ligação covalente simples. Tipos de ligações químicas

Figura 1. Raios orbitais dos elementos (ra) e comprimento da ligação química de um elétron (d)

A ligação química de um elétron mais simples é criada por um único elétron de valência. Acontece que um elétron é capaz de manter dois íons carregados positivamente em um único todo. Em uma ligação de um elétron, as forças repulsivas coulombianas de partículas carregadas positivamente são compensadas pelas forças coulombianas de atração dessas partículas a um elétron carregado negativamente. O elétron de valência torna-se comum aos dois núcleos da molécula.

Exemplos de tais compostos químicos são íons moleculares: H 2 + , Li 2 + , Na 2 + , K 2 + , Rb 2 + , Cs 2 + :

Uma ligação covalente polar ocorre em moléculas diatômicas heteronucleares (Fig. 3). O par de elétrons de ligação em uma ligação química polar está próximo ao átomo com um maior potencial de primeira ionização.

A distância d entre os núcleos atômicos, que caracteriza a estrutura espacial das moléculas polares, pode ser considerada aproximadamente como a soma dos raios covalentes dos átomos correspondentes.

Caracterização de algumas substâncias polares

O deslocamento do par de elétrons de ligação para um dos núcleos da molécula polar leva ao aparecimento de um dipolo elétrico (eletrodinâmica) (Fig. 4).

A distância entre os centros de gravidade das cargas positivas e negativas é chamada de comprimento do dipolo. A polaridade da molécula, assim como a polaridade da ligação, é estimada pelo valor do momento de dipolo μ, que é o produto do comprimento do dipolo l pelo valor da carga eletrônica:

Múltiplas ligações covalentes

Múltiplas ligações covalentes são representadas por compostos orgânicos insaturados contendo ligações químicas duplas e triplas. Para descrever a natureza dos compostos insaturados, L. Pauling introduz os conceitos de ligações sigma e π, hibridização de orbitais atômicos.

A hibridização de Pauling para dois elétrons S e dois elétrons p permitiu explicar a direcionalidade das ligações químicas, em particular a configuração tetraédrica do metano. Para explicar a estrutura do etileno, é necessário isolar um elétron p de quatro elétrons Sp 3 equivalentes do átomo de carbono para formar uma ligação adicional, chamada de ligação π. Neste caso, os três orbitais híbridos Sp 2 restantes estão localizados no plano em um ângulo de 120° e formam as ligações principais, por exemplo, uma molécula de etileno plana (Fig. 5).

Na nova teoria de Pauling, todos os elétrons de ligação tornaram-se iguais e equidistantes da linha que liga os núcleos da molécula. A teoria de Pauling de uma ligação química dobrada levou em conta a interpretação estatística da função de onda por M. Born, a correlação de elétrons de Coulomb. Um significado físico apareceu - a natureza da ligação química é completamente determinada pela interação elétrica de núcleos e elétrons. Quanto mais elétrons de ligação, menor a distância internuclear e mais forte a ligação química entre os átomos de carbono.

Ligação química de três centros

O desenvolvimento adicional de idéias sobre a ligação química foi dado pelo físico-químico americano W. Lipscomb, que desenvolveu a teoria das ligações de dois elétrons e três centros e uma teoria topológica que torna possível prever a estrutura de mais hidretos de boro (borohidretos ).

Um par de elétrons em uma ligação química de três centros torna-se comum a três núcleos atômicos. No representante mais simples de uma ligação química de três centros - o íon de hidrogênio molecular H 3 +, um par de elétrons contém três prótons em um único todo (Fig. 6).

Fig. 7. Diborano

A existência de boranos com suas ligações de dois elétrons e três centros com átomos de hidrogênio em "ponte" violou a doutrina canônica da valência. O átomo de hidrogênio, anteriormente considerado um elemento univalente padrão, acabou por ser ligado por ligações idênticas com dois átomos de boro e tornou-se formalmente um elemento bivalente. O trabalho de W. Lipscomb na decifração da estrutura dos boranos ampliou a compreensão da ligação química. O Comitê Nobel concedeu o Prêmio William Nunn Lipscomb de Química em 1976 com a frase "Por suas investigações sobre a estrutura de boranos (borohidritos) que elucidam os problemas de ligações químicas".

Ligação química multicêntrica

Fig. 8. Molécula de ferroceno

Fig. 9. Dibenzenocromo

Fig. 10. Uranoceno

Todas as dez ligações (C-Fe) na molécula de ferroceno são equivalentes, a distância internuclear Fe-c é de 2,04 Å. Todos os átomos de carbono na molécula de ferroceno são estruturalmente e quimicamente equivalentes, o comprimento de cada ligação C-C é 1,40 - 1,41 Å (para comparação, no benzeno o comprimento da ligação C-C é 1,39 Å). Uma camada de 36 elétrons aparece ao redor do átomo de ferro.

Dinâmica de ligações químicas

A ligação química é bastante dinâmica. Assim, uma ligação metálica é transformada em uma ligação covalente durante uma transição de fase durante a evaporação do metal. A transição de um metal do estado sólido para o estado de vapor requer o gasto de grandes quantidades de energia.

Nos vapores, esses metais consistem praticamente em moléculas diatômicas homonucleares e átomos livres. Quando o vapor metálico se condensa, a ligação covalente se transforma em uma ligação metálica.

A evaporação de sais com uma ligação iônica típica, como fluoretos de metais alcalinos, leva à destruição da ligação iônica e à formação de moléculas diatômicas heteronucleares com ligação covalente polar. Neste caso, ocorre a formação de moléculas diméricas com ligações em ponte.

Caracterização da ligação química nas moléculas de fluoretos de metais alcalinos e seus dímeros.

Durante a condensação de vapores de fluoretos de metais alcalinos, a ligação covalente polar é transformada em iônica com a formação da rede cristalina correspondente do sal.

O mecanismo de transição de uma ligação covalente para uma ligação metálica

Fig.11. Relação entre o raio orbital de um par de elétrons r e o comprimento de uma ligação química covalente d

Fig.12. Orientação dos dipolos de moléculas diatômicas e formação de um fragmento de aglomerado octaédrico distorcido durante a condensação de vapores de metais alcalinos

Fig. 13. Arranjo cúbico de corpo centrado de núcleos em cristais de metal alcalino e um link

A atração dispersa (forças de Londres) causa interação interatômica e a formação de moléculas diatômicas homonucleares a partir de átomos de metais alcalinos.

A formação de uma ligação covalente metal-metal está associada à deformação das camadas eletrônicas dos átomos que interagem - os elétrons de valência criam um par de elétrons de ligação, cuja densidade eletrônica está concentrada no espaço entre os núcleos atômicos da molécula resultante. Uma característica das moléculas diatômicas homonucleares de metais alcalinos é o longo comprimento da ligação covalente (3,6-5,8 vezes o comprimento da ligação na molécula de hidrogênio) e a baixa energia de sua ruptura.

A razão indicada entre re e d determina a distribuição desigual de cargas elétricas na molécula - a carga elétrica negativa do par de elétrons de ligação está concentrada na parte central da molécula, e as cargas elétricas positivas de dois núcleos atômicos estão concentradas na extremidades da molécula.

A distribuição desigual de cargas elétricas cria condições para a interação de moléculas devido a forças de orientação (forças de van der Waals). Moléculas de metais alcalinos tendem a se orientar de tal maneira que cargas elétricas opostas aparecem na vizinhança. Como resultado, forças atrativas atuam entre as moléculas. Devido à presença deste último, as moléculas de metal alcalino se aproximam e são mais ou menos firmemente unidas. Ao mesmo tempo, alguma deformação de cada um deles ocorre sob a ação de pólos localizados mais próximos de moléculas vizinhas (Fig. 12).

De fato, os elétrons de ligação da molécula diatômica original, caindo no campo elétrico de quatro núcleos atômicos carregados positivamente de moléculas de metal alcalino, se separam do raio orbital do átomo e se tornam livres.

Nesse caso, o par de elétrons ligante torna-se comum mesmo para um sistema com seis cátions. A construção da rede cristalina do metal começa no estágio do aglomerado. Na rede cristalina dos metais alcalinos, a estrutura do elo de conexão é claramente expressa, tendo a forma de um octaedro oblato distorcido - uma bipirâmide quadrada, cuja altura e as bordas da base são iguais ao valor da constante translacional rede a w (Fig. 13).

O valor da constante de rede translacional a w de um cristal de metal alcalino excede significativamente o comprimento da ligação covalente de uma molécula de metal alcalino, portanto, é geralmente aceito que os elétrons no metal estão em um estado livre:

A construção matemática associada às propriedades dos elétrons livres em um metal é geralmente identificada com a "superfície de Fermi", que deve ser considerada como um local geométrico onde os elétrons residem, fornecendo a principal propriedade do metal - conduzir corrente elétrica.

Ao comparar o processo de condensação de vapores de metais alcalinos com o processo de condensação de gases, por exemplo, hidrogênio, uma característica aparece nas propriedades do metal. Portanto, se interações intermoleculares fracas aparecem durante a condensação do hidrogênio, durante a condensação de vapores metálicos, ocorrem processos característicos de reações químicas. A condensação do próprio vapor metálico ocorre em várias etapas e pode ser descrita pela seguinte processão: um átomo livre → uma molécula diatômica com uma ligação covalente → um aglomerado metálico → um metal compacto com uma ligação metálica.

A interação de moléculas de haleto de metal alcalino é acompanhada por sua dimerização. Uma molécula dimérica pode ser considerada como um quadrupolo elétrico (Fig. 15). Atualmente, as principais características dos dímeros de haletos de metais alcalinos (comprimentos de ligação química e ângulos de ligação) são conhecidas.

Comprimento de ligação química e ângulos de ligação em dímeros de haletos de metais alcalinos (E 2 X 2) (fase gasosa).

E 2 X 2	X=F		X=Cl		X=Br		X=I
E 2 X 2	d EF, Å		d ECl, Å		d EBr , Å		d EI, 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
K2X2	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

No processo de condensação, a ação das forças de orientação é potencializada, a interação intermolecular é acompanhada pela formação de aglomerados e, em seguida, de um sólido. Os haletos de metais alcalinos formam cristais com uma rede cúbica simples e cúbica de corpo centrado.

Tipo de rede e constante de rede translacional para haletos de metais alcalinos.

No processo de cristalização, ocorre um aumento adicional na distância interatômica, levando à remoção de um elétron do raio orbital de um átomo de metal alcalino e à transferência de um elétron para um átomo de halogênio com a formação dos íons correspondentes. Os campos de força dos íons são distribuídos uniformemente em todas as direções do espaço. A este respeito, em cristais de metal alcalino, o campo de força de cada íon não coordena de forma alguma um íon com o sinal oposto, como é costume representar qualitativamente a ligação iônica (Na + Cl -).

Em cristais de compostos iônicos, o conceito de moléculas simples de dois íons do tipo Na + Cl - e Cs + Cl - perde seu significado, pois o íon de metal alcalino está associado a seis íons cloreto (em um cristal de cloreto de sódio) e oito íons de cloro (em um cristal de cloreto de césio. Neste caso, todas as distâncias interiônicas em cristais são equidistantes.

Notas

Manual de química inorgânica. Constantes de substâncias inorgânicas. - M.: "Química", 1987. - S. 124. - 320 p.
Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Manual de química inorgânica. Constantes de substâncias inorgânicas. - M.: "Química", 1987. - S. 132-136. - 320 segundos.
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Pauling L. A natureza da ligação química / editado por Ya.K. Syrkin. - por. do inglês. M. E. Dyatkina. - M.-L.: Goshimizdat, 1947. - 440 p.
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Veja também

ligação química- artigo da Grande Enciclopédia Soviética
ligação química- Chemport.ru
ligação química- Enciclopédia Física

As forças que unem os átomos uns aos outros são da mesma natureza elétrica. Mas devido à diferença no mecanismo de formação e manifestação dessas forças, as ligações químicas podem ser de diferentes tipos.

Distinguir três formar-se modelovalência ligação química: covalente, iônica e metálica.

Além deles, de grande importância e distribuição são: hidrogênio ligação que pode ser valência e não valente, e não valente ligação química - m intermolecular ( ou van der Waalsow), formando associados relativamente pequenos de moléculas e enormes conjuntos moleculares - nanoestruturas super e supramoleculares.

ligação química covalente (atômica, homeopolar) -

isto é ligação química realizada em geral para interação de átomos 1-trêspares de elétrons .

Esta ligação é dois elétrons e dois centros(liga 2 núcleos atômicos).

Neste caso, a ligação covalente é mais comum e mais comum modelo ligação química de valência em compostos binários - entre a) átomos de não metais eb) átomos de metais anfotéricos e não metais.

Exemplos: H-H (na molécula de hidrogênio H 2); quatro ligações S-O (no íon SO 4 2-); três ligações Al-H (na molécula AlH 3); Fe-S (na molécula de FeS), etc.

Peculiaridades ligação covalente - orientação e saturabilidade.

Orientação - a propriedade mais importante de uma ligação covalente, de

que depende da estrutura (configuração, geometria) das moléculas e compostos químicos. A orientação espacial da ligação covalente determina a estrutura química e cristal-química da substância. ligação covalente sempre direcionado na direção de sobreposição máxima dos orbitais atômicos dos elétrons de valência átomos interagindo, com a formação de uma nuvem de elétrons comum e a ligação química mais forte. Orientação expresso na forma de ângulos entre as direções de ligação dos átomos em moléculas de diferentes substâncias e cristais de sólidos.

Saturabilidade é uma propriedade, que distingue a ligação covalente de todos os outros tipos de interação de partículas, manifestada em a capacidade dos átomos de formar um número limitado de ligações covalentes, uma vez que cada par de elétrons de ligação é formado apenas valência elétrons com spins de orientação oposta, cujo número em um átomo é limitado valência, 1 - 8. Nesse caso, é proibido usar o mesmo orbital atômico duas vezes para formar uma ligação covalente (princípio de Pauli).

Valência - esta é a capacidade de um átomo de ligar ou substituir um certo número de outros átomos com a formação de ligações químicas de valência.

De acordo com a teoria do spin ligação covalente valência determinado o número de elétrons desemparelhados em um átomo no estado fundamental ou excitado .

Assim, para diferentes elementos capacidade de formar um certo número de ligações covalentes limitado a receber o número máximo de elétrons desemparelhados no estado excitado de seus átomos.

Estado excitado de um átomo - este é o estado de um átomo com energia adicional recebida por ele do lado de fora, causando fumegante elétrons antiparalelos ocupando um orbital atômico, ou seja, a transição de um desses elétrons de um estado emparelhado para um orbital livre (vago) o mesmo ou perto nível de energia.

Por exemplo, esquema o preenchimento s-, r-AO e valência (NO) no átomo de cálcio Sa majoritariamente e Estado de excitação a seguir:

Deve-se notar que os átomos com ligações de valência saturadas pode formar ligações covalentes adicionais por um doador-aceitador ou outro mecanismo (como, por exemplo, em compostos complexos).

ligação covalente talvezpolar enão polar .

ligação covalente não polar , e E se elétrons de valência socializados uniformemente distribuída entre os núcleos dos átomos que interagem, a região dos orbitais atômicos sobrepostos (nuvens de elétrons) é atraída por ambos os núcleos com a mesma força e, portanto, o máximo a densidade eletrônica total não é tendenciosa para nenhum deles.

Este tipo de ligação covalente ocorre quando dois idênticoátomos do elemento. Ligação covalente entre átomos idênticos também chamado atômico ou homeopolar .

Polar conexão surge durante a interação de dois átomos de elementos químicos diferentes, se um dos átomos devido a um valor maior eletro-negatividade atrai elétrons de valência mais fortemente, e então a densidade eletrônica total é mais ou menos deslocada para este átomo.

Com uma ligação polar, a probabilidade de encontrar um elétron no núcleo de um dos átomos é maior do que a do outro.

Característica qualitativa da polar comunicações -

diferença de eletronegatividade relativa (|‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE |)‌‌‌ relacionado átomos : quanto maior, mais polar é a ligação covalente.

Características quantitativas da polar comunicações, Essa. uma medida da polaridade de uma ligação e uma molécula complexa - momento elétrico dipolo μ St. , igual a trabalharcarga efetiva δ por comprimento de dipolo l d : μ St. = δ ∙ eu d . unidade de medida μ St.- Adeus. 1Adeus = 3,3.10 -30 C/m.

dipolo elétrico - este é um sistema eletricamente neutro de duas cargas elétricas iguais e opostas em sinal + δ e - δ .

Momento de dipolo (momento elétrico do dipolo μ St. ) – grandeza vetorial . É geralmente aceito que direção do vetor de (+) para (-) fósforos com a direção de deslocamento da região de densidade eletrônica total(nuvem total de elétrons) átomos polarizados.

Momento dipolar geral de uma molécula poliatômica complexa depende do número e orientação espacial das ligações polares nele. Assim, a determinação dos momentos de dipolo permite julgar não apenas a natureza das ligações nas moléculas, mas também sua localização no espaço, ou seja, sobre a configuração espacial da molécula.

Com um aumento na diferença de eletronegatividade | ‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE|‌‌‌ átomos formando uma ligação, o momento elétrico do dipolo aumenta.

Deve-se notar que a determinação do momento dipolar de ligação é um problema complexo e nem sempre solucionável (interação de ligação, direção desconhecida μ St. etc.).

Métodos de mecânica quântica para descrever uma ligação covalente – explique o mecanismo de formação de uma ligação covalente.

Conduzido por W. Geytler e F. London, alemão. cientistas (1927), o cálculo do balanço de energia da formação de uma ligação covalente na molécula de hidrogênio H 2 tornou possível fazer conclusão: a natureza da ligação covalente, como qualquer outro tipo de ligação química, encontra-se eminteração elétrica que ocorre sob as condições de um microssistema mecânico quântico.

Para descrever o mecanismo de formação de uma ligação química covalente, use dois métodos mecânicos quânticos aproximados :

ligações de valência e orbitais moleculares – não exclusivos, mas mutuamente complementares.

2.1. Método de ligação de valência (MVS oupares de elétrons localizados ), proposto por W. Geytler e F. London em 1927, é baseado no seguinte provisões :

1) uma ligação química entre dois átomos surge como resultado da sobreposição parcial de orbitais atômicos com a formação de uma densidade eletrônica comum de um par conjunto de elétrons com spins opostos, maior do que em outras regiões do espaço ao redor de cada núcleo;

2) covalente uma ligação é formada apenas quando os elétrons com spins antiparalelos interagem, ou seja com números quânticos de spin opostos m S = + 1/2 ;

3) características de uma ligação covalente (energia, comprimento, polaridade, etc.) Visão conexões (σ –, π –, δ –), grau de sobreposição de AO(quanto maior, mais forte a ligação química, ou seja, quanto maior a energia de ligação e menor o comprimento), eletro-negatividadeátomos que interagem;

4) uma ligação covalente pode ser formada por MVS duas maneiras (dois mecanismos) , fundamentalmente diferente, mas com o mesmo resultado – socialização de um par de elétrons de valência por ambos os átomos que interagem: a) troca, devido à sobreposição de orbitais atômicos de um elétron com spins de elétrons opostos, quando cada átomo contribui com um elétron por ligação para se sobrepor – a ligação pode ser polar ou não polar, b) doador-aceptor, devido ao AO de dois elétrons de um átomo e o orbital livre (vago) do outro, sobre a quem um átomo (doador) fornece a ligação de um par de elétrons no orbital em um estado pareado, e o outro átomo (aceptor) fornece um orbital livre. Isso dá origem ligação polar.

2.2. Complexo (coordenação) compostos, muitos íons moleculares que são complexos,(amônia, tetrahidreto de boro, etc.) são formados na presença de uma ligação doador-aceptor - em outras palavras, uma ligação de coordenação.

Por exemplo, na reação de formação de um íon amônio NH 3 + H + = NH 4 + molécula de amônia NH 3 é um doador de par de elétrons, e o H + próton é um aceptor.

Na reação ВН 3 + Н – = ВН 4 – o íon hidreto Н– desempenha o papel de doador de par de elétrons, e o aceptor é a molécula de hidreto de boro ВН 3, na qual há um AO vago.

A multiplicidade da ligação química. Conexões σ -, π – , δ –.

A sobreposição máxima de AO de diferentes tipos (com o estabelecimento das ligações químicas mais fortes) é alcançada com sua orientação específica no espaço, devido à forma diferente de sua superfície de energia.

O tipo de AO e a direção de sua sobreposição determinam σ -, π – , δ - conexões:

σ (sigma) – conexão – é sempre cerca dedinar (simples) ligação decorrente de sobreposição parcial um par s -, p x -, d - JSCao longo do eixo , conectando o núcleo átomos que interagem.

Títulos simples sempre são σ - conexões.

Vários títulos – π (pi) - (também δ (delta )–conexões),em dobro ou triplo ligações covalentes realizadas respectivamentedois outrês casais elétrons quando seus orbitais atômicos se sobrepõem.

π (pi) - conexão feito por sobreposição R y -, p z - e d - JSC sobre ambos os lados do eixo que liga os núcleos átomos, em planos mutuamente perpendiculares ;

δ (delta )- conexão ocorre quando se sobrepõe dois orbitais d localizado em planos paralelos .

O mais durável de σ -, π – , δ – conexõesé σ– ligação , mas π - conexões baseadas em σ – ligação, forma ainda mais forte ligações múltiplas: duplas e triplas.

Algum ligação dupla compreende 1 σ – e 1 π – conexões, triplo - a partir de 1σ – e doisπ – conexões.

Ligação simples (simples) Tipos de ligações em compostos bioorgânicos.

Nome do parâmetro	Significado
Assunto do artigo:	Ligação simples (simples) Tipos de ligações em compostos bioorgânicos.
Rubrica (categoria temática)	Química

ligação covalente. Conexão múltipla. conexão não polar. conexão polar.

elétrons de valência. Orbital híbrido (hibridizado). Comprimento do link

Palavras-chave.

Caracterização de ligações químicas em compostos bioorgânicos

AROMATICIDADE

PALESTRA 1

SISTEMAS CONECTADOS: ACÍCLICO E CÍCLICO.

1. Características das ligações químicas em compostos bioorgânicos. Hibridação dos orbitais do átomo de carbono.

2. Classificação dos sistemas conjugados: acíclicos e cíclicos.

3 Tipos de conjugação: π, π e π, p

4. Critérios para a estabilidade de sistemas conjugados - 'energia de conjugação''

5. Sistemas conjugados acíclicos (não cíclicos), tipos de conjugação. Os principais representantes (alcadienos, ácidos carboxílicos insaturados, vitamina A, caroteno, licopeno).

6. Sistemas adjuntos cíclicos. Critérios aromáticos. Regra de Hückel. O papel da conjugação π-π-, π-ρ na formação de sistemas aromáticos.

7. Compostos aromáticos carbocíclicos: (benzeno, naftaleno, antraceno, fenantreno, fenol, anilina, ácido benzóico) - estrutura, formação de um sistema aromático.

8. Compostos aromáticos heterocíclicos (piridina, pirimidina, pirrol, purina, imidazol, furano, tiofeno) - estrutura, características da formação de um sistema aromático. Hibridação de orbitais eletrônicos do átomo de nitrogênio na formação de compostos heteroaromáticos de cinco e seis membros.

9. Significado médico-biológico de compostos naturais contendo sistemas de ligação conjugada e aromáticos.

O nível inicial de conhecimento para dominar o tópico (curso escolar de química):

Configurações eletrônicas de elementos (carbono, oxigênio, nitrogênio, hidrogênio, enxofre, halogênios), o conceito de ʼʼorbitalʼʼ, hibridização de orbitais e orientação espacial de orbitais de elementos de período 2., tipos de ligações químicas, características da formação de σ covalentes - e ligações π, mudanças na eletronegatividade de elementos em um período e grupo, classificação e princípios da nomenclatura de compostos orgânicos.

As moléculas orgânicas são formadas através de ligações covalentes. As ligações covalentes surgem entre dois núcleos atômicos devido a um par comum (socializado) de elétrons. Este método refere-se ao mecanismo de troca. Ligações apolares e polares são formadas.

As ligações não polares são caracterizadas por uma distribuição simétrica da densidade eletrônica entre os dois átomos que essa ligação conecta.

As ligações polares são caracterizadas por uma distribuição assimétrica (não uniforme) da densidade eletrônica, que se desloca para um átomo mais eletronegativo.

Série de eletronegatividade (composta para baixo)

A) elementos: F> O> N> C1> Br> I ~~ S> C> H

B) átomo de carbono: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

As ligações covalentes são de dois tipos: sigma (σ) e pi (π).

Nas moléculas orgânicas, as ligações sigma (σ) são formadas por elétrons localizados em orbitais híbridos (hibridizados), a densidade eletrônica está localizada entre os átomos na linha condicional de sua ligação.

As ligações π (ligações pi) surgem quando dois orbitais p não hibridizados se sobrepõem. Seus eixos principais são paralelos entre si e perpendiculares à linha de ligação σ. A combinação de ligações σ e π é chamada de ligação dupla (múltipla), consiste em dois pares de elétrons. Uma ligação tripla consiste em três pares de elétrons - uma ligação σ - e duas ligações π (é extremamente rara em compostos bioorgânicos).

σ - As ligações estão envolvidas na formação do esqueleto da molécula, são as principais, e π -ligações podem ser consideradas adicionais, mas conferem propriedades químicas especiais às moléculas.

1.2. Hibridação dos orbitais do átomo de carbono 6 C

Configuração eletrônica do estado não excitado do átomo de carbono

expresso pela distribuição de elétrons 1s 2 2s 2 2p 2.

Ao mesmo tempo, em compostos bioorgânicos, bem como na maioria das substâncias inorgânicas, o átomo de carbono tem uma valência igual a quatro.

Há uma transição de um dos elétrons 2s para um orbital 2p livre. Surgem estados excitados do átomo de carbono, criando a possibilidade da formação de três estados híbridos, denotados como С sp 3 , С sp 2 , С sp .

Um orbital híbrido tem características diferentes dos orbitais s, p, d "puros" e é uma "mistura" de dois ou mais tipos de orbitais não hibridizados.

Orbitais híbridos são característicos de átomos apenas em moléculas.

O conceito de hibridização foi introduzido em 1931 por L. Pauling, ganhador do Prêmio Nobel.

Considere o arranjo de orbitais híbridos no espaço.

C sp 3 --- -- -- ---

No estado excitado, 4 orbitais híbridos equivalentes são formados. A localização das ligações corresponde à direção dos ângulos centrais de um tetraedro regular, o ângulo entre quaisquer duas ligações é igual a 109 0 28 , .

Nos alcanos e seus derivados (álcoois, haloalcanos, aminas), todos os átomos de carbono, oxigênio e nitrogênio estão no mesmo estado híbrido sp 3 . Um átomo de carbono forma quatro, um átomo de nitrogênio três, um átomo de oxigênio duas formas covalentes. σ -conexões. Em torno dessas ligações, as partes da molécula podem girar livremente uma em relação à outra.

No estado excitado sp 2, surgem três orbitais híbridos equivalentes, os elétrons localizados neles formam três σ -ligações que estão localizadas no mesmo plano, o ângulo entre as ligações é de 120 0 . 2p não hibridizado - orbitais de dois átomos vizinhos se formam π -conexão. Localiza-se perpendicularmente ao plano em que estão σ -conexões. A interação dos elétrons p neste caso é chamada de 'sobreposição lateral'. Uma ligação dupla não permite a rotação livre de partes da molécula em torno de si mesma. A posição fixa das partes da molécula é acompanhada pela formação de duas formas geométricas planares isoméricas, que são chamadas: isômeros cis (cis) - e trans (trans). (cis- lat- de um lado, trans- lat- Através dos).

π -conexão

Átomos ligados por uma ligação dupla estão em um estado de hibridização sp 2 e

presentes em alcenos, compostos aromáticos, formam um grupo carbonila

>C=O, grupo azometina (grupo imino) -CH= N-

Com sp 2 - --- -- ---

A fórmula estrutural de um composto orgânico é representada usando estruturas de Lewis (cada par de elétrons entre os átomos é substituído por um traço)

C 2 H 6 CH 3 - CH 3 H H

1.3. Polarização de ligações covalentes

Uma ligação polar covalente é caracterizada por uma distribuição desigual da densidade eletrônica. Duas imagens condicionais são usadas para indicar a direção do deslocamento da densidade eletrônica.

Polar σ - ligação. O deslocamento da densidade eletrônica é indicado por uma seta ao longo da linha de comunicação. A ponta da seta aponta para o átomo mais eletronegativo. O aparecimento de cargas parciais positivas e negativas é indicado usando a letra ʼʼbʼʼʼʼdeltaʼʼ com o sinal de carga desejado.

b + b- b+ b + b- b + b-

CH 3 -\u003e O<- Н СН 3 - >C1 CH 3 -\u003e NH 2

metanol clorometano aminometano (metilamina)

Ligação π polar. O deslocamento da densidade eletrônica é indicado por uma seta semicircular (curva) acima da ligação pi, também direcionada para o átomo mais eletronegativo. ()

b + b- b + b-

H 2 C \u003d O CH 3 - C \u003d== O

metanal |

CH 3 propanona -2

1. Determine o tipo de hibridização de átomos de carbono, oxigênio e nitrogênio nos compostos A, B, C. Nomeie os compostos usando as regras de nomenclatura IUPAC.

A. CH 3 -CH 2 - CH 2 -OH B. CH 2 \u003d CH - CH 2 - CH \u003d O

B. CH 3 - N H - C 2 H 5

2. Faça as designações que caracterizam a direção de polarização de todas as ligações indicadas nos compostos (A - D)

A. CH 3 - Br B. C 2 H 5 - O- H C. CH 3 -NH- C 2 H 5

G. C 2 H 5 - CH \u003d O

Ligação simples (simples) Tipos de ligações em compostos bioorgânicos. - conceito e tipos. Classificação e características da categoria "Ligações simples (simples) Tipos de ligações em compostos bioorgânicos". 2017, 2018.

ligação química covalente ocorre em moléculas entre átomos devido à formação de pares de elétrons comuns. O tipo de ligação covalente pode ser entendido tanto como o mecanismo de sua formação quanto a polaridade da ligação. Em geral, as ligações covalentes podem ser classificadas da seguinte forma:

De acordo com o mecanismo de formação, uma ligação covalente pode ser formada por um mecanismo de troca ou doador-aceitador.
A polaridade de uma ligação covalente pode ser apolar ou polar.
De acordo com a multiplicidade da ligação covalente, ela pode ser simples, dupla ou tripla.

Isso significa que uma ligação covalente em uma molécula tem três características. Por exemplo, em uma molécula de cloreto de hidrogênio (HCl), uma ligação covalente é formada pelo mecanismo de troca, é polar e simples. No cátion amônio (NH 4+), uma ligação covalente entre a amônia (NH 3) e um cátion hidrogênio (H+) é formada de acordo com o mecanismo doador-aceptor, além disso, essa ligação é polar, é simples. Na molécula de nitrogênio (N 2), a ligação covalente é formada pelo mecanismo de troca, é apolar, é tripla.

No mecanismo de troca a formação de uma ligação covalente, cada átomo tem um elétron livre (ou vários elétrons). Elétrons livres de diferentes átomos formam pares na forma de uma nuvem eletrônica comum.

No mecanismo doador-aceitador a formação de uma ligação covalente, um átomo tem um par de elétrons livre, e o outro tem um orbital vazio. O primeiro (doador) dá um par para uso comum com o segundo (aceitador). Assim, no cátion amônio, o nitrogênio tem um par solitário e o íon hidrogênio tem um orbital livre.

Ligação covalente não polar formados entre átomos do mesmo elemento químico. Assim, nas moléculas de hidrogênio (H 2), oxigênio (O 2), etc., a ligação é apolar. Isso significa que o par de elétrons comum pertence igualmente a ambos os átomos, pois eles têm a mesma eletronegatividade.

Ligação covalente polar formados entre átomos de diferentes elementos químicos. Um átomo mais eletronegativo desloca um par de elétrons em sua direção. Quanto maior a diferença na eletronegatividade dos átomos, mais os elétrons serão deslocados e a ligação será mais polar. Assim, em CH 4, a mudança de pares de elétrons comuns de átomos de hidrogênio para átomos de carbono não é tão grande, já que o carbono não é muito mais eletronegativo que o hidrogênio. No entanto, no fluoreto de hidrogênio, a ligação HF é altamente polar, pois a diferença de eletronegatividade entre hidrogênio e flúor é significativa.

Ligação covalente simples formado quando os átomos compartilham o mesmo par de elétrons em dobro- se dois triplo- se três. Um exemplo de uma ligação covalente simples pode ser moléculas de hidrogênio (H 2), cloreto de hidrogênio (HCl). Um exemplo de ligação covalente dupla é uma molécula de oxigênio (O 2), onde cada átomo de oxigênio tem dois elétrons desemparelhados. Um exemplo de uma ligação covalente tripla é uma molécula de nitrogênio (N 2).

ligação covalente. Conexão múltipla. conexão não polar. conexão polar.

elétrons de valência. Orbital híbrido (hibridizado). Comprimento do link

Palavras-chave.

Caracterização de ligações químicas em compostos bioorgânicos

AROMATICIDADE

PALESTRA 1

SISTEMAS CONECTADOS: ACÍCLICO E CÍCLICO.

1. Caracterização de ligações químicas em compostos bioorgânicos. Hibridação dos orbitais do átomo de carbono.

2. Classificação dos sistemas conjugados: acíclicos e cíclicos.

3 Tipos de conjugação: π, π e π, p

4. Critérios de estabilidade de sistemas conjugados - "energia de conjugação"

5. Sistemas conjugados acíclicos (não cíclicos), tipos de conjugação. Os principais representantes (alcadienos, ácidos carboxílicos insaturados, vitamina A, caroteno, licopeno).

6. Sistemas adjuntos cíclicos. Critérios aromáticos. Regra de Hückel. O papel da conjugação π-π-, π-ρ na formação de sistemas aromáticos.

7. Compostos aromáticos carbocíclicos: (benzeno, naftaleno, antraceno, fenantreno, fenol, anilina, ácido benzóico) - estrutura, formação de um sistema aromático.

8. Compostos aromáticos heterocíclicos (piridina, pirimidina, pirrol, purina, imidazol, furano, tiofeno) - estrutura, características da formação de um sistema aromático. Hibridação de orbitais de elétrons do átomo de nitrogênio na formação de compostos heteroaromáticos de cinco e seis membros.

9. Significado médico-biológico de compostos naturais contendo sistemas de ligações conjugadas e aromáticas.

O nível inicial de conhecimento para dominar o tópico (curso escolar de química):

Configurações eletrônicas de elementos (carbono, oxigênio, nitrogênio, hidrogênio, enxofre, halogênios), o conceito de "orbital", hibridização de orbitais e orientação espacial dos orbitais de elementos do 2º período., tipos de ligações químicas, características do formação de ligações covalentes σ- e π, mudanças na eletronegatividade de elementos em período e grupo, classificação e princípios de nomenclatura de compostos orgânicos.

As ligações não polares são caracterizadas por uma distribuição simétrica da densidade eletrônica entre os dois átomos que essa ligação conecta.

As ligações polares são caracterizadas por uma distribuição assimétrica (não uniforme) da densidade eletrônica; ela se desloca para um átomo mais eletronegativo.

Série de eletronegatividade (composta para baixo)

A) elementos: F> O> N> C1> Br> I ~~ S> C> H

B) átomo de carbono: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

As ligações covalentes podem ser de dois tipos: sigma (σ) e pi (π).

1.2. Hibridação dos orbitais do átomo de carbono 6 C

Configuração eletrônica do estado não excitado do átomo de carbono

é expresso pela distribuição de elétrons 1s 2 2s 2 2p 2 .

No entanto, em compostos bioorgânicos, assim como na maioria das substâncias inorgânicas, o átomo de carbono tem valência quatro.

Um orbital híbrido tem características diferentes dos orbitais s, p, d "puros" e é uma "mistura" de dois ou mais tipos de orbitais não hibridizados.

Orbitais híbridos são característicos de átomos apenas em moléculas.

O conceito de hibridização foi introduzido em 1931 por L. Pauling, ganhador do Prêmio Nobel.

Considere o arranjo de orbitais híbridos no espaço.

C sp 3 --- -- -- ---

No estado excitado sp 2, surgem três orbitais híbridos equivalentes, os elétrons localizados neles formam três σ -ligações que estão localizadas no mesmo plano, o ângulo entre as ligações é de 120 0 . Orbitais 2p não hibridizados de dois átomos vizinhos formam π -conexão. Localiza-se perpendicularmente ao plano em que estão σ -conexões. A interação dos elétrons p neste caso é chamada de "sobreposição lateral". Uma ligação dupla não permite a rotação livre de partes da molécula em torno de si mesma. A posição fixa das partes da molécula é acompanhada pela formação de duas formas geométricas planares isoméricas, que são chamadas: isômeros cis (cis) - e trans (trans). (cis- lat- de um lado, trans- lat- Através dos).

π -conexão

Átomos ligados por uma ligação dupla estão em um estado de hibridização sp 2 e

presentes em alcenos, compostos aromáticos, formam um grupo carbonila

>C=O, grupo azometina (grupo imino) -CH= N-

Com sp 2 - --- -- ---

A fórmula estrutural de um composto orgânico é representada usando estruturas de Lewis (cada par de elétrons entre os átomos é substituído por um traço)

C 2 H 6 CH 3 - CH 3 H H

1.3. Polarização de ligações covalentes

b + b- b+ b + b- b + b-

CH 3 -\u003e O<- Н СН 3 - >C1 CH 3 -\u003e NH 2

metanol clorometano aminometano (metilamina)

Ligação π polar. O deslocamento da densidade eletrônica é indicado por uma seta semicircular (curva) acima da ligação pi, também direcionada para o átomo mais eletronegativo. ()

b + b- b + b-

H 2 C \u003d O CH 3 - C \u003d== O

metanal |

CH 3 propanona -2

1. Determine o tipo de hibridização de átomos de carbono, oxigênio e nitrogênio nos compostos A, B, C. Nomeie os compostos usando as regras de nomenclatura IUPAC.

A. CH 3 -CH 2 - CH 2 -OH B. CH 2 \u003d CH - CH 2 - CH \u003d O

B. CH 3 - N H - C 2 H 5

2. Faça as designações que caracterizam a direção de polarização de todas as ligações indicadas nos compostos (A - D)

A. CH 3 - Br B. C 2 H 5 - O- H C. CH 3 -NH- C 2 H 5

Portal para o aluno. Autotreinamento

Múltiplas ligações covalentes

Ligação química de três centros

Ligação química multicêntrica

Dinâmica de ligações químicas

O mecanismo de transição de uma ligação covalente para uma ligação metálica

Notas

Veja também

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