Obiectele principale ale bio.chimiei.

Obiecte de studiu chimia bioorganică sunt proteine ​​și peptide, acizi nucleici, carbohidrați, lipide, biopolimeri, alcaloizi, terpenoizi, vitamine, antibiotice, hormoni, toxine, precum și regulatori sintetici ai proceselor biologice: medicamente, pesticide etc.

Izomeria compușilor organici, tipurile acestuia. Caracteristicile tipurilor de izomerie, exemple.

Există două tipuri de izomerie: structurală și spațială (adică, stereoizomerie). Izomerii structurali diferă între ei în ordinea legăturilor atomilor dintr-o moleculă, stereoizomerii - în aranjarea atomilor în spațiu cu aceeași ordine a legăturilor între ei.

Se disting următoarele tipuri de izomerie structurală: izomerie de schelet de carbon, izomerie de poziție, izomerie de diferite clase de compuși organici (izomerie interclasă).

Izomeria scheletului de carbon se datorează ordinii diferite de legături dintre atomii de carbon care formează scheletul moleculei. De exemplu: formula moleculară C4H10 corespunde la două hidrocarburi: n-butan și izobutan. Sunt posibili trei izomeri pentru hidrocarbura C5H12: pentan, izo-pentan și neopentan. C4H10 corespunde la două hidrocarburi: n-butan și izobutan. Sunt posibili trei izomeri pentru hidrocarbura C5H12: pentan, izo-pentan și neopentan.

Izomerismul de poziție se datorează poziției diferite a legăturii multiple, substituentului, grupării funcționale cu același schelet de carbon al moleculei

Izomeria interclaselor este izomeria substanțelor aparținând diferitelor clase de compuși organici.

Clasificarea și nomenclatura modernă a compușilor organici.

În prezent, este utilizată pe scară largă nomenclatura sistematică - IUPAC - nomenclatura chimică unificată internațională. Regulile IUPAC se bazează pe mai multe sisteme:

1) radical-funcțional (numele se bazează pe numele grupului funcțional),

2) conectarea (numele sunt formate din mai multe părți egale),

3) substituție (baza denumirii este un fragment de hidrocarbură).

legaturi covalente. Legături pi și sigma.

legătură covalentă este principalul tip de legătură în compușii organici.

Aceasta este o legătură formată prin suprapunerea unei perechi de nori de electroni de valență.

O legătură pi este o legătură covalentă formată prin suprapunerea orbitalilor p atomici.

O legătură sigma este o legătură covalentă formată atunci când orbitalii atomici s se suprapun.

Dacă ambele legături s și p sunt formate între atomi dintr-o moleculă, atunci se formează o legătură multiplă (dublă sau triplă).

6. Idei moderne despre structura compușilor organici. Conceptul de „structură chimică”, „configurație”, „conformație”, definiția lor. Rolul structurii în manifestarea activității biologice.

În 1861 A.M. Butlerov a propus o teorie a structurii chimice a compușilor organici, care stă la baza ideilor moderne despre structura org. compuși, care constă din următoarele prevederi principale:

1. În moleculele substanțelor există o secvență strictă de legare chimică a atomilor, care se numește structură chimică.

2. Proprietățile chimice ale unei substanțe sunt determinate de natura constituenților elementari, cantitatea și structura chimică a acestora.

3. Dacă substanțele cu aceeași compoziție și greutate moleculară au o structură diferită, atunci apare fenomenul de izomerie.

4. Deoarece doar unele părți ale moleculei se modifică în reacții specifice, studiul structurii produsului ajută la determinarea structurii moleculei originale.

5. Natura chimică (reactivitatea) atomilor individuali dintr-o moleculă variază în funcție de mediu, adică. pe ce atomi ai altor elemente sunt conectate.

Conceptul de „structură chimică” include ideea unei anumite ordini de conectare a atomilor într-o moleculă și a interacțiunii lor chimice, care modifică proprietățile atomilor.

14. Principalele caracteristici ale legăturii covalente. Lungimea legăturii și energia. saturație și direcție. Multiplicitatea comunicării. Legături sigma și pi.

- O legătură chimică realizată de perechi electronice partajate se numește atomic sau covalent. Fiecare legătură chimică covalentă are anumite caracteristici calitative sau cantitative. Acestea includ:

Lungimea link-ului

Energie legată

Saturabilitatea

Direcția de comunicare

Polaritatea comunicării

Multiplicitatea comunicării

- Lungimea link-ului este distanța dintre nucleele atomilor legați. Depinde de mărimea atomilor și de gradul de suprapunere a învelișurilor lor de electroni. Lungimea legăturilor este determinată de ordinea legăturilor: cu cât este mai mare ordinea legăturilor, cu atât lungimea acesteia este mai scurtă.

Energie legată este energia eliberată în timpul formării unei molecule din atomi unici. Acesta este de obicei exprimat în J/mol (sau cal/mol). Energia legăturii este determinată de ordinea legăturilor: cu cât este mai mare ordinea legăturilor, cu atât energia acesteia este mai mare. Energia de legătură este o măsură a puterii sale. Valoarea sa este determinată de munca necesară pentru a rupe legătura sau de câștigul de energie în timpul formării materiei din atomi individuali. Un sistem care conține mai puțină energie este mai stabil. Pentru moleculele diatomice, energia de legătură este egală cu energia de disociere, luată cu semnul opus. Dacă într-o moleculă sunt conectați mai mult de 2 atomi diferiți, atunci energia medie de legare nu coincide cu valoarea energiei de disociere a moleculei. Energiile de legătură în moleculele formate din atomi identici scad în grupuri de sus în jos. Energiile de legătură cresc pe parcursul perioadei.

- Saturabilitatea- arată câte legături poate forma un atom dat cu alții datorită perechilor de electroni comuni. Este egal cu numărul de perechi de electroni comuni prin care acest atom este conectat la alții. Saturația unei legături covalente este capacitatea unui atom de a participa la formarea unui număr limitat de legături covalente.

Orientare este un anumit aranjament reciproc al norilor de electroni legatori. Ea conduce la o anumită aranjare în spațiu a nucleelor ​​atomilor legați chimic. Orientarea spațială a unei legături covalente este caracterizată de unghiurile dintre legăturile formate, care se numesc unghiuri de valență.

- Multiplicitatea comunicării. Este determinată de numărul de perechi de electroni implicați în legătura dintre atomi. Dacă legătura este formată din mai mult de o pereche de electroni, atunci se numește multiplu. Pe măsură ce multiplicitatea legăturilor crește, energia crește și lungimea legăturii scade. În moleculele cu legături multiple, nu există rotație în jurul axei.

- Legături Sigma - și pi. Legătura chimică se datorează suprapunerii norilor de electroni. Dacă această suprapunere are loc de-a lungul unei linii care conectează nucleele atomilor, atunci o astfel de legătură se numește legătură sigma. Poate fi format din electroni s-s, electroni p-p, electroni s-p. O legătură chimică realizată de o pereche de electroni se numește legătură simplă. Legăturile simple sunt întotdeauna legături sigma. Orbitalii de tip s formează numai legături sigma. Dar se cunosc un număr mare de compuși în care există legături duble și chiar triple. Una dintre ele este o legătură sigma, iar celelalte se numesc legături pi. Când se formează astfel de legături, suprapunerea norilor de electroni are loc în două regiuni ale spațiului simetrice față de axa internucleară.

15. Hibridarea orbitalilor atomici pe exemplu de molecule: metan, clorura de aluminiu, clorura de beriliu. Unghiul de valență și geometria moleculei. Metoda orbitalilor moleculari (MO LCAO). Diagramele energetice ale moleculelor homo- și hetero-nucleare (N2, Cl2, NH3, Fi2).

- Hibridizare. Noul set de orbitali mixți se numește orbitali hibrizi, iar tehnica de amestecare în sine se numește hibridizarea orbitalilor atomici.

Amestecarea unui orbital s- și a unui orbital p, ca în BeCl2, se numește hibridizare sp. În principiu, hibridizarea orbitalului s este posibilă nu numai cu unul, ci și cu doi, trei sau un număr non-întreg de orbitali p, precum și hibridizarea cu participarea orbitalilor d.

Luați în considerare o moleculă liniară de BeCl2. Un atom de beriliu în stare de valență este capabil să formeze două legături datorită unui electron s și unui electron p. Este evident că în acest caz ar trebui să se obțină două legături de lungimi diferite cu atomii de clor, deoarece distribuția radială a acestor electroni este diferită. Molecula reală de BeCl2 este simetrică și liniară; în ea, două legături Be-Cl sunt exact aceleași. Aceasta înseamnă că sunt prevăzute cu electroni din aceeași stare, adică. aici, un atom de beriliu în stare de valență nu mai are un electron s- și un electron p, ci doi electroni localizați în orbitali formați dintr-un „amestec” de orbitali s- și p-atomi. Molecula de metan va avea hibridizare sp3, iar molecula de clorură de aluminiu va avea hibridizare sp2.

Condiții pentru stabilitatea hibridizării:

1) În comparație cu atomii orbitali originali, orbitalii hibridi ar trebui să se suprapună mai strâns.

2) Orbitii atomici care sunt apropiați la nivel de energie iau parte la hibridizare, prin urmare, orbitalii hibrizi stabili ar trebui formați în partea stângă a sistemului periodic.

Hibridizare	Forma moleculei	Unghiul de valență
	Liniar
	Triunghi
	Tetraedru

- Unghiul de valență și geometria moleculei.În fiecare caz, orbitalii hibrizi au o anumită orientare, ceea ce contribuie la formarea de molecule cu anumite unghiuri între legături, unghiuri de valență. Fiecare tip de hibridizare corespunde unui unghi de legătură specific și unei forme specifice a moleculei:

- MO LCAO. Orbitii moleculari pot fi gândiți ca o combinație liniară de orbitali atomici. Orbitii moleculari trebuie să aibă o anumită simetrie. La umplerea orbitalilor atomici cu electroni, trebuie luate în considerare următoarele reguli:

1. Dacă orbitalul atomic este o funcție care este o soluție a ecuației Schrödinger și descrie starea unui electron dintr-un atom, metoda MO este, de asemenea, o soluție a ecuației Schrödinger, dar pentru un electron dintr-o moleculă.

2. Un orbital molecular se găsește prin adăugarea sau scăderea orbitalilor atomici.

3. Orbitalii moleculari și numărul lor sunt egali cu suma orbitalilor atomici ai atomilor care reacţionează.

Dacă soluția pentru orbitalii moleculari se obține prin adăugarea funcțiilor orbitalilor atomici, atunci energia orbitalilor moleculari va fi mai mică decât energia orbitalilor atomici originali. Și un astfel de orbital se numește orbital de legătură.

În cazul scăderii funcției, orbitalul molecular are o energie mare și se numește slăbirea.

Există orbitali sigma și pi. Ele sunt umplute conform regulii lui Hund.

Numărul de legături (ordinea legăturilor) este egal cu diferența dintre numărul total de electroni din orbitalul de legătură și numărul de electroni din orbitalul de antilegare, împărțit la 2.

Metoda MO utilizează diagrame energetice:

16. Polarizarea comunicării. Momentul dipol al legăturii. Caracteristicile atomilor care interacționează: potențial de ionizare, afinitate electronică, electronegativitate. Gradul de ionicitate al legăturii.

- Moment dipol- mărime fizică care caracterizează proprietăţile electrice ale unui sistem de particule încărcate. În cazul unui dipol (două particule cu sarcini opuse), momentul dipolului electric este egal cu produsul dintre sarcina pozitivă a dipolului și distanța dintre sarcini și este direcționat de la o sarcină negativă la una pozitivă. Momentul dipol al unei legături chimice se datorează deplasării norului de electroni către unul dintre atomi. Se spune că o legătură este polară dacă momentul dipolar corespunzător diferă substanțial de zero. Sunt posibile cazuri când legăturile individuale dintr-o moleculă sunt polare, iar momentul dipol total al moleculei este zero; astfel de molecule sunt numite nepolare (de ex. molecule de CO 2 şi CCl 4). Dacă momentul dipol al moleculei este diferit de zero, se spune că molecula este polară. De exemplu, molecula de H 2 O. Ordinul de mărime al momentului dipol al moleculei este determinat de produsul sarcinii electronului (1,6,10 -19 C) și lungimea legăturii chimice (de ordinul a 10). -10 m).

Natura chimică a unui element este determinată de capacitatea atomului său de a pierde și de a câștiga electroni. Această capacitate poate fi cuantificată prin energia de ionizare a unui atom și afinitatea lui electronică.

- Energie de ionizare atomul este cantitatea de energie necesară pentru a detașa un electron dintr-un atom neexcitat. Se exprimă în kilojuli pe mol. Pentru atomii multielectroni, energiile de ionizare E1, E2, E3, ..., En corespund desprinderii primului, celui de-al doilea etc. electroni. În acest caz, întotdeauna E1

- Afinitatea unui atom pentru un electron- efectul energetic al atașării unui electron la un atom neutru cu transformarea acestuia într-un ion negativ. Afinitatea unui atom pentru un electron este exprimată în kJ/mol. Afinitatea electronică este egală numeric, dar opus ca semn, cu energia de ionizare a unui ion încărcat negativ și depinde de configurația electronică a atomului. Elementele p din grupa 7 au cea mai mare afinitate electronică. Atomii cu configurațiile s2 (Be, Mg, Ca) și s2p6 (Ne, Ar, Kr) sau substraturile p semi-umplute (N, P, As) nu prezintă afinitate electronică.

- Electronegativitatea este caracteristica medie a capacității unui atom dintr-un compus de a atrage un electron. În acest caz, diferența dintre stările atomilor din diverși compuși este neglijată. Spre deosebire de potențialul de ionizare și afinitatea electronilor, ER nu este o mărime fizică strict definită, ci o caracteristică condiționată utilă. Cel mai electronegativ element este fluorul. EO depinde de energia de ionizare și afinitatea electronilor. Conform unei definiții, ER-ul unui atom poate fi exprimat ca jumătate din suma energiei sale de ionizare și a afinității electronice. Un element nu i se poate atribui o constantă EC. Depinde de mulți factori, în special, de starea de valență a elementului, de tipul de compus în care acesta intră etc.

17. Capacitate de polarizare și acțiune de polarizare. Explicarea unor proprietăți fizice ale substanțelor în termenii acestei teorii.

- Teoria polarizării consideră că toate substanțele sunt pur ionice. În absența unui câmp extern, toți ionii au formă sferică. Când ionii se apropie unul de celălalt, câmpul cationului afectează câmpul anionului și sunt deformați. Polarizarea ionilor este deplasarea norului de electroni exterior de ioni în raport cu nucleul lor.

Polarizare constă din două procese:

polarizabilitatea ionilor

acţiune de polarizare asupra altui ion

Polarizabilitatea unui ion este o măsură a capacității norului de electroni al unui ion de a se deforma sub influența unui câmp electric extern.

Regularități de polarizabilitate a ionilor:

Anionii sunt mai polarizați decât cationii. Densitatea electronilor în exces duce la o difuzie mare, friabilitate a norului de electroni.

Polarizabilitatea ionilor izoelectronici crește odată cu scăderea sarcinilor pozitive și creșterea sarcinilor negative. Ionii izoelectronici au aceeași configurație.

În cationii cu încărcare multiplă, sarcina nucleară depășește cu mult numărul de electroni. Acest lucru densifică învelișul de electroni, se stabilizează, astfel încât astfel de ioni sunt mai puțin susceptibili la deformare. Polarizabilitatea cationilor scade la trecerea de la ionii cu un înveliș exterior de electroni plin cu 18 electroni la unul neumplut și mai departe la ionii de gaz nobil. Acest lucru se datorează faptului că, pentru electronii din aceeași perioadă, învelișul de electroni d este mai difuz în comparație cu învelișurile de electroni s și p, deoarece electronii d petrec mai mult timp în apropierea nucleului. Prin urmare, electronii d interacționează mai puternic cu anionii din jur.

Polarizabilitatea ionilor - analogi crește odată cu creșterea numărului de straturi de electroni. Polarizabilitatea este cea mai dificilă pentru cationii mici și cu încărcare multiplă, cu învelișul de electroni a gazelor nobile. Astfel de cationi se numesc rigizi. Cei mai ușor polarizați sunt anionii cu încărcare multiplă în vrac și cationii în vrac cu încărcare scăzută. Aceștia sunt ioni moi.

- Acțiune de polarizare. Depinde de sarcina, dimensiunea și structura stratului exterior de electroni.

1. Efectul de polarizare al unui cation crește cu creșterea încărcăturii sale și scăderea razei. Efectul maxim de polarizare este caracteristic catonilor cu raze mici și sarcini mari; prin urmare, formează compuși de tip covalent. Cu cât sarcina este mai mare, cu atât este mai mare legătura de polarizare.

2. Efectul de polarizare al cationilor crește odată cu trecerea ionilor cu un nor de electroni s la unul incomplet și la unul de 18 electroni. Cu cât efectul de polarizare al cationului este mai mare, cu atât contribuția legăturii covalente este mai mare.

- Aplicarea teoriei polarizării pentru a explica proprietățile fizice:

Cu cât polarizabilitatea unui anion este mai mare (efectul de polarizare al unui cation), cu atât este mai probabil să formeze o legătură covalentă. Prin urmare, punctele de fierbere și de topire pentru compușii cu o legătură covalentă vor fi mai mici decât pentru compușii cu o legătură ionică. Cu cât ionitatea legăturii este mai mare, cu atât punctele de topire și de fierbere sunt mai mari.

Deformarea învelișului de electroni afectează capacitatea de a reflecta sau de a absorbi undele luminoase. De aici, din poziția teoriei polarizării, se poate explica culoarea compușilor: alb - totul reflectă; negru - absoarbe; transparent - trece. Acest lucru se datorează: dacă învelișul este deformat, atunci nivelurile cuantice ale electronilor se apropie unul de celălalt, reducând bariera energetică, deci este necesară o energie mică pentru excitare. pentru că absorbția este asociată cu excitarea electronilor, adică. odată cu trecerea lor la niveluri înalte, apoi în prezența polarizării ridicate, lumina deja vizibilă poate excita electronii externi și substanța se va dovedi a fi colorată. Cu cât sarcina anionului este mai mare, cu atât intensitatea culorii este mai mică. Efectul de polarizare afectează reactivitatea compușilor; prin urmare, pentru mulți compuși, sărurile acizilor care conțin oxigen sunt mai stabile decât sărurile în sine. Cel mai mare efect de polarizare al elementelor d. Cu cât sarcina este mai mare, cu atât efectul de polarizare este mai mare.

18. Legătura ionică ca caz limitativ de legătură polară covalentă. Proprietățile substanțelor cu diferite tipuri de legături.

Natura legăturii ionice poate fi explicată prin interacțiunea electrostatică a ionilor. Capacitatea elementelor de a forma ioni simpli se datorează structurii atomilor lor. Cationii formează cel mai ușor elemente cu energie de ionizare scăzută, metale alcaline și alcalino-pământoase. Anionii sunt formați cel mai ușor de elementele p din grupa 7 datorită afinității lor mari pentru electroni.

Sarcinile electrice ale ionilor provoacă atracția și repulsia acestora. Ionii pot fi considerați ca sfere încărcate ale căror câmpuri de forță sunt distribuite uniform în toate direcțiile din spațiu. Prin urmare, fiecare ion poate atrage ionii de semn opus față de sine în orice direcție. O legătură ionică, spre deosebire de o legătură covalentă, este nedirecțională.

Interacțiunea ionilor de semn opus între ei nu poate duce la compensarea reciprocă completă a câmpurilor lor de forță. Din această cauză, ei păstrează capacitatea de a atrage ioni și în alte direcții. Prin urmare, spre deosebire de o legătură covalentă, o legătură ionică se caracterizează prin nesaturare.

19.Conexiune metalica. Asemănări și diferențe cu legăturile ionice și covalente

O legătură metalică este aceea în care electronii fiecărui atom individual aparțin tuturor atomilor aflați în contact. Diferența de energie dintre orbitalii „moleculari” dintr-o astfel de legătură este mică, astfel încât electronii se pot muta cu ușurință de la un orbital „molecular” la altul și, prin urmare, se pot deplasa în cea mai mare parte a metalului.

Metalele diferă de alte substanțe prin conductivitate electrică ridicată și conductivitate termică. În condiții normale, acestea sunt substanțe cristaline (cu excepția mercurului) cu un număr mare de atomi de coordonare. Într-un metal, numărul de electroni este mult mai mic decât numărul de orbitali, astfel încât electronii se pot muta de la un orbital la altul. Atomii de metal se caracterizează printr-o energie mare de ionizare - electronii de valență sunt slab reținuți în atom, adică. se mișcă ușor în cristal. Capacitatea de a muta electronii prin cristal determină conductivitatea electrică a metalelor.

Astfel, spre deosebire de compușii covalenti și ionici, în metale un număr mare de electroni leagă simultan un număr mare de nuclee atomice, iar electronii înșiși se pot mișca în metal. Cu alte cuvinte, o legătură chimică puternic delocalizată are loc în metale. Legătura metalică are o anumită asemănare cu legătura covalentă, deoarece se bazează pe socializarea electronilor de valență. Cu toate acestea, electronii de valență ai doar doi atomi care interacționează participă la formarea unei legături covalente, în timp ce la formarea unei legături metalice, toți atomii participă la socializarea electronilor. De aceea legătura metalică nu are o orientare și saturație spațială, ceea ce determină în mare măsură proprietățile specifice ale metalelor. Energia unei legături metalice este de 3-4 ori mai mică decât energia unei legături covalente.

20. Legătura de hidrogen. Intermolecular și intramolecular. Mecanismul educației. Caracteristici ale proprietăților fizice ale substanțelor cu o legătură de hidrogen. Exemple.

- Legătura de hidrogen este un tip special de legătură chimică. Este caracteristic compușilor cu hidrogen cu elementele cele mai electronegative (fluor, oxigen, azot și, într-o măsură mai mică, clor și sulf).

Legătura de hidrogen este foarte comună și joacă un rol important în asocierea moleculelor, în procesele de cristalizare, dizolvare, formare a hidraților cristalini etc. De exemplu, în stare solidă, lichidă și chiar gazoasă, moleculele de fluorură de hidrogen sunt conectate într-un lanț în zig-zag, care se datorează tocmai legăturii de hidrogen.

Particularitatea sa este că atomul de hidrogen, care face parte dintr-o moleculă, formează o a doua legătură, mai slabă, cu un atom dintr-o altă moleculă, în urma căreia ambele molecule sunt combinate într-un complex. O trăsătură caracteristică a unui astfel de complex este așa-numitul punte de hidrogen – A – H...B–. Distanța dintre atomi dintr-o punte este mai mare decât între atomi dintr-o moleculă. Inițial, legătura de hidrogen a fost tratată ca o interacțiune electrostatică. În prezent, s-a ajuns la concluzia că interacțiunea donor-acceptor joacă un rol important în legăturile de hidrogen. O legătură de hidrogen se formează nu numai între moleculele diferitelor substanțe, ci și în moleculele aceleiași substanțe H2O, HF, NH3 etc. Aceasta explică și diferența dintre proprietățile acestor substanțe față de compușii înrudiți. Legăturile de hidrogen sunt cunoscute în interiorul moleculelor, în special în compușii organici. Formarea sa este facilitată de prezența unei grupări acceptoare A-H și a unei grupe donor B-R în moleculă. Într-o moleculă A-H, A este elementul cel mai electronegativ. Legătura de hidrogen în polimeri, cum ar fi peptidele, are ca rezultat o structură elicoidală. ADN-ul are structuri similare - acidul dezoxiribonucleic - păstrătorul codului eredității. Legăturile de hidrogen nu sunt puternice. Se formează și se sparg cu ușurință la temperatura obișnuită, ceea ce este foarte important în procesele biologice. Se știe că compușii de hidrogen cu nemetale extrem de electronegative au puncte de fierbere anormal de ridicate.

Interacțiunea intermoleculară. Forțele de atracție dintre atomii și moleculele saturate sunt extrem de slabe în comparație cu legăturile ionice și covalente. Substanțele în care moleculele sunt ținute împreună de forțe extrem de slabe sunt mai des gaze la 20 de grade, iar în multe cazuri punctele lor de fierbere sunt foarte scăzute. Existența unor astfel de forțe slabe a fost descoperită de van der Waals. Existența unor astfel de forțe în sistem poate fi explicată prin:

1. Prezența unui dipol permanent într-o moleculă. În acest caz, ca urmare a unei simple atracții electrostatice a dipolilor, apar forțe de interacțiune slabe - dipol-dipol (H2O, HCl, CO)

2. Momentul dipol este foarte mic, dar la interacțiunea cu apa se poate forma un dipol indus, care apare ca urmare a polimerizării moleculelor de către dipolii moleculelor din jur. Acest efect poate fi suprapus pe interacțiunea dipol-dipol și crește atracția.

3. Forțe de dispersie. Aceste forțe acționează între orice atomi și molecule, indiferent de structura lor. Acest concept a fost introdus de Londra. Pentru atomii simetrici, singurele forțe care acționează sunt forțele londoneze.

21. Stari agregate ale materiei: solid, lichid, gazos. Stari cristaline si amorfe. Grile de cristal.

- În condiții normale, atomii, ionii și moleculele nu există individual. Ea constituie întotdeauna doar părți ale unei organizări superioare a unei substanțe care practic participă la transformările chimice - așa-numita stare de agregare. În funcție de condițiile externe, toate substanțele pot fi în diferite stări de agregare - în gaz, lichid, solid. Trecerea de la o stare de agregare la alta nu este însoțită de o modificare a compoziției stoichiometrice a substanței, ci este în mod necesar asociată cu o modificare mai mare sau mai mică a structurii acesteia.

Stare solidă este o stare în care materia are propriul volum și propria ei formă. În solide, forțele de interacțiune dintre particule sunt foarte mari. Aproape toate substanțele există sub forma mai multor corpuri solide. Reactivitatea și alte proprietăți ale acestor corpuri sunt, de regulă, diferite. Starea solidă ideală corespunde unui cristal ideal ipotetic.

stare lichida O stare în care materia are propriul volum, dar nu are o formă proprie. Lichidul are o anumită structură. Din punct de vedere al structurii, starea lichidă este intermediară între starea solidă cu o structură periodică strict definită și cea gazoasă, în care nu există structură. Prin urmare, un lichid se caracterizează, pe de o parte, prin prezența unui anumit volum și, pe de altă parte, prin absența unei anumite forme. Mișcarea continuă a particulelor într-un lichid determină o autodifuzie puternic pronunțată și fluiditatea acestuia. Structura și proprietățile fizice ale unui lichid depind de identitatea chimică a particulelor sale constitutive.

stare gazoasă. O trăsătură caracteristică a stării de gaz este că moleculele (atomii) gazului nu sunt ținute împreună, ci se mișcă liber în volum. Forțele interacțiunii intermoleculare apar atunci când moleculele se apropie unele de altele. Interacțiunea intermoleculară slabă provoacă o densitate scăzută a gazelor și principalele lor proprietăți caracteristice - dorința de expansiune infinită și capacitatea de a exercita presiune asupra pereților vaselor care împiedică această dorință. Datorită interacțiunii intermoleculare slabe la presiune scăzută și temperaturi ridicate, toate gazele tipice se comportă aproximativ la fel, dar chiar și la temperaturi și presiune obișnuite, începe să apară individualitatea gazelor. Starea unui gaz se caracterizează prin temperatură, presiune și volum. Gazul este considerat a fi la N.O. dacă temperatura sa este de 0 grade și presiunea este de 1 * 10 Pa.

- Stare de cristal. Dintre solide, principala este starea cristalină, caracterizată printr-o anumită orientare a particulelor (atomi, ioni, molecule) unele față de altele. Aceasta determină și forma externă a substanței sub formă de cristale. Cristale simple - cristalele simple există în natură, dar pot fi obținute artificial. Dar cel mai adesea, corpurile cristaline sunt formațiuni policristaline - acestea sunt intercreșteri ale unui număr mare de cristale mici. O trăsătură caracteristică a corpurilor cristaline, care rezultă din structura lor, este anizotropia. Se manifestă prin faptul că proprietățile mecanice, electrice și alte proprietăți ale cristalelor depind de direcția acțiunii externe a forțelor asupra cristalului. Particulele din cristale efectuează vibrații termice în apropierea poziției de echilibru sau în apropierea nodurilor rețelei cristaline.

stare amorfă. Starea amorfă este similară cu starea lichidă. Se caracterizează prin ordonarea incompletă a aranjamentului reciproc al particulelor. Legăturile dintre unitățile structurale nu sunt echivalente, prin urmare, corpurile amorfe nu au un punct de topire specific - în procesul de încălzire, se înmoaie și se topesc treptat. De exemplu, intervalul de temperatură al proceselor de topire pentru sticla de silicat este de 200 de grade. În corpurile amorfe, natura aranjamentului atomilor practic nu se schimbă atunci când sunt încălzite. Se schimbă doar mobilitatea atomilor - vibrațiile acestora cresc.

- Grile de cristal:

Rețelele cristaline pot fi ionice, atomice (covalente sau metalice) și moleculare.

Rețeaua ionică este formată din ioni de semn opus, alternând la noduri.

În rețelele atomice, atomii sunt legați prin legături covalente sau metalice. Exemplu: diamant (retea atomo-covalenta), metale si aliajele acestora (retea atomo-metal). Nodurile rețelei cristaline moleculare sunt formate din molecule. În cristale, moleculele sunt legate prin interacțiuni intermoleculare.

Diferențele de tip de legătură chimică din cristale determină diferențe semnificative în tipul de proprietăți fizice și chimice ale unei substanțe cu toate tipurile de rețea cristalină. De exemplu, substanțele cu o rețea atomo-covalentă se caracterizează printr-o duritate ridicată, iar cele cu o rețea atomo-metală se caracterizează prin plasticitate ridicată. Substanțele cu o rețea ionică au un punct de topire ridicat și nu sunt volatile. Substanțele cu rețea moleculară (forțele intermoleculare sunt slabe) sunt fuzibile, volatile, duritatea lor nu este mare.

22. Compuși complecși. Definiție. Compus.

Compușii complecși sunt compuși moleculari, a căror combinație de componente duce la formarea de ioni complecși capabili să existe liber, atât în ​​cristal, cât și în soluție. Ionii complecși sunt rezultatul interacțiunii dintre atomul central (agent de complexare) și liganzii din jur. Liganzii sunt atât ioni, cât și molecule neutre. Cel mai adesea, agentul de complexare este un metal care, împreună cu liganzii, formează o sferă interioară. Există o sferă exterioară. Sferele interioare și exterioare sunt interconectate prin legături ionice.

Există două tipuri de legături covalente: legături sigma și pi. O legătură sigma este o singură legătură covalentă formată atunci când AO se suprapune de-a lungul unei linii drepte (axă) care conectează nucleele a doi atomi legați cu un maxim de suprapunere pe această linie dreaptă. o legătură sigma poate apărea atunci când orice AO (s-, p-hibrid) se suprapune. În organogeni (carbon, azot, oxigen, sulf), orbitalii hibrizi pot lua parte la formarea legăturilor sigma, oferind o suprapunere mai eficientă. Pe lângă suprapunerea axială, este posibil un alt tip de suprapunere - suprapunerea laterală a p-AO, ceea ce duce la formarea unei legături pi. O legătură pi este o legătură formată prin suprapunerea laterală a p-AO nehibridizat cu un maxim de suprapunere pe ambele părți ale liniei drepte care leagă nucleele atomilor. Apar frecvent în compușii organici, legăturile multiple sunt o combinație de legături sigma și pi; dublu - un sigma și unul pi, triplu - o sigma și două legături pi.

Energia de legătură este energia eliberată atunci când se formează o legătură sau este necesară pentru a separa doi atomi legați. Servește ca măsură a forței legăturii: cu cât energia este mai mare, cu atât legătura este mai puternică.

Lungimea legăturii este distanța dintre centrele atomilor legați. O legătură dublă este mai scurtă decât o legătură simplă, iar o legătură triplă este mai scurtă decât o legătură dublă. Legăturile dintre atomii de carbon în diferite stări de hibridizare se caracterizează printr-un model general: odată cu creșterea proporției orbitalului s în orbital hibrid, lungimea legăturii scade. De exemplu, în seria de compuși propan CH3-CH2-CH3, propenă CH3-CH=CH2, propină CH3-C-=CH, lungimea legăturii CH3-C este de 0,154, 0,150 și, respectiv, 0,146 nm.

În chimie, conceptul de orbitali hibrizi ai atomului de carbon și a altor elemente este utilizat pe scară largă. Conceptul de hibridizare ca modalitate de a descrie rearanjarea orbitalilor este necesar în cazurile în care numărul de electroni nepereche în starea fundamentală a unui atom este mai mic decât numărul de legături formate. Se postulează că diferiți orbitali atomici cu niveluri de energie similare interacționează între ei, formând orbitali hibrizi cu aceeași formă și energie. Orbitii hibrizi, datorită suprapunerii mai mari, formează legături mai puternice decât orbitalii nehibridați.

Tipul de hibridizare determină orientarea AO-urilor hibride în spațiu și, în consecință, geometria moleculelor. În funcție de numărul de orbitali intrați în hibridizare, atomul de carbon poate fi în una din cele trei stări de hibridizare. hibridizare sp3. Ca urmare a hibridizării sp3, atomul de carbon din starea fundamentală 1s2-2s2-2p2, datorită transferului unui electron din orbitalul 2s- în 2p-orbital, trece în starea excitată 1s2-2s1-2p3. Amestecarea a patru AO exterioare ale unui atom de carbon excitat (un orbital 2s și trei orbitali 2p) dă naștere la patru orbitali hibrizi sp echivalenți. Au forma unui volum opt, dintre care una dintre lamele este mult mai mare decât cealaltă. Datorită respingerii reciproce, AO-urile hibride sp3 sunt direcționate în spațiu către vârfurile tetraedrului și unghiurile dintre ele sunt egale cu 109,5° (aranjamentul cel mai favorabil). Fiecare orbital hibrid dintr-un atom este umplut cu un electron. Atomul de carbon în starea de hibridizare sp3 are configurația electronică 1s2(2sp3)4.

O astfel de stare de hibridizare este caracteristică atomilor de carbon din hidrocarburile saturate (alcani) și, în consecință, în radicalii alchil ai derivaților lor. hibridizare sp2. Ca urmare a hibridizării sp2, datorită amestecării unui 2s- și a două 2p-AO ale atomului de carbon excitat, se formează trei orbitali sp2-hibrizi echivalenti, situați în același plan la un unghi de 120’. 2p-AO nehibridizat este în plan perpendicular. Atomul de carbon în starea de hibridizare sp2 are configurația electronică 1s2-(2sp2)3-2p1. Un astfel de atom de carbon este caracteristic hidrocarburilor nesaturate (alchene), precum și unor grupări funcționale, cum ar fi carbonil, carboxil și altele. Ca rezultat al hibridizării sp datorită amestecării unui orbital 2s și unul 2p ai atomului de carbon excitat, se formează două AO hibride sp echivalente, situate liniar la un unghi de 180°. Cele două 2p-AO rămase nehibridate sunt situate în planuri reciproc perpendiculare. Atomul de carbon în starea de hibridizare sp are configurația electronică 1s2-(2sp)2-2p2. Un astfel de atom se găsește în compușii care au o legătură triplă, de exemplu, în alchine, nitrili. Atomii altor elemente pot fi, de asemenea, în stare hibridizată. De exemplu, atomul de azot din ionul de amoniu NH4+ și, în consecință, alchilamoniul RNН3+ se află în starea de hibridizare sp3; în hibridizare pirol și piridină - sp2; în nitrili - sp-hibridare.



Constă dintr-o sigma și o legătură pi, triplă - dintr-un sigma - și două legături pi ortogonale.

Conceptul de legături sigma și pi a fost dezvoltat de Linus Pauling în anii 30 ai secolului trecut.

Conceptul lui L. Pauling despre legăturile sigma și pi a devenit o parte integrantă a teoriei legăturilor de valență. În prezent, au fost dezvoltate hibridizări imagini animate ale orbitalilor atomici.

Cu toate acestea, L. Pauling însuși nu a fost mulțumit de descrierea legăturilor sigma și pi. La un simpozion de chimie organică teoretică dedicat memoriei lui F. A. Kekule (Londra, septembrie 1958), el a abandonat descrierea σ, π, a propus și fundamentat teoria unei legături chimice curbe. Noua teorie a luat în considerare în mod clar semnificația fizică a legăturii chimice covalente.

YouTube enciclopedic

1 / 3

Legături Pi și orbitali sp2 hibridizați

Structura atomului de carbon. Sigma - și pi-bonds. Hibridizare. Partea 1

Chimie. Legătura chimică covalentă în compușii organici. Centrul de învățare online Foxford

Subtitrări

În ultimul videoclip, am vorbit despre obligațiunea sigma. Lasă-mă să desenez 2 nuclee și orbitali. Iată orbitalul hibrid sp3 al acestui atom, cea mai mare parte aici. Și aici, orbital sp3-hibrid. Aici este o mică parte, aici este o mare parte. O legătură sigma se formează acolo unde orbitalii se suprapun. Cum se poate forma un alt tip de conexiune aici? Acest lucru va necesita unele explicații. Aceasta este legătura sigma. Se formează atunci când 2 orbiti se suprapun pe axa care leagă nucleele atomilor. Un alt tip de legătură poate fi format din doi p-orbitali. Voi desena nucleele a 2 atomi și câte un orbital p fiecare. Iată nucleele. Acum voi desena orbitalii. Orbitul P este ca o gantere. O să-i apropii puțin unul de celălalt. Iată un orbital p în formă de gantere. Acesta este unul dintre orbitalii p ai atomului. Voi desena mai mult din ea. Iată unul dintre orbitalii p. Ca aceasta. Și acest atom are și un p-orbital paralel cu cel anterior. Să zicem că este așa. Ca aceasta. Ar fi trebuit corectat. Și acești orbiti se suprapun. Asta e. 2 p-orbitali sunt paraleli unul cu celălalt. Aici orbitalii sp3 hibrizi sunt direcționați unul către celălalt. Și acestea sunt paralele. Deci orbitalii p sunt paraleli unul cu celălalt. Ele se suprapun aici, în sus și în jos. Aceasta este o legătură P. voi semna. Aceasta este o legătură 1 P. Este scris cu o singură literă greacă mică „P”. Ei bine, sau cam așa ceva: „P-conexiune”. Și această legătură - P se formează datorită suprapunerii orbitalilor p. Legăturile Sigma sunt legături simple obișnuite, iar legăturile P li se adaugă pentru a forma legături duble și triple. Pentru o mai bună înțelegere, luați în considerare molecula de etilenă. Molecula sa este dispusă astfel. 2 atomi de carbon legați printr-o dublă legătură, plus 2 hidrogeni fiecare. Pentru a înțelege mai bine formarea legăturilor, trebuie să desenăm orbiti în jurul atomilor de carbon. Deci, asta este... Mai întâi voi desena orbitalii hibrizi sp2. O să explic ce se întâmplă. În cazul metanului, 1 atom de carbon este legat de 4 atomi de hidrogen, formând astfel o structură tetraedrică tridimensională, ca aceasta. Acest atom este îndreptat spre noi. Acest atom se află în planul paginii. Acest atom se află în spatele planului paginii, iar acesta se ridică. Acesta este metanul. Atomul de carbon formează orbitali hibrizi sp3, fiecare dintre care formează o singură legătură sigma cu un atom de hidrogen. Acum să scriem configurația electronică a atomului de carbon din molecula de metan. Să începem cu 1s2. Urmează 2s2 și 2p2, dar de fapt totul este mai interesant. Vedea. Pe orbitalul 1s sunt 2 electroni, iar în loc de orbitali 2s și 2p cu 4 electroni în total, vor avea orbitali hibrid sp3: aici este unul, aici este al doilea, aici este al treilea orbital hibrid sp3 și al patrulea. Un atom de carbon izolat are un orbital 2s și 3 orbitali 2p de-a lungul axei x, de-a lungul axei y și de-a lungul axei z. În ultimul videoclip, am văzut că se amestecă pentru a forma legături în molecula de metan și electronii sunt distribuiți astfel. Există 2 atomi de carbon în molecula de etilenă, iar la sfârșit este clar că aceasta este o alchenă cu dublă legătură. În această situație, configurația electronică a carbonului arată diferit. Iată orbitalul 1s și încă este plin. Are 2 electroni. Și pentru electronii celui de-al doilea înveliș, voi lua o culoare diferită. Deci, ce este pe a doua carcasă? Nu există orbitali s și p aici, deoarece acești 4 electroni trebuie să fie neperechi pentru a forma legături. Fiecare atom de carbon formează 4 legături cu 4 electroni. 1,2,3,4. Dar acum orbitalul s hibridizează nu cu 3 orbitali p, ci cu 2 dintre ei. Iată orbitalul 2sp2. S-orbital se amestecă cu 2 p-orbitali. 1s și 2p. Și un orbital p rămâne același. Și acest orbital p rămas este responsabil pentru formarea legăturii P. Prezența unei legături P duce la un nou fenomen. Fenomenul lipsei de rotație în jurul axei de comunicare. Acum vei înțelege. Voi desena ambii atomi de carbon într-un volum. Acum vei înțelege totul. Voi lua o altă culoare pentru asta. Aici este un atom de carbon. Aici este miezul lui. O voi marca cu litera C, este carbon. Mai întâi vine orbitalul 1s, această mică sferă. Apoi există orbitali hibrizi 2sp2. Ele se află în același plan, formând un triunghi, bine sau „pacific”. O voi arăta la scară. Acest orbital indică aici. Acesta este îndreptat acolo. Au o a doua parte, mică, dar nu o voi desena, pentru că e mai ușor. Ele sunt similare cu orbitalii p, dar una dintre părți este mult mai mare decât a doua. Și ultimul este aici. Arată un pic ca o insignă Mercedes dacă desenezi un cerc aici. Acesta este atomul de carbon din stânga. Are 2 atomi de hidrogen. Aici este 1 atom. Iată-l, chiar aici. Cu un electron pe orbital de 1s. Aici este al doilea atom de hidrogen. Acest atom va fi aici. Și acum atomul de carbon potrivit. Acum o desenăm. Voi atrage atomii de carbon aproape unul de altul. Acesta este atomul de carbon. Iată orbitalul său 1s. Are aceeasi configuratie electronica. 1s orbital în jur și aceiași orbitali hibrizi. Dintre toți orbitalii celui de-al doilea înveliș, i-am desenat pe acești 3. Nu am desenat încă orbitalul P. Dar voi. Voi face mai întâi conexiunile. Prima va fi această legătură formată de orbitalul sp2-hibrid. Voi picta cu aceeași culoare. Această legătură este formată de orbitalul sp2-hibrid. Și aceasta este o legătură sigma. Orbitii se suprapun pe axa de legătură. Totul este simplu aici. Și există 2 atomi de hidrogen: o legătură aici, a doua legătură aici. Acest orbital este puțin mai mare deoarece este mai aproape. Și acest atom de hidrogen este aici. Și asta sunt, de asemenea, obligațiuni sigma, dacă observi. Orbitul S se suprapune cu sp2, suprapunerea se află pe axa care leagă nucleele ambilor atomi. O legătură sigma, cealaltă. Iată un alt atom de hidrogen, legat de asemenea printr-o legătură sigma. Toate legăturile din figură sunt legături sigma. Degeaba le semnez. Le voi marca cu litere mici grecești „sigma”. Și aici. Deci acest link, acest link, acest link, acest link, acest link este un link sigma. Și cum rămâne cu orbitalul p rămas al acestor atomi? Ei nu zac în planul semnului Mercedes, se lipesc în sus și în jos. Voi lua o culoare nouă pentru acești orbitali. De exemplu, violet. Aici este orbitalul p. Este necesar să-l desenezi mai mult, foarte mare. În general, orbitalul p nu este atât de mare, dar îl desenez așa. Și acest orbital p este situat, de exemplu, de-a lungul axei z, iar restul orbitalilor se află în planul xy. Axa Z este în sus și în jos. Părțile inferioare ar trebui să se suprapună și ele. Voi desena mai multe dintre ele. Așa și așa. Aceștia sunt orbitali p și se suprapun. Așa se formează această legătură. Aceasta este a doua componentă a dublei legături. Și aici este necesar să explic ceva. Este o legătură P și asta. Totul este aceeași legătură P. j A doua parte a dublei legături. Ce urmeaza? În sine, este slab, dar în combinație cu o legătură sigma, aduce atomii mai aproape decât o legătură sigma obișnuită. Prin urmare, o legătură dublă este mai scurtă decât o legătură sigma simplă. Acum începe distracția. Dacă ar exista o legătură sigma, ambele grupuri de atomi s-ar putea roti în jurul axei legăturii. Pentru rotația în jurul axei de legătură, este potrivită o singură legătură. Dar acești orbitali sunt paraleli unul cu celălalt și se suprapun, iar această legătură P nu permite rotația. Dacă unul dintre aceste grupuri de atomi se rotește, celălalt se rotește cu el. Legătura P face parte dintr-o legătură dublă, iar legăturile duble sunt rigide. Și acești 2 atomi de hidrogen nu se pot roti separat de ceilalți 2. Locația lor unul față de celălalt este constantă. Asta se întâmplă. Sper că acum înțelegeți diferența dintre legăturile sigma și p. Pentru o mai bună înțelegere, să luăm exemplul acetilenei. Este asemănător cu etilena, dar are o legătură triplă. Un atom de hidrogen pe fiecare parte. Evident, aceste legături sunt legături sigma formate din orbitali sp. Orbitalul 2s hibridizează cu unul dintre orbitalii p, orbitalii hibridi sp rezultați formează legături sigma, iată-le. Cele 2 legături rămase sunt legături P. Imaginați-vă un alt orbital p îndreptat spre noi și aici altul, a doua jumătate a lor este îndreptată departe de noi și se suprapun, iar aici un atom de hidrogen. Poate ar trebui să fac un videoclip despre asta. Sper că nu te-am încurcat prea mult.

Ideile despre mecanismul de formare a unei legături chimice, folosind exemplul unei molecule de hidrogen, se aplică și altor molecule. Teoria legăturii chimice, creată pe această bază, a fost numită metoda legăturilor de valență. (MVS).

Dispoziții de bază:

1) se formează o legătură covalentă ca urmare a suprapunerii a doi nori de electroni cu spini direcționați opus, iar norul de electroni comun format aparține la doi atomi;

2) legătura covalentă este cu atât mai puternică, cu atât norii de electroni care interacționează se suprapun. Gradul de suprapunere a norilor de electroni depinde de mărimea și densitatea acestora;

3) formarea unei molecule este însoțită de compresia norilor de electroni și scăderea dimensiunii moleculei față de dimensiunea atomilor;

4) la formarea legăturii iau parte electronii s- și p ai nivelului de energie exterior și electronii d ai nivelului de energie pre-extern.

În molecula de clor, fiecare atom al său are un nivel extern complet de opt electroni s 2 p 6, iar doi dintre ei (o pereche de electroni) aparțin în mod egal ambilor atomi. Suprapunerea norilor de electroni în timpul formării unei molecule este prezentată în figură.

Schema formării unei legături chimice în moleculele de clor Cl 2 (a) și clorură de hidrogen HCl (b)

O legătură chimică pentru care linia care leagă nucleele atomice este axa de simetrie a norului de electroni de legătură se numește legătură sigma (σ).. Apare atunci când suprapunerea „frontală” a orbitalilor atomici. Legături cu orbitali s-s suprapusi în molecula H2; Orbitii p-p din molecula de Cl 2 și orbitalii s-p din molecula de HCl sunt legături sigma. Posibilă suprapunere „laterală” a orbitalilor atomici. La suprapunerea norilor de electroni p orientați perpendicular pe axa legăturii, i.e. de-a lungul axelor y și z se formează două zone de suprapunere, situate pe ambele părți ale acestei axe.

Această legătură covalentă se numește pi(p)-legatură. Suprapunerea norilor de electroni în timpul formării unei legături π este mai mică. În plus, zonele de suprapunere se află mai departe de nuclee decât în ​​formarea unei legături σ. Din aceste motive, legătura π este mai puțin puternică decât legătura σ. Prin urmare, energia unei legături duble este mai mică de două ori energia unei legături simple, care este întotdeauna o legătură σ. În plus, legătura σ are simetrie axială, cilindrică și este un corp de revoluție în jurul liniei care leagă nucleele atomice. Legătura π, dimpotrivă, nu are simetrie cilindrică.

O legătură simplă este întotdeauna o legătură σ pură sau hibridă. O legătură dublă constă dintr-o legătură σ și una π situate perpendicular una pe cealaltă. Legătura σ este mai puternică decât legătura π. În compușii cu legături multiple, există întotdeauna o legătură σ și una sau două legături π.