Os principais objetos da bio.química.

Objetos de estudo A química bioorgânica são proteínas e peptídeos, ácidos nucléicos, carboidratos, lipídios, biopolímeros, alcalóides, terpenóides, vitaminas, antibióticos, hormônios, toxinas, bem como reguladores sintéticos de processos biológicos: drogas, pesticidas, etc.

Isomeria de compostos orgânicos, seus tipos. Características dos tipos de isomeria, exemplos.

Existem dois tipos de isomerismo: estrutural e espacial (isto é, estereoisomerismo). Os isômeros estruturais diferem uns dos outros na ordem das ligações dos átomos em uma molécula, estereoisômeros - no arranjo dos átomos no espaço com a mesma ordem de ligações entre eles.

Os seguintes tipos de isomerismo estrutural são distinguidos: isomerismo do esqueleto de carbono, isomerismo de posição, isomerismo de várias classes de compostos orgânicos (isomerismo interclasse).

O isomerismo do esqueleto de carbono é devido à diferente ordem de ligação entre os átomos de carbono que formam o esqueleto da molécula. Por exemplo: a fórmula molecular C4H10 corresponde a dois hidrocarbonetos: n-butano e isobutano. Três isômeros são possíveis para o hidrocarboneto C5H12: pentano, isopentano e neopentano. C4H10 corresponde a dois hidrocarbonetos: n-butano e isobutano. Três isômeros são possíveis para o hidrocarboneto C5H12: pentano, isopentano e neopentano.

O isomerismo de posição é devido à posição diferente da ligação múltipla, substituinte, grupo funcional com o mesmo esqueleto de carbono da molécula

Isomerismo interclasse é o isomerismo de substâncias pertencentes a diferentes classes de compostos orgânicos.

Classificação e nomenclatura modernas de compostos orgânicos.

Atualmente, é amplamente utilizada a nomenclatura sistemática - IUPAC - a nomenclatura química unificada internacional. As regras da IUPAC são baseadas em vários sistemas:

1) radical-funcional (o nome é baseado no nome do grupo funcional),

2) conectar (os nomes são compostos de várias partes iguais),

3) substituição (a base do nome é um fragmento de hidrocarboneto).

ligações covalentes. ligações Pi e sigma.

ligação covalenteé o principal tipo de ligação em compostos orgânicos.

Esta é uma ligação formada pela sobreposição de um par de nuvens de elétrons de valência.

Uma ligação pi é uma ligação covalente formada pela sobreposição de orbitais atômicos p.

Uma ligação sigma é uma ligação covalente formada quando os orbitais s-atômicos se sobrepõem.

Se ambas as ligações s e p são formadas entre átomos em uma molécula, então uma ligação múltipla (dupla ou tripla) é formada.

6. Ideias modernas sobre a estrutura dos compostos orgânicos. O conceito de "estrutura química", "configuração", "conformação", sua definição. O papel da estrutura na manifestação da atividade biológica.

Em 1861 A.M. Butlerov propôs uma teoria da estrutura química dos compostos orgânicos, que fundamenta as ideias modernas sobre a estrutura do org. compostos, que consiste nas seguintes disposições principais:

1. Nas moléculas das substâncias existe uma sequência estrita de ligação química dos átomos, que é chamada de estrutura química.

2. As propriedades químicas de uma substância são determinadas pela natureza dos constituintes elementares, sua quantidade e estrutura química.

3. Se substâncias com a mesma composição e peso molecular têm uma estrutura diferente, ocorre o fenômeno de isomerismo.

4. Como apenas algumas partes da molécula mudam em reações específicas, o estudo da estrutura do produto ajuda a determinar a estrutura da molécula original.

5. A natureza química (reatividade) de átomos individuais em uma molécula varia dependendo do ambiente, ou seja, em quais átomos de outros elementos eles estão conectados.

O conceito de "estrutura química" inclui a ideia de uma certa ordem de conexão dos átomos em uma molécula e de sua interação química, que altera as propriedades dos átomos.

14. Principais características da ligação covalente. Comprimento de ligação e energia. saturação e direção. Multiplicidade de comunicação. Ligações Sigma e Pi.

- Uma ligação química realizada por pares eletrônicos compartilhados é chamada atômico ou covalente. Cada ligação química covalente tem certas características qualitativas ou quantitativas. Esses incluem:

Comprimento do link

Energia de ligação

Saturabilidade

Direção de comunicação

Polaridade de comunicação

Multiplicidade de comunicação

- Comprimento do linké a distância entre os núcleos dos átomos ligados. Depende do tamanho dos átomos e do grau de sobreposição de suas camadas eletrônicas. O comprimento da ligação é determinado pela ordem da ligação: quanto maior a ordem da ligação, menor é o seu comprimento.

Energia de ligaçãoé a energia liberada durante a formação de uma molécula a partir de átomos únicos. Geralmente é expresso em J/mol (ou cal/mol). A energia de ligação é determinada pela ordem de ligação: quanto maior a ordem de ligação, maior sua energia. A energia de ligação é uma medida de sua força. Seu valor é determinado pelo trabalho necessário para quebrar a ligação, ou o ganho de energia durante a formação da matéria a partir de átomos individuais. Um sistema que contém menos energia é mais estável. Para moléculas diatômicas, a energia de ligação é igual à energia de dissociação, tomada com o sinal oposto. Se mais de 2 átomos diferentes estiverem conectados em uma molécula, a energia de ligação média não coincide com o valor da energia de dissociação da molécula. As energias de ligação em moléculas que consistem em átomos idênticos diminuem em grupos de cima para baixo. As energias de ligação aumentam ao longo do período.

- Saturabilidade- mostra quantas ligações um determinado átomo pode formar com outros devido a pares de elétrons comuns. É igual ao número de pares de elétrons comuns pelos quais esse átomo está conectado a outros. A saturação de uma ligação covalente é a capacidade de um átomo de participar na formação de um número limitado de ligações covalentes.

Orientaçãoé um certo arranjo mútuo de nuvens de elétrons de ligação. Isso leva a um certo arranjo no espaço dos núcleos de átomos quimicamente ligados. A orientação espacial de uma ligação covalente é caracterizada pelos ângulos entre as ligações formadas, que são chamadas de ângulos de valência.

- Multiplicidade de comunicação.É determinado pelo número de pares de elétrons envolvidos na ligação entre os átomos. Se a ligação for formada por mais de um par de elétrons, ela é chamada de múltipla. À medida que a multiplicidade de ligação aumenta, a energia aumenta e o comprimento da ligação diminui. Em moléculas com ligações múltiplas, não há rotação em torno do eixo.

- Sigma - e ligações pi. A ligação química é devido à sobreposição de nuvens de elétrons. Se essa sobreposição ocorrer ao longo de uma linha que conecta os núcleos dos átomos, essa ligação é chamada de ligação sigma. Pode ser formado por elétrons s-s, elétrons p-p, elétrons s-p. Uma ligação química realizada por um par de elétrons é chamada de ligação simples. As ligações simples são sempre ligações sigma. Orbitais do tipo s formam apenas ligações sigma. Mas é conhecido um grande número de compostos nos quais existem ligações duplas e até triplas. Uma delas é uma ligação sigma e as outras são chamadas de ligações pi. Quando tais ligações são formadas, a sobreposição de nuvens de elétrons ocorre em duas regiões do espaço simétricas ao eixo internuclear.

15. Hibridação de orbitais atômicos a exemplo de moléculas: metano, cloreto de alumínio, cloreto de berílio. Ângulo de valência e geometria da molécula. Método dos orbitais moleculares (MO LCAO). Diagramas de energia de moléculas homo e heteronucleares (N2, Cl2, NH3, Ser2).

- Hibridação. O novo conjunto de orbitais mistos é chamado de orbitais híbridos, e a própria técnica de mistura é chamada de hibridização de orbitais atômicos.

A mistura de um orbital s e um p, como em BeCl2, é chamada de hibridização sp. Em princípio, a hibridização do orbital s é possível não apenas com um, mas também com dois, três ou um número não inteiro de orbitais p, bem como a hibridização com a participação de orbitais d.

Considere uma molécula linear de BeCl2. Um átomo de berílio no estado de valência é capaz de formar duas ligações devido a um elétron s e um p. É óbvio que neste caso devem ser obtidas duas ligações de comprimentos diferentes com átomos de cloro, pois a distribuição radial desses elétrons é diferente. A molécula real de BeCl2 é simétrica e linear; nela, duas ligações Be-Cl são exatamente iguais. Isso significa que eles são fornecidos com elétrons do mesmo estado, ou seja, aqui, um átomo de berílio no estado de valência não tem mais um elétron s e um p, mas dois elétrons localizados em orbitais formados por uma “mistura” de orbitais atômicos s e p. A molécula de metano terá hibridização sp3 e a molécula de cloreto de alumínio terá hibridização sp2.

Condições para a estabilidade da hibridização:

1) Em comparação com os átomos orbitais originais, os orbitais híbridos devem se sobrepor mais de perto.

2) Orbitais atômicos que estão próximos em nível de energia participam da hibridização, portanto, orbitais híbridos estáveis ​​devem ser formados no lado esquerdo do sistema periódico.

Hibridação	Forma da molécula	Ângulo de valência
	Linear
	Triângulo
	Tetraedro

- Ângulo de valência e geometria da molécula. Em cada caso, os orbitais híbridos têm uma certa orientação, o que contribui para a formação de moléculas com certos ângulos entre as ligações, ângulos de valência. Cada tipo de hibridização corresponde a um ângulo de ligação específico e a uma forma específica da molécula:

- MO LCAO. Orbitais moleculares podem ser pensados ​​como uma combinação linear de orbitais atômicos. Os orbitais moleculares devem ter uma certa simetria. Ao preencher orbitais atômicos com elétrons, as seguintes regras devem ser levadas em consideração:

1. Se o orbital atômico é alguma função que é uma solução para a equação de Schrödinger e descreve o estado de um elétron em um átomo, o método MO também é uma solução para a equação de Schrödinger, mas para um elétron em uma molécula.

2. Um orbital molecular é encontrado adicionando ou subtraindo orbitais atômicos.

3. Orbitais moleculares e seu número são iguais à soma dos orbitais atômicos dos átomos reagentes.

Se a solução para os orbitais moleculares for obtida pela soma das funções dos orbitais atômicos, então a energia dos orbitais moleculares será menor que a energia dos orbitais atômicos originais. E tal orbital é chamado orbital de ligação.

No caso de subtração de função, o orbital molecular tem uma grande energia, e é chamado de afrouxamento.

Existem orbitais sigma e pi. Eles são preenchidos de acordo com a regra de Hund.

O número de ligações (ordem de ligação) é igual à diferença entre o número total de elétrons no orbital ligante e o número de elétrons no orbital antiligante, dividido por 2.

O método MO usa diagramas de energia:

16. Polarização da comunicação. O momento dipolar da ligação. Características dos átomos que interagem: potencial de ionização, afinidade eletrônica, eletronegatividade. O grau de ionicidade da ligação.

- Momento de dipolo- grandeza física que caracteriza as propriedades elétricas de um sistema de partículas carregadas. No caso de um dipolo (duas partículas com cargas opostas), o momento de dipolo elétrico é igual ao produto da carga positiva do dipolo pela distância entre as cargas e é direcionado de uma carga negativa para uma positiva. O momento de dipolo de uma ligação química é devido ao deslocamento da nuvem de elétrons em direção a um dos átomos. Uma ligação é dita polar se o momento dipolar correspondente difere significativamente de zero. Os casos são possíveis quando as ligações individuais em uma molécula são polares e o momento dipolar total da molécula é zero; tais moléculas são chamadas de apolares (por exemplo, moléculas de CO 2 e CCl 4). Se o momento de dipolo da molécula for diferente de zero, a molécula é dita polar. Por exemplo, a molécula de H 2 O. A ordem de grandeza do momento dipolar da molécula é determinada pelo produto da carga do elétron (1,6,10 -19 C) e o comprimento da ligação química (da ordem de 10 -10m).

A natureza química de um elemento é determinada pela capacidade de seu átomo de perder e ganhar elétrons. Essa capacidade pode ser quantificada pela energia de ionização de um átomo e sua afinidade eletrônica.

- Energia de ionizaçãoátomo é a quantidade de energia necessária para separar um elétron de um átomo não excitado. É expresso em quilojoules por mol. Para átomos multielétrons, as energias de ionização E1, E2, E3, ..., En correspondem ao destacamento do primeiro, segundo, etc. elétrons. Neste caso, sempre E1

- Afinidade de um átomo por um elétron- o efeito energético da ligação de um elétron a um átomo neutro com sua transformação em um íon negativo. A afinidade de um átomo por um elétron é expressa em kJ/mol. A afinidade eletrônica é numericamente igual, mas de sinal oposto, à energia de ionização de um íon carregado negativamente e depende da configuração eletrônica do átomo. Os elementos p do grupo 7 têm a maior afinidade eletrônica. Átomos com as configurações s2 (Be, Mg, Ca) e s2p6 (Ne, Ar, Kr) ou subcamadas p semipreenchidas (N, P, As) não exibem afinidade eletrônica.

- Eletro-negatividadeé a característica média da capacidade de um átomo em um composto para atrair um elétron. Nesse caso, a diferença nos estados dos átomos em vários compostos é desprezada. Ao contrário do potencial de ionização e afinidade eletrônica, ER não é uma quantidade física estritamente definida, mas uma característica condicional útil. O elemento mais eletronegativo é o flúor. O OE depende da energia de ionização e da afinidade eletrônica. De acordo com uma definição, o RE de um átomo pode ser expresso como metade da soma de sua energia de ionização e afinidade eletrônica. Um elemento não pode receber um EC constante. Depende de muitos fatores, em particular, do estado de valência do elemento, do tipo de composto em que ele entra, etc.

17. Habilidade polarizadora e ação polarizadora. Explicação de algumas propriedades físicas das substâncias em termos desta teoria.

- A teoria da polarização considera todas as substâncias puramente iônicas. Na ausência de um campo externo, todos os íons têm uma forma esférica. Quando os íons se aproximam, o campo do cátion afeta o campo do ânion, e eles são deformados. A polarização iônica é o deslocamento da nuvem eletrônica externa de íons em relação ao seu núcleo.

Polarização consiste em dois processos:

polarizabilidade iônica

ação polarizadora em outro íon

A polarizabilidade de um íon é uma medida da capacidade da nuvem eletrônica de um íon de se deformar sob a influência de um campo elétrico externo.

Regularidades de polarizabilidade de íons:

Os ânions são mais polarizados que os cátions. O excesso de densidade eletrônica leva a uma grande difusão, friabilidade da nuvem eletrônica.

A polarizabilidade dos íons isoeletrônicos aumenta com a diminuição das cargas positivas e o aumento das cargas negativas. Os íons isoeletrônicos têm a mesma configuração.

Em cátions de carga múltipla, a carga nuclear excede em muito o número de elétrons. Isso densifica a camada eletrônica, ela se estabiliza, então esses íons são menos suscetíveis à deformação. A polarizabilidade dos cátions diminui ao passar de íons com uma camada de elétrons externa preenchida com 18 elétrons para uma não preenchida, e posteriormente para íons de gás nobre. Isso se deve ao fato de que, para elétrons do mesmo período, a camada de elétrons d é mais difusa em comparação com as camadas de elétrons s e p, porque d-elétrons passam mais tempo perto do núcleo. Portanto, os elétrons d interagem mais fortemente com os ânions circundantes.

A polarizabilidade de íons - análogos aumenta com o aumento do número de camadas de elétrons. A polarizabilidade é mais difícil para cátions pequenos e de carga múltipla, com a camada eletrônica de gases nobres. Tais cátions são chamados rígidos. Os mais facilmente polarizados são os ânions de carga múltipla e os cátions de carga baixa. Estes são íons macios.

- Ação polarizadora. Depende das cargas, tamanho e estrutura da camada externa de elétrons.

1. O efeito polarizador de um cátion aumenta com o aumento de sua carga e com a diminuição do raio. O efeito polarizador máximo é característico de cátons com raios pequenos e cargas grandes; portanto, eles formam compostos do tipo covalente. Quanto maior a carga, maior a ligação polarizadora.

2. O efeito polarizador dos cátions aumenta com a transição de íons com uma nuvem de elétrons s para uma nuvem incompleta e para uma de 18 elétrons. Quanto maior o efeito polarizador do cátion, maior a contribuição da ligação covalente.

- Aplicação da teoria da polarização para explicar propriedades físicas:

Quanto maior a polarizabilidade de um ânion (o efeito polarizador de um cátion), maior a probabilidade de formar uma ligação covalente. Portanto, os pontos de ebulição e fusão para compostos com ligação covalente serão menores do que para compostos com ligação iônica. Quanto maior a ionicidade da ligação, maiores os pontos de fusão e ebulição.

A deformação da camada eletrônica afeta a capacidade de refletir ou absorver ondas de luz. A partir daqui, a partir da posição da teoria da polarização, pode-se explicar a cor dos compostos: branco - tudo reflete; preto - absorve; transparente - passa. Isso se deve: se a casca for deformada, os níveis quânticos de elétrons se aproximam, reduzindo a barreira de energia, de modo que uma pequena energia é necessária para a excitação. Porque absorção está associada com a excitação de elétrons, ou seja, com sua transição para níveis altos, na presença de alta polarização, a luz já visível pode excitar elétrons externos e a substância ficará colorida. Quanto maior a carga do ânion, menor a intensidade da cor. O efeito polarizador afeta a reatividade dos compostos; portanto, para muitos compostos, os sais de ácidos contendo oxigênio são mais estáveis ​​do que os próprios sais. O maior efeito polarizador dos elementos d. Quanto maior a carga, maior o efeito de polarização.

18. Ligação iônica como caso limite de ligação polar covalente. Propriedades de substâncias com diferentes tipos de ligações.

A natureza da ligação iônica pode ser explicada pela interação eletrostática dos íons. A capacidade dos elementos de formar íons simples é devido à estrutura de seus átomos. Os cátions formam mais facilmente elementos com baixa energia de ionização, metais alcalinos e alcalino-terrosos. Os ânions são mais facilmente formados por elementos p do grupo 7 devido à sua alta afinidade eletrônica.

As cargas elétricas dos íons causam sua atração e repulsão. Os íons podem ser pensados ​​como esferas carregadas cujos campos de força são uniformemente distribuídos em todas as direções do espaço. Portanto, cada íon pode atrair íons de sinal oposto para si em qualquer direção. Uma ligação iônica, ao contrário de uma ligação covalente, é não direcional.

A interação de íons de sinal oposto entre si não pode levar à compensação mútua completa de seus campos de força. Por causa disso, eles mantêm a capacidade de atrair íons em outras direções também. Portanto, ao contrário de uma ligação covalente, uma ligação iônica é caracterizada por insaturação.

19.Conexão metálica. Semelhanças e diferenças com ligações iônicas e covalentes

Uma ligação metálica é aquela em que os elétrons de cada átomo individual pertencem a todos os átomos em contato. A diferença de energia entre os orbitais "moleculares" em tal ligação é pequena, de modo que os elétrons podem se mover facilmente de um orbital "molecular" para outro e, portanto, mover-se na maior parte do metal.

Os metais diferem de outras substâncias em alta condutividade elétrica e condutividade térmica. Em condições normais, são substâncias cristalinas (com exceção do mercúrio) com alto número de coordenação de átomos. Em um metal, o número de elétrons é muito menor que o número de orbitais, então os elétrons podem se mover de um orbital para outro. Os átomos de metal são caracterizados por alta energia de ionização - os elétrons de valência são fracamente retidos no átomo, ou seja, mover-se facilmente no cristal. A capacidade de mover elétrons através do cristal determina a condutividade elétrica dos metais.

Assim, ao contrário dos compostos covalentes e iônicos, nos metais um grande número de elétrons liga simultaneamente um grande número de núcleos atômicos, e os próprios elétrons podem se mover no metal. Em outras palavras, uma ligação química fortemente deslocalizada ocorre em metais. A ligação metálica tem certa semelhança com a ligação covalente, pois se baseia na socialização dos elétrons de valência. No entanto, os elétrons de valência de apenas dois átomos em interação participam da formação de uma ligação covalente, enquanto na formação de uma ligação metálica todos os átomos participam da socialização dos elétrons. É por isso que a ligação metálica não tem orientação espacial e saturação, o que determina em grande parte as propriedades específicas dos metais. A energia de uma ligação metálica é 3-4 vezes menor que a energia de uma ligação covalente.

20. Ligação de hidrogênio. Intermoleculares e intramoleculares. O mecanismo da educação. Características das propriedades físicas de substâncias com ligação de hidrogênio. Exemplos.

- A ligação de hidrogênio é um tipo especial de ligação química. É característico de compostos de hidrogênio com os elementos mais eletronegativos (flúor, oxigênio, nitrogênio e, em menor grau, cloro e enxofre).

A ligação de hidrogênio é muito comum e desempenha um papel importante na associação de moléculas, nos processos de cristalização, dissolução, formação de hidratos cristalinos, etc. Por exemplo, no estado sólido, líquido e até gasoso, as moléculas de fluoreto de hidrogênio são conectados em uma cadeia em ziguezague, que se deve precisamente às ligações de hidrogênio.

Sua peculiaridade é que o átomo de hidrogênio, que faz parte de uma molécula, forma uma segunda ligação mais fraca com um átomo de outra molécula, resultando na combinação de ambas as moléculas em um complexo. Uma característica de tal complexo é o chamado ponte de hidrogênio – A – H...B–. A distância entre os átomos em uma ponte é maior do que entre os átomos em uma molécula. Inicialmente, a ligação de hidrogênio foi tratada como uma interação eletrostática. Atualmente, concluiu-se que a interação doador-aceptor desempenha um papel importante nas ligações de hidrogênio. Uma ligação de hidrogênio é formada não apenas entre moléculas de diferentes substâncias, mas também nas moléculas da mesma substância H2O, HF, NH3, etc. Isso também explica a diferença nas propriedades dessas substâncias em relação aos compostos relacionados. As ligações de hidrogênio são conhecidas dentro de moléculas, especialmente em compostos orgânicos. Sua formação é facilitada pela presença de um grupo aceptor A-H e um grupo doador B-R na molécula. Em uma molécula A-H, A é o elemento mais eletronegativo. A ligação de hidrogênio em polímeros, como peptídeos, resulta em uma estrutura helicoidal. O DNA tem estruturas semelhantes - ácido desoxirribonucleico - o guardião do código da hereditariedade. As ligações de hidrogênio não são fortes. Eles se formam e quebram facilmente à temperatura normal, o que é muito importante nos processos biológicos. Sabe-se que compostos de hidrogênio com não-metais altamente eletronegativos têm pontos de ebulição anormalmente altos.

Interação intermolecular. As forças de atração entre átomos e moléculas saturados são extremamente fracas em comparação com as ligações iônicas e covalentes. Substâncias nas quais as moléculas são mantidas juntas por forças extremamente fracas são mais frequentemente gases a 20 graus e, em muitos casos, seus pontos de ebulição são muito baixos. A existência de tais forças fracas foi descoberta por van der Waals. A existência de tais forças no sistema pode ser explicada por:

1. A presença de um dipolo permanente em uma molécula. Neste caso, como resultado de uma simples atração eletrostática de dipolos, surgem forças de interação fracas - dipolo-dipolo (H2O, HCl, CO)

2. O momento de dipolo é muito pequeno, mas ao interagir com a água, pode formar-se um dipolo induzido, que ocorre como resultado da polimerização das moléculas pelos dipolos das moléculas vizinhas. Este efeito pode ser sobreposto à interação dipolo-dipolo e aumentar a atração.

3. Forças de dispersão. Essas forças atuam entre quaisquer átomos e moléculas, independentemente de sua estrutura. Este conceito foi introduzido por Londres. Para átomos simétricos, as únicas forças atuantes são as forças de London.

21. Estados agregados da matéria: sólido, líquido, gasoso. Estados cristalinos e amorfos. Treliças de cristal.

- Em condições normais, átomos, íons e moléculas não existem individualmente. Ele sempre constitui apenas partes de uma organização superior de uma substância que praticamente participa de transformações químicas - o chamado estado de agregação. Dependendo das condições externas, todas as substâncias podem estar em diferentes estados de agregação - em gás, líquido, sólido. A transição de um estado de agregação para outro não é acompanhada por uma mudança na composição estequiométrica da substância, mas está necessariamente associada a uma maior ou menor mudança em sua estrutura.

Estado sólidoé um estado em que a matéria tem seu próprio volume e sua própria forma. Nos sólidos, as forças de interação entre as partículas são muito altas. Quase todas as substâncias existem na forma de vários corpos sólidos. A reatividade e outras propriedades desses corpos são, via de regra, diferentes. O estado sólido ideal corresponde a um cristal ideal hipotético.

Estado líquido Um estado em que a matéria tem seu próprio volume, mas nenhuma forma própria. O líquido tem uma certa estrutura. Em termos de estrutura, o estado líquido é intermediário entre o estado sólido com uma estrutura periódica estritamente definida e o gás, no qual não há estrutura. Assim, um líquido caracteriza-se, por um lado, pela presença de um certo volume e, por outro, pela ausência de uma determinada forma. O movimento contínuo de partículas em um líquido determina uma autodifusão fortemente pronunciada e sua fluidez. A estrutura e as propriedades físicas de um líquido dependem da identidade química de suas partículas constituintes.

Estado gasoso. Uma característica do estado gasoso é que as moléculas (átomos) do gás não são mantidas juntas, mas se movem livremente no volume. As forças de interação intermolecular aparecem quando as moléculas se aproximam umas das outras. A interação intermolecular fraca causa uma baixa densidade de gases e suas principais propriedades características - o desejo de expansão infinita e a capacidade de exercer pressão nas paredes dos vasos que impedem esse desejo. Devido à fraca interação intermolecular em baixa pressão e altas temperaturas, todos os gases típicos se comportam aproximadamente da mesma maneira, mas mesmo em temperaturas e pressões normais, a individualidade dos gases começa a aparecer. O estado de um gás é caracterizado por sua temperatura, pressão e volume. O gás é considerado em N.O. se sua temperatura for 0 graus e a pressão for 1 * 10 Pa.

- Estado de cristal. Entre os sólidos, o principal é o estado cristalino, caracterizado por uma certa orientação das partículas (átomos, íons, moléculas) umas em relação às outras. Isso também determina a forma externa da substância na forma de cristais. Monocristais - os monocristais existem na natureza, mas podem ser obtidos artificialmente. Mas, na maioria das vezes, os corpos cristalinos são formações policristalinas - são intercrescimentos de um grande número de pequenos cristais. Uma característica dos corpos cristalinos, que decorre de sua estrutura, é a anisotropia. Manifesta-se no fato de que as propriedades mecânicas, elétricas e outras dos cristais dependem da direção da ação externa das forças sobre o cristal. Partículas em cristais realizam vibrações térmicas perto da posição de equilíbrio ou perto dos nós da rede cristalina.

estado amorfo. O estado amorfo é semelhante ao estado líquido. Caracteriza-se pela ordenação incompleta do arranjo mútuo das partículas. As ligações entre as unidades estruturais não são equivalentes, portanto, os corpos amorfos não têm um ponto de fusão específico - no processo de aquecimento, eles gradualmente amolecem e derretem. Por exemplo, a faixa de temperatura dos processos de fusão para vidros de silicato é de 200 graus. Em corpos amorfos, a natureza do arranjo dos átomos praticamente não muda quando aquecido. Apenas a mobilidade dos átomos muda - suas vibrações aumentam.

- Redes de cristal:

As redes cristalinas podem ser iônicas, atômicas (covalentes ou metálicas) e moleculares.

A rede iônica consiste em íons de sinal oposto, alternando nos nós.

Nas redes atômicas, os átomos estão ligados por ligações covalentes ou metálicas. Exemplo: diamante (rede atômico-covalente), metais e suas ligas (rede atômico-metal). Os nós da rede cristalina molecular são formados por moléculas. Nos cristais, as moléculas são ligadas por interações intermoleculares.

As diferenças no tipo de ligação química nos cristais determinam diferenças significativas no tipo de propriedades físicas e químicas de uma substância com todos os tipos de rede cristalina. Por exemplo, substâncias com uma rede atômico-covalente são caracterizadas por alta dureza, e aquelas com uma rede atômico-metal são caracterizadas por alta plasticidade. Substâncias com uma rede iônica têm um alto ponto de fusão e não são voláteis. Substâncias com uma rede molecular (forças intermoleculares são fracas) são fusíveis, voláteis, sua dureza não é alta.

22. Compostos complexos. Definição. Composto.

Compostos complexos são compostos moleculares, cuja combinação de componentes leva à formação de íons complexos capazes de existência livre, tanto em um cristal quanto em solução. Os íons complexos são o resultado da interação entre o átomo central (agente complexante) e os ligantes circundantes. Os ligantes são íons e moléculas neutras. Na maioria das vezes, o agente complexante é um metal que, junto com os ligantes, forma uma esfera interna. Existe uma esfera externa. As esferas interna e externa são interconectadas por ligações iônicas.

Existem dois tipos de ligações covalentes: ligações sigma e pi. Uma ligação sigma é uma ligação covalente simples formada quando o AO se sobrepõe ao longo de uma linha reta (eixo) conectando os núcleos de dois átomos ligados com um máximo de sobreposição nesta linha reta. uma ligação sigma pode surgir quando qualquer AO (s-, p-híbrido) se sobrepõe. Nos organógenos (carbono, nitrogênio, oxigênio, enxofre), os orbitais híbridos podem participar da formação de ligações sigma, proporcionando uma sobreposição mais eficiente. Além da sobreposição axial, outro tipo de sobreposição é possível - a sobreposição lateral de p-AO, levando à formação de uma ligação pi. Uma ligação pi é uma ligação formada pela sobreposição lateral de p-AO não hibridizado com um máximo de sobreposição em ambos os lados da linha reta que conecta os núcleos dos átomos. Frequentemente ocorrendo em compostos orgânicos, ligações múltiplas são uma combinação de ligações sigma e pi; duplo - um sigma e um pi, triplo - um sigma e duas ligações pi.

Energia de ligação é a energia liberada quando uma ligação é formada ou necessária para separar dois átomos ligados. Serve como uma medida da força de ligação: quanto maior a energia, mais forte a ligação.

O comprimento de ligação é a distância entre os centros dos átomos ligados. Uma ligação dupla é mais curta que uma ligação simples e uma ligação tripla é mais curta que uma ligação dupla. As ligações entre átomos de carbono em diferentes estados de hibridização são caracterizadas por um padrão geral: com o aumento da proporção do orbital s no orbital híbrido, o comprimento da ligação diminui. Por exemplo, na série de compostos propano CH3-CH2-CH3, propeno CH3-CH=CH2, propino CH3-C-=CH, o comprimento da ligação CH3-C é 0,154, 0,150 e 0,146 nm, respectivamente.

Em química, o conceito de orbitais híbridos do átomo de carbono e outros elementos é amplamente utilizado. O conceito de hibridização como forma de descrever o rearranjo de orbitais é necessário nos casos em que o número de elétrons desemparelhados no estado fundamental de um átomo é menor que o número de ligações formadas. Postula-se que diferentes orbitais atômicos com níveis de energia semelhantes interagem entre si, formando orbitais híbridos com a mesma forma e energia. Os orbitais híbridos, devido à maior sobreposição, formam ligações mais fortes do que os orbitais não hibridizados.

O tipo de hibridização determina a orientação dos AOs híbridos no espaço e, consequentemente, a geometria das moléculas. Dependendo do número de orbitais inseridos na hibridização, o átomo de carbono pode estar em um dos três estados de hibridização. hibridização sp3. Como resultado da hibridização sp3, o átomo de carbono do estado fundamental 1s2-2s2-2p2, devido à transferência de um elétron do orbital 2s- para o 2p, passa para o estado excitado 1s2-2s1-2p3. A mistura de quatro AOs externos de um átomo de carbono excitado (um orbital 2s e três orbitais 2p) dá origem a quatro orbitais híbridos sp equivalentes. Eles têm a forma de um volume oito, uma das lâminas é muito maior que a outra. Devido à repulsão mútua, os AOs híbridos sp3 são direcionados no espaço para os vértices do tetraedro e os ângulos entre eles são iguais a 109,5° (o arranjo mais favorável). Cada orbital híbrido em um átomo é preenchido com um elétron. O átomo de carbono no estado de hibridização sp3 tem a configuração eletrônica 1s2(2sp3)4.

Tal estado de hibridização é característico de átomos de carbono em hidrocarbonetos saturados (alcanos) e, consequentemente, nos radicais alquil de seus derivados. hibridização sp2. Como resultado da hibridização sp2, devido à mistura de um 2s- e dois 2p-AO do átomo de carbono excitado, três orbitais híbridos sp2 equivalentes são formados, localizados no mesmo plano em um ângulo de 120'. O 2p-AO não hibridizado está no plano perpendicular. O átomo de carbono no estado de hibridização sp2 tem a configuração eletrônica 1s2-(2sp2)3-2p1. Tal átomo de carbono é característico de hidrocarbonetos insaturados (alcenos), bem como de alguns grupos funcionais, como carbonil, carboxil e outros. Como resultado da hibridização sp devido à mistura de um orbital 2s e um orbital 2p do átomo de carbono excitado, dois AOs híbridos sp equivalentes são formados, localizados linearmente em um ângulo de 180°. Os dois 2p-AOs restantes não hibridizados estão localizados em planos mutuamente perpendiculares. O átomo de carbono no estado de hibridização sp tem a configuração eletrônica 1s2-(2sp)2-2p2. Tal átomo é encontrado em compostos com uma ligação tripla, por exemplo, em alcinos, nitrilas. Átomos de outros elementos também podem estar em um estado hibridizado. Por exemplo, o átomo de nitrogênio no íon amônio NH4+ e, consequentemente, o alquilamônio RNН3+ está no estado de hibridização sp3; na hibridação de pirrol e piridina - sp2; em nitrilos - hibridização sp.



Consiste em um sigma e uma pi-bond, triplo - de um sigma- e duas pi-bonds ortogonais.

O conceito de ligações sigma e pi foi desenvolvido por Linus Pauling na década de 30 do século passado.

O conceito de L. Pauling de ligações sigma e pi tornou-se parte integrante da teoria das ligações de valência. Atualmente, foram desenvolvidas hibridizações de imagens animadas de orbitais atômicos.

No entanto, o próprio L. Pauling não ficou satisfeito com a descrição das ligações sigma e pi. Em um simpósio de química orgânica teórica dedicado à memória de F. A. Kekule (Londres, setembro de 1958), ele abandonou a descrição de σ, π, propôs e fundamentou a teoria de uma ligação química curva. A nova teoria claramente levou em conta o significado físico da ligação química covalente.

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Ligações Pi e orbitais sp2 hibridizados

A estrutura do átomo de carbono. Sigma - e pi-bonds. Hibridação. Parte 1

Química. Ligação química covalente em compostos orgânicos. Centro de Aprendizagem Online Foxford

Legendas

No último vídeo, falamos sobre a ligação sigma. Deixe-me desenhar 2 núcleos e orbitais. Aqui está o orbital híbrido sp3 deste átomo, a maior parte aqui. E aqui, também, orbital híbrido sp3. Aqui está uma pequena parte, aqui está uma grande parte. Uma ligação sigma é formada onde os orbitais se sobrepõem. Como outro tipo de conexão pode ser formado aqui? Isso exigirá alguma explicação. Esta é a ligação sigma. É formado quando 2 orbitais se sobrepõem no eixo que conecta os núcleos dos átomos. Outro tipo de ligação pode ser formado por dois orbitais p. Vou desenhar os núcleos de 2 átomos e um orbital p cada. Aqui estão os núcleos. Agora vou desenhar os orbitais. O orbital P é como um haltere. Vou aproximá-los um pouco mais um do outro. Aqui está um orbital p na forma de um haltere. Este é um dos orbitais p do átomo. Vou desenhar mais dela. Aqui está um dos orbitais p. Assim. E este átomo também tem um orbital p paralelo ao anterior. Digamos que seja assim. Assim. Deveria ter corrigido. E esses orbitais se sobrepõem. É isso. 2 orbitais p são paralelos entre si. Aqui os orbitais sp3 híbridos são direcionados um para o outro. E estes são paralelos. Portanto, os orbitais p são paralelos entre si. Eles se sobrepõem aqui, para cima e para baixo. Esta é uma ligação P. vou assinar. Esta é uma ligação 1P. Está escrito com uma única letra minúscula grega "P". Bem, ou assim: "P-conexão". E esta ligação - P é formada devido à sobreposição dos orbitais p. As ligações Sigma são ligações simples regulares e as ligações P são adicionadas a elas para formar ligações duplas e triplas. Para uma melhor compreensão, considere a molécula de etileno. Sua molécula está organizada assim. 2 carbonos ligados por uma ligação dupla, mais 2 hidrogênios cada. Para entender melhor a formação de ligações, precisamos desenhar orbitais em torno de átomos de carbono. Então é isso... Primeiro vou desenhar os orbitais híbridos sp2. Vou explicar o que está acontecendo. No caso do metano, 1 átomo de carbono está ligado a 4 átomos de hidrogênio, formando assim uma estrutura tetraédrica tridimensional, como esta. Este átomo está apontado para nós. Este átomo encontra-se no plano da página. Este átomo está atrás do plano da página, E este se destaca. Isso é metano. O átomo de carbono forma orbitais híbridos sp3, cada um dos quais forma uma única ligação sigma com um átomo de hidrogênio. Agora vamos escrever a configuração eletrônica do átomo de carbono na molécula de metano. Vamos começar com 1s2. O próximo deve ser 2s2 e 2p2, mas na verdade tudo é mais interessante. Ver. Existem 2 elétrons no orbital 1s e, em vez de orbitais 2s e 2p com 4 elétrons no total, eles terão orbitais híbridos sp3: aqui está um, aqui está o segundo, aqui está o terceiro orbital híbrido sp3 e o quarto. Um átomo de carbono isolado tem um orbital 2s e 3 orbitais 2p ao longo do eixo x, ao longo do eixo y e ao longo do eixo z. No último vídeo, vimos que eles se misturam para formar ligações na molécula de metano e os elétrons são distribuídos assim. Existem 2 átomos de carbono na molécula de etileno e, no final, fica claro que este é um alceno com uma ligação dupla. Nesta situação, a configuração eletrônica do carbono parece diferente. Aqui está o orbital 1s, e ainda está cheio. Possui 2 elétrons. E para os elétrons da segunda camada, pegarei uma cor diferente. Então, o que há na segunda concha? Não há orbitais s e p aqui, porque esses 4 elétrons devem ser desemparelhados para formar ligações. Cada átomo de carbono forma 4 ligações com 4 elétrons. 1,2,3,4. Mas agora o orbital s hibridiza não com 3 orbitais p, mas com 2 deles. Aqui está o orbital 2sp2. O orbital S se mistura com 2 orbitais p. 1s e 2p. E um orbital p permanece o mesmo. E este orbital p remanescente é responsável pela formação da ligação P. A presença de uma ligação P leva a um novo fenômeno. O fenômeno da falta de rotação em torno do eixo de comunicação. Agora você vai entender. Vou desenhar os dois átomos de carbono em um volume. Agora você vai entender tudo. Vou pegar uma cor diferente para isso. Aqui está um átomo de carbono. Aqui está o seu núcleo. Vou marcá-lo com a letra C, é carbono. Primeiro vem o orbital 1s, esta pequena esfera. Então há orbitais 2sp2 híbridos. Encontram-se no mesmo plano, formando um triângulo, poço, ou "pacífico". Vou mostrá-lo em escala. Este orbital aponta aqui. Este é direcionado para lá. Eles têm uma segunda parte, pequena, mas não vou desenhar, porque é mais fácil. Eles são semelhantes aos orbitais p, mas uma das partes é muito maior que a segunda. E o último está aqui. Parece um pouco com um emblema da Mercedes se você desenhar um círculo aqui. Este é o átomo de carbono esquerdo. Possui 2 átomos de hidrogênio. Aqui está 1 átomo. Lá está ele, bem aqui. Com um elétron por orbital 1s. Aqui está o segundo átomo de hidrogênio. Este átomo estará aqui. E agora o átomo de carbono certo. Agora desenhamos. Vou desenhar os átomos de carbono juntos. Este é o átomo de carbono. Aqui está o seu orbital 1s. Tem a mesma configuração eletrônica. 1s orbital ao redor e os mesmos orbitais híbridos. De todos os orbitais da segunda concha, desenhei estes 3. Ainda não desenhei o orbital P. Mas eu vou. Vou desenhar as conexões primeiro. A primeira será essa ligação formada pelo orbital híbrido sp2. Vou pintar com a mesma cor. Esta ligação é formada pelo orbital híbrido sp2. E esta é uma ligação sigma. Os orbitais se sobrepõem no eixo de ligação. Tudo é simples aqui. E há 2 átomos de hidrogênio: uma ligação aqui, a segunda ligação aqui. Este orbital é um pouco maior porque está mais próximo. E este átomo de hidrogênio está aqui. E isso também são ligações sigma, se você notar. O orbital S se sobrepõe com sp2, a sobreposição está no eixo que conecta os núcleos de ambos os átomos. Uma ligação sigma, a outra. Aqui está outro átomo de hidrogênio, também ligado por uma ligação sigma. Todas as ligações na figura são ligações sigma. Em vão eu assino. Vou marcá-los com pequenas letras gregas "sigma". E aqui também. Então esse link, esse link, esse link, esse link, esse link é um link sigma. E quanto ao orbital p restante desses átomos? Eles não ficam no plano do sinal da Mercedes, eles ficam para cima e para baixo. Vou pegar uma nova cor para esses orbitais. Por exemplo, roxo. Aqui está o orbital p. É necessário desenhá-lo mais, muito grande. Em geral, o orbital p não é tão grande, mas eu desenho assim. E este orbital p está localizado, por exemplo, ao longo do eixo z, e o resto dos orbitais estão no plano xy. O eixo z é para cima e para baixo. As partes inferiores também devem se sobrepor. Vou desenhar mais deles. Assim e assim. Estes são orbitais p e eles se sobrepõem. É assim que essa conexão é formada. Este é o segundo componente da ligação dupla. E aqui é necessário explicar algo. É uma ligação P, e isso também. É tudo a mesma ligação P. j A segunda parte da ligação dupla. Qual é o próximo? Por si só, é fraco, mas em combinação com uma ligação sigma, aproxima os átomos do que uma ligação sigma comum. Portanto, uma ligação dupla é mais curta do que uma ligação sigma simples. Agora começa a diversão. Se houvesse uma ligação sigma, ambos os grupos de átomos poderiam girar em torno do eixo da ligação. Para rotação em torno do eixo de ligação, uma ligação simples é adequada. Mas esses orbitais são paralelos entre si e se sobrepõem, e essa ligação P não permite rotação. Se um desses grupos de átomos gira, o outro gira com ele. A ligação P é parte de uma ligação dupla e as ligações duplas são rígidas. E esses 2 átomos de hidrogênio não podem girar separadamente dos outros 2. Sua localização em relação ao outro é constante. Isso é o que está acontecendo. Espero que agora você entenda a diferença entre ligações sigma e p. Para uma melhor compreensão, tomemos o exemplo do acetileno. É semelhante ao etileno, mas possui uma ligação tripla. Um átomo de hidrogênio de cada lado. Obviamente, essas ligações são ligações sigma formadas por orbitais sp. O orbital 2s hibridiza com um dos orbitais p, os orbitais híbridos sp resultantes formam ligações sigma, aqui estão eles. As 2 ligações restantes são ligações P. Imagine outro orbital p apontando para nós, e aqui outro, suas segundas metades são direcionadas para longe de nós, e elas se sobrepõem, e aqui um átomo de hidrogênio. Talvez eu devesse fazer um vídeo sobre isso. Espero não ter te confundido muito.

Idéias sobre o mecanismo de formação de uma ligação química, usando o exemplo de uma molécula de hidrogênio, também se aplicam a outras moléculas. A teoria da ligação química, criada com base nisso, foi chamada de método das ligações de valência. (MVS).

Disposições básicas:

1) uma ligação covalente é formada como resultado da sobreposição de duas nuvens de elétrons com spins de direções opostas, e a nuvem de elétrons comum formada pertence a dois átomos;

2) a ligação covalente é mais forte, quanto mais as nuvens de elétrons que interagem se sobrepõem. O grau de sobreposição das nuvens de elétrons depende de seu tamanho e densidade;

3) a formação de uma molécula é acompanhada por compressão de nuvens de elétrons e diminuição do tamanho da molécula em relação ao tamanho dos átomos;

4) elétrons s e p do nível de energia externo e elétrons d do nível de energia pré-externo participam da formação da ligação.

Na molécula de cloro, cada um de seus átomos tem um nível externo completo de oito elétrons s 2 p 6, e dois deles (um par de elétrons) pertencem igualmente a ambos os átomos. A sobreposição de nuvens de elétrons durante a formação de uma molécula é mostrada na figura.

Esquema da formação de uma ligação química nas moléculas de cloro Cl 2 (a) e cloreto de hidrogênio HCl (b)

Uma ligação química para a qual a linha que conecta os núcleos atômicos é o eixo de simetria da nuvem de elétrons de ligação é chamada ligação sigma (σ). Ocorre quando ocorre a sobreposição "frontal" de orbitais atômicos. Ligações com orbitais s-s sobrepostos na molécula H 2; Os orbitais p-p na molécula de Cl 2 e os orbitais s-p na molécula de HCl são ligações sigma. Possível sobreposição "lateral" de orbitais atômicos. Ao sobrepor nuvens de elétrons p orientadas perpendicularmente ao eixo de ligação, ou seja, ao longo dos eixos y e z, formam-se duas áreas de sobreposição, localizadas em ambos os lados deste eixo.

Essa ligação covalente é chamada ligação pi(p). A sobreposição de nuvens de elétrons durante a formação de uma ligação π é menor. Além disso, as áreas de sobreposição ficam mais distantes dos núcleos do que na formação de uma ligação σ. Devido a estas razões, a ligação π é menos forte do que a ligação σ. Portanto, a energia de uma ligação dupla é menor que o dobro da energia de uma ligação simples, que é sempre uma ligação σ. Além disso, a ligação σ tem simetria axial e cilíndrica e é um corpo de revolução em torno da linha que conecta os núcleos atômicos. A ligação π, ao contrário, não possui simetria cilíndrica.

Uma ligação simples é sempre uma ligação σ pura ou híbrida. Uma ligação dupla consiste em uma ligação σ e uma ligação π localizadas perpendicularmente uma à outra. A ligação σ é mais forte que a ligação π. Em compostos com ligações múltiplas, há sempre uma ligação σ e uma ou duas ligações π.