) молекул и химических соединений. Пространственная направленность ковалентной связи определяет химическое и кристаллохимическое строение вещества. Ковалентная связь всегда направлена в сторону максимального перекрывания атомных орбиталей валентных электронов взаимодействующх атомов, с образованием общего электронного облака и наиболее прочной химической связи . Направленность выражают в виде углов между направлениями связи атомов в молекулах разных веществ и кристаллах твердых тел.

Насыщаемость – это свойство , отличающее ковалентную связь от всех других видов взаимодействия частиц, проявляющееся в возможности атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей , поскольку каждая пара связующих электронов образуется лишь валентными электронами с противоположно ориентированными спинами, число которых в атоме ограничено валентностью, 1 – 8. При этом запрещается использование одной и той же атомной орбитали дважды для образования ковалентной связи (принцип Паули).

Валентность – это способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов с образованием валентных химических связей.

По спиновой теории ковалентной связи валентность определяется числом неспаренных электронов у атома в основном или возбужденном состоянии .

Таким образом, у разных элементов способность к образованию определенного числа ковалентных связей ограничена получением максимального числа неспаренных электронов в возбужденном состоянии их атомов.

Возбужденное состояние атома – это состояние атома с полученной им извне дополнительной энергией, вызывающей распаривание антипараллельных электронов, занимавших одну атомную орбиталь, т.е. переход одного из этих электронов из спаренного состояния на свободную (вакантную) орбиталь того же или близкого энергетического уровня.

Например, схемы заполнения s -, р-АО и валентность (В) у атома кальция Са в основном и возбужденном состоянии следующие:

Следует отметить, что атомыс насыщенными валентными связями могут образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному или иному механизму (как, например, в комплексных соединениях).

Ковалентная связь может быть полярной и неполярной .

Ковалентная связь неполярна , е сли обобществленные валентные электроны равномерно распределены между ядрами взаимодействующих атомов, область перекрывания атомных орбиталей (электронных облаков) притягивается обоими ядрами с одинаковой силой и поэтому максимум общей электронной плотности не смещен ни к одному из них.

Этот вид ковалентной связи осуществляется в случае соединения двух одинаковых атомов элемента. Ковалентную связь между одинаовыми атомами называют также атомной или гомеополярной .

Полярная связь возникает при взаимодействии двух атомов разных химических элементов, если один из атомов за счет большего значения электроотрицательности сильнее притягивает валентные электроны, и тогда общая электронная плотность более или менее смещается в сторону этого атома.

При полярной связи вероятность нахождения электрона у ядра одного из атомов выше, чем у другого.

Качественная характеристика полярной связи –

разность относительных электротрицательностей (|‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆ОЭО |)‌‌‌ связанных атомов : чем она больше, тем более полярна ковалентная связь.

Количественная характеристика полярной связи, т.е. мера полярности связи и сложной молекулы - электрический момент дипо-ля μ св , равный произведению эффективного заряда δ на длину диполя l д : μ св = δ ∙ l д . Единица измерения μ св – Дебай. 1Дебай = 3,3.10 -30 Кл/м.

Электрический диполь – это электрически нейтральная система двух равных и противоположных по знаку электрических зарядов +δ и –δ .

Дипольный момент (электрический момент диполя μ св ) – векторная величина . Принято считать, что направление вектора от (+) к (–) совпадает с направлением смещения области общей электронной плотности (суммарного электронного облака) поляризованных атомов .

Общий дипольный момент сложной многоатомной молекулы зависит от числа и пространственной направленности полярных связей в ней. Таким образом, определение дипольных моментов позволяет судить не только о характере связей в молекулах, но и об их расположении в пространстве, т.е. о пространственной конфигурации молекулы.

С увеличением разности электроотрицательностей |‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆ОЭО|‌‌‌ атомов, образующих связь, электрический момент диполя возрастает.

Следует заметить, что определение дипольного момента связи – сложная и не всегда решаемая задача (взаимодействие связей, неизвестность направления μ св и т.д.).

Квантово-механические методы описания ковалентной связи – объясняютмеханизм образования ковалентной связи.

Проведенный В.Гейтлером и Ф.Лондоном, нем. учеными (1927гг.), расчет энергетического баланса образования ковалентной связи в молекуле водорода Н 2 позволил сделать вывод : природа ковалентной связи, как и любого другого типа химической связи, заключается в электрическом взаимодействии, происходящем в условиях квантово-механической микросистемы.

Для описания механизма образования ковалентной химической связи используют два приближенных квантово-механических метода :

валентных связей и молекулярных орбиталей – не исключающих, но взаимно дополняющих друг друга.

2.1. Метод валентных связей (МВС или локализованных электронных пар ), предложенный В. Гейтлером и Ф. Лондоном в 1927г., основывается на следующих положениях :

1) химическая связь между двумя атомами возникает в результате частичного перекрывания атомных орбиталей с образованием общей электронной плотности совместной пары электронов с противоположными спинами, - более высокой, чем в других областях пространства вокруг каждого ядра;

2) ковалентная связь образуется лишь при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами , т.е. с противоположными по знаку спиновыми квантовыми числами m S = + 1/2 ;

3) характеристики ковалентной связи (энергия, длина, полярность и др.) определяются видом связи (σ –, π –, δ –), степенью перекрывания АО (чем она больше, тем прочнее химическая связь, т.е. выше энергия связи и меньше длина), электроотрицательностью взаимодействующих атомов;

4) ковалентная связь по МВС может образоваться двумя способами (двумя механизмами) , принципиально разными, но имеющими одинаковый результат – обобществление пары валентных электронов обоими взаимодействующими атомами: а) обменным, за счет перекрывания одноэлектронных атомных орбиталей с противоположными спинами электронов, когда каждый атом дает для перекрывания по одному электрону на связь – при этом связь может быть как полярной, так и неполярной , б) донорно-акцепторным, за счет двухэлектронной АО одного атома и свободной (вакантной) орбитали другого, по которомуодин атом (донор) предоставляет для связи пару электронов, находящихся на орбитали в спаренном состоянии, а другой атом (акцептор) – свободную орбиталь. При этом возникает полярная связь .

2.2. Комплексные (координационные) соединения , многие молекулярные ионы, являющиеся комплексными, (аммония, тетрагидрида бора, др.) образуются при наличии донорно-акцепторной связи – иначе, координационной связи.

Например, в реакции образования иона аммония NH 3 + H + = NH 4 + молекула аммиака NH 3 - донор пары электронов, а протон Н + - акцептор.

В реакции ВН 3 + Н – = ВН 4 – роль донора электронной пары играет гидрид-ион Н – , а акцептора – молекула гидрида бора ВН 3 , в которой имеется вакантная АО.

Кратность химической связи. Связи σ -, π – , δ –.

Максимальное перекрывание АО разного типа (с установлением наиболее прочных химических связей) достигается при их определенной направленности в пространстве, вследствие разной формы их энергетической поверхности.

Тип АО и направление их перекрывания определяют σ -, π – , δ – связи:

σ (сигма) – связь – это всегда о динарная (простая) связь ,возникающая при частичном перекрыванииодной пары s -, p x -, d - АО вдоль оси , соединяющей ядра взаимодействующих атомов.

Одинарные связи всегда являются σ – связями.

Кратные связи – π (пи) – (также δ (дельта )–связи), двойные или тройные ковалентные связи, осуществляемые соответственно двумя или тремя парами электронов при перекрывании их атомных орбиталей.

π (пи) – связь осуществляется при перекрывании р y -, p z - и d - АО по обе стороны оси, соединяющей ядра атомов, во взаимно перпендикулярных плоскостях ;

δ (дельта )– связь возникает при перекрывании двух d-орбиталей , расположенных в параллельных плоскостях .

Самой прочной из σ -, π – , δ – связей является σ– связь , но π – связи, налагаясь на σ – связь, образуют еще более прочные кратные связи: двойные и тройные.

Любая двойная связь состоит из одной σ – и одной π – связей, тройная – из одной σ – и двух π – связей.

Простая (одинарная) связь Типы связей в биоорганических соединениях.

Наименование параметра	Значение
Тема статьи:	Простая (одинарная) связь Типы связей в биоорганических соединениях.
Рубрика (тематическая категория)	Химия

Ковалентная связь. Кратная связь. Неполярная связь. Полярная связь.

Валентные электроны. Гибридная(гибридизованная) орбиталь. Длина связи

Ключевые слова.

Характеристика химических связей в биоорганических соединœениях

АРОМАТИЧНОСТЬ

ЛЕКЦИЯ 1

СОПРЯЖЕННЫЕ СИСТЕМЫ: АЦИКЛИЧЕСКИЕ И ЦИКЛИЧЕСКИЕ.

1. Характеристика химических связей в биоорганических соединœениях. Гибридизация орбиталей атома углерода.

2. Классификация сопряженных систем: ациклические и циклические.

3 Виды сопряжения: π , π и π , р

4. Критерии устойчивости сопряженных систем - ʼʼ энергия сопряженияʼʼ

5. Ациклические(нециклические) сопряженные системы, виды сопряжения. Основные представители (алкадиены, непредельные карбоновые кислоты, витамин А, каротин, ликопин).

6. Циклические сопряженные системы. Критерии ароматичности. Правило Хюккеля. Роль π-π- , π-ρ-сопряжения в образовании ароматических систем.

7.Карбоциклические ароматические соединœения: (бензол, нафталин, антрацен, фенантрен, фенол, анилин, бензойная кислота)- строение, образование ароматической системы.

8. Гетероциклические ароматические соединœения (пиридин, пиримидин, пиррол, пурин, имидазол, фуран, тиофен)- строение, особенности образования ароматической системы. Гибридизация электронных орбиталей атома азота при образовании пяти - и шестичленных гетероароматических соединœений.

9. Медико- биологическое значение природных соединœений, содержащих сопряженные системы связей, и ароматических.

Исходный уровень знаний для усвоения темы (школьный курс химии) :

Электронные конфигурации элементов(углерод, кислород, азот, водород, сера. галогены), понятие ʼʼорбитальʼʼ, гибридизация орбиталей и пространственная ориентация орбиталей элементов 2 периода., виды химических связей, особенности образования ковалентных σ-и π –связей, изменение электроотрицательности элементов в периоде и группе, классификацию и принципы номенклатуры органических соединœений.

Органические молекулы образованы посредством ковалентных связей. Ковалентные связи возникают между двумя ядрами атомов за счёт общей (обобществленной) пары электронов. Такой способ относится к обменному механизму. Образуются неполярные и полярные связи.

Неполярные связи характеризуются симметричным распределœением электронной плотности между двумя атомами, которые эта связь соединяет.

Полярные связи характеризуются несимметричным (неравномерным) распределœением электронной плотности, происходит ее смещение в сторону более электроотрицательного атома.

Ряды электроотрицательности (составлены в сторону уменьшения)

А) элементы: F > O > N > C1 > Br > I ~~ S > C > H

Б) атом углерода: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

Ковалентные связи бывают двух типов: сигма (σ) и пи (π).

В органических молекулах сигма (σ) связи образованы электронами, расположенными на гибридных(гибридизованных) орбиталях, электронная плотность располагается между атомами на условной линии их связывания.

π -Связи (пи -связи) возникают при перекрывании двух негибридизованных р-орбиталей. Главные оси их располагаются параллельно друг другу и перпендикулярны линии σ -связи. Сочетание σ и π --связей носит название двойная(кратная) связь, состоит из двух пар электронов. Тройная связь состоит из трех пар электронов- одна σ - и две π -связи.(в биоорганических соединœениях встречается крайне редко).

σ -Связи участвуют в образовании скелœета молекулы, они являются главными, а π -связи можно рассматривать как дополнительные, но придающие молекулам особые химические свойства.

1.2. Гибридизация орбиталей атома углерода 6 С

Электронная конфигурация невозбужденного состояния атома углерода

выражается распределœением электронов 1s 2 2s 2 2p 2 .

При этом в биоорганических соединœениях, как впрочем, и в большинстве неорганических веществ, атом углерода имеет валентность равную четырем.

Происходит переход одного из 2s электронов на свободную 2р орбиталь. Возникают возбужденные состояния атома углерода, создающие возможность образования трех гибридных состояний, обозначаемых как С sp 3 , С sp 2 , С sp .

Гибридная орбиталь имеет характеристики, отличные от ʼʼчистыхʼʼ s, p, d- орбиталей и является ʼʼ смесьюʼʼ двух или более типов негибридизованных орбиталей .

Гибридные орбитали свойственны атомам только в молекулах.

Понятие гибридизации введено в 1931г Л.Полингом, лауреатом Нобелœевской премии,.

Рассмотрим расположение в пространстве гибридных орбиталей.

С s p 3 --- -- -- ---

В возбужденном состоянии образуются 4 равноценные гибридные орбитали. Расположение связей соответствует направлению центральных углов правильного тетраэдра, величина угла между двумя любыми связями равна 109 0 28 , .

В алканах и их производных (спирты, галогеналканы, амины) всœе атомы углерода, кислорода, азота находятся в одинаковом гибридном sp 3 cостоянии. Атом углерода образует четыре, атом азота три, атом кислорода две ковалентные σ -связи. Вокруг этих связей возможно свободное вращение частей молекулы относительно друг друга.

В возбужденном состоянии sp 2 возникает три равноценные гибридные орбитали, расположенные на них электроны образуют три σ -связи, которые располагаются в одной плоскости, угол между связями 120 0 . Негибридизованные 2р - орбитали двух сосœедних атомов образуют π -связь. Она располагается перпендикулярно плоскости, в которой находятся σ -связи. Взаимодействие р-электронов носит в данном случае название ʼʼ бокового перекрыванияʼʼ. Кратная связь не допускает вокруг себя свободного вращения частей молекулы. Фиксированное положение частей молекулы сопровождается образованием двух геометрических плоскостных изомерных форм, которые носят название: цис(cis) – и транс(trans)- изомеры. (цис-лат - по одну сторону, транс- лат - через).

π -связь

Атомы, связанные двойной связью, находятся в состоянии гибридизации sp 2 и

присутствуют в алкенах, ароматических соединœениях, образуют карбонильную группу

>С=О, азометиновую группу (имино группу) -СН= N-

С sp 2 - --- -- ---

Структурная формула органического соединœения изображается с помощью структур Льюиса (каждая пара электронов между атомами заменяется черточкой)

С 2 Н 6 СН 3 - СН 3 H H

1.3. Поляризация ковалентных связей

Ковалентная полярная связь характеризуется неравномерным распределœением электронной плотности. Для обозначения направления смещения электронной плотности используют два условных изображения.

Полярная σ – связь . Смещение электронной плотности обозначают стрелкой вдоль линии связи. Конец стрелки направлен в сторону более электроотрицательного атома. Появление частичных положительных и отрицательных зарядов указывают с помощью буквы ʼʼ бʼʼ ʼʼ дельтаʼʼ с нужным знаком заряда.

б + б- б+ б + б- б + б-

СН 3 - > О<- Н СН 3 - > С1 СН 3 - > NН 2

метанол хлорметан аминометан (метиламин)

Полярная π -связь . Смещение электронной плотности обозначают полукруглой (выгнутой) стрелкой над пи-связью также направленной в сторону более электроотрицательного атома. ()

б + б- б+ б-

Н 2 С = О СН 3 - С ===О

метаналь |

СН 3 пропанон -2

1.Определите тип гибридизации атомов углерода, кислорода, азота в соединœениях А, Б, В. Назовите соединœения, используя правила номенклатуры IUPAC .

А. СН 3 -СН 2 - СН 2 -ОН Б. СН 2 = СН – СН 2 - СН=О

В. СН 3 - N Н– С 2 Н 5

2. Сделайте обозначения, характеризующие направление поляризации всœех указанных связей в соединœениях (А – Г)

А. СН 3 – Вr Б. С 2 Н 5 – О- Н В. СН 3 -NН- С 2 Н 5

Г. С 2 Н 5 – СН= О

Простая (одинарная) связь Типы связей в биоорганических соединениях. - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Простая (одинарная) связь Типы связей в биоорганических соединениях." 2017, 2018.

Ковалентная химическая связь возникает в молекулах между атомами за счет образования общих электронных пар. Под типом ковалентной связи может пониматься как механизм ее образования, так и полярность связи. Вообще ковалентные связи можно классифицировать так:

• По механизму образования ковалентная связь может образовываться по обменному или донорно-акцепторному механизму.
• По полярности ковалентная связь может быть неполярной или полярной.
• По кратности ковалентная связь может быть одинарной, двойной или тройной.

Это значит, что ковалентная связь в молекуле обладает тремя характеристиками. Например, в молекуле хлороводорода (HCl) ковалентная связь образуется по обменному механизму, она полярная и одинарная. В катионе аммония (NH 4 +) ковалентная связь между аммиаком (NH 3) и катионом водорода (H +) образуется по донорно-акцепторному механизму, кроме того эта связь полярна, является одинарной. В молекуле азота (N 2) ковалентная связь образована по обменному механизму, она неполярна, является тройной.

При обменном механизме образования ковалентной связи у каждого атома есть свободный электрон (или несколько электронов). Свободные электроны разных атомов образуют пары в виде общего электронного облака.

При донорно-акцепторном механизме образования ковалентной связи у одного атома есть свободная электронная пара, а у другого есть пустая орбиталь. Первый (донор) отдает пару в общее пользование со вторым (акцептор). Так в катионе аммония у азота есть неподеленная пара, а у иона водорода есть свободная орбиталь.

Неполярная ковалентная связь образуется между атомами одного химического элемента. Так в молекулах водорода (H 2), кислорода (O 2) и др. связь неполярна. Это значит, что общая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам, т. к. у них одинаковая электроотрицательность.

Полярная ковалентная связь образуется между атомами разных химических элементов. Более электроотрицательный атом смещает к себе электронную пару. Чем больше различие электроотрицательностей атомов, тем сильнее будут смещены электроны, и связь будет более полярной. Так в CH 4 смещение общих электронных пар от атомов водорода к атому углерода не столь велико, т. к. углерод не намного электроотрицательней водорода. Однако во фтороводороде HF связь сильно полярная, т. к. разница в электроотрицательности между водородом и фтором значительна.

Одинарная ковалентная связь образуется, если атомы делят одну электронную пару, двойная - если две, тройная - если три. Примером одинарной ковалентной связи могут быть молекулы водорода (H 2), хлороводорода (HCl). Пример двойной ковалентной связи - молекула кислорода (O 2), где каждый атом кислорода имеет два неспаренных электрона. Пример тройной ковалентной связи - молекула азота (N 2).

Ковалентная связь. Кратная связь. Неполярная связь. Полярная связь.

Валентные электроны. Гибридная(гибридизованная) орбиталь. Длина связи

Ключевые слова.

Характеристика химических связей в биоорганических соединениях

АРОМАТИЧНОСТЬ

ЛЕКЦИЯ 1

СОПРЯЖЕННЫЕ СИСТЕМЫ: АЦИКЛИЧЕСКИЕ И ЦИКЛИЧЕСКИЕ.

1. Характеристика химических связей в биоорганических соединениях. Гибридизация орбиталей атома углерода.

2. Классификация сопряженных систем: ациклические и циклические.

3 Виды сопряжения: π , π и π , р

4. Критерии устойчивости сопряженных систем - « энергия сопряжения»

5. Ациклические(нециклические) сопряженные системы, виды сопряжения. Основные представители (алкадиены, непредельные карбоновые кислоты, витамин А, каротин, ликопин).

6. Циклические сопряженные системы. Критерии ароматичности. Правило Хюккеля. Роль π-π- , π-ρ-сопряжения в образовании ароматических систем.

7.Карбоциклические ароматические соединения: (бензол, нафталин, антрацен, фенантрен, фенол, анилин, бензойная кислота)- строение, образование ароматической системы.

8. Гетероциклические ароматические соединения (пиридин, пиримидин, пиррол, пурин, имидазол, фуран, тиофен)- строение, особенности образования ароматической системы. Гибридизация электронных орбиталей атома азота при образовании пяти - и шестичленных гетероароматических соединений.

9. Медико- биологическое значение природных соединений, содержащих сопряженные системы связей, и ароматических.

Исходный уровень знаний для усвоения темы (школьный курс химии) :

Электронные конфигурации элементов(углерод, кислород, азот, водород, сера. галогены), понятие «орбиталь», гибридизация орбиталей и пространственная ориентация орбиталей элементов 2 периода., виды химических связей, особенности образования ковалентных σ-и π –связей, изменение электроотрицательности элементов в периоде и группе, классификацию и принципы номенклатуры органических соединений.

Органические молекулы образованы посредством ковалентных связей. Ковалентные связи возникают между двумя ядрами атомов за счет общей (обобществленной) пары электронов. Такой способ относится к обменному механизму. Образуются неполярные и полярные связи.

Неполярные связи характеризуются симметричным распределением электронной плотности между двумя атомами, которые эта связь соединяет.

Полярные связи характеризуются несимметричным (неравномерным) распределением электронной плотности, происходит ее смещение в сторону более электроотрицательного атома.

Ряды электроотрицательности (составлены в сторону уменьшения)

А) элементы: F > O > N > C1 > Br > I ~~ S > C > H

Б) атом углерода: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

Ковалентные связи могут быть двух типов: сигма (σ) и пи (π).

В органических молекулах сигма (σ) связи образованы электронами, расположенными на гибридных(гибридизованных) орбиталях, электронная плотность располагается между атомами на условной линии их связывания.

π -Связи (пи -связи) возникают при перекрывании двух негибридизованных р-орбиталей. Главные оси их располагаются параллельно друг другу и перпендикулярны линии σ -связи. Сочетание σ и π --связей носит название двойная(кратная) связь, состоит из двух пар электронов. Тройная связь состоит из трех пар электронов- одна σ - и две π -связи.(в биоорганических соединениях встречается крайне редко).

σ -Связи участвуют в образовании скелета молекулы, они являются главными, а π -связи можно рассматривать как дополнительные, но придающие молекулам особые химические свойства.

1.2. Гибридизация орбиталей атома углерода 6 С

Электронная конфигурация невозбужденного состояния атома углерода

выражается распределением электронов 1s 2 2s 2 2p 2 .

Однако в биоорганических соединениях, как впрочем, и в большинстве неорганических веществ, атом углерода имеет валентность равную четырем.

Происходит переход одного из 2s электронов на свободную 2р орбиталь. Возникают возбужденные состояния атома углерода, создающие возможность образования трех гибридных состояний, обозначаемых как С sp 3 , С sp 2 , С sp .

Гибридная орбиталь имеет характеристики, отличные от «чистых» s, p, d- орбиталей и является « смесью» двух или более типов негибридизованных орбиталей .

Гибридные орбитали свойственны атомам только в молекулах.

Понятие гибридизации введено в 1931г Л.Полингом, лауреатом Нобелевской премии,.

Рассмотрим расположение в пространстве гибридных орбиталей.

С s p 3 --- -- -- ---

В возбужденном состоянии образуются 4 равноценные гибридные орбитали. Расположение связей соответствует направлению центральных углов правильного тетраэдра, величина угла между двумя любыми связями равна 109 0 28 , .

В алканах и их производных (спирты, галогеналканы, амины) все атомы углерода, кислорода, азота находятся в одинаковом гибридном sp 3 cостоянии. Атом углерода образует четыре, атом азота три, атом кислорода две ковалентные σ -связи. Вокруг этих связей возможно свободное вращение частей молекулы относительно друг друга.

В возбужденном состоянии sp 2 возникает три равноценные гибридные орбитали, расположенные на них электроны образуют три σ -связи, которые располагаются в одной плоскости, угол между связями 120 0 . Негибридизованные 2р - орбитали двух соседних атомов образуют π -связь. Она располагается перпендикулярно плоскости, в которой находятся σ -связи. Взаимодействие р-электронов носит в этом случае название « бокового перекрывания». Кратная связь не допускает вокруг себя свободного вращения частей молекулы. Фиксированное положение частей молекулы сопровождается образованием двух геометрических плоскостных изомерных форм, которые носят название: цис(cis) – и транс(trans)- изомеры. (цис-лат - по одну сторону, транс- лат - через).

π -связь

Атомы, связанные двойной связью, находятся в состоянии гибридизации sp 2 и

присутствуют в алкенах, ароматических соединениях, образуют карбонильную группу

>С=О, азометиновую группу (имино группу) -СН= N-

С sp 2 - --- -- ---

Структурная формула органического соединения изображается с помощью структур Льюиса (каждая пара электронов между атомами заменяется черточкой)

С 2 Н 6 СН 3 - СН 3 H H

1.3. Поляризация ковалентных связей

Ковалентная полярная связь характеризуется неравномерным распределением электронной плотности. Для обозначения направления смещения электронной плотности используют два условных изображения.

Полярная σ – связь . Смещение электронной плотности обозначают стрелкой вдоль линии связи. Конец стрелки направлен в сторону более электроотрицательного атома. Появление частичных положительных и отрицательных зарядов указывают с помощью буквы « б» « дельта» с нужным знаком заряда.

б + б- б+ б + б- б + б-

СН 3 - > О<- Н СН 3 - > С1 СН 3 - > NН 2

метанол хлорметан аминометан (метиламин)

Полярная π -связь . Смещение электронной плотности обозначают полукруглой (выгнутой) стрелкой над пи-связью также направленной в сторону более электроотрицательного атома. ()

б + б- б+ б-

Н 2 С = О СН 3 - С ===О

метаналь |

СН 3 пропанон -2

1.Определите тип гибридизации атомов углерода, кислорода, азота в соединениях А, Б, В. Назовите соединения, используя правила номенклатуры IUPAC .

А. СН 3 -СН 2 - СН 2 -ОН Б. СН 2 = СН – СН 2 - СН=О

В. СН 3 - N Н– С 2 Н 5

2. Сделайте обозначения, характеризующие направление поляризации всех указанных связей в соединениях (А – Г)

А. СН 3 – Вr Б. С 2 Н 5 – О- Н В. СН 3 -NН- С 2 Н 5