V základnom stave má atóm uhlíka C (1s 2 2s 2 2p 2) dva nepárové elektróny, vďaka čomu môžu vzniknúť iba dva spoločné elektrónové páry. Vo väčšine jeho zlúčenín je však uhlík štvormocný. Vysvetľuje to skutočnosť, že atóm uhlíka absorbujúci malé množstvo energie prechádza do excitovaného stavu, v ktorom má 4 nepárové elektróny, t.j. schopné formovať štyri kovalentné väzby a podieľajú sa na tvorbe štyroch spoločných elektrónových párov:

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

↓

1

↓

p

↓

p

s

s

Budiaca energia je kompenzovaná tvorbou chemických väzieb, ku ktorej dochádza pri uvoľňovaní energie.

Atómy uhlíka majú schopnosť vytvárať tri typy hybridizácie elektrónových orbitálov ( sp 3, sp 2, sp) a vznik viacnásobných (dvojitých a trojitých) väzieb medzi sebou (tabuľka 2.2).

Tabuľka 2.2

Typy hybridizácie a molekulárnej geometrie

Jednoduché (jedno) S-spojenie sa vykoná, keď sp 3-hybridizácia, pri ktorej sú všetky štyri hybridné orbitály ekvivalentné a sú nasmerované v priestore pod uhlom 109°29 ' navzájom a orientované k vrcholom pravidelného štvorstenu (obr. 2.8).

Ryža. 2.8. Vznik molekuly metánu CH 4

Ak sa hybridné uhlíkové orbitály prekrývajú so sférickými s-orbitály atómu vodíka, vtedy vzniká najjednoduchšia organická zlúčenina metán CH 4 - nasýtený uhľovodík.

Veľký záujem je o štúdium väzieb atómov uhlíka medzi sebou a s atómami iných prvkov. Uvažujme o štruktúre molekúl etánu, etylénu a acetylénu.

Uhly medzi všetkými väzbami v molekule etánu sú navzájom takmer presne rovnaké (obr. 2.9) a nelíšia sa od uhlov C - H v molekule metánu.

Preto sú atómy uhlíka v stave sp 3-hybridizácia.

Ryža. 2.9. Molekula etánu C 2 H 6

Hybridizácia elektronických orbitálov atómov uhlíka môže byť neúplná, t.j. dva ( sp 2-hybridizácia) alebo jedna ( sp-hybridizácia) z troch R-orbitály. V tomto prípade sa medzi atómami uhlíka tvoria viacero spojení (dvojitá alebo trojitá). Uhľovodíky s násobnými väzbami sa nazývajú nenasýtené alebo nenasýtené. Dvojitá väzba (C=C) vzniká, keď sp 2-hybridizácia.

V tomto prípade má každý atóm uhlíka jeden z troch R-orbitály sa nezúčastňujú hybridizácie, výsledkom čoho je vytvorenie troch sp 2-hybridné orbitály umiestnené v rovnakej rovine pod uhlom 120° voči sebe a nehybridné 2 R-Orbitál je umiestnený kolmo na túto rovinu. Dva atómy uhlíka sa spájajú a vytvárajú jednu s-väzbu v dôsledku prekrývajúcich sa hybridných orbitálov a jednu p-väzbu v dôsledku prekrývania R-orbitály.

Interakcia voľných hybridných orbitálov uhlíka s 1 s-orbitálov atómov vodíka vedie k vzniku molekuly etylénu C 2 H 4 (obr. 2.10) - najjednoduchšieho zástupcu nenasýtených uhľovodíkov.

Ryža. 2.10. Vznik molekuly etylénu C2H4

Prekrytie elektrónových orbitálov v prípade p-väzby je menšie a zóny so zvýšenou hustotou elektrónov ležia ďalej od atómových jadier, preto je táto väzba menej pevná ako s-väzba.

Trojitú väzbu tvorí jedna s-väzba a dve p-väzby. V tomto prípade sú elektrónové orbitály v stave sp-hybridizácie, ku ktorej tvorbe dochádza v dôsledku jedného s- a jeden R-orbitály (obr. 2.11).

Dva hybridné orbitály sú voči sebe umiestnené pod uhlom 180° a zvyšné dva nehybridné R-orbitály sa nachádzajú v dvoch navzájom kolmých rovinách. V molekule acetylénu C 2 H 2 prebieha tvorba trojitej väzby (pozri obr. 2.11).

Ryža. 2.11. Vznik molekuly acetylénu C 2 H 2

Špeciálny typ väzby vzniká pri tvorbe molekuly benzénu (C 6 H 6), najjednoduchšieho zástupcu aromatických uhľovodíkov.

Benzén obsahuje šesť atómov uhlíka spojených do kruhu (benzénový kruh), pričom každý atóm uhlíka je v stave hybridizácie sp 2 (obr. 2.12).

Ryža. 2.12. sp 2 – orbitály molekuly benzénu C 6 H 6

Všetky atómy uhlíka obsiahnuté v molekule benzénu sú umiestnené v rovnakej rovine. Každý atóm uhlíka v hybridizačnom stave sp 2 má ešte jeden nehybridný p-orbitál s nepárovým elektrónom, ktorý tvorí p-väzbu (obr. 2.13).

Os je taká R-orbitály sú umiestnené kolmo na rovinu molekuly benzénu.

Všetkých šesť je nehybridných R-orbitály tvoria spoločný väzbový molekulový p-orbitál a všetkých šesť elektrónov sa spojí a vytvorí sextet p-elektrónov.

Hraničný povrch takéhoto orbitálu sa nachádza nad a pod rovinou uhlíkového s-skeletu. V dôsledku kruhového prekrytia vzniká jediný delokalizovaný p-systém pokrývajúci všetky uhlíkové atómy cyklu (obr. 2.13).

Benzén je schematicky znázornený ako šesťuholník s kruhom vo vnútri, čo naznačuje, že prebieha delokalizácia elektrónov a zodpovedajúcich väzieb.

Ryža. 2.13. -väzby v molekule benzénu C 6 H 6

Iónová chemická väzba

Iónová väzba- chemická väzba vzniknutá v dôsledku vzájomnej elektrostatickej príťažlivosti opačne nabitých iónov, pri ktorej sa stabilný stav dosiahne úplným prenosom celkovej elektrónovej hustoty na atóm elektronegatívnejšieho prvku.

Čisto iónová väzba je extrémnym prípadom kovalentnej väzby.

V praxi sa úplný prenos elektrónov z jedného atómu na druhý cez väzbu nerealizuje, pretože každý prvok má väčší alebo menší (ale nie nulový) EO a akákoľvek chemická väzba bude do určitej miery kovalentná.

Takáto väzba nastáva v prípade veľkého rozdielu v EO atómov, napríklad medzi katiónmi s-kovy prvej a druhej skupiny periodickej sústavy a anióny nekovov skupín VIА a VIIА (LiF, NaCl, CsF atď.).

Na rozdiel od kovalentnej väzby, iónová väzba nemá smerovosť . Vysvetľuje sa to tým, že elektrické pole iónu má sférickú symetriu, t.j. klesá so vzdialenosťou podľa rovnakého zákona v akomkoľvek smere. Preto je interakcia medzi iónmi nezávislá od smeru.

Interakcia dvoch iónov opačného znamienka nemôže viesť k úplnej vzájomnej kompenzácii ich silových polí. Vďaka tomu si zachovávajú schopnosť priťahovať ióny opačného znamienka v iných smeroch. Preto, na rozdiel od kovalentnej väzby, iónová väzba je tiež charakterizovaná nenasýtenosťou .

Nedostatok smerovosti a nasýtenia v iónových väzbách určuje tendenciu iónových molekúl spájať sa. Všetky iónové zlúčeniny v pevnom stave majú iónovú kryštálovú mriežku, v ktorej je každý ión obklopený niekoľkými iónmi opačného znamienka. V tomto prípade sú všetky väzby daného iónu so susednými iónmi ekvivalentné.

Kovové spojenie

Kovy sa vyznačujú množstvom špeciálnych vlastností: elektrickou a tepelnou vodivosťou, charakteristickým kovovým leskom, kujnosťou, vysokou ťažnosťou a veľkou pevnosťou. Tieto špecifické vlastnosti kovov možno vysvetliť špeciálnym typom chemickej väzby tzv kov .

Kovová väzba je výsledkom prekrývajúcich sa delokalizovaných orbitálov atómov, ktoré sa navzájom približujú v kryštálovej mriežke kovu.

Väčšina kovov má na svojej vonkajšej elektronickej úrovni značný počet voľných orbitálov a malý počet elektrónov.

Preto je energeticky výhodnejšie, aby elektróny neboli lokalizované, ale patrili celému atómu kovu. V mriežkových uzloch kovu sú kladne nabité ióny, ktoré sú ponorené do elektrónového „plynu“ distribuovaného v celom kove:

Ja ↔ Me n + + n .

Medzi kladne nabitými iónmi kovov (Me n +) a nelokalizovanými elektrónmi (n) dochádza k elektrostatickej interakcii, ktorá zabezpečuje stabilitu látky. Energia tejto interakcie je stredná medzi energiami kovalentných a molekulárnych kryštálov. Preto prvky s čisto kovovou väzbou ( s-, A p-prvky) sa vyznačujú pomerne vysokými teplotami topenia a tvrdosťou.

Prítomnosť elektrónov, ktoré sa môžu voľne pohybovať v celom objeme kryštálu, poskytuje špecifické vlastnosti kovu

Vodíková väzba

Vodíková väzba – špeciálny typ medzimolekulovej interakcie. Atómy vodíka, ktoré sú kovalentne viazané na atóm prvku, ktorý má vysokú hodnotu elektronegativity (najčastejšie F, O, N, ale aj Cl, S a C), nesú pomerne vysoký efektívny náboj. Výsledkom je, že takéto atómy vodíka môžu elektrostaticky interagovať s atómami týchto prvkov.

Atóm Hd + jednej molekuly vody je teda orientovaný a podľa toho interaguje (ako je znázornené tromi bodkami) s atómom Od - inej molekuly vody:

Väzby tvorené atómom H umiestneným medzi dvoma atómami elektronegatívnych prvkov sa nazývajú vodík:

d-d+d-

A − V × × × B

Energia vodíkovej väzby je výrazne menšia ako energia konvenčnej kovalentnej väzby (150–400 kJ/mol), ale táto energia je dostatočná na to, aby spôsobila agregáciu molekúl zodpovedajúcich zlúčenín v kvapalnom stave, napr. kvapalný fluorovodík HF (obr. 2.14). Pre zlúčeniny fluóru dosahuje asi 40 kJ/mol.

Ryža. 2.14. Agregácia molekúl HF v dôsledku vodíkových väzieb

Dĺžka vodíkovej väzby je tiež kratšia ako dĺžka kovalentnej väzby. V polyméri (HF) n je teda dĺžka väzby F−H = 0,092 nm a dĺžka väzby je F∙∙∙H = 0,14 nm. Pre vodu je dĺžka väzby O-H=0,096 nm a dĺžka väzby O∙∙∙H=0,177 nm.

Vznik medzimolekulových vodíkových väzieb vedie k výraznej zmene vlastností látok: zvýšenie viskozity, dielektrickej konštanty, teploty varu a teploty topenia.

Súvisiace informácie.

169375 0

Každý atóm má určitý počet elektrónov.

Keď vstupujú do chemických reakcií, atómy darujú, získavajú alebo zdieľajú elektróny, čím sa dosahuje najstabilnejšia elektronická konfigurácia. Konfigurácia s najnižšou energiou (ako v atómoch vzácneho plynu) sa ukazuje ako najstabilnejšia. Tento vzor sa nazýva „oktetové pravidlo“ (obr. 1).

Ryža. 1.

Toto pravidlo platí pre všetkých typy spojení. Elektronické spojenia medzi atómami im umožňujú vytvárať stabilné štruktúry, od najjednoduchších kryštálov až po zložité biomolekuly, ktoré v konečnom dôsledku tvoria živé systémy. Od kryštálov sa líšia svojim nepretržitým metabolizmom. Súčasne mnohé chemické reakcie prebiehajú podľa mechanizmov elektronický prevod, ktoré hrajú rozhodujúcu úlohu v energetických procesoch v tele.

Chemická väzba je sila, ktorá drží pohromade dva alebo viac atómov, iónov, molekúl alebo ich ľubovoľnú kombináciu.

Povaha chemickej väzby je univerzálna: je to elektrostatická príťažlivá sila medzi záporne nabitými elektrónmi a kladne nabitými jadrami, určená konfiguráciou elektrónov vonkajšieho obalu atómov. Schopnosť atómu vytvárať chemické väzby sa nazýva valencia, alebo oxidačný stav. Koncept valenčné elektróny- elektróny, ktoré tvoria chemické väzby, to znamená, že sa nachádzajú v najvyšších energetických orbitáloch. Podľa toho sa nazýva vonkajší obal atómu obsahujúceho tieto orbitály valenčná škrupina. V súčasnosti nestačí indikovať prítomnosť chemickej väzby, ale je potrebné objasniť jej typ: iónová, kovalentná, dipólovo-dipólová, kovová.

Prvý typ pripojenia jeiónový spojenie

Podľa Lewisovej a Kosselovej elektronickej valenčnej teórie môžu atómy dosiahnuť stabilnú elektrónovú konfiguráciu dvoma spôsobmi: po prvé, stratou elektrónov, katiónov, po druhé, ich získanie, premena na anióny. V dôsledku prenosu elektrónov, v dôsledku elektrostatickej príťažlivej sily medzi iónmi s nábojmi opačných znamienok, vzniká chemická väzba, ktorú nazýva Kossel „ elektrovalentný“ (teraz volaný iónový).

V tomto prípade anióny a katióny tvoria stabilnú elektrónovú konfiguráciu s vyplneným vonkajším elektrónovým obalom. Typické iónové väzby sú tvorené z katiónov T a II skupín periodického systému a aniónov nekovových prvkov skupín VI a VII (16, resp. 17 podskupín, chalkogény A halogény). Väzby iónových zlúčenín sú nenasýtené a nesmerové, takže si zachovávajú možnosť elektrostatickej interakcie s inými iónmi. Na obr. Obrázky 2 a 3 ukazujú príklady iónových väzieb zodpovedajúcich Kosselovmu modelu prenosu elektrónov.

Ryža. 2.

Ryža. 3. Iónová väzba v molekule kuchynskej soli (NaCl)

Tu je vhodné pripomenúť niektoré vlastnosti, ktoré vysvetľujú správanie látok v prírode, najmä uvažovať o myšlienke kyseliny A dôvodov.

Vodné roztoky všetkých týchto látok sú elektrolyty. Rôzne menia farbu ukazovatele. Mechanizmus pôsobenia indikátorov objavil F.V. Ostwald. Ukázal, že indikátory sú slabé kyseliny alebo zásady, ktorých farba sa líši v nedisociovanom a disociovanom stave.

Zásady môžu neutralizovať kyseliny. Nie všetky zásady sú rozpustné vo vode (napríklad niektoré organické zlúčeniny, ktoré neobsahujú OH skupiny, sú nerozpustné, najmä trietylamín N(C2H5)3); rozpustné zásady sa nazývajú alkálie.

Vodné roztoky kyselín podliehajú charakteristickým reakciám:

a) s oxidmi kovov - s tvorbou soli a vody;

b) s kovmi - s tvorbou soli a vodíka;

c) s uhličitanmi - s tvorbou soli, CO 2 a N 2 O.

Vlastnosti kyselín a zásad popisuje niekoľko teórií. V súlade s teóriou S.A. Arrhenius, kyselina je látka, ktorá disociuje za vzniku iónov N+ , pričom báza tvorí ióny ON- . Táto teória neberie do úvahy existenciu organických zásad, ktoré nemajú hydroxylové skupiny.

V súlade s protón Podľa teórie Brønsteda a Lowryho je kyselina látka obsahujúca molekuly alebo ióny, ktoré darujú protóny ( darcov protóny) a báza je látka pozostávajúca z molekúl alebo iónov, ktoré prijímajú protóny ( akceptorov protóny). Všimnite si, že vo vodných roztokoch existujú vodíkové ióny v hydratovanej forme, to znamená vo forme hydróniových iónov H3O+ . Táto teória opisuje reakcie nielen s vodou a hydroxidovými iónmi, ale aj reakcie uskutočňované v neprítomnosti rozpúšťadla alebo s nevodným rozpúšťadlom.

Napríklad pri reakcii medzi amoniakom N.H. 3 (slabá zásada) a chlorovodík v plynnej fáze vzniká tuhý chlorid amónny a v rovnovážnej zmesi dvoch látok sú vždy 4 častice, z ktorých dve sú kyseliny a ďalšie dve sú zásady:

Táto rovnovážna zmes pozostáva z dvoch konjugovaných párov kyselín a zásad:

1)N.H. 4+ a N.H. 3

2) HCl A Cl ‑

Tu sa v každom konjugovanom páre kyselina a zásada líšia o jeden protón. Každá kyselina má konjugovanú zásadu. Silná kyselina má slabú konjugovanú zásadu a slabá kyselina má silnú konjugovanú zásadu.

Brønsted-Lowryho teória pomáha vysvetliť jedinečnú úlohu vody pre život biosféry. Voda, v závislosti od látky, ktorá s ňou interaguje, môže vykazovať vlastnosti kyseliny alebo zásady. Napríklad pri reakciách s vodnými roztokmi kyseliny octovej je voda zásadou a pri reakciách s vodnými roztokmi amoniaku je to kyselina.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Tu molekula kyseliny octovej daruje protón molekule vody;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ON- . Tu molekula amoniaku prijíma protón z molekuly vody.

Voda teda môže tvoriť dva konjugované páry:

1) H2O(kyselina) a ON- (konjugovaná báza)

2) H30+ (kyselina) a H2O(konjugovaná báza).

V prvom prípade voda daruje protón a v druhom ho prijíma.

Táto vlastnosť je tzv amfiprotonizmus. Látky, ktoré môžu reagovať ako kyseliny aj zásady, sa nazývajú amfotérny. Takéto látky sa často nachádzajú v živej prírode. Napríklad aminokyseliny môžu tvoriť soli s kyselinami aj zásadami. Preto peptidy ľahko tvoria koordinačné zlúčeniny s prítomnými iónmi kovov.

Charakteristickou vlastnosťou iónovej väzby je teda úplný pohyb väzbových elektrónov k jednému z jadier. To znamená, že medzi iónmi je oblasť, kde je hustota elektrónov takmer nulová.

Druhým typom pripojenia jekovalentný spojenie

Atómy môžu vytvárať stabilné elektronické konfigurácie zdieľaním elektrónov.

Takáto väzba sa vytvorí, keď sa pár elektrónov zdieľa jeden po druhom od každého atóm. V tomto prípade sú elektróny zdieľanej väzby medzi atómami rozdelené rovnomerne. Príklady kovalentných väzieb zahŕňajú homonukleárne diatomické molekuly H 2 , N 2 , F 2. Rovnaký typ spojenia sa nachádza v alotropoch O 2 a ozón O 3 a pre polyatómovú molekulu S 8 a tiež heteronukleárne molekuly chlorovodík HCl, oxid uhličitý CO 2, metán CH 4, etanol S 2 N 5 ON fluorid sírový SF 6, acetylén S 2 N 2. Všetky tieto molekuly zdieľajú rovnaké elektróny a ich väzby sú nasýtené a smerované rovnakým spôsobom (obr. 4).

Pre biológov je dôležité, že dvojité a trojité väzby majú v porovnaní s jednoduchou väzbou znížené kovalentné polomery atómov.

Ryža. 4. Kovalentná väzba v molekule Cl2.

Iónové a kovalentné typy väzieb sú dva extrémne prípady z mnohých existujúcich typov chemických väzieb av praxi je väčšina väzieb stredná.

Zlúčeniny dvoch prvkov umiestnených na opačných koncoch rovnakých alebo rôznych periód periodického systému tvoria prevažne iónové väzby. Keď sa prvky v určitom období približujú k sebe, iónový charakter ich zlúčenín klesá a kovalentný charakter sa zvyšuje. Napríklad halogenidy a oxidy prvkov na ľavej strane periodickej tabuľky tvoria prevažne iónové väzby ( NaCl, AgBr, BaS04, CaC03, KN03, CaO, NaOH), a rovnaké zlúčeniny prvkov na pravej strane tabuľky sú kovalentné ( H20, CO2, NH3, N02, CH4 fenol C6H5OH glukóza C6H1206 etanol C2H5OH).

Kovalentná väzba má zas ešte jednu modifikáciu.

V polyatomárnych iónoch a v zložitých biologických molekulách môžu oba elektróny pochádzať iba z jeden atóm. To sa nazýva darcu elektrónový pár. Atóm, ktorý zdieľa tento pár elektrónov s donorom, sa nazýva akceptor elektrónový pár. Tento typ kovalentnej väzby sa nazýva koordinácia (darca-akceptor, alebodatív) komunikácia(obr. 5). Tento typ väzby je najdôležitejší pre biológiu a medicínu, pretože chémia d-prvkov najdôležitejších pre metabolizmus je do značnej miery opísaná koordinačnými väzbami.

Obr. 5.

V komplexnej zlúčenine spravidla pôsobí atóm kovu ako akceptor elektrónového páru; naopak, v iónových a kovalentných väzbách je atóm kovu donorom elektrónov.

Podstatu kovalentnej väzby a jej rozmanitosť – koordinačnú väzbu – možno objasniť pomocou ďalšej teórie kyselín a zásad, ktorú navrhuje GN. Lewis. Trochu rozšíril sémantický koncept pojmov „kyselina“ a „zásada“ podľa Brønsted-Lowryho teórie. Lewisova teória vysvetľuje podstatu tvorby komplexných iónov a účasť látok na nukleofilných substitučných reakciách, teda na tvorbe CS.

Podľa Lewisa je kyselina látka schopná vytvoriť kovalentnú väzbu prijatím elektrónového páru zo zásady. Lewisova báza je látka, ktorá má osamelý elektrónový pár, ktorý darovaním elektrónov vytvára kovalentnú väzbu s Lewisovou kyselinou.

To znamená, že Lewisova teória rozširuje rozsah acidobázických reakcií aj na reakcie, na ktorých sa protóny vôbec nezúčastňujú. Okrem toho samotný protón je podľa tejto teórie tiež kyselinou, pretože je schopný prijať elektrónový pár.

Preto sú podľa tejto teórie katióny Lewisove kyseliny a anióny sú Lewisove zásady. Príkladom môžu byť nasledujúce reakcie:

Vyššie bolo uvedené, že rozdelenie látok na iónové a kovalentné je relatívne, pretože v kovalentných molekulách nedochádza k úplnému prenosu elektrónov z atómov kovu na akceptorové atómy. V zlúčeninách s iónovými väzbami je každý ión v elektrickom poli iónov opačného znamienka, preto sú navzájom polarizované a ich obaly sú deformované.

Polarizovateľnosť určená elektrónovou štruktúrou, nábojom a veľkosťou iónu; pre anióny je vyššia ako pre katióny. Najvyššia polarizácia medzi katiónmi je pre katióny s väčším nábojom a menšou veľkosťou, napr. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Má silný polarizačný efekt N+ . Keďže vplyv polarizácie iónov je obojsmerný, výrazne mení vlastnosti zlúčenín, ktoré tvoria.

Tretí typ pripojenia jedipól-dipól spojenie

Okrem uvedených typov komunikácie existujú aj dipól-dipól intermolekulárne interakcie, tiež tzv van der Waals .

Sila týchto interakcií závisí od povahy molekúl.

Existujú tri typy interakcií: permanentný dipól - permanentný dipól ( dipól-dipól príťažlivosť); permanentný dipól - indukovaný dipól ( indukcia príťažlivosť); okamžitý dipól - indukovaný dipól ( disperzný príťažlivosť alebo londýnske sily; ryža. 6).

Ryža. 6.

Len molekuly s polárnymi kovalentnými väzbami majú dipólovo-dipólový moment ( HCl, NH3, S02, H20, C6H5Cl) a pevnosť spoja je 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 coulomb metrov - C × m).

V biochémii existuje iný typ spojenia - vodík spojenie, ktoré je obmedzujúcim prípadom dipól-dipól príťažlivosť. Táto väzba vzniká príťažlivosťou medzi atómom vodíka a malým elektronegatívnym atómom, najčastejšie kyslíkom, fluórom a dusíkom. Pri veľkých atómoch, ktoré majú podobnú elektronegativitu (napríklad chlór a síra), je vodíková väzba oveľa slabšia. Atóm vodíka sa vyznačuje jedným významným znakom: keď sa väzbové elektróny odtiahnu, jeho jadro - protón - sa obnaží a už nie je tienené elektrónmi.

Preto sa atóm zmení na veľký dipól.

Vodíková väzba, na rozdiel od van der Waalsovej väzby, vzniká nielen počas medzimolekulových interakcií, ale aj v rámci jednej molekuly – intramolekulárne vodíková väzba. Vodíkové väzby zohrávajú významnú úlohu v biochémii, napríklad pri stabilizácii štruktúry bielkovín vo forme a-helixu, alebo pri tvorbe dvojzávitnice DNA (obr. 7).

Obr.7.

Vodíkové a van der Waalsove väzby sú oveľa slabšie ako iónové, kovalentné a koordinačné väzby. Energia medzimolekulových väzieb je uvedená v tabuľke. 1.

Stôl 1. Energia medzimolekulových síl

Poznámka: Stupeň medzimolekulových interakcií sa odráža v entalpii topenia a vyparovania (varu). Iónové zlúčeniny vyžadujú podstatne viac energie na oddelenie iónov ako na oddelenie molekúl. Entalpia topenia iónových zlúčenín je oveľa vyššia ako entalpia molekulárnych zlúčenín.

Štvrtý typ pripojenia jekovové spojenie

Nakoniec existuje ďalší typ medzimolekulových väzieb - kov: spojenie kladných iónov kovovej mriežky s voľnými elektrónmi. Tento typ spojenia sa v biologických objektoch nevyskytuje.

Z krátkeho prehľadu typov väzieb je zrejmý jeden detail: dôležitým parametrom atómu kovu alebo iónu - donora elektrónu, ako aj atómu - akceptora elektrónu, je jeho veľkosť.

Bez toho, aby sme zachádzali do podrobností, poznamenávame, že kovalentné polomery atómov, iónové polomery kovov a van der Waalsove polomery interagujúcich molekúl sa zvyšujú so zvyšujúcim sa ich atómovým číslom v skupinách periodickej tabuľky. V tomto prípade sú hodnoty polomerov iónov najmenšie a polomery van der Waals najväčšie. Spravidla sa pri pohybe po skupine zväčšujú polomery všetkých prvkov, kovalentných aj van der Waalsových.

Najväčší význam majú pre biológov a lekárov koordinácia(darca-akceptor) väzby uvažované koordinačnou chémiou.

Lekárska bioanorganika. G.K. Baraškov

KAPITOLA 2. CHEMICKÁ VÄZBA A VZÁJOMNÝ VPLYV ATÓMOV V ORGANICKÝCH ZLÚČENINÁCH

KAPITOLA 2. CHEMICKÁ VÄZBA A VZÁJOMNÝ VPLYV ATÓMOV V ORGANICKÝCH ZLÚČENINÁCH

Chemické vlastnosti organických zlúčenín sú určené typom chemických väzieb, povahou viazaných atómov a ich vzájomným vplyvom v molekule. Tieto faktory sú zase určené elektrónovou štruktúrou atómov a interakciou ich atómových orbitálov.

2.1. Elektrónová štruktúra atómu uhlíka

Časť atómového priestoru, v ktorej je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu maximálna, sa nazýva atómový orbitál (AO).

V chémii je široko používaný koncept hybridných orbitálov atómu uhlíka a iných prvkov. Koncept hybridizácie ako spôsobu opisu preskupenia orbitálov je potrebný, keď je počet nespárovaných elektrónov v základnom stave atómu menší ako počet vytvorených väzieb. Príkladom je atóm uhlíka, ktorý sa vo všetkých zlúčeninách prejavuje ako štvormocný prvok, ale v súlade s pravidlami pre vypĺňanie orbitálov jeho vonkajšia elektrónová hladina v základnom stave 1s 2 2s 2 2p 2 obsahuje len dva nepárové elektróny (obr. 2.1, A a Príloha 2-1). V týchto prípadoch sa predpokladá, že rôzne atómové orbitály s podobnou energiou sa môžu navzájom miešať a vytvárať hybridné orbitály rovnakého tvaru a energie.

Hybridizované orbitály vďaka väčšiemu prekrytiu vytvárajú silnejšie väzby v porovnaní s nehybridizovanými orbitálmi.

V závislosti od počtu orbitálov, ktoré vstúpili do hybridizácie, môže byť atóm uhlíka v jednom z troch stavov

Ryža. 2.1.Distribúcia elektrónov na orbitáloch atómu uhlíka v základnom (a), excitovanom (b) a hybridnom stave (c - sp3, g-sp2, d-sp)

hybridizácia (pozri obr. 2.1, c-d). Typ hybridizácie určuje orientáciu hybridných AO v priestore a následne geometriu molekúl, teda ich priestorovú štruktúru.

Priestorová štruktúra molekúl je relatívne usporiadanie atómov a atómových skupín v priestore.

sp 3- Hybridizácia.Keď sa zmiešajú štyri externé AO excitovaného atómu uhlíka (pozri obr. 2.1, b) - jeden 2s a tri 2p orbitály - vzniknú štyri ekvivalentné sp 3 hybridné orbitály. Majú tvar trojrozmernej „osem“, ktorej jedna čepeľ je oveľa väčšia ako druhá.

Každý hybridný orbitál je vyplnený jedným elektrónom. Atóm uhlíka v stave hybridizácie sp 3 má elektrónovú konfiguráciu 1s 2 2 (sp 3) 4 (pozri obr. 2.1, c). Tento stav hybridizácie je charakteristický pre atómy uhlíka v nasýtených uhľovodíkoch (alkánoch) a teda v alkylových radikáloch.

V dôsledku vzájomného odpudzovania sú sp 3 -hybridné AO nasmerované v priestore smerom k vrcholom štvorsten, a uhly medzi nimi sú 109,5? (najvýhodnejšia poloha; obr. 2.2, a).

Priestorová štruktúra je znázornená pomocou stereochemických vzorcov. V týchto vzorcoch sú sp3-hybridizovaný atóm uhlíka a jeho dve väzby umiestnené v rovine výkresu a graficky označené pravidelnou čiarou. Hrubá čiara alebo hrubý klin označuje spojenie siahajúce dopredu z roviny kresby a smerujúce k pozorovateľovi; bodkovaná čiara alebo tieňovaný klin (..........) - spojenie siahajúce od pozorovateľa za rovinu kresby -

Ryža. 2.2.Typy hybridizácie atómov uhlíka. Bod v strede je jadro atómu (malé zlomky hybridných orbitálov sú pre zjednodušenie obrázku vynechané; nehybridizované p-AO sú znázornené farebne)

dáma (obr. 2.3, a). Atóm uhlíka je v stave sp 3-hybridizácia má tetraedrickú konfiguráciu.

sp 2- Hybridizácia.Pri miešaní jedného 2s- a dva 2p-AO excitovaného uhlíkového atómu, vznikajú tri ekvivalentné sp 2-hybridné orbitály a zostáva nehybridizovaný 2p-AO. Atóm uhlíka je v stave sp 2-hybridizácia má elektronickú konfiguráciu 1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 (pozri obr. 2.1, d). Tento stav hybridizácie uhlíkových atómov je typický pre nenasýtené uhľovodíky (alkény), ako aj pre niektoré funkčné skupiny, ako je karbonyl a karboxyl.

sp 2 -Hybridizované orbitály sú umiestnené v rovnakej rovine pod uhlom 120? a nehybridizovaný AO je v kolmej rovine (pozri obr. 2.2, b). Atóm uhlíka je v stave sp 2-hybridizácia má trigonálna konfigurácia. Atómy uhlíka spojené dvojitou väzbou sú v rovine výkresu a ich jednoduché väzby smerujúce k pozorovateľovi a od neho sú označené tak, ako je opísané vyššie (pozri obr. 2.3, b).

sp-hybridizácia.Keď sa zmieša jeden 2s- a jeden 2p-orbitál excitovaného uhlíkového atómu, vytvoria sa dva ekvivalentné sp-hybridné AO a dva p-AO zostanú nehybridizované. Atóm uhlíka v sp-hybridizovanom stave má elektrónovú konfiguráciu

Ryža. 2.3.Stereochemické vzorce metánu (a), etánu (b) a acetylénu (c)

1s 2 2(sp 2) 2 2p 2 (pozri obr. 2.1, d). Tento stav hybridizácie atómu uhlíka sa vyskytuje v zlúčeninách, ktoré majú trojitú väzbu, napríklad v alkínoch a nitriloch.

sp-Hybridizované orbitály sú umiestnené pod uhlom 180° a dva nehybridizované AO sú umiestnené vo vzájomne kolmých rovinách (pozri obr. 2.2, c). Atóm uhlíka v sp-hybridizovanom stave má lineárna konfigurácia napríklad v molekule acetylénu sú všetky štyri atómy na rovnakej priamke (pozri obr. 2.3, V).

Atómy iných organogénnych prvkov môžu byť tiež v hybridizovanom stave.

2.2. Chemické väzby atómu uhlíka

Chemické väzby v organických zlúčeninách predstavujú najmä kovalentné väzby.

Kovalentná väzba je chemická väzba vytvorená ako výsledok zdieľania elektrónov medzi viazanými atómami.

Tieto zdieľané elektróny obsadzujú molekulové orbitály (MO). MO je spravidla multicentrický orbitál a elektróny, ktoré ho vypĺňajú, sú delokalizované (dispergované). MO, podobne ako AO, teda môže byť prázdne, naplnené jedným elektrónom alebo dvoma elektrónmi s opačnými spinmi*.

2.2.1. σ- Aπ - Spojenia

Existujú dva typy kovalentných väzieb: väzby σ (sigma) a π (pi).

σ-väzba je kovalentná väzba vytvorená, keď sa AO prekrýva pozdĺž priamky (osi) spájajúcej jadrá dvoch viazaných atómov s maximálnym prekrytím na tejto priamke.

σ-väzba nastáva, keď sa ktorýkoľvek AO, vrátane hybridných, prekrýva. Obrázok 2.4 znázorňuje vznik väzby σ medzi atómami uhlíka ako výsledok axiálneho prekrytia ich hybridných väzieb sp 3 -AO a σ C-H prekrytím hybridného sp 3 -AO uhlíka a s-AO vodíka.

* Viac podrobností nájdete na: Popkov V.A., Puzakov S.A. Všeobecná chémia. - M.: GEOTAR-Media, 2007. - Kapitola 1.

Ryža. 2.4.Vznik σ väzieb v etáne axiálnym prekrytím AO (malé frakcie hybridných orbitálov sú vynechané a zobrazené farebne sp3-AO uhlík, čierny - s-AO vodík)

Okrem axiálneho prekrytia je možný aj iný typ prekrytia - laterálne prekrytie p-AO, vedúce k vytvoreniu π väzby (obr. 2.5).

p-atómové orbitály

Ryža. 2.5.Vznik väzby π v etyléne bočným prekrytím r-AO

π-väzba je väzba vytvorená laterálnym prekrytím nehybridizovaných p-AO s maximálnym prekrytím na oboch stranách priamky spájajúcej jadrá atómov.

Viacnásobné väzby nachádzajúce sa v organických zlúčeninách sú kombináciou σ- a π-väzieb: dvojitá - jedna σ- a jedna π-, trojitá - jedna σ- a dve π-väzby.

Vlastnosti kovalentnej väzby sú vyjadrené charakteristikami, ako je energia, dĺžka, polarita a polarizovateľnosť.

Komunikačná energiaje energia uvoľnená pri vytváraní väzby alebo potrebná na oddelenie dvoch viazaných atómov. Slúži ako miera sily väzby: čím vyššia energia, tým silnejšia väzba (tabuľka 2.1).

Dĺžka odkazuje vzdialenosť medzi centrami viazaných atómov. Dvojitá väzba je kratšia ako jednoduchá väzba a trojitá väzba je kratšia ako dvojitá väzba (pozri tabuľku 2.1). Väzby medzi atómami uhlíka v rôznych stavoch hybridizácie majú spoločný vzor -

Tabuľka 2.1.Základné charakteristiky kovalentných väzieb

Keď sa podiel orbitálu s v hybridnom orbitále zvyšuje, dĺžka väzby sa zmenšuje. Napríklad v sérii zlúčenín propán CH 3 CH 2 CH 3, propén CH 3 CH=CH 2, propín CH 3 C=CH dĺžka väzby CH 3 -C sa zodpovedajúcim spôsobom rovná 0,154; 0,150 a 0,146 nm.

Polarita komunikácie v dôsledku nerovnomerného rozloženia (polarizácie) elektrónovej hustoty. Polarita molekuly je kvantifikovaná hodnotou jej dipólového momentu. Z dipólových momentov molekuly možno vypočítať dipólové momenty jednotlivých väzieb (pozri tabuľku 2.1). Čím väčší je dipólový moment, tým je väzba polárnejšia. Dôvodom polarity väzby je rozdiel v elektronegativite viazaných atómov.

Elektronegativita charakterizuje schopnosť atómu v molekule držať valenčné elektróny. So zvyšujúcou sa elektronegativitou atómu sa zvyšuje stupeň vytesnenia väzbových elektrónov v jeho smere.

Na základe hodnôt väzbovej energie navrhol americký chemik L. Pauling (1901-1994) kvantitatívnu charakteristiku relatívnej elektronegativity atómov (Paulingova stupnica). V tejto škále (sérii) sú typické organogénne prvky usporiadané podľa relatívnej elektronegativity (na porovnanie sú uvedené dva kovy) takto:

Elektronegativita nie je absolútnou konštantou prvku. Závisí od efektívneho náboja jadra, typu AO hybridizácie a vplyvu substituentov. Napríklad elektronegativita atómu uhlíka v hybridizačnom stave sp 2 alebo sp je vyššia ako v hybridizačnom stave sp 3, čo je spojené so zvýšením podielu orbitalu s v hybridnom orbitále. Pri prechode atómov z sp 3 - na sp 2 - a ďalej na sp-hybridizovaný stav, rozsah hybridného orbitálu sa postupne zmenšuje (najmä v smere, ktorý poskytuje najväčšie prekrytie pri tvorbe σ väzby), čo znamená, že v rovnakej sekvencii sa maximálna hustota elektrónov nachádza čoraz bližšie k jadru zodpovedajúceho atómu.

V prípade nepolárnej alebo prakticky nepolárnej kovalentnej väzby je rozdiel v elektronegativite viazaných atómov nulový alebo blízky nule. So zvyšujúcim sa rozdielom v elektronegativite sa zvyšuje polarita väzby. Rozdiel do 0,4 je slabo polárny, viac ako 0,5 je silne polárna kovalentná väzba a viac ako 2,0 je iónová väzba. Polárne kovalentné väzby sú náchylné na heterolytické štiepenie

(pozri 3.1.1).

Polarizovateľnosť väzby sa vyjadruje vo vytesnení väzbových elektrónov vplyvom vonkajšieho elektrického poľa, vrátane poľa inej reagujúcej častice. Polarizácia je určená pohyblivosťou elektrónov. Elektróny sú tým mobilnejšie, čím ďalej sú od jadier atómov. Z hľadiska polarizovateľnosti je väzba π výrazne lepšia ako väzba σ, pretože maximálna elektrónová hustota väzby π je umiestnená ďalej od viazaných jadier. Polarizácia do značnej miery určuje reaktivitu molekúl voči polárnym činidlám.

2.2.2. Väzby donor-akceptor

Prekrytie dvoch jednoelektrónových AO nie je jediným spôsobom, ako vytvoriť kovalentnú väzbu. Kovalentná väzba môže vzniknúť interakciou dvojelektrónového orbitálu jedného atómu (donora) s prázdnym orbitálom iného atómu (akceptorom). Donory sú zlúčeniny obsahujúce buď orbitály s osamelým párom elektrónov alebo π-MO. Nosiče osamelých párov elektrónov (n-elektróny, z angl. neviazané) sú atómy dusíka, kyslíka, halogény.

Osamelé páry elektrónov hrajú dôležitú úlohu pri prejavovaní chemických vlastností zlúčenín. Najmä sú zodpovedné za schopnosť zlúčenín vstúpiť do interakcií donor-akceptor.

Kovalentná väzba tvorená párom elektrónov z jedného z väzobných partnerov sa nazýva donor-akceptor.

Výsledná väzba donor-akceptor sa líši len v spôsobe vzniku; jeho vlastnosti sú totožné s inými kovalentnými väzbami. Donorový atóm tak získa kladný náboj.

Väzby donor-akceptor sú charakteristické pre komplexné zlúčeniny.

2.2.3. Vodíkové väzby

Atóm vodíka naviazaný na silne elektronegatívny prvok (dusík, kyslík, fluór atď.) je schopný interagovať s osamelým párom elektrónov iného dostatočne elektronegatívneho atómu tej istej alebo inej molekuly. V dôsledku toho vzniká vodíková väzba, čo je typ donorovej väzby.

akceptorová väzba. Graficky je vodíková väzba zvyčajne znázornená tromi bodkami.

Energia vodíkovej väzby je nízka (10-40 kJ/mol) a je určená hlavne elektrostatickou interakciou.

Medzimolekulové vodíkové väzby určujú asociáciu organických zlúčenín, ako sú alkoholy.

Vodíkové väzby ovplyvňujú fyzikálne (bod varu a topenia, viskozita, spektrálne charakteristiky) a chemické (acidobázické) vlastnosti zlúčenín. Teplota varu etanolu je teda C 2 H 5 OH (78,3 °C) je výrazne vyšší ako dimetyléter CH3OCH3 (-24 °C), ktorý má rovnakú molekulovú hmotnosť a nie je spojený vodíkovými väzbami.

Vodíkové väzby môžu byť aj intramolekulárne. Táto väzba v anióne kyseliny salicylovej vedie k zvýšeniu jej kyslosti.

Vodíkové väzby zohrávajú významnú úlohu pri tvorbe priestorovej štruktúry vysokomolekulárnych zlúčenín – bielkovín, polysacharidov, nukleových kyselín.

2.3. Konjugované systémy

Kovalentná väzba môže byť lokalizovaná alebo delokalizovaná. Lokalizovaná väzba je taká, ktorej elektróny sú skutočne zdieľané medzi dvoma jadrami viazaných atómov. Ak sú väzbové elektróny zdieľané medzi viac ako dvoma jadrami, potom hovoria o delokalizovanej väzbe.

Delokalizovaná väzba je kovalentná väzba, ktorej molekulový orbitál zahŕňa viac ako dva atómy.

Delokalizované väzby sú vo väčšine prípadov π väzby. Sú charakteristické pre spojené systémy. V týchto systémoch dochádza k zvláštnemu typu vzájomného ovplyvňovania atómov — konjugácii.

Konjugácia (mezomerizmus, z gréčtiny. mesos- priemer) je zarovnanie väzieb a nábojov v reálnej molekule (častici) v porovnaní s ideálnou, ale neexistujúcou štruktúrou.

Delokalizované p-orbitály zapojené do konjugácie môžu patriť buď dvom alebo viacerým π-väzbám, alebo π-väzbe a jednému atómu s p-orbitálom. V súlade s tým sa rozlišuje π,π-konjugácia a ρ,π-konjugácia. Konjugačný systém môže byť otvorený alebo uzavretý a môže obsahovať nielen atómy uhlíka, ale aj heteroatómy.

2.3.1. Systémy s otvoreným okruhom

π,π -Párovanie. Najjednoduchším predstaviteľom π,π-konjugovaných systémov s uhlíkovým reťazcom je butadién-1,3 (obr. 2.6, a). Atómy uhlíka a vodíka, a teda všetky väzby σ v jeho molekule, ležia v rovnakej rovine a tvoria plochú kostru σ. Atómy uhlíka sú v stave hybridizácie sp2. Nehybridizované p-AO každého atómu uhlíka sú umiestnené kolmo na rovinu σ-skeletu a navzájom rovnobežné, čo je nevyhnutná podmienka ich prekrývania. Prekrývanie sa vyskytuje nielen medzi p-AO atómov C-1 a C-2, C-3 a C-4, ale aj medzi p-AO atómov C-2 a C-3, čo vedie k vytvoreniu jediného π pokrývajúci systém štyroch uhlíkových atómov, t.j. vzniká delokalizovaná kovalentná väzba (pozri obr. 2.6, b).

Ryža. 2.6.Atómový orbitálny model molekuly 1,3 butadiénu

To sa odráža v zmenách dĺžky väzieb v molekule. Dĺžka väzieb C-1-C-2, ako aj C-3-C-4 v 1,3-butadiéne je mierne zvýšená a vzdialenosť medzi C-2 a C-3 je skrátená v porovnaní s konvenčnými dvojitými a jednoduché dlhopisy. Inými slovami, proces delokalizácie elektrónov vedie k vyrovnaniu dĺžok väzieb.

Uhľovodíky s veľkým počtom konjugovaných dvojitých väzieb sú v rastlinnom svete bežné. Patria sem napríklad karotény, ktoré určujú farbu mrkvy, paradajok atď.

Otvorený konjugačný systém môže zahŕňať aj heteroatómy. Príklad otvoreného π,π-konjugované systémy s heteroatómom v reťazci Môžu slúžiť a,p-nenasýtené karbonylové zlúčeniny. Napríklad aldehydová skupina v akroleíne CH 2 =CH-CH=O je účastníkom konjugačného reťazca troch sp2-hybridizovaných atómov uhlíka a atómu kyslíka. Každý z týchto atómov prispieva jedným p-elektrónom do jedného π-systému.

pn-Párovanie.Tento typ konjugácie sa najčastejšie vyskytuje v zlúčeninách obsahujúcich štruktúrny fragment -CH=CH-X, kde X je heteroatóm s osamelým párom elektrónov (primárne O alebo N). Patria sem napríklad vinylétery, v molekulách ktorých je dvojitá väzba konjugovaná R-orbitál atómu kyslíka. Delokalizovaná trojstredová väzba vzniká prekrytím dvoch p-AO sp 2 -hybridizovaných atómov uhlíka a jedného R-AO heteroatómu s párom n-elektrónov.

K tvorbe podobnej delokalizovanej trojcentrovej väzby dochádza v karboxylovej skupine. Tu sa na konjugácii podieľajú π-elektróny väzby C=O a n-elektróny atómu kyslíka OH skupiny. Konjugované systémy s úplne zoradenými väzbami a nábojmi zahŕňajú negatívne nabité druhy, ako je acetátový ión.

Smer posunu elektrónovej hustoty je označený zakrivenou šípkou.

Existujú aj iné grafické spôsoby zobrazenia výsledkov párovania. Štruktúra acetátového iónu (I) teda predpokladá, že náboj je rovnomerne rozdelený na oba atómy kyslíka (ako je znázornené na obr. 2.7, čo je pravda).

Používajú sa štruktúry (II) a (III). rezonančná teória. Podľa tejto teórie je skutočná molekula alebo častica opísaná súborom určitých takzvaných rezonančných štruktúr, ktoré sa navzájom líšia iba rozložením elektrónov. V konjugovaných systémoch majú hlavný príspevok k rezonančnému hybridu štruktúry s rôznym rozdelením hustoty π-elektrónov (obojstranná šípka spájajúca tieto štruktúry je špeciálnym symbolom teórie rezonancie).

Limitné (hraničné) štruktúry v skutočnosti neexistujú. Do istej miery však „prispievajú“ k skutočnej distribúcii elektrónovej hustoty v molekule (častici), ktorá je reprezentovaná ako rezonančný hybrid získaný superpozíciou limitujúcich štruktúr.

V ρ,π-konjugovaných systémoch s uhlíkovým reťazcom môže dôjsť ku konjugácii, ak sa vedľa π väzby nachádza atóm uhlíka s nehybridizovaným p-orbitálom. Takýmito systémami môžu byť intermediárne častice - karbanióny, karbokatióny, voľné radikály, napríklad s alylovou štruktúrou. Voľné radikálové alylové skupiny hrajú dôležitú úlohu v procesoch peroxidácie lipidov.

V alylovom anióne CH2=CH-CH2 sp2-hybridizovaný atóm uhlíka C-3 dodáva spoločnému konjugátu

Ryža. 2.7.Mapa elektrónovej hustoty skupiny COONa v penicilíne

systém dva elektróny, v alylovom radikále CH 2=CH-CH2+ - jeden a v allylovom karbokácii CH 2=CH-CH2+ nedodáva žiadne. Výsledkom je, že keď sa p-AO troch sp2-hybridizovaných atómov uhlíka prekrýva, vytvorí sa delokalizovaná trojstredová väzba obsahujúca štyri (v karbanióne), tri (vo voľnom radikále) a dva (v karbokácii) elektróny. , resp.

Formálne nesie atóm C-3 v alylovom katióne kladný náboj, v alylovom radikále nesie nespárovaný elektrón a v alylovom anióne nesie záporný náboj. V skutočnosti v takýchto konjugovaných systémoch dochádza k delokalizácii (disperzácii) elektrónovej hustoty, čo vedie k zarovnaniu väzieb a nábojov. Atómy C-1 a C-3 v týchto systémoch sú ekvivalentné. Napríklad v alylovom katióne každý z nich nesie kladný náboj+1/2 a je spojený jeden a pol väzbou s atómom C-2.

Výsledkom konjugácie je teda významný rozdiel v distribúcii elektrónovej hustoty v reálnych štruktúrach v porovnaní so štruktúrami znázornenými konvenčnými štruktúrnymi vzorcami.

2.3.2. Systémy s uzavretou slučkou

Cyklické konjugované systémy sú veľmi zaujímavé ako skupina zlúčenín so zvýšenou termodynamickou stabilitou v porovnaní s konjugovanými otvorenými systémami. Tieto zlúčeniny majú aj ďalšie špeciálne vlastnosti, ktorých súhrn spája všeobecný koncept aromatickosť. Tieto zahŕňajú schopnosť takýchto formálne nenasýtených zlúčenín

zapojiť sa skôr do substitučných reakcií ako adície, odolnosť voči oxidačným činidlám a teplote.

Typickými predstaviteľmi aromatických systémov sú arény a ich deriváty. Zvláštnosti elektrónovej štruktúry aromatických uhľovodíkov sa zreteľne prejavujú v atómovom orbitálnom modeli molekuly benzénu. Benzénová štruktúra je tvorená šiestimi sp2-hybridizovanými atómami uhlíka. Všetky väzby σ (C-C a C-H) ležia v rovnakej rovine. Šesť nehybridizovaných p-AO je umiestnených kolmo na rovinu molekuly a navzájom rovnobežne (obr. 2.8, a). Každý R-AO sa môže rovnako prekrývať s dvoma susednými R-AO. V dôsledku takéhoto prekrytia vzniká jediný delokalizovaný π-systém, v ktorom je najväčšia hustota elektrónov umiestnená nad a pod rovinou σ-skeletu a pokrýva všetky atómy uhlíka cyklu (pozri obr. 2.8, b) . Hustota π-elektrónov je rovnomerne rozložená v celom cyklickom systéme, čo je naznačené kruhom alebo bodkovanou čiarou vo vnútri cyklu (pozri obr. 2.8, c). Všetky väzby medzi atómami uhlíka v benzénovom kruhu majú rovnakú dĺžku (0,139 nm), medzi dĺžkami jednoduchých a dvojitých väzieb.

Na základe kvantovomechanických výpočtov sa zistilo, že na vytvorenie takýchto stabilných molekúl musí plochý cyklický systém obsahovať (4n + 2) π-elektróny, kde n= 1, 2, 3 atď. (Hückelovo pravidlo, 1931). Berúc do úvahy tieto údaje, je možné špecifikovať pojem „aromatickosť“.

Zlúčenina je aromatická, ak má rovinný kruh a konjugátπ -elektronický systém pokrývajúci všetky atómy cyklu a obsahujúci(4n+ 2) π-elektróny.

Hückelovo pravidlo platí pre všetky rovinné kondenzované systémy, v ktorých nie sú žiadne atómy zdieľané viac ako

Ryža. 2.8.Atómový orbitálny model molekuly benzénu (vynechané atómy vodíka; vysvetlenie v texte)

dva cykly. Zlúčeniny s kondenzovanými benzénovými kruhmi, ako je naftalén a iné, spĺňajú kritériá aromaticity.

Stabilita spojených systémov. Tvorba konjugovaného a najmä aromatického systému je energeticky výhodný proces, pretože sa tým zvyšuje stupeň prekrytia orbitálov a dochádza k delokalizácii (disperzácii). R-elektróny. V tomto ohľade majú konjugované a aromatické systémy zvýšenú termodynamickú stabilitu. Obsahujú menšiu zásobu vnútornej energie a v základnom stave zaberajú nižšiu energetickú hladinu v porovnaní s nekonjugovanými systémami. Z rozdielu medzi týmito hladinami je možné kvantifikovať termodynamickú stabilitu konjugovanej zlúčeniny, t.j. konjugačná energia(energia delokalizácie). Pre butadién-1,3 je malý a predstavuje asi 15 kJ/mol. So zvyšujúcou sa dĺžkou konjugovaného reťazca sa zvyšuje konjugačná energia a tým aj termodynamická stabilita zlúčenín. Konjugačná energia benzénu je oveľa vyššia a dosahuje 150 kJ/mol.

2.4. Elektronické efekty substituentov 2.4.1. Indukčný efekt

Polárna σ väzba v molekule spôsobuje polarizáciu blízkych σ väzieb a vedie k objaveniu sa čiastočných nábojov na susedných atómoch*.

Substituenty spôsobujú polarizáciu nielen svojich, ale aj susedných σ-väzieb. Tento typ prenosu vplyvu atómov sa nazýva indukčný efekt (/-efekt).

Indukčný efekt je prenos elektrónového vplyvu substituentov v dôsledku vytesnenia elektrónov väzieb σ.

V dôsledku slabej polarizovateľnosti väzby σ sa indukčný efekt vytratí po troch alebo štyroch väzbách v obvode. Jeho účinok je najvýraznejší vo vzťahu k atómu uhlíka susediacemu s atómom uhlíka, ktorý má substituent. Smer indukčného účinku substituenta sa kvalitatívne hodnotí jeho porovnaním s atómom vodíka, ktorého indukčný účinok sa považuje za nulový. Graficky je výsledok /-efektu znázornený šípkou, ktorá sa zhoduje s polohou valenčnej čiary a smeruje k elektronegatívnejšiemu atómu.

/V\silnejší ako atóm vodíka, vykazujenegatívneindukčný efekt (-/- efekt).

Takéto substituenty vo všeobecnosti znižujú elektrónovú hustotu systému, nazývajú sa odoberanie elektrónov. Patria sem väčšina funkčných skupín: OH, NH 2, COOH, NO 2 a katiónové skupiny, napríklad -NH 3+.

Substituent, ktorý posúva elektrónovú hustotu v porovnaní s atómom vodíkaσ -viaže sa smerom k uhlíkovému atómu reťazca, vystavujepozitívneindukčný efekt (+/- efekt).

Takéto substituenty zvyšujú hustotu elektrónov v reťazci (alebo kruhu) a sú tzv donor elektrónov. Patria sem alkylové skupiny umiestnené na sp2-hybridizovanom atóme uhlíka a aniónové centrá v nabitých časticiach, napríklad -0-.

2.4.2. Mezomerický efekt

V konjugovaných systémoch hrajú hlavnú úlohu pri prenose elektronického vplyvu π-elektróny delokalizovaných kovalentných väzieb. Efekt prejavujúci sa v posune elektrónovej hustoty delokalizovaného (konjugovaného) π-systému sa nazýva mezomérny (M-efekt) alebo konjugačný efekt.

Mezomerický efekt je prenos elektronického vplyvu substituentov cez konjugovaný systém.

V tomto prípade je účastníkom viazaného systému samotný poslanec. Môže zaviesť do konjugačného systému buď π-väzbu (karbonylové, karboxylové skupiny atď.), alebo osamotený pár heteroatómových elektrónov (amino a hydroxyskupiny), alebo prázdny alebo jedným elektrónom vyplnený p-AO.

Substituent, ktorý zvyšuje hustotu elektrónov v konjugovanom systéme vykazujepozitívnemezomérny efekt (+M- efekt).

M-efekt prejavujú substituenty, ktoré zahŕňajú atómy s osamelým párom elektrónov (napríklad aminoskupina v molekule anilínu) alebo celý záporný náboj. Tieto substituenty sú schopné

k prenosu páru elektrónov do spoločného konjugovaného systému, teda sú donor elektrónov.

Substituent, ktorý znižuje elektrónovú hustotu v konjugovanom systéme vykazujenegatívnemezomérny efekt (-M- efekt).

M-efekt v konjugovanom systéme je spôsobený atómami kyslíka alebo dusíka spojenými dvojitou väzbou s atómom uhlíka, ako je znázornené na príklade kyseliny akrylovej a benzaldehydu. Takéto skupiny sú odoberanie elektrónov.

Posun elektrónovej hustoty je označený zakrivenou šípkou, ktorej začiatok ukazuje, ktoré p alebo π elektróny sú premiestnené, a ktorej koniec ukazuje väzbu alebo atóm, na ktorý sú premiestnené. Mezomerický efekt sa na rozdiel od indukčného efektu prenáša cez systém konjugovaných väzieb na oveľa väčšiu vzdialenosť.

Pri posudzovaní vplyvu substituentov na distribúciu elektrónovej hustoty v molekule je potrebné brať do úvahy výsledný efekt induktívnych a mezomérnych efektov (tab. 2.2).

Tabuľka 2.2.Elektronické efekty niektorých substituentov

Elektronické efekty substituentov umožňujú kvalitatívne posúdiť distribúciu elektrónovej hustoty v nereagujúcej molekule a predpovedať jej vlastnosti.

Rôzne anorganické a organické látky

Organická chémia je chémia zlúčeniny uhlíka. Anorganické zlúčeniny uhlíka zahŕňajú: oxidy uhlíka, kyselinu uhličitú, uhličitany a hydrogénuhličitany, karbidy. Organické látky iné ako uhlík obsahujú vodík, kyslík, dusík, fosfor, síru a ďalšie prvky. Atómy uhlíka môžu vytvárať dlhé nerozvetvené a rozvetvené reťazce, kruhy a spájať ďalšie prvky, takže počet organických zlúčenín sa blíži k 20 miliónom, zatiaľ čo anorganické látky majú len niečo vyše 100 tisíc.

Základom rozvoja organickej chémie je teória štruktúry organických zlúčenín od A. M. Butlerova. Dôležitú úlohu pri opise štruktúry organických zlúčenín má pojem valencia, ktorý charakterizuje schopnosť atómov vytvárať chemické väzby a určuje ich počet. Uhlík v organických zlúčeninách vždy štvormocný. Hlavným postulátom teórie A. M. Butlerova je pozícia na chemickej štruktúre hmoty, teda chemická väzba. Toto poradie sa zobrazuje pomocou štruktúrnych vzorcov. Butlerovova teória uvádza myšlienku, ktorú má každá látka špecifická chemická štruktúra A vlastnosti látok závisia od štruktúry.

Teória chemickej štruktúry organických zlúčenín od A. M. Butlerova

Tak ako pre anorganickú chémiu je základom vývoja periodický zákon a periodická sústava chemických prvkov D. I. Mendelejeva, pre organickú chémiu sa stal základom.

Teória chemickej štruktúry organických zlúčenín od A. M. Butlerova

Hlavným postulátom Butlerovovej teórie je postavenie na chemickej štruktúre hmoty, čo znamená poradie, postupnosť vzájomného spojenia atómov do molekúl, t.j. chemická väzba.

Chemická štruktúra- poradie spojenia atómov chemických prvkov v molekule podľa ich mocenstva.

Toto poradie možno zobraziť pomocou štruktúrnych vzorcov, v ktorých sú valencie atómov označené pomlčkami: jeden riadok zodpovedá jednotke valencie atómu chemického prvku. Napríklad pre organickú látku metán, ktorá má molekulový vzorec CH4, vyzerá štruktúrny vzorec takto:

Hlavné ustanovenia teórie A. M. Butlerova:

Atómy v organických molekulách sú navzájom spojené podľa ich valencie. Uhlík v organických zlúčeninách je vždy štvormocný a jeho atómy sa môžu navzájom spájať a vytvárať rôzne reťazce.

· Vlastnosti látok určuje nielen ich kvalitatívne a kvantitatívne zloženie, ale aj poradie spojenia atómov v molekule, t.j. chemická štruktúra látky.

· Vlastnosti organických zlúčenín závisia nielen od zloženia látky a poradia spojenia atómov v jej molekule, ale aj od vzájomné ovplyvňovanie atómov a skupiny atómov na sebe.

Teória štruktúry organických zlúčenín je dynamická a rozvíjajúca sa doktrína. Ako sa rozvíjali poznatky o podstate chemických väzieb a vplyve elektrónovej štruktúry molekúl organických látok, začali používať okrem empirických a štruktúrnych aj elektrónové vzorce. Takéto vzorce ukazujú smer vytesnenie elektrónových párov v molekule.

Kvantová chémia a chémia štruktúry organických zlúčenín potvrdila doktrínu priestorového smerovania chemických väzieb (cis- a trans izoméria), študovala energetické charakteristiky vzájomných prechodov v izoméroch, umožnila posúdiť vzájomný vplyv atómov v r. molekuly rôznych látok, vytvorili predpoklady na predpovedanie typov izomérií a smerov a mechanizmov chemických reakcií.

Organické látky majú množstvo vlastností.

· Všetky organické látky obsahujú uhlík a vodík, takže pri spaľovaní vznikajú oxid uhličitý a voda.

Organická hmota komplexne postavená a môže mať obrovskú molekulovú hmotnosť (bielkoviny, tuky, sacharidy).

· Organické látky môžu byť usporiadané v radoch podobných zložením, štruktúrou a vlastnosťami homológy.

· Pre organické látky je charakteristická izoméria.

Izoméria a homológia organických látok

Vlastnosti organických látok závisia nielen od ich zloženia, ale aj od poradie spojenia atómov v molekule.

izomerizmus- ide o fenomén existencie rôznych látok - izomérov s rovnakým kvalitatívnym a kvantitatívnym zložením, teda s rovnakým molekulovým vzorcom.

Existujú dva typy izomérie: konštrukčné a priestorové(stereoizoméria). Štrukturálne izoméry sa navzájom líšia v poradí viazania atómov v molekule; stereoizoméry - usporiadanie atómov v priestore s rovnakým poradím väzieb medzi nimi.

Hlavné typy izomérií:

· Štruktúrna izoméria - látky sa líšia poradím väzby atómov v molekulách:

1) izoméria uhlíkového skeletu;

2) pozičná izoméria:

• viacnásobné väzby;
• poslanci;
• funkčné skupiny;

3) izoméria homologických sérií (medzitrieda).

· Priestorová izoméria - molekuly látok sa líšia nie poradím väzby atómov, ale svojou polohou v priestore: cis-, trans-izoméria (geometrická).

Klasifikácia organických látok

Je známe, že vlastnosti organických látok sú určené ich zložením a chemickou štruktúrou. Preto nie je prekvapujúce, že klasifikácia organických zlúčenín je založená na teórii štruktúry - teórii A. M. Butlerova. Organické látky sú klasifikované podľa prítomnosti a poradia spojenia atómov v ich molekulách. Najtrvanlivejšou a najmenej premenlivou časťou molekuly organickej látky je jej kostra - reťazec atómov uhlíka. V závislosti od poradia spojenia atómov uhlíka v tomto reťazci sa látky delia na acyklický, neobsahujúce uzavreté reťazce atómov uhlíka v molekulách, a karbocyklický obsahujúce takéto reťazce (cykly) v molekulách.

Okrem atómov uhlíka a vodíka môžu molekuly organických látok obsahovať atómy iných chemických prvkov. Látky, v ktorých molekulách sú tieto takzvané heteroatómy zahrnuté v uzavretom reťazci, sú klasifikované ako heterocyklické zlúčeniny.

Heteroatómy(kyslík, dusík atď.) môžu byť súčasťou molekúl a acyklických zlúčenín, tvoriac v nich funkčné skupiny, napr.

hydroxyl

karbonyl

,

karboxyl

,

aminoskupina

.

Funkčná skupina- skupina atómov, ktorá určuje najcharakteristickejšie chemické vlastnosti látky a jej príslušnosť k určitej triede zlúčenín.

Nomenklatúra organických zlúčenín

Na začiatku vývoja organickej chémie boli priradené zlúčeniny, ktoré sa majú objaviť triviálne mená, často spojené s históriou ich výroby: kyselina octová (ktorá je základom vínneho octu), kyselina maslová (vznikajúca v masle), glykol (t. j. „sladký“) atď. S pribúdajúcim množstvom nových objavených látok vznikla potreba spájať mená s ich štruktúrou. Takto sa objavili racionálne názvy: metylamín, dietylamín, etylalkohol, metyletylketón, ktoré vychádzajú z názvu najjednoduchšej zlúčeniny. Pre zložitejšie zlúčeniny nie je vhodné racionálne názvoslovie.

Teória štruktúry A. M. Butlerova poskytla základ pre klasifikáciu a nomenklatúru organických zlúčenín podľa štruktúrnych prvkov a usporiadania atómov uhlíka v molekule. V súčasnosti je najčastejšie používaná nomenklatúra vyvinutá o Medzinárodná únia čistej a aplikovanej chémie (IUPAC), ktorá sa nazýva nomenklatúra IUPAC. Pravidlá IUPAC odporúčajú niekoľko zásad pre tvorbu mien, jednou z nich je zásada substitúcie. Na základe toho sa vyvinulo náhradné názvoslovie, ktoré je najuniverzálnejšie. Uveďme niekoľko základných pravidiel substitučnej nomenklatúry a pouvažujme nad ich aplikáciou na príklade heterofunkčnej zlúčeniny obsahujúcej dve funkčné skupiny – aminokyselinu leucín:

1. Názvy zlúčenín sú založené na základnej štruktúre (hlavný reťazec acyklickej molekuly, karbocyklický alebo heterocyklický systém). Názov nadradenej štruktúry tvorí základ mena, koreň slova.

V tomto prípade je základnou štruktúrou reťazec piatich atómov uhlíka spojených jednoduchými väzbami. Koreňovou časťou názvu je teda pentán.

2. Charakteristické skupiny a substituenty (štrukturálne prvky) sú označené predponami a príponami. Charakteristické skupiny sú rozdelené podľa veku. Prednostné poradie hlavných skupín:

Identifikuje sa seniorská charakteristická skupina, ktorá je označená v prípone. Všetky ostatné substituenty sú vymenované v predpone v abecednom poradí.

V tomto prípade je hlavnou charakteristickou skupinou karboxyl, teda táto zlúčenina patrí do triedy karboxylových kyselín, preto do radikálovej časti názvu pridávame kyselinu -ovú. Druhou najstaršou skupinou je aminoskupina, ktorá sa označuje predponou amino-. Okrem toho molekula obsahuje uhľovodíkový substituent metyl-. Základom názvu je teda kyselina aminometylpentánová.

3. Názov obsahuje označenie dvojitej a trojitej väzby, ktorá nasleduje hneď za koreňom.

Príslušná zlúčenina neobsahuje viacnásobné väzby.

4. Atómy materskej štruktúry sú očíslované. Číslovanie začína od konca uhlíkového reťazca, ku ktorému je najbližšia najvyššia charakteristická skupina:

Číslovanie reťazca začína atómom uhlíka, ktorý je súčasťou karboxylovej skupiny, je mu priradené číslo 1. V tomto prípade bude aminoskupina na uhlíku 2 a metylová skupina bude na uhlíku 4.

Prirodzená aminokyselina leucín sa teda podľa pravidiel nomenklatúry IUPAC nazýva kyselina 2-amino-4-metylpentánová.

Uhľovodíky. Klasifikácia uhľovodíkov

Uhľovodíky- Sú to zlúčeniny pozostávajúce iba z atómov vodíka a uhlíka.

V závislosti od štruktúry uhlíkového reťazca sa organické zlúčeniny delia na zlúčeniny s otvoreným reťazcom - acyklický(alifatické) a cyklický- s uzavretým reťazcom atómov.

Cyklické sú rozdelené do dvoch skupín: karbocyklické zlúčeniny(cykly sú tvorené len atómami uhlíka) a heterocyklický(cykly zahŕňajú aj ďalšie atómy, ako je kyslík, dusík, síra).

Karbocyklické zlúčeniny zase zahŕňajú dve série zlúčenín: alicyklický A aromatické.

Aromatické zlúčeniny na základe molekulárnej štruktúry majú ploché cykly obsahujúce uhlík so špeciálnym uzavretým systémom p-elektrónov, tvoriaci spoločný π-systém (jediný π-elektrónový oblak). Aromatickosť je charakteristická aj pre mnohé heterocyklické zlúčeniny.

Všetky ostatné karbocyklické zlúčeniny patria do alicyklickej série.

Acyklické (alifatické) aj cyklické uhľovodíky môžu obsahovať viacnásobné (dvojité alebo trojité) väzby. Takéto uhľovodíky sa nazývajú neobmedzené(nenasýtené) na rozdiel od limitujúcich (nasýtených), obsahujúcich len jednoduché väzby.

Nasýtené alifatické uhľovodíky sa nazývajú alkány, majú všeobecný vzorec C n H 2n+2, kde n je počet atómov uhlíka. Dnes sa často používa ich starý názov - parafíny:

Nenasýtené alifatické uhľovodíky obsahujúce jednu dvojitú väzbu sa nazývajú alkény. Majú všeobecný vzorec C n H 2n:

Nenasýtené alifatické uhľovodíky s dvoma dvojitými väzbami sa nazývajú alkadiény. Ich všeobecný vzorec je CnH2n-2:

Nenasýtené alifatické uhľovodíky s jednou trojitou väzbou sa nazývajú alkíny. Ich všeobecný vzorec je C n H 2n - 2:

Nasýtené alicyklické uhľovodíky - cykloalkány, ich všeobecný vzorec je CnH2n:

Špeciálna skupina uhľovodíkov, aromatických, príp arény(s uzavretým spoločným n-elektronickým systémom), známy z príkladu uhľovodíkov so všeobecným vzorcom C n H 2n - 6:

Ak je teda v ich molekulách jeden alebo viac atómov vodíka nahradených inými atómami alebo skupinami atómov (halogény, hydroxylové skupiny, aminoskupiny a pod.), vznikajú deriváty uhľovodíkov: halogénderiváty, kyslík obsahujúce, dusíkaté a iné. Organické zlúčeniny.

Homológny rad uhľovodíkov

Uhľovodíky a ich deriváty s rovnakou funkčnou skupinou tvoria homológne série.

Homológna séria pomenujte sériu zlúčenín patriacich do tej istej triedy (homológov), usporiadaných v rastúcom poradí ich relatívnej molekulovej hmotnosti, podobných štruktúrou a chemickými vlastnosťami, pričom každý člen sa od predchádzajúceho líši homologickým rozdielom CH 2. Napríklad: CH 4 - metán, C 2 H 6 - etán, C 3 H 8 - propán, C 4 H 10 - bután atď. Podobnosť chemických vlastností homológov značne zjednodušuje štúdium organických zlúčenín.

Uhľovodíkové izoméry

Tie atómy alebo skupiny atómov, ktoré určujú najcharakteristickejšie vlastnosti danej triedy látok, sa nazývajú funkčné skupiny.

Halogénderiváty uhľovodíkov možno považovať za produkty nahradenia jedného alebo viacerých atómov vodíka v uhľovodíkoch atómami halogénu. V súlade s tým môžu existovať konečné a nenasýtené mono-, di-, tri- (vo všeobecnom prípade poly-) halogénové deriváty.

Všeobecný vzorec monohalogénderivátov nasýtených uhľovodíkov:

a zloženie je vyjadrené vzorcom

kde R je zvyšok nasýteného uhľovodíka (alkán), uhľovodíkový radikál (toto označenie sa ďalej používa pri zvažovaní iných tried organických látok), G je atóm halogénu (F, Cl, Br, I).

Napríklad:

Tu je jeden príklad dihalogénového derivátu:

TO organické látky obsahujúce kyslík zahŕňajú alkoholy, fenoly, aldehydy, ketóny, karboxylové kyseliny, étery a estery. Alkoholy sú deriváty uhľovodíkov, v ktorých je jeden alebo viac atómov vodíka nahradených hydroxylovými skupinami.

Alkoholy sa nazývajú jednosýtne, ak majú jednu hydroxylovú skupinu, a nasýtené, ak sú derivátmi alkánov.

Všeobecný vzorec pre limit jednosýtne alkoholy:

a ich zloženie je vyjadrené všeobecným vzorcom:

Napríklad:

Známe príklady viacsýtne alkoholy má niekoľko hydroxylových skupín:

Fenoly- deriváty aromatických uhľovodíkov (benzénový rad), v ktorých je jeden alebo viac atómov vodíka v benzénovom kruhu nahradených hydroxylovými skupinami.

Najjednoduchší zástupca so vzorcom C 6 H 5 OH resp

nazývaný fenol.

Aldehydy a ketóny- deriváty uhľovodíkov obsahujúce karbonylovú skupinu atómov

(karbonyl).

V molekulách aldehydy jedna karbonylová väzba sa spája s atómom vodíka, druhá - s uhľovodíkovým radikálom. Všeobecný vzorec aldehydov:

Napríklad:

Kedy ketóny karbonylová skupina je spojená s dvoma (všeobecne odlišnými) radikálmi, všeobecný vzorec ketónov je:

Napríklad:

Zloženie nasýtených aldehydov a ketónov je vyjadrené vzorcom C 2n H 2n O.

Karboxylové kyseliny- uhľovodíkové deriváty obsahujúce karboxylové skupiny

(alebo -COOH).

Ak je v molekule kyseliny jedna karboxylová skupina, potom je karboxylová kyselina jednosýtna. Všeobecný vzorec nasýtených jednosýtnych kyselín:

Ich zloženie vyjadruje vzorec C n H 2 n O 2.

Napríklad:

Étery sú organické látky obsahujúce dva uhľovodíkové radikály spojené atómom kyslíka: R-O-R alebo R1-O-R2.

Radikály môžu byť rovnaké alebo rôzne. Zloženie éterov je vyjadrené vzorcom C n H 2n+2 O.

Napríklad:

Estery- zlúčeniny vznikajúce nahradením atómu vodíka karboxylovej skupiny v karboxylových kyselinách uhľovodíkovým zvyškom.

Všeobecný vzorec esterov:

Napríklad:

Nitro zlúčeniny- deriváty uhľovodíkov, v ktorých je jeden alebo viac atómov vodíka nahradených nitroskupinou -NO 2.

Všeobecný vzorec nasýtených mononitrozlúčenín:

a zloženie je vyjadrené všeobecným vzorcom CnH2n+1N02.

Napríklad:

Nitroderiváty arénov:

Amines- zlúčeniny, ktoré sa považujú za deriváty amoniaku (NH 3), v ktorých sú atómy vodíka nahradené uhľovodíkovými radikálmi. V závislosti od povahy radikálu môžu byť amíny alifatické, napríklad:

a aromatické, napr.

V závislosti od počtu atómov vodíka nahradených radikálmi sa rozlišujú:

primárne amíny so všeobecným vzorcom:

sekundárne- so všeobecným vzorcom:

terciárne- so všeobecným vzorcom:

V konkrétnom prípade môžu mať sekundárne a terciárne amíny rovnaké radikály.

Za primárne amíny možno považovať aj deriváty uhľovodíkov (alkánov), v ktorých je jeden atóm vodíka nahradený aminoskupinou -NH2. Zloženie nasýtených primárnych amínov je vyjadrené vzorcom C n H 2n + 3 N.

Napríklad:

Aminokyseliny obsahujú dve funkčné skupiny spojené s uhľovodíkovým radikálom: aminoskupinu -NH2 a karboxylovú skupinu -COOH.

Všeobecný vzorec α-aminokyselín (sú najdôležitejšie pre stavbu bielkovín, ktoré tvoria živé organizmy):

Zloženie nasýtených aminokyselín obsahujúcich jednu aminoskupinu a jeden karboxyl vyjadruje vzorec C n H 2n + 1 NO 2.

Napríklad:

Sú známe ďalšie dôležité organické zlúčeniny, ktoré majú niekoľko rôznych alebo rovnakých funkčných skupín, dlhé lineárne reťazce spojené s benzénovými kruhmi. V takýchto prípadoch nie je možné prísne určiť, či látka patrí do konkrétnej triedy. Tieto zlúčeniny sú často klasifikované do špecifických skupín látok: sacharidy, bielkoviny, nukleové kyseliny, antibiotiká, alkaloidy atď.

V súčasnosti sú známe aj mnohé zlúčeniny, ktoré možno klasifikovať ako organické, tak aj anorganické. x sa nazývajú organoprvkové zlúčeniny. Niektoré z nich možno považovať za deriváty uhľovodíkov.

Napríklad:

Existujú zlúčeniny, ktoré majú rovnaký molekulový vzorec, vyjadrujúci zloženie látok.

Fenomén izomérie spočíva v tom, že môže existovať niekoľko látok s rôznymi vlastnosťami, ktoré majú rovnaké molekulárne zloženie, ale rôzne štruktúry. Tieto látky sa nazývajú izoméry.

V našom prípade ide o medzitriedne izoméry: cykloalkány a alkány, alkadiény a alkíny, nasýtené jednosýtne alkoholy a étery, aldehydy a ketóny, nasýtené monokarboxylové kyseliny a estery.

Štrukturálna izoméria

Rozlišujú sa nasledujúce odrody štruktúrna izoméria: izoméria uhlíkového skeletu, polohová izoméria, izoméria rôznych tried organických zlúčenín (medzitriedna izoméria).

Izoméria uhlíkového skeletu je spôsobená rôzne poradie väzieb medzi atómami uhlíka, tvoriace kostru molekuly. Ako už bolo ukázané, molekulový vzorec C4H10 zodpovedá dvom uhľovodíkom: n-butánu a izobutánu. Pre uhľovodík C5H12 sú možné tri izoméry: pentán, izopentán a neopentán.

Keď sa počet atómov uhlíka v molekule zvyšuje, počet izomérov sa rýchlo zvyšuje. Pre uhľovodík C 10 H 22 je ich už 75 a pre uhľovodík C 20 H 44 - 366 319.

Pozičná izoméria je spôsobená rôznymi polohami násobnej väzby, substituentu a funkčnej skupiny s rovnakým uhlíkovým skeletom molekuly:

Izoméria rôznych tried organických zlúčenín (medzitriedna izoméria) je spôsobená rôznymi polohami a kombináciami atómov v molekulách látok, ktoré majú rovnaký molekulový vzorec, ale patria do rôznych tried. Molekulový vzorec C6H12 teda zodpovedá nenasýtenému uhľovodíkovému hexénu-1 a cyklickému uhľovodíkovému cyklohexánu.

Izoméry sú uhľovodík príbuzný alkínom - butín-1 a uhľovodík s dvoma dvojitými väzbami v butadién-1,3 reťazci:

Dietyléter a butylalkohol majú rovnaký molekulový vzorec C4H10O:

Štruktúrne izoméry sú kyselina aminooctová a nitroetán, ktoré zodpovedajú molekulovému vzorcu C2H5NO2:

Izoméry tohto typu obsahujú rôzne funkčné skupiny a patria do rôznych tried látok. Preto sa líšia vo fyzikálnych a chemických vlastnostiach oveľa viac ako izoméry uhlíkového skeletu alebo pozičné izoméry.

Priestorová izoméria

Priestorová izoméria sa delí na dva typy: geometrické a optické.

Pre zlúčeniny je charakteristická geometrická izoméria obsahujúce dvojité väzby a cyklické zlúčeniny. Pretože voľná rotácia atómov okolo dvojitej väzby alebo v kruhu nie je možná, substituenty môžu byť umiestnené buď na tej istej strane roviny dvojitej väzby alebo kruhu (cis poloha) alebo na opačných stranách (trans poloha). Označenia cis a trans zvyčajne označujú pár identických substituentov.

Geometrické izoméry sa líšia fyzikálnymi a chemickými vlastnosťami.

Vyskytuje sa optická izoméria ak je molekula nekompatibilná s jej obrazom v zrkadle. To je možné, keď má atóm uhlíka v molekule štyri rôzne substituenty. Tento atóm sa nazýva asymetrický. Príkladom takejto molekuly je molekula kyseliny a-aminopropiónovej (a-alanín) CH3CH(NH2)OH.

Molekula α-alanínu sa pri žiadnom pohybe nemôže zhodovať so svojím zrkadlovým obrazom. Takéto priestorové izoméry sa nazývajú zrkadlové, optické antipódy alebo enantioméry. Všetky fyzikálne a takmer všetky chemické vlastnosti takýchto izomérov sú identické.

Štúdium optickej izomérie je nevyhnutné pri zvažovaní mnohých reakcií vyskytujúcich sa v tele. Väčšina týchto reakcií prebieha pôsobením enzýmov – biologických katalyzátorov. Molekuly týchto látok musia zodpovedať molekulám zlúčenín, na ktoré pôsobia, ako kľúč k zámku, preto je pre priebeh týchto reakcií veľmi dôležitá priestorová štruktúra, vzájomné usporiadanie sekcií molekúl a ďalšie priestorové faktory. . Takéto reakcie sa nazývajú stereoselektívne.

Väčšina prírodných zlúčenín sú jednotlivé enantioméry a ich biologické účinky (od chuti a vône až po liečivé účinky) sa výrazne líšia od vlastností ich optických antipódov získaných v laboratóriu. Takýto rozdiel v biologickej aktivite je veľmi dôležitý, pretože je základom najdôležitejšej vlastnosti všetkých živých organizmov - metabolizmu.

izomerizmus

Elektrónová štruktúra atómu uhlíka

Uhlík obsiahnutý v organických zlúčeninách vykazuje konštantnú valenciu. Posledná energetická hladina atómu uhlíka obsahuje 4 elektróny, z ktorých dva zaberajú 2s orbitál, ktorý má guľový tvar, a dva elektróny zaberajú 2p orbitál, ktorý má tvar činky. Pri excitácii sa jeden elektrón z orbitálu 2s môže presunúť na jeden z voľných orbitálov 2p. Tento prechod si vyžaduje určitý energetický výdaj (403 kJ/mol). Výsledkom je, že excitovaný atóm uhlíka má 4 nepárové elektróny a jeho elektrónová konfigurácia je vyjadrená vzorcom 2s 1 2p 3 .. V prípade metánového uhľovodíka (CH 4) teda atóm uhlíka tvorí 4 väzby so s - elektróny atómov vodíka. V tomto prípade 1 väzba typu s-s (medzi s-elektrónom atómu uhlíka a s-elektrónom atómu vodíka) a 3 väzbami p-s (medzi 3 p-elektrónmi atómu uhlíka a 3 s-elektrónmi 3 vodíka atómy) by mali vzniknúť. To vedie k záveru, že štyri kovalentné väzby tvorené atómom uhlíka sú nerovnaké. Praktické skúsenosti v chémii však ukazujú, že všetky 4 väzby v molekule metánu sú absolútne ekvivalentné a molekula metánu má tetraedrickú štruktúru s väzbovými uhlami 109,5 0, čo by nemohlo platiť, ak by väzby boli nerovnaké. Veď len orbitály p-elektrónov sú v priestore orientované pozdĺž vzájomne kolmých osí x, y, z a orbitál s-elektrónu má guľový tvar, takže smer vzniku väzby s týmto elektrónom by bol svojvoľný. Tento rozpor dokázala vysvetliť teória hybridizácie. L. Polling navrhol, že v žiadnej molekule nie sú žiadne väzby izolované jedna od druhej. Pri vytváraní väzieb sa orbitály všetkých valenčných elektrónov prekrývajú. Je známych niekoľko typov hybridizácia elektrónových orbitálov. Predpokladá sa, že v molekule metánu a iných alkánov vstupujú do hybridizácie 4 elektróny.

Hybridizácia orbitálov atómu uhlíka

Orbitálna hybridizácia je zmena tvaru a energie niektorých elektrónov počas tvorby kovalentnej väzby, čo vedie k efektívnejšiemu prekrývaniu orbitálnych dráh a zvýšeniu pevnosti väzby. K orbitálnej hybridizácii dochádza vždy, keď sa na tvorbe väzieb podieľajú elektróny patriace k rôznym typom orbitálov.

1. sp 3 -hybridizácia(prvý valenčný stav uhlíka). Počas hybridizácie sp 3 interagujú 3 orbitály p a jeden orbitál s excitovaného atómu uhlíka takým spôsobom, že výsledné orbitály sú energeticky absolútne identické a symetricky umiestnené v priestore. Táto transformácia môže byť napísaná takto:

Pri hybridizácii sa nemení celkový počet orbitálov, ale mení sa len ich energia a tvar. Ukazuje sa, že sp 3 -hybridizačné orbitály pripomínajú trojrozmernú osmičku, ktorej jedna lopatka je oveľa väčšia ako druhá. Štyri hybridné orbitály sú rozšírené od stredu k vrcholom pravidelného štvorstenu v uhloch 109,5°. Väzby tvorené hybridnými elektrónmi (napríklad väzba s-sp 3) sú silnejšie ako väzby tvorené nehybridizovanými elektrónmi p (napríklad väzba s-p). Pretože hybridný orbitál sp 3 poskytuje väčšiu oblasť prekrytia elektrónových orbitálov ako nehybridizovaný orbitál p. Molekuly, v ktorých dochádza k hybridizácii sp 3, majú tetraedrickú štruktúru. Tieto okrem metánu zahŕňajú homológy metánu, anorganické molekuly, ako je amoniak. Obrázky ukazujú hybridizovanú orbitálnu a tetraedrickú molekulu metánu.

Chemické väzby, ktoré vznikajú v metáne medzi atómami uhlíka a vodíka, sú typu σ-väzby (sp 3 -s-väzba). Všeobecne povedané, každá sigma väzba je charakterizovaná skutočnosťou, že elektrónová hustota dvoch vzájomne prepojených atómov sa prekrýva pozdĺž čiary spájajúcej centrá (jadrá) atómov. σ-Väzby zodpovedajú maximálnemu možnému stupňu prekrytia atómových orbitálov, sú teda dosť silné.

2. sp 2 -hybridizácia(druhý valenčný stav uhlíka). Vzniká v dôsledku prekrytia jedného 2s a dvoch 2p orbitálov. Výsledné sp2-hybridné orbitály sú umiestnené v rovnakej rovine pod uhlom 120° navzájom a nehybridizovaný p-orbitál je naň kolmý. Celkový počet orbitálov sa nemení – sú štyri.

Sp 2 hybridizačný stav sa vyskytuje v molekulách alkénov, v karbonylových a karboxylových skupinách, t.j. v zlúčeninách obsahujúcich dvojitú väzbu. V molekule etylénu teda hybridizované elektróny atómu uhlíka tvoria 3 väzby σ (dve väzby typu sp2-s medzi atómom uhlíka a atómami vodíka a jedna väzba typu sp2-sp2 medzi atómami uhlíka). Zostávajúci nehybridizovaný p-elektrón jedného uhlíkového atómu tvorí π-väzbu s nehybridizovaným p-elektrónom druhého uhlíkového atómu. Charakteristickým znakom väzby π je, že k prekrytiu elektrónových orbitálov dochádza mimo čiary spájajúcej dva atómy. K prekrývaniu orbitálov dochádza nad a pod väzbou σ spájajúcou oba atómy uhlíka. Dvojitá väzba je teda kombináciou väzieb σ a π. Prvé dva obrázky ukazujú, že v molekule etylénu sú väzbové uhly medzi atómami tvoriacimi molekulu etylénu 120° (čo zodpovedá priestorovej orientácii troch hybridných orbitálov sp2). Obrázky znázorňujú vznik väzby π.

Pretože plocha prekrytia nehybridizovaných p-orbitálov v π väzbách je menšia ako plocha prekrytia orbitálov v σ väzbách, π väzba je menej silná ako σ väzba a ľahšie sa rozbije pri chemických reakciách.

3. sp hybridizácia(tretí valenčný stav uhlíka). V stave sp-hybridizácie má atóm uhlíka dva sp-hybridné orbitály umiestnené navzájom lineárne pod uhlom 180° a dva nehybridizované p-orbitály umiestnené v dvoch vzájomne kolmých rovinách. sp-hybridizácia je charakteristická pre alkíny a nitrily, t.j. pre zlúčeniny obsahujúce trojitú väzbu.

V molekule acetylénu sú teda väzbové uhly medzi atómami 180°. Hybridizované elektróny atómu uhlíka tvoria 2 väzby σ (jedna väzba sp-s medzi atómom uhlíka a atómom vodíka a ďalšia väzba sp-sp medzi atómami uhlíka. Dva nehybridizované elektróny p jedného atómu uhlíka tvoria dve väzby π s nehybridizovaným p elektróny druhého atómu uhlíka.K prekrývaniu orbitálov p-elektrónov dochádza nielen nad a pod σ-väzbou, ale aj pred a za a celkový oblak p-elektrónov má valcový tvar.Takže trojitá väzba je kombináciou jednej σ-väzby a dvoch π-väzieb.Prítomnosť menej pevných dvoch π-väzieb v molekule acetylénu zabezpečuje schopnosť tejto látky vstupovať do adičných reakcií so štiepením trojitej väzby.

Referenčný materiál na vykonanie testu:

Mendelejevov stôl

Tabuľka rozpustnosti

Pokračovanie. Pozrite si začiatok v № 15, 16/2004

Lekcia 5. Hybridizácia
atómové orbitály uhlíka

Kovalentná chemická väzba sa vytvára pomocou zdieľaných väzbových elektrónových párov, ako sú:

Vytvorte chemickú väzbu, t.j. Iba nepárové elektróny môžu vytvoriť spoločný elektrónový pár s „cudzím“ elektrónom z iného atómu. Pri písaní elektronických vzorcov sa v orbitálnej bunke nachádzajú nespárované elektróny jeden po druhom.
Atómový orbitál je funkcia, ktorá popisuje hustotu elektrónového oblaku v každom bode priestoru okolo atómového jadra. Elektrónový oblak je oblasť priestoru, v ktorej možno s vysokou pravdepodobnosťou detegovať elektrón.
Na harmonizáciu elektrónovej štruktúry atómu uhlíka a valencie tohto prvku sa používajú koncepty o excitácii atómu uhlíka. V normálnom (neexcitovanom) stave má atóm uhlíka dva nepárové 2 R 2 elektróny. V excitovanom stave (keď je energia absorbovaná) jeden z 2 s 2 elektróny môžu ísť zadarmo R- orbitálny. Potom sa v atóme uhlíka objavia štyri nepárové elektróny:

Pripomeňme, že v elektrónovom vzorci atómu (napríklad pre uhlík 6 C – 1 s 2 2s 2 2p 2) veľké čísla pred písmenami - 1, 2 - označujú číslo úrovne energie. Listy s A R označujú tvar elektrónového oblaku (orbitálu) a čísla vpravo nad písmenami označujú počet elektrónov v danom orbitále. Všetky s- sférické orbitály:

Na druhej energetickej úrovni okrem 2 s- existujú tri orbitály 2 R-orbitály. Tieto 2 R-orbitály majú elipsoidný tvar, podobne ako činky, a sú orientované v priestore pod uhlom 90° navzájom. 2 R-Orbitály označujú 2 p x, 2p y a 2 p z v súlade s osami, pozdĺž ktorých sa tieto orbitály nachádzajú.

Keď sa vytvárajú chemické väzby, elektrónové orbitály nadobúdajú rovnaký tvar. Teda v nasýtených uhľovodíkoch jeden s-orbitálne a tri R-orbitály atómu uhlíka tvoria štyri identické (hybridné) sp 3-orbitály:

toto - sp 3 -hybridizácia.
Hybridizácia– zarovnanie (miešanie) atómových orbitálov ( s A R) so vznikom nových atómových orbitálov tzv hybridné orbitály.

Hybridné orbitaly majú asymetrický tvar, predĺžený smerom k pripojenému atómu. Elektrónové oblaky sa navzájom odpudzujú a nachádzajú sa vo vesmíre čo najďalej od seba. V tomto prípade osi štyri sp 3-hybridné orbitály smerujú k vrcholom štvorstenu (pravidelná trojuholníková pyramída).
V súlade s tým sú uhly medzi týmito orbitálmi štvorstenné, rovné 109°28".
Vrcholy elektrónových orbitálov sa môžu prekrývať s orbitálmi iných atómov. Ak sa elektrónové oblaky prekrývajú pozdĺž čiary spájajúcej stredy atómov, potom sa takáto kovalentná väzba nazýva sigma()-spojenie. Napríklad v molekule etánu C 2 H 6 vzniká chemická väzba medzi dvoma atómami uhlíka prekrytím dvoch hybridných orbitálov. Toto je spojenie. Okrem toho každý z atómov uhlíka so svojimi tromi sp 3-orbitály sa prekrývajú s s-orbitály troch atómov vodíka, tvoriace tri -väzby.

Celkovo sú pre atóm uhlíka možné tri valenčné stavy s rôznymi typmi hybridizácie. Okrem sp Existuje 3-hybridizácia sp 2 - a sp-hybridizácia.
sp 2 -Hybridizácia- miešanie jedného s- a dve R-orbitály. V dôsledku toho sa vytvoria tri hybridy sp 2 -orbitály. Títo sp 2-orbitály sú umiestnené v rovnakej rovine (s osami X, pri) a smerujú k vrcholom trojuholníka s uhlom medzi orbitálmi 120°. Nehybridizované
R-orbitál je kolmý na rovinu troch hybridov sp 2-orbitály (orientované pozdĺž osi z). Horná polovica R-orbitály sú nad rovinou, spodná polovica je pod rovinou.
Typ sp 2-uhlíková hybridizácia sa vyskytuje v zlúčeninách s dvojitou väzbou: C=C, C=O, C=N. Okrem toho iba jedna z väzieb medzi dvoma atómami (napríklad C=C) môže byť väzba -. (Ostatné väzbové orbitály atómu sú nasmerované v opačných smeroch.) Druhá väzba je vytvorená ako výsledok prekrývania nehybridných R-orbitály na oboch stranách čiary spájajúcej atómové jadrá.

Kovalentná väzba vytvorená bočným prekrytím R-orbitály susedných atómov uhlíka sa nazývajú pi()-spojenie.

Vzdelávanie -komunikácie

V dôsledku menšieho prekrývania obežných dráh je -väzba menej pevná ako -väzba.
sp-Hybridizácia– ide o miešanie (zarovnanie tvaru a energie) jedného s- a jeden
R-orbitály za vzniku dvoch hybridov sp-orbitály. sp-Orbitály sú umiestnené na rovnakej priamke (pod uhlom 180°) a nasmerované v opačných smeroch od jadra atómu uhlíka. Dva
R-orbitály zostávajú nehybridizované. Sú umiestnené navzájom kolmo
smery spojov. Na obrázku sp- orbitály sú znázornené pozdĺž osi r, a nehybridizované dva
R-orbitály – pozdĺž os X A z.

Trojitá väzba uhlík-uhlík CC pozostáva z -väzby vytvorenej prekrývaním
sp-hybridné orbitály a dve väzby.
Vzťah medzi takými parametrami atómu uhlíka, ako je počet pripojených skupín, typ hybridizácie a typy vytvorených chemických väzieb, je uvedený v tabuľke 4.

Tabuľka 4

Kovalentné uhlíkové väzby

Počet skupín súvisiace s uhlíkom	Typ hybridizácia	Typy zúčastňujúci sa chemické väzby	Príklady vzorcov zlúčenín
4	sp 3	Štyri - spojenia
3	sp 2	Tri - pripojenia a jeden - spojenie
2	sp	Dve - spojenia a dve - spojenia	H–CC–H

Cvičenia.

1. Ktoré elektróny atómov (napríklad uhlíka alebo dusíka) sa nazývajú nepárové?

2. Čo znamená pojem „zdieľané elektrónové páry“ v zlúčeninách s kovalentnou väzbou (napríklad CH 4 alebo H 2 S )?

3. Aké elektronické stavy atómov (napríklad C alebo N ) sa nazývajú základné a ktoré sú nadšené?

4. Čo znamenajú čísla a písmená v elektronickom vzorci atómu (napríklad C alebo N )?

5. Čo je atómový orbitál? Koľko orbitálov je na druhej energetickej úrovni atómu C? a ako sa líšia?

6. Ako sa hybridné orbitály líšia od pôvodných orbitálov, z ktorých vznikli?

7. Aké typy hybridizácie sú známe pre atóm uhlíka a z čoho pozostávajú?

8. Nakreslite obrázok priestorového usporiadania orbitálov pre jeden z elektrónových stavov atómu uhlíka.

9. Ako sa nazývajú chemické väzby a čo? Uveďte-A-spojenia v spojeniach:

10. Pre atómy uhlíka nižšie uvedených zlúčenín uveďte: a) typ hybridizácie; b) typy jeho chemických väzieb; c) väzbové uhly.

Odpovede na cvičenia k téme 1

Lekcia 5

1. Elektróny, ktoré sa nachádzajú jeden po druhom v orbitáli, sa nazývajú nepárové elektróny. Napríklad vo vzorci elektrónovej difrakcie excitovaného atómu uhlíka sú štyri nepárové elektróny a atóm dusíka má tri:

2. Dva elektróny, ktoré sa podieľajú na tvorbe jednej chemickej väzby, sa nazývajú zdieľaný elektrónový pár. Pred vytvorením chemickej väzby zvyčajne jeden z elektrónov v tomto páre patril jednému atómu a druhý elektrón inému atómu:

3. Elektrónový stav atómu, v ktorom sa pozoruje poradie vypĺňania elektrónových orbitálov: 1 s 2 , 2s 2 , 2p 2 , 3s 2 , 3p 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4p 2 atď., sa nazývajú základný stav. IN vzrušený stav jeden z valenčných elektrónov atómu zaberá voľný orbitál s vyššou energiou; takýto prechod je sprevádzaný oddelením párových elektrónov. Schematicky je to napísané takto:

Kým v základnom stave boli len dva nepárové valenčné elektróny, v excitovanom stave sú takéto elektróny štyri.

5. Atómový orbitál je funkcia, ktorá popisuje hustotu elektrónového oblaku v každom bode priestoru okolo jadra daného atómu. Na druhej energetickej úrovni atómu uhlíka sú štyri orbitály - 2 s, 2p x, 2p y, 2p z. Tieto orbitály sa líšia:
a) tvar elektrónového oblaku ( s- lopta, R- činka);
b) R-orbitály majú rôznu orientáciu v priestore - pozdĺž vzájomne kolmých osí X, r A z, sú určené p x, p y, p z.

6. Hybridné orbitály sa od pôvodných (nehybridných) orbitálov líšia tvarom a energiou. Napríklad, s- orbital - tvar gule, R- symetrická osmička, sp-hybridný orbitál – asymetrická osmička.
Energetické rozdiely: E(s) < E(sp) < E(R). teda sp-orbitál – orbitál spriemerovaný tvarom a energiou, získaný zmiešaním originálu s- A p-orbitály.

7. Pre atóm uhlíka sú známe tri typy hybridizácie: sp 3 , sp 2 a sp (pozri text lekcie 5).

9. -väzba - kovalentná väzba vytvorená čelným prekrývaním orbitálov pozdĺž čiary spájajúcej stredy atómov.
-väzba – kovalentná väzba vytvorená bočným prekrytím R-orbitály na oboch stranách čiary spájajúcej stredy atómov.
-Väzby sú znázornené druhou a treťou čiarou medzi spojenými atómami.