Понятия за видовете връзки между атомите, валентните състояния на въглерода и механизма на органичните реакции. Ковалентни връзки с участието на въглероден атом Органичните вещества имат редица характеристики

В основното състояние въглеродният атом C (1s 2 2s 2 2p 2) има два несдвоени електрона, поради което могат да се образуват само две общи електронни двойки. В повечето от съединенията си обаче въглеродът е четиривалентен. Това се обяснява с факта, че въглеродният атом, поглъщайки малко количество енергия, преминава във възбудено състояние, в което има 4 несдвоени електрона, т.е. способни да образуват четириковалентни връзки и участват в образуването на четири общи електронни двойки:

6 С 1 s 2 2 s 2 2 p 2 6 С * 1 s 2 2 s 1 2 p 3

↓

стр

↓

стр

Енергията на възбуждане се компенсира от образуването на химични връзки, което се случва с освобождаването на енергия.

Въглеродните атоми имат способността да образуват три вида хибридизация на електронни орбитали ( sp 3, sp 2, sp) и образуването на множество (двойни и тройни) връзки помежду си (Таблица 7).

Таблица 7

Видове хибридизация и молекулярна геометрия

Прости (единични) s - комуникацията се осъществява при sp 3-хибридизация, при която и четирите хибридни орбитали са еквивалентни и са насочени в пространството под ъгъл 109 o 29' една спрямо друга и ориентирани към върховете на правилен тетраедър.

Ориз. 19. Образуване на метанова молекула CH 4

Ако хибридните въглеродни орбитали се припокриват със сферичните с-орбитали на водородния атом, тогава се образува най-простото органично съединение метан CH 4 - наситен въглеводород (фиг. 19).

Ориз. 20. Тетраедрично разположение на връзките в молекулата на метана

Голям интерес представлява изследването на връзките на въглеродните атоми един с друг и с атоми на други елементи. Нека разгледаме структурата на молекулите на етан, етилен и ацетилен.

Ъглите между всички връзки в молекулата на етана са почти точно равни един на друг (фиг. 21) и не се различават от ъглите С-Н в молекулата на метана.

Ориз. 21. Молекула етан C 2 H 6

Следователно въглеродните атоми са в състояние sp 3-хибридизация.

Хибридизацията на електронните орбитали на въглеродните атоми може да бъде непълна, т.е. две ( sp 2–хибридизация) или един ( sp-хибридизация) от три Р- орбитали. В този случай между въглеродните атоми се образуват кратни(двойно или тройно) комуникации. Въглеводородите с множество връзки се наричат ненаситени или ненаситени. Двойна връзка (C=C) се образува, когато sp 2– хибридизация. В този случай всеки въглероден атом има едно от три Р- орбиталите не участват в хибридизацията, което води до образуването на три sp 2– хибридни орбитали, разположени в една и съща равнина под ъгъл 120° една спрямо друга, и нехибридни 2 Р-Орбиталата е разположена перпендикулярно на тази равнина. Два въглеродни атома се свързват заедно, за да образуват една s-връзка поради припокриващи се хибридни орбитали и една p-връзка поради припокриване Р-орбитали. Взаимодействието на свободни хибридни орбитали на въглерод с 1s-орбитали на водородни атоми води до образуването на етиленовата молекула C 2 H 4 (фиг. 22), най-простият представител на ненаситените въглеводороди.

Ориз. 22. Образуване на етиленова молекула C 2 H 4

Припокриването на електронни орбитали в случай на p-връзка е по-малко и зоните с повишена електронна плътност лежат по-далеч от атомните ядра, следователно тази връзка е по-слаба от s-връзката.

Тройната връзка се образува от една s-връзка и две p-връзки. В този случай електронните орбитали са в състояние на sp-хибридизация, чието образуване се дължи на една с- и едно Р- орбитали (фиг. 23).

Ориз. 23. Образуване на ацетиленова молекула C 2 H 2

Две хибридни орбитали са разположени под ъгъл 180° една спрямо друга, а останалите две нехибридни Р-орбиталите са разположени в две взаимно перпендикулярни равнини. Образуването на тройна връзка се извършва в ацетиленовата молекула C 2 H 2.

Специален тип връзка възниква по време на образуването на молекула бензен (C 6 H 6), най-простият представител на ароматните въглеводороди.

Бензенът съдържа шест въглеродни атома, свързани заедно в пръстен (бензенов пръстен), като всеки въглероден атом е в състояние на sp 2 хибридизация (фиг. 24).

Всички въглеродни атоми, включени в молекулата на бензена, са разположени в една и съща равнина. Всеки въглероден атом в състояние на sp 2 хибридизация има още една нехибридна p-орбитала с несдвоен електрон, който образува p-връзка (фиг. 25).

Оста на такава p-орбитала е разположена перпендикулярно на равнината на молекулата на бензена.

Ориз. 24. sp 2 - орбитали на бензеновата молекула C 6 H 6

Ориз. 25. - връзки в бензеновата молекула C 6 H 6

Всичките шест нехибридни р-орбитали образуват обща свързваща молекулярна р-орбитала и всичките шест електрона се комбинират, за да образуват р-електронен секстет.

Граничната повърхност на такава орбитала е разположена над и под равнината на въглеродния s - скелет. В резултат на кръгово припокриване възниква единична делокализирана p-система, обхващаща всички въглеродни атоми на цикъла. Бензенът е изобразен схематично като шестоъгълник с пръстен вътре, което показва, че се извършва делокализация на електрони и съответните връзки.

Връзките между атомите, изобразени в структурни формули под формата на тирета или пръчки (пръчки), се образуват от взаимодействието на външни (валентни) електрони на 2 атома от една молекула. Въз основа на характера на това взаимодействие се разграничават два основни или екстремни типа връзки между атомите.

1-ви вид.Йонна, електровалентна или солева връзка е най-ясно представена (в чиста форма) в случай на взаимодействие между атом на силен метал (например алкален) и атом на силен неметал (напр. , халоген). Атомът на алкален метал, губейки един външен електрон, се превръща в положително заредена частица, а халогенният атом, получавайки един външен електрон, става отрицателно зареден: Na + - CI -. Силата на тази връзка се дължи на силите на Кулон на привличане между различно заредени частици и на енергията, освободена при образуването на нова електронна двойка при халогенния атом. Примери за това са соли на органични и неорганични киселини.

2-ри екстремен тип.По-характерен за органичните съединения е ковалентният (или атомен) Връзкаярко (в чиста форма) представен в 2-атомни молекули на газове: H 2, O 2, N 2, C1 2 и т.н., в които връзката се образува между напълно идентични атоми. В резултат на сдвояването на два електрона на два атома с противоположни спинове, когато те се приближават един към друг, се освобождава определено количество енергия (≈ 400 kJ/mol) и новата електронна двойка придобива молекулна орбита, заемайки една клетка в двата атома. Освен това най-високата плътност на електронния облак на тази двойка е разположена между атомите (има, така да се каже, припокриване на атомните орбити на двата електрона, фиг. a) или образуването на молекулна орбита - фиг. b ).

Въпреки че изображение b) е по-близо до истината, и двете изображения на ковалентни връзки са валидни и приложими. При чисто ковалентна връзка няма отклонение на центровете на положителните и отрицателните заряди на молекулата, те съвпадат - молекулата е неполярна.

В допълнение към тези два крайни типа връзки (йонни и ковалентни), има междинни типове: 3) полярни, 4) семиполярни, 5) координационни, които се срещат главно в така наречените ониеви съединения (оксоний, амоний, сулфоний).

IN полярна връзкаелектронна двойка, разположена едновременно в полето на центровете на двата атома (техните ядра), се отклонява към по-електроотрицателен атом, като например в молекулата HC1 електронната двойка е повече в хлорната клетка, отколкото във водородната клетка:

Поради това отклонение в електронната плътност, центровете на положителните и отрицателните заряди на молекулата се разминават. Той е станал полярен, има диполен момент (т.е. произведението на заряд и половината от разстоянието между зарядите), който не е равен на нула.

Полуполярна връзканай-ясно представени в кислородни съединения на петвалентен азот:

Изображение а) въпреки че е разрешено, не е валидно, тъй като азотният атом има само две електронни нива (слоя), където на външния (2-ри) слой има само четири клетки и пет двойки електрони (пет връзки) няма да намерят място там. В това отношение изображение b) е по-правилно, което показва резонанса на екстремните структури (I и III)и преход към енергийно по-изгодна средна структура. Така, поради симетричното разпределение на електронната плътност, отрицателният заряд се разделя наполовина между два равни кислородни атома. Но в азотния атом всъщност няма цял положителен заряд, а има положителен заряд, близък до целия, съответно при кислородните атоми (структура P) има отрицателни заряди, близки до половината от целия заряд.

Координационна връзкатой е най-стабилен в амониеви съединения, където азотният атом става четиривалентен, отдавайки един електрон на протона (и във водна среда на хидрониевия катион), придобивайки положителен заряд (или, с други думи, добавяйки протон към несподелена двойка азотни електрони): H 3 N: + H + → N 4 N +

амоняк протон амониев катион

В амониевия катион новата образувана връзка променя природата на трите други N - H връзки, присъстващи преди това в азота, които сега стават по-удължени и всичките четири амониев водородни атома, взаимно отблъскващи се, стават в най-отдалечените позиции един от друг , а именно в ъглите на правилен тетраедър, когато азотният атом е в центъра на този тетраедър:

Новата образувана връзка (координация) не се различава от модифицираните N - H връзки, присъстващи преди това в молекулата на амоняка. Тук се извършва s 1 p 3 - хибридизация на четирите електрона, останали върху азота (като метан въглерод).

Ако молекулата на метана е относително силно образувание, което няма заряд, тогава амониевият катион (който се различава от нея по структура само по това, че ядрото на централния атом съдържа още един протон и един неутрон) е по-малко стабилен и може лесно да се дисоциира на амоняк и хидрониев катион, преодолявайки определена енергийна бариера, която определя силата на амониеви съединения.

Понятието σ-(сигма) и π- (pi) връзки

Ковалентните връзки, които преобладават в органичните съединения, обикновено определят химичната активност на тези вещества. Въпреки това, слабите множествени връзки (двойни, тройни) и характеристиките на връзките във функционалните групи са от голямо значение.

Въглеродът е централният елемент на органичния свят; въглеродните скелети (гръбнаците на молекулите) определят тяхната стабилност и почти неограниченото им разнообразие. Следователно е необходимо да се разгледа малко по-подробно електронният характер на неговите връзки.

Въглеродният атом има ядро със заряд +6 и електронна обвивка: 1s 2, 2s 2, 2p 2, където четирите външни електрона са валентни електрони (2s 2, 2p 2). Но за да могат тези електрони да образуват четири връзки, 2s 2 електрона, които са в обема на топката в сдвоена форма, трябва да преминат в несдвоено състояние. И възбуденият въглероден атом трябва да има обвивка: 1s 2, 2s 1, 2p 3, където заедно с несдвоения s-електрон (сферична форма) има три p-електрона (с формата на триизмерни осмици или дъмбели), разположено по координатните оси (x, y, z) тримерно пространство (фиг. 3). Въпреки това, за да се образуват четири връзки с еднаква стойност една спрямо друга, както в метана, един s-електрон и три p-електрона трябва да преминат в модифицирано хибридизирано (s 1 p 3 -хибридизация) състояние и всичките четири външни електрона вече имат абсолютно еднакви посоки (хибридни) форми на облаци и водородните атоми на метана са в равни, най-отдалечени позиции един от друг:

които съответстват на върховете на правилен тетраедър, ако в центъра му е поставен метанов въглероден атом (фиг. 4). Състоянието на въглерода, когато хибридизацията на валентните електрони се извършва в съотношение s 1 p 3, се нарича първото валентно състояние на въглерода,и връзките на такъв атом с други атоми се наричат b(сигма)-връзки(фиг. 5, 6).

По този начин, σ връзкае всяка единична връзка на въглерод към друг атом. И най-често срещаните C-H и C-H σ връзки в молекулите на органичните вещества имат следните основни данни (фиг. 6b, 6c).

Енергия на C-H връзка ~93-96 kcal/mol (~370-380 kJ/mol).

Комуникационна дължина 1,1 A 0 (0,11 nm)

С-С енергия на свързване ~84-86 kcal/mol (~340-360 kJ/mol)

Дължина на връзката 1,54 A 0 (0,154 nm)

Второ валентно състояние на въглеродахарактеристика на етилен и други съединения с двойна връзка. В етиленовия въглерод хибридизацията на валентните електрони на възбудения атом (2s 1, 2p 3) се извършва в съотношение s 1 p 2, когато един p-електрон (от три) не участва в хибридизацията и остава в p - форма. А хибридните облаци с насочена (удължена) форма са разположени в равнина под ъгъл 120° един спрямо друг (фиг. 7).

И p-електроните на два въглерода са сдвоени в p-формата в допълнение към σ връзката между тези въглероди (фиг. 7). Тази допълнителна (множествена) връзка, образувана от сдвояването на електрони в p-формата, се нарича π (пи)- комуникацияЕнергията, отделена при нейното образуване, е по-малка от енергията на σ връзката, тъй като енергията на двойната връзка C = C е ~140 kcal/mol (~560-580 kJ/mol). Ако извадим енергията на C - C σ връзката от тук (~85 kcal/mol), тогава π -връзката остава ~55 kcal/mol (140-85=55).

Трето валентно състояние на въглеродахарактеристика на ацетилена и други съединения с тройна връзка. За ацетиленовия въглерод, от четири валентни електрона (2s 1, 2p 3) на възбудения атом, по един s- и p-електрон участват в хибридизация (s 1 p 1 - хибридизация). А хибридните (удължени) два облака са разположени на една и съща права линия, образувайки σ-връзки (фиг. 8). Тоест, те заемат най-отдалечените позиции (z-координата) от 2-та електрона, останали в p-формата, разположени по протежение на координатните оси (x, y) на триизмерното пространство, сдвоени в p-формата, за да образуват две π - връзки във взаимно перпендикулярни равнини(фиг. 8). Енергията, отделена при образуването на тройна връзка, е ~200 kcal/mol. Ако от тук извадим 85 kcal/mol - енергията на σ връзката, то за две π връзки остава ~115 kcal/m, т.е. ~57 kcal/mol за всяка π връзка. Ето основните характеристики на единичните, двойните и тройните връзки за сравнение:

Дължина на C - C връзка 1,54 A 0, енергия на образуване на връзка ~85 kcal/mol

C = C дължина на връзката 1,34 A 0 , енергия на образуване на връзка ~140 kcal/mol

C ≡ C дължина на връзката 1,21 A 0, енергия на образуване на връзка ~200 kcal/mol Електроните на π връзките са по-обемни, по-слабо свързани с атомните ядра, по-достъпни за атака от реагента и лесно се излагат на електрически и магнитни полета, за например падаща светлина или атака от заредени частици. Ето защо π -връзките, които имат напълно различен характер в сравнение с σ-връзките, са по-малко стабилни и причиняват висока химическа активност на ненаситените съединения в сравнение с наситените (наситени) съединения.

169375 0

Всеки атом има определен брой електрони.

Когато влизат в химични реакции, атомите даряват, получават или споделят електрони, постигайки най-стабилната електронна конфигурация. Конфигурацията с най-ниска енергия (както в атомите на благородния газ) се оказва най-стабилна. Този модел се нарича "октетно правило" (фиг. 1).

Ориз. 1.

Това правило важи за всички видове връзки. Електронните връзки между атомите им позволяват да образуват стабилни структури, от най-простите кристали до сложни биомолекули, които в крайна сметка образуват живи системи. Те се различават от кристалите по непрекъснатия си метаболизъм. В същото време много химични реакции протичат според механизмите електронен трансфер, които играят критична роля в енергийните процеси в тялото.

Химическата връзка е силата, която държи заедно два или повече атома, йони, молекули или всяка комбинация от тях.

Природата на химическата връзка е универсална: тя е електростатична сила на привличане между отрицателно заредени електрони и положително заредени ядра, определена от конфигурацията на електроните на външната обвивка на атомите. Способността на атома да образува химични връзки се нарича валентност, или степен на окисление. Концепцията за валентни електрони- електрони, които образуват химични връзки, тоест разположени в най-високите енергийни орбитали. Съответно се нарича външната обвивка на атома, съдържаща тези орбитали валентна обвивка. Понастоящем не е достатъчно да се посочи наличието на химична връзка, но е необходимо да се изясни нейният тип: йонна, ковалентна, дипол-диполна, метална.

Първият тип връзка ейонни Връзка

Според теорията за електронната валентност на Луис и Косел, атомите могат да постигнат стабилна електронна конфигурация по два начина: първо, чрез загуба на електрони, превръщайки се в катиони, второ, придобивайки ги, превръщайки се в аниони. В резултат на преноса на електрони, поради електростатичната сила на привличане между йони с противоположни знаци, се образува химична връзка, наречена от Косел “ електровалентен“(сега се нарича йонни).

В този случай анионите и катионите образуват стабилна електронна конфигурация със запълнена външна електронна обвивка. Типичните йонни връзки се образуват от катиони Т и II групи на периодичната система и аниони на неметални елементи от групи VI и VII (съответно 16 и 17 подгрупи, халкогениИ халогени). Връзките на йонните съединения са ненаситени и ненасочени, така че те запазват възможността за електростатично взаимодействие с други йони. На фиг. Фигури 2 и 3 показват примери за йонни връзки, съответстващи на модела на Kossel за трансфер на електрони.

Ориз. 2.

Ориз. 3.Йонна връзка в молекула готварска сол (NaCl)

Тук е уместно да си припомним някои свойства, които обясняват поведението на веществата в природата, по-специално да разгледаме идеята за киселиниИ причини.

Водните разтвори на всички тези вещества са електролити. Те променят цвета си по различен начин показатели. Механизмът на действие на индикаторите е открит от F.V. Оствалд. Той показа, че индикаторите са слаби киселини или основи, чийто цвят е различен в недисоциираните и дисоциираните състояния.

Основите могат да неутрализират киселините. Не всички основи са разтворими във вода (например, някои органични съединения, които не съдържат ОН групи, са неразтворими, по-специално, триетиламин N(C 2 H 5) 3); разтворимите основи се наричат алкали.

Водните разтвори на киселини претърпяват характерни реакции:

а) с метални оксиди - с образуване на сол и вода;

б) с метали - с образуване на сол и водород;

в) с карбонати - с образуване на сол, CO 2 и н 2 О.

Свойствата на киселините и основите се описват от няколко теории. В съответствие с теорията на S.A. Арениус, киселината е вещество, което се дисоциира, за да образува йони н+ , докато основата образува йони ТОЙ- . Тази теория не взема предвид съществуването на органични бази, които нямат хидроксилни групи.

В съответствие със протонСпоред теорията на Brønsted и Lowry киселината е вещество, съдържащо молекули или йони, които отдават протони ( донорипротони), а основата е вещество, състоящо се от молекули или йони, които приемат протони ( акцепторипротони). Обърнете внимание, че във водните разтвори водородните йони съществуват в хидратирана форма, тоест под формата на хидрониеви йони H3O+ . Тази теория описва реакции не само с вода и хидроксидни йони, но също и такива, проведени в отсъствието на разтворител или с неводен разтворител.

Например при реакцията между амоняк Н.Х. 3 (слаба основа) и хлороводород в газовата фаза се образува твърд амониев хлорид и в равновесна смес от две вещества винаги има 4 частици, две от които са киселини, а другите две са основи:

Тази равновесна смес се състои от две спрегнати двойки киселини и основи:

1)Н.Х. 4+ и Н.Х. 3

2) НС1И кл ‑

Тук във всяка конюгирана двойка киселината и основата се различават с един протон. Всяка киселина има спрегната основа. Силната киселина има слаба спрегната основа, а слабата киселина има силна спрегната основа.

Теорията на Brønsted-Lowry помага да се обясни уникалната роля на водата за живота на биосферата. Водата, в зависимост от веществото, което взаимодейства с нея, може да проявява свойствата на киселина или основа. Например при реакции с водни разтвори на оцетна киселина водата е основа, а при реакции с водни разтвори на амоняк е киселина.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Тук молекула на оцетната киселина отдава протон на водна молекула;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ТОЙ- . Тук една молекула амоняк приема протон от водна молекула.

Така водата може да образува две конюгирани двойки:

1) H2O(киселина) и ТОЙ- (конюгирана основа)

2) H 3 O+ (киселина) и H2O(конюгирана основа).

В първия случай водата отдава протон, а във втория го приема.

Това свойство се нарича амфипротонизъм. Наричат се вещества, които могат да реагират както на киселини, така и на основи амфотерни. Такива вещества често се срещат в живата природа. Например, аминокиселините могат да образуват соли както с киселини, така и с основи. Следователно пептидите лесно образуват координационни съединения с наличните метални йони.

По този начин, характерно свойство на йонната връзка е пълното движение на свързващите електрони към едно от ядрата. Това означава, че между йоните има област, където електронната плътност е почти нулева.

Вторият тип връзка ековалентен Връзка

Атомите могат да образуват стабилни електронни конфигурации чрез споделяне на електрони.

Такава връзка се образува, когато двойка електрони се споделя един по един от всичкиатом. В този случай споделените електрони на връзката се разпределят по равно между атомите. Примерите за ковалентни връзки включват хомонуклеарендвуатомна молекули H 2 , н 2 , Е 2. Същият тип връзка се среща в алотропите О 2 и озон О 3 и за многоатомна молекула С 8 и също хетероядрени молекулихлороводород НС1, въглероден двуокис CO 2, метан CH 4, етанол СЪС 2 н 5 ТОЙ, серен хексафлуорид SF 6, ацетилен СЪС 2 н 2. Всички тези молекули споделят едни и същи електрони и техните връзки са наситени и насочени по един и същи начин (фиг. 4).

За биолозите е важно, че двойните и тройните връзки имат намалени ковалентни атомни радиуси в сравнение с единичната връзка.

Ориз. 4.Ковалентна връзка в Cl 2 молекула.

Йонните и ковалентните видове връзки са два крайни случая на многото съществуващи видове химични връзки и на практика повечето връзки са междинни.

Съединенията на два елемента, разположени в противоположните краища на еднакви или различни периоди на периодичната система, образуват предимно йонни връзки. Тъй като елементите се приближават един до друг в рамките на период, йонната природа на техните съединения намалява и ковалентният характер се увеличава. Например халогенидите и оксидите на елементи от лявата страна на периодичната таблица образуват предимно йонни връзки ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), а същите съединения на елементи от дясната страна на таблицата са ковалентни ( H2O, CO2, NH3, NO2, CH4, фенол C6H5OH, глюкоза C6H12O6, етанол C2H5OH).

Ковалентната връзка от своя страна има още една модификация.

В многоатомните йони и в сложните биологични молекули и двата електрона могат да идват само от единатом. Нарича се донорелектронна двойка. Нарича се атом, който споделя тази двойка електрони с донор акцепторелектронна двойка. Този вид ковалентна връзка се нарича координация (донор-акцептор, илидателен падеж) комуникация(фиг. 5). Този тип връзка е най-важен за биологията и медицината, тъй като химията на d-елементите, които са най-важни за метаболизма, до голяма степен се описва от координационните връзки.

Фиг. 5.

По правило в сложно съединение металният атом действа като акцептор на електронна двойка; напротив, в йонните и ковалентните връзки металният атом е донор на електрони.

Същността на ковалентната връзка и нейната разновидност - координационната връзка - може да се изясни с помощта на друга теория за киселините и основите, предложена от Г.Н. Люис. Той донякъде разшири семантичната концепция на термините „киселина“ и „основа“ според теорията на Брьонстед-Лоури. Теорията на Люис обяснява природата на образуването на сложни йони и участието на веществата в реакциите на нуклеофилно заместване, т.е. в образуването на CS.

Според Луис киселината е вещество, способно да образува ковалентна връзка чрез приемане на електронна двойка от основа. Базата на Луис е вещество, което има несподелена електронна двойка, която, като отдава електрони, образува ковалентна връзка с киселината на Луис.

Тоест, теорията на Луис разширява обхвата на киселинно-базовите реакции и до реакции, в които протоните изобщо не участват. Освен това самият протон, според тази теория, също е киселина, тъй като е способен да приеме електронна двойка.

Следователно, според тази теория, катионите са киселини на Луис, а анионите са бази на Люис. Пример за това са следните реакции:

По-горе беше отбелязано, че разделянето на веществата на йонни и ковалентни е относително, тъй като в ковалентните молекули не се случва пълен пренос на електрони от метални атоми към акцепторни атоми. В съединения с йонни връзки всеки йон е в електрическото поле на йони с противоположен знак, така че те са взаимно поляризирани и черупките им са деформирани.

Поляризираемостопределя се от електронната структура, заряда и размера на йона; за анионите е по-висока отколкото за катионите. Най-високата поляризуемост сред катионите е за катиони с по-голям заряд и по-малък размер, например, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Има силен поляризиращ ефект н+ . Тъй като влиянието на поляризацията на йоните е двупосочно, то значително променя свойствата на образуваните от тях съединения.

Третият тип връзка едипол-дипол Връзка

В допълнение към изброените видове комуникация, има и дипол-дипол междумолекуленвзаимодействия, наричани още ван дер Ваалс .

Силата на тези взаимодействия зависи от природата на молекулите.

Има три вида взаимодействия: постоянен дипол - постоянен дипол ( дипол-диполатракция); постоянен дипол - индуциран дипол ( индукцияатракция); мигновен дипол - индуциран дипол ( дисперсионнопривличане или лондонски сили; ориз. 6).

Ориз. 6.

Само молекули с полярни ковалентни връзки имат дипол-диполен момент ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), а силата на свързване е 1-2 Дебая(1D = 3,338 × 10‑30 кулонови метра - C × m).

В биохимията има друг вид връзка - водород връзка, която е граничен случай дипол-диполатракция. Тази връзка се образува от привличането между водороден атом и малък електроотрицателен атом, най-често кислород, флуор и азот. При големи атоми, които имат подобна електроотрицателност (като хлор и сяра), водородната връзка е много по-слаба. Водородният атом се отличава с една важна характеристика: когато свързващите електрони се отдръпнат, неговото ядро - протонът - е изложено и вече не е екранирано от електрони.

Следователно атомът се превръща в голям дипол.

Водородната връзка, за разлика от връзката на Ван дер Ваалс, се образува не само по време на междумолекулни взаимодействия, но и в рамките на една молекула - вътрешномолекуленводородна връзка. Водородните връзки играят важна роля в биохимията, например за стабилизиране на структурата на протеини под формата на а-спирала или за образуване на двойна спирала на ДНК (фиг. 7).

Фиг.7.

Водородните и ван дер Ваалсовите връзки са много по-слаби от йонните, ковалентните и координационните връзки. Енергията на междумолекулните връзки е посочена в табл. 1.

Маса 1.Енергия на междумолекулните сили

Забележка: Степента на междумолекулни взаимодействия се отразява от енталпията на топене и изпарение (кипене). Йонните съединения изискват значително повече енергия за отделяне на йони, отколкото за разделяне на молекули. Енталпията на топене на йонните съединения е много по-висока от тази на молекулярните съединения.

Четвъртият тип връзка еметална връзка

И накрая, има друг тип междумолекулни връзки - метал: свързване на положителни йони на метална решетка със свободни електрони. Този тип връзка не се среща в биологични обекти.

От кратък преглед на видовете връзки става ясен един детайл: важен параметър на метален атом или йон - донор на електрони, както и на атом - акцептор на електрони, е неговата размер.

Без да навлизаме в подробности, отбелязваме, че ковалентните радиуси на атомите, йонните радиуси на металите и радиусите на Ван дер Ваалс на взаимодействащите молекули се увеличават с увеличаването на техния атомен номер в групи от периодичната система. В този случай стойностите на йонните радиуси са най-малки, а радиусите на Ван дер Ваалс са най-големи. Като правило, при движение надолу по групата, радиусите на всички елементи се увеличават, както ковалентни, така и ван дер Ваалсови.

От голямо значение за биолозите и лекарите са координация(донор-акцептор) връзки, разглеждани от координационната химия.

Медицинска бионеорганика. Г.К. Баръшков

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

↓

стр

↓

стр

Таблица 2.2

Видове хибридизация и молекулярна геометрия

Проста (единична) s-връзка се осъществява, когато sp 3-хибридизация, при която и четирите хибридни орбитали са еквивалентни и са насочени в пространството под ъгъл 109°29' една спрямо друга и ориентирани към върховете на правилен тетраедър (фиг. 2.8).

Ориз. 2.8. Образуване на метанова молекула CH 4

Ако хибридните въглеродни орбитали се припокриват със сферичните с-орбитали на водородния атом, тогава се образува най-простото органично съединение метан СН 4 - наситен въглеводород.

Ъглите между всички връзки в молекулата на етана са почти точно равни един на друг (фиг. 2.9) и не се различават от ъглите C - H в молекулата на метана.

Следователно въглеродните атоми са в състояние sp 3-хибридизация.

Ориз. 2.9. Молекула етан C 2 H 6

Хибридизацията на електронните орбитали на въглеродните атоми може да бъде непълна, т.е. две ( sp 2-хибридизация) или един ( sp-хибридизация) от три Р-орбитали. В този случай между въглеродните атоми се образуват множество връзки (двойна или тройна). Въглеводородите с множество връзки се наричат ненаситени или ненаситени. Двойна връзка (C=C) се образува, когато sp 2-хибридизация.

В този случай всеки въглероден атом има едно от три Р-орбиталите не участват в хибридизацията, в резултат на което се образуват три sp 2-хибридни орбитали, разположени в една и съща равнина под ъгъл 120° една спрямо друга, и нехибридни 2 Р-Орбиталата е разположена перпендикулярно на тази равнина. Два въглеродни атома се свързват заедно, за да образуват една s-връзка поради припокриващи се хибридни орбитали и една p-връзка поради припокриване Р-орбитали.

Взаимодействие на свободни хибридни орбитали на въглерод с 1 с-орбитали на водородни атоми води до образуването на етиленова молекула C 2 H 4 (фиг. 2.10) - най-простият представител на ненаситените въглеводороди.

Ориз. 2.10. Образуване на етиленова молекула C 2 H 4

Припокриването на електронни орбитали в случай на p-връзка е по-малко и зоните с повишена електронна плътност лежат по-далеч от атомните ядра, така че тази връзка е по-слаба от s-връзката.

Двете хибридни орбитали са разположени под ъгъл 180° една спрямо друга, а останалите две нехибридни Р-орбиталите са разположени в две взаимно перпендикулярни равнини. Образуването на тройна връзка се извършва в ацетиленовата молекула C 2 H 2 (виж фиг. 2.11).

Ориз. 2.11. Образуване на ацетиленова молекула C 2 H 2

Бензенът съдържа шест въглеродни атома, свързани заедно в пръстен (бензенов пръстен), като всеки въглероден атом е в състояние на sp 2 хибридизация (фиг. 2.12).

Ориз. 2.12. sp 2 – орбитали на бензеновата молекула C 6 H 6

Оста е така Р-орбиталите са разположени перпендикулярно на равнината на молекулата на бензена.

И шестте са нехибридни Р-орбиталите образуват обща свързваща молекулярна p-орбитала и всичките шест електрона се комбинират, за да образуват p-електронен секстет.

Бензенът е изобразен схематично като шестоъгълник с пръстен вътре, което показва, че се извършва делокализация на електрони и съответните връзки.

Ориз. 2.13. -връзки в бензеновата молекула C 6 H 6

Йонна химична връзка

Йонна връзка- химическа връзка, образувана в резултат на взаимно електростатично привличане на противоположно заредени йони, при което стабилно състояние се постига чрез пълно прехвърляне на общата електронна плътност към атом на по-електроотрицателен елемент.

Чисто йонна връзка е краен случай на ковалентна връзка.

На практика пълното прехвърляне на електрони от един атом към друг атом чрез връзка не се осъществява, тъй като всеки елемент има по-голям или по-малък (но не нула) EO и всяка химическа връзка ще бъде ковалентна до известна степен.

Такава връзка възниква в случай на голяма разлика в ЕО на атомите, например между катиони с-метали от първа и втора група на периодичната система и аниони на неметали от групи VIА и VIIА (LiF, NaCl, CsF и др.).

За разлика от ковалентната връзка, йонната връзка няма насоченост . Това се обяснява с факта, че електрическото поле на йона има сферична симетрия, т.е. намалява с разстоянието по същия закон във всяка посока. Следователно взаимодействието между йони не зависи от посоката.

Взаимодействието на два йона с противоположен знак не може да доведе до пълна взаимна компенсация на техните силови полета. Поради това те запазват способността да привличат йони с противоположен знак в други посоки. Следователно, за разлика от ковалентната връзка, йонното свързване също се характеризира с ненаситеност .

Липсата на насоченост и наситеност в йонните връзки определя тенденцията на йонните молекули да се асоциират. Всички йонни съединения в твърдо състояние имат йонна кристална решетка, в която всеки йон е заобиколен от няколко йона с противоположен знак. В този случай всички връзки на даден йон със съседни йони са еквивалентни.

Метална връзка

Металите се характеризират с редица специални свойства: електрическа и топлопроводимост, характерен метален блясък, ковкост, висока пластичност и голяма якост. Тези специфични свойства на металите могат да се обяснят с особен вид химична връзка, наречена метал .

Металната връзка е резултат от припокриващи се делокализирани орбитали на атоми, които се приближават един към друг в кристалната решетка на метал.

Повечето метали имат значителен брой свободни орбитали и малък брой електрони във външното си електронно ниво.

Следователно е енергийно по-изгодно електроните да не са локализирани, а да принадлежат на целия метален атом. Във възлите на решетката на метала има положително заредени йони, които са потопени в електронен „газ“, разпределен в целия метал:

Me ↔ Me n + + n .

Съществува електростатично взаимодействие между положително заредени метални йони (Me n +) и нелокализирани електрони (n), което осигурява стабилността на веществото. Енергията на това взаимодействие е междинна между енергиите на ковалентните и молекулярните кристали. Следователно, елементи с чисто метална връзка ( с-, И стр-елементи) се характеризират с относително високи точки на топене и твърдост.

Наличието на електрони, които могат свободно да се движат в целия обем на кристала, осигурява специфичните свойства на метала

Водородна връзка

Водородна връзка – специален тип междумолекулно взаимодействие. Водородните атоми, които са ковалентно свързани с атом на елемент, който има висока стойност на електроотрицателност (най-често F, O, N, но също така Cl, S и C), носят относително висок ефективен заряд. В резултат на това такива водородни атоми могат да взаимодействат електростатично с атомите на тези елементи.

Така атомът H d + на една водна молекула е ориентиран и взаимодейства съответно (както е показано с три точки) с атома O d на друга водна молекула:

Връзките, образувани от Н атом, разположен между два атома на електроотрицателни елементи, се наричат водород:

д- д+ д-

A − H ××× B

Енергията на водородната връзка е значително по-малка от енергията на конвенционалната ковалентна връзка (150–400 kJ/mol), но тази енергия е достатъчна, за да предизвика агрегиране на молекулите на съответните съединения в течно състояние, например в течен флуороводород HF (фиг. 2.14). За флуорните съединения достига около 40 kJ/mol.

Ориз. 2.14. Агрегация на HF молекули поради водородни връзки

Дължината на водородната връзка също е по-къса от дължината на ковалентната връзка. Така в полимер (HF) n дължината на връзката е F−H = 0,092 nm, а дължината на връзката е F∙∙∙H = 0,14 nm. За водата дължината на връзката е O−H=0,096 nm, а дължината на връзката O∙∙∙H=0,177 nm.

Образуването на междумолекулни водородни връзки води до значителна промяна в свойствата на веществата: повишаване на вискозитета, диелектричната константа, точките на кипене и топене.

Свързана информация.

Разнообразие от неорганични и органични вещества

Органичната химия си е химия въглеродни съединения. Неорганичните въглеродни съединения включват: въглеродни оксиди, въглеродна киселина, карбонати и бикарбонати, карбиди. Органични вещества, различни от въглерод съдържат водород, кислород, азот, фосфор, сяра и други елементи. Въглеродните атоми могат да образуват дълги неразклонени и разклонени вериги, пръстени и да свързват други елементи, така че броят на органичните съединения е близо 20 милиона, докато неорганичните вещества са малко над 100 хиляди.

Основата за развитието на органичната химия е теорията за структурата на органичните съединения на А. М. Бутлеров. Важна роля при описването на структурата на органичните съединения принадлежи на концепцията за валентност, която характеризира способността на атомите да образуват химични връзки и определя техния брой. Въглерод в органични съединения винаги четиривалентен. Основният постулат на теорията на А. М. Бутлеров е позицията за химическата структура на материята, т.е. химическата връзка. Този ред се показва с помощта на структурни формули. Теорията на Бутлеров заявява идеята, че всяко вещество има специфична химична структураИ свойствата на веществата зависят от структурата.

Теория на химическата структура на органичните съединения от А. М. Бутлеров

Точно както за неорганичната химия основата на развитието е периодичният закон и периодичната таблица на химичните елементи на Д. И. Менделеев, за органичната химия тя стана фундаментална.

Теория на химическата структура на органичните съединения от А. М. Бутлеров

Основният постулат на теорията на Бутлеров е позицията за химическата структура на материята, което означава реда, последователността на взаимно свързване на атомите в молекули, т.е. химическа връзка.

Химическа структура- редът на свързване на атомите на химичните елементи в молекулата според тяхната валентност.

Този ред може да бъде показан с помощта на структурни формули, в които валентностите на атомите са обозначени с тирета: един ред съответства на единицата валентност на атом на химичен елемент. Например, за органичното вещество метан, което има молекулна формула CH 4, структурната формула изглежда така:

Основните положения на теорията на А. М. Бутлеров:

Атомите в органичните молекули са свързани един с друг според тяхната валентност. Въглеродът в органичните съединения винаги е четиривалентен и неговите атоми могат да се комбинират един с друг, образувайки различни вериги.

· Свойствата на веществата се определят не само от техния качествен и количествен състав, но и от реда на свързване на атомите в молекулата, т.е. химична структура на вещество.

· Свойствата на органичните съединения зависят не само от състава на веществото и реда на свързване на атомите в неговата молекула, но и от взаимно влияние на атомитеи групи от атоми един върху друг.

Теорията за структурата на органичните съединения е динамично и развиващо се учение. С развитието на знанията за природата на химичните връзки и влиянието на електронната структура на молекулите на органичните вещества те започнаха да използват, в допълнение към емпиричните и структурните, електронни формули. Такива формули показват посоката изместване на електронни двойки в молекула.

Квантовата химия и химията на структурата на органичните съединения потвърдиха доктрината за пространствената посока на химичните връзки (цис- и транс изомерия), изследваха енергийните характеристики на взаимните преходи в изомери, направиха възможно да се прецени взаимното влияние на атомите в молекулите на различни вещества, създадоха предпоставки за предсказване на видовете изомерия и посоките и механизмите на химичните реакции.

Органичните вещества имат редица характеристики.

· Всички органични вещества съдържат въглерод и водород, така че при изгаряне те се образуват въглероден диоксид и вода.

Органична материя сложно изграденаи може да има огромно молекулно тегло (протеини, мазнини, въглехидрати).

· Органичните вещества могат да бъдат подредени в редове, сходни по състав, структура и свойства хомолози.

· За органичните вещества е характерно изомерия.

Изомерия и хомология на органичните вещества

Свойствата на органичните вещества зависят не само от техния състав, но и от ред на свързване на атомите в молекулата.

Изомерия- това е феноменът на съществуването на различни вещества - изомери с еднакъв качествен и количествен състав, т.е. с една и съща молекулна формула.

Има два вида изомерия: структурни и пространствени(стереоизомерия). Структурните изомери се различават един от друг по реда на свързване на атомите в молекулата; стереоизомери - разположението на атомите в пространството с еднакъв ред на връзките между тях.

Основни видове изомерия:

· Структурна изомерия - веществата се различават по реда на свързване на атомите в молекулите:

1) изомерия на въглеродния скелет;

2) позиционна изомерия:

множество връзки;
депутати;
функционални групи;

3) изомерия на хомоложни серии (междуклас).

· Пространствена изомерия – молекулите на веществата се различават не по реда на свързване на атомите, а по положението им в пространството: цис-, транс-изомерия (геометрична).

Класификация на органичните вещества

Известно е, че свойствата на органичните вещества се определят от техния състав и химичен строеж. Ето защо не е изненадващо, че класификацията на органичните съединения се основава на теорията за структурата - теорията на А. М. Бутлеров. Органичните вещества се класифицират според наличието и реда на свързване на атомите в техните молекули. Най-издръжливата и най-малко променлива част от молекулата на органичното вещество е неговата скелет - верига от въглеродни атоми. В зависимост от реда на свързване на въглеродните атоми в тази верига, веществата се разделят на ацикличен, които не съдържат затворени вериги от въглеродни атоми в молекули, и карбоцикличенсъдържащи такива вериги (цикли) в молекули.

В допълнение към въглеродните и водородните атоми, молекулите на органичните вещества могат да съдържат атоми на други химични елементи. Веществата, в чиито молекули тези така наречени хетероатоми са включени в затворена верига, се класифицират като хетероциклични съединения.

Хетероатоми(кислород, азот и др.) могат да бъдат част от молекули и ациклични съединения, образувайки функционални групи в тях, напр.

хидроксил

карбонил

карбоксил

амино група

Функционална група- група атоми, която определя най-характерните химични свойства на веществото и принадлежността му към определен клас съединения.

Номенклатура на органичните съединения

В началото на развитието на органичната химия бяха определени съединенията, които трябва да бъдат открити тривиални имена, често свързвани с историята на тяхното производство: оцетна киселина (която е в основата на винения оцет), маслена киселина (образувана в маслото), гликол (т.е. „сладък“) и т.н. С нарастването на броя на новите открити вещества, възникна необходимост от асоцииране на имена с тяхната структура. Така се появиха рационалните имена: метиламин, диетиламин, етилов алкохол, метил етил кетон, които се основават на името на най-простото съединение. За по-сложни съединения рационалната номенклатура не е подходяща.

Теорията за структурата на А. М. Бутлеров дава основата за класификацията и номенклатурата на органичните съединения според структурните елементи и разположението на въглеродните атоми в молекулата. В момента най-често използваната номенклатура е разработена от Международен съюз по чиста и приложна химия (IUPAC), което се нарича номенклатура IUPAC. Правилата на IUPAC препоръчват няколко принципа за образуване на имена, един от тях е принципът на заместване. Въз основа на това е разработена заместваща номенклатура, която е най-универсалната. Нека представим няколко основни правила на заместващата номенклатура и да разгледаме тяхното приложение, използвайки примера на хетерофункционално съединение, съдържащо две функционални групи - аминокиселината левцин:

1. Имената на съединенията се основават на изходната структура (главната верига на ациклична молекула, карбоциклична или хетероциклична система). Името на родителската структура формира основата на името, корена на думата.

В този случай основната структура е верига от пет въглеродни атома, свързани с единични връзки. Така основната част на името е пентан.

2. Характеристичните групи и заместители (структурни елементи) се обозначават с префикси и наставки. Характеристичните групи са разделени по старшинство. Поредност на основните групи:

Идентифицира се старшата характерна група, която е обозначена в наставката. Всички други заместители са посочени в префикса по азбучен ред.

В този случай старшата характеристична група е карбоксилна, т.е. това съединение принадлежи към класа на карбоксилните киселини, така че добавяме -инова киселина към радикалната част на името. Втората най-стара група е амино групата, която се обозначава с префикса амино-. В допълнение, молекулата съдържа въглеводороден заместител метил-. Така основата на името е аминометилпентанова киселина.

3. Името включва обозначението на двойната и тройната връзка, което идва непосредствено след корена.

Въпросното съединение не съдържа множествени връзки.

4. Атомите на основната структура са номерирани. Номерирането започва от края на въглеродната верига, до която най-високата характеристична група е разположена най-близо:

Номерирането на веригата започва с въглеродния атом, който е част от карбоксилната група, той получава номер 1. В този случай аминогрупата ще бъде при въглерод 2, а метиловата група ще бъде при въглерод 4.

Така естествената аминокиселина левцин, според правилата на номенклатурата на IUPAC, се нарича 2-амино-4-метилпентанова киселина.

Въглеводороди. Класификация на въглеводородите

Въглеводороди- Това са съединения, състоящи се само от водородни и въглеродни атоми.

В зависимост от структурата на въглеродната верига, органичните съединения се разделят на съединения с отворена верига - ацикличен(алифатни) и цикличен- със затворена верига от атоми.

Цикличните се делят на две групи: карбоциклични съединения(циклите се образуват само от въглеродни атоми) и хетероцикличен(циклите включват и други атоми, като кислород, азот, сяра).

Карбоцикличните съединения от своя страна включват две серии от съединения: алицикличенИ ароматен.

Ароматните съединения на базата на молекулярната структура имат плоски въглеродсъдържащи цикли със специална затворена система от р-електрони, образувайки обща π-система (единичен π-електронен облак). Ароматичността също е характерна за много хетероциклични съединения.

Всички други карбоциклични съединения принадлежат към алицикличната серия.

Както ацикличните (алифатни), така и цикличните въглеводороди могат да съдържат множество (двойни или тройни) връзки. Такива въглеводороди се наричат неограничен(ненаситени) за разлика от ограничаващите (наситени), съдържащи само единични връзки.

Наситените алифатни въглеводороди се наричат алкани, те имат общата формула C n H 2n+2, където n е броят на въглеродните атоми. Старото им име често се използва и днес - парафини:

Наричат се ненаситени алифатни въглеводороди, съдържащи една двойна връзка алкени. Те имат общата формула C n H 2n:

Нар. ненаситени алифатни въглеводороди с две двойни връзки алкадиени. Общата им формула е C n H 2n-2:

Нар. ненаситени алифатни въглеводороди с една тройна връзка алкини. Общата им формула е C n H 2n - 2:

Наситени алициклични въглеводороди - циклоалкани, тяхната обща формула е C n H 2n:

Специална група въглеводороди, ароматни или арени(със затворена обща n-електронна система), известна от примера на въглеводороди с обща формула C n H 2n - 6:

Така, ако в техните молекули един или повече водородни атоми се заменят с други атоми или групи от атоми (халогени, хидроксилни групи, аминогрупи и др.), се образуват въглеводородни производни: халогенопроизводни, кислородсъдържащи, азотсъдържащи и др. органични съединения.

Хомоложни серии от въглеводороди

Въглеводородите и техните производни с една и съща функционална група образуват хомоложни серии.

Хомоложни серииназовете серия от съединения, принадлежащи към един и същи клас (хомолози), подредени в нарастващ ред на техните относителни молекулни маси, подобни по структура и химични свойства, където всеки член се различава от предишния с хомоложната разлика CH 2. Например: CH 4 - метан, C 2 H 6 - етан, C 3 H 8 - пропан, C 4 H 10 - бутан и др. Сходството на химичните свойства на хомолозите значително опростява изследването на органичните съединения.

Въглеводородни изомери

Наричат се онези атоми или групи от атоми, които определят най-характерните свойства на даден клас вещества функционални групи.

Халогенните производни на въглеводородите могат да се разглеждат като продукти от заместването на един или повече водородни атоми във въглеводороди с халогенни атоми. В съответствие с това може да има крайни и ненаситени моно-, ди-, три- (в общия случай поли-) халогенни производни.

Обща формула на монохалогенни производни на наситени въглеводороди:

и съставът се изразява с формулата

където R е остатъкът от наситен въглеводород (алкан), въглеводороден радикал (това обозначение се използва допълнително, когато се разглеждат други класове органични вещества), G е халогенен атом (F, Cl, Br, I).

Например:

Ето един пример за дихалогенно производно:

ДА СЕ кислородсъдържащи органични веществавключват алкохоли, феноли, алдехиди, кетони, карбоксилни киселини, етери и естери. Алкохолите са производни на въглеводороди, в които един или повече водородни атоми са заместени с хидроксилни групи.

Алкохолите се наричат едновалентни, ако имат една хидроксилна група, и наситени, ако са производни на алкани.

Обща формула за лимит едновалентни алкохоли:

и техният състав се изразява с общата формула:

Например:

Известни примери многовалентни алкохоли, т.е. имащи няколко хидроксилни групи:

Феноли- производни на ароматни въглеводороди (серия бензен), в които един или повече водородни атоми в бензеновия пръстен са заменени с хидроксилни групи.

Най-простият представител с формула C 6 H 5 OH или

наречен фенол.

Алдехиди и кетони- производни на въглеводороди, съдържащи карбонилна група от атоми

(карбонил).

В молекули алдехидиедна карбонилна връзка отива да се комбинира с водороден атом, другата - с въглеводороден радикал. Обща формула на алдехиди:

Например:

Кога кетоникарбонилната група е свързана с два (като цяло различни) радикала, общата формула на кетоните е:

Например:

Съставът на наситените алдехиди и кетони се изразява с формулата C 2n H 2n O.

Карбоксилни киселини- въглеводородни производни, съдържащи карбоксилни групи

(или -СООН).

Ако има една карбоксилна група в киселинна молекула, тогава карбоксилната киселина е едноосновна. Обща формула на наситени едноосновни киселини:

Техният състав се изразява с формулата C n H 2n O 2.

Например:

Етериса органични вещества, съдържащи два въглеводородни радикала, свързани с кислороден атом: R-O-R или R 1 -O-R 2.

Радикалите могат да бъдат еднакви или различни. Съставът на етерите се изразява с формулата C n H 2n+2 O.

Например:

Естери- съединения, образувани чрез заместване на водородния атом на карбоксилната група в карбоксилни киселини с въглеводороден радикал.

Обща формула на естерите:

Например:

Нитро съединения- производни на въглеводороди, в които един или повече водородни атоми са заместени с нитро група -NO 2.

Обща формула на наситени мононитро съединения:

и съставът се изразява с общата формула C n H 2n+1 NO 2 .

Например:

Нитро производни на арените:

Амини- съединения, които се считат за производни на амоняка (NH3), в които водородните атоми са заменени с въглеводородни радикали. В зависимост от природата на радикала, амините могат да бъдат алифатни, например:

и ароматни, например:

В зависимост от броя на водородните атоми, заменени с радикали, се разграничават:

първични аминис общата формула:

втори- по общата формула:

третичен- по общата формула:

В конкретен случай вторичните и третичните амини могат да имат еднакви радикали.

Първичните амини могат също да се разглеждат като производни на въглеводороди (алкани), в които един водороден атом е заменен с аминогрупа -NH2. Съставът на наситените първични амини се изразява с формулата C n H 2n + 3 N.

Например:

Аминокиселините съдържат две функционални групи, свързани с въглеводороден радикал: аминогрупа -NH2 и карбоксилна група -COOH.

Общата формула на α-аминокиселините (те са най-важни за изграждането на протеини, които изграждат живите организми):

Съставът на наситените аминокиселини, съдържащи една аминогрупа и една карбоксилна група, се изразява с формулата C n H 2n + 1 NO 2.

Например:

Известни са други важни органични съединения, които имат няколко различни или идентични функционални групи, дълги линейни вериги, свързани с бензенови пръстени. В такива случаи е невъзможно стриктно определяне дали дадено вещество принадлежи към определен клас. Тези съединения често се класифицират в специфични групи вещества: въглехидрати, протеини, нуклеинови киселини, антибиотици, алкалоиди и др.

Понастоящем са известни и много съединения, които могат да бъдат класифицирани както като органични, така и като неорганични. x се наричат елементоорганични съединения. Някои от тях могат да се разглеждат като въглеводородни производни.

Например:

Има съединения, които имат еднаква молекулна формула, изразяваща състава на веществата.

Феноменът на изомерията е, че може да има няколко вещества с различни свойства, които имат еднакъв молекулен състав, но различни структури. Тези вещества се наричат изомери.

В нашия случай това са междукласови изомери: циклоалкани и алкани, алкадиени и алкини, наситени моновалентни алкохоли и етери, алдехиди и кетони, наситени монокарбоксилни киселини и естери.

Структурна изомерия

Разграничават се следните разновидности структурна изомерия: изомерия на въглеродния скелет, позиционна изомерия, изомерия на различни класове органични съединения (междукласова изомерия).

Изомерията на въглеродния скелет се дължи на различен ред на връзката между въглеродните атоми, образувайки скелета на молекулата. Както вече беше показано, молекулната формула C 4 H 10 съответства на два въглеводорода: n-бутан и изобутан. За въглеводорода C5H12 са възможни три изомера: пентан, изопентан и неопентан.

Тъй като броят на въглеродните атоми в една молекула се увеличава, броят на изомерите нараства бързо. За въглеводорода C 10 H 22 вече има 75 от тях, а за въглеводорода C 20 H 44 - 366 319.

Позиционният изомеризъм се дължи на различни позиции на множествената връзка, заместителя и функционалната група с един и същ въглероден скелет на молекулата:

Изомерията на различни класове органични съединения (междукласова изомерия) се дължи на различни позиции и комбинации на атоми в молекулите на вещества, които имат еднаква молекулна формула, но принадлежат към различни класове. По този начин молекулната формула C 6 H 12 съответства на ненаситения въглеводород хексен-1 и цикличния въглеводород циклохексан.

Изомерите са въглеводород, свързан с алкините - бутин-1 и въглеводород с две двойни връзки във веригата на бутадиен-1,3:

Диетиловият етер и бутиловият алкохол имат една и съща молекулна формула C 4 H 10 O:

Структурните изомери са аминооцетна киселина и нитроетан, съответстващи на молекулната формула C 2 H 5 NO 2:

Изомерите от този тип съдържат различни функционални групи и принадлежат към различни класове вещества. Следователно те се различават по физични и химични свойства много повече от изомерите на въглеродния скелет или позиционните изомери.

Пространствена изомерия

Пространствена изомериясе разделя на два вида: геометричен и оптичен.

Геометричната изомерия е характерна за съединенията съдържащи двойни връзки и циклични съединения. Тъй като свободното въртене на атомите около двойна връзка или в пръстен е невъзможно, заместителите могат да бъдат разположени или от една и съща страна на равнината на двойната връзка или пръстен (цис позиция), или от противоположни страни (транс позиция). Обозначенията цис и транс обикновено се отнасят до двойка идентични заместители.

Геометрични изомери се различават по физични и химични свойства.

Настъпва оптична изомерия ако молекулата е несъвместима с нейния образ в огледалото. Това е възможно, когато въглеродният атом в молекулата има четири различни заместителя. Този атом се нарича асиметричен. Пример за такава молекула е молекулата на α-аминопропионова киселина (α-аланин) CH3CH(NH2)OH.

Молекулата α-аланин не може да съвпадне с огледалния си образ по време на каквото и да е движение. Такива пространствени изомери се наричат огледални, оптични антиподи или енантиомери. Всички физични и почти всички химични свойства на такива изомери са идентични.

Изследването на оптичната изомерия е необходимо, когато се разглеждат много реакции, протичащи в тялото. Повечето от тези реакции протичат под действието на ензими - биологични катализатори. Молекулите на тези вещества трябва да пасват на молекулите на съединенията, върху които действат, като ключ към ключалка; следователно пространствената структура, относителното разположение на молекулните секции и други пространствени фактори са от голямо значение за протичането на тези реакции . Такива реакции се наричат стереоселективни.

Повечето природни съединения са индивидуални енантиомери и техните биологични ефекти (от вкус и мирис до медицински ефекти) рязко се различават от свойствата на техните оптични антиподи, получени в лабораторията. Такава разлика в биологичната активност е от голямо значение, тъй като тя е в основата на най-важното свойство на всички живи организми - метаболизма.

Изомерия

Електронна структура на въглеродния атом

Въглеродът, съдържащ се в органичните съединения, проявява постоянна валентност. Последното енергийно ниво на въглеродния атом съдържа 4 електрона, два от които заемат 2s орбитала, която има сферична форма, а два електрона заемат 2p орбитала, която има формата на дъмбел. Когато е възбуден, един електрон от 2s орбиталата може да се премести в една от свободните 2p орбитали. Този преход изисква известен разход на енергия (403 kJ/mol). В резултат на това възбуденият въглероден атом има 4 несдвоени електрона и неговата електронна конфигурация се изразява с формулата 2s 1 2p 3 .. Така, в случая на метановия въглеводород (CH 4), въглеродният атом образува 4 връзки с s -електрони на водородни атоми. В този случай 1 s-s тип връзка (между s-електрона на въглеродния атом и s-електрона на водородния атом) и 3 p-s връзки (между 3 p-електрона на въглеродния атом и 3 s-електрона на 3 водородни трябва да се образуват атоми). Това води до заключението, че четирите ковалентни връзки, образувани от въглеродния атом, са неравни. Практическият опит в химията обаче показва, че всичките 4 връзки в една молекула метан са абсолютно еквивалентни и молекулата на метана има тетраедрична структура с ъгли на свързване 109,5 0, което не би могло да бъде така, ако връзките са неравни. В крайна сметка само орбиталите на p-електроните са ориентирани в пространството по взаимно перпендикулярни оси x, y, z, а орбиталата на s-електрона има сферична форма, така че посоката на образуване на връзка с този електрон би била произволен. Теорията на хибридизацията успя да обясни това противоречие. Л. Полинг предположи, че във всяка молекула няма връзки, изолирани една от друга. Когато се образуват връзки, орбиталите на всички валентни електрони се припокриват. Известни са няколко вида хибридизация на електронни орбитали. Предполага се, че в молекулата на метана и другите алкани 4 електрона влизат в хибридизация.

Хибридизация на орбитали на въглероден атом

Орбитална хибридизацияе промяна във формата и енергията на някои електрони по време на образуването на ковалентна връзка, което води до по-ефективно орбитално припокриване и повишена сила на връзката. Орбиталната хибридизация възниква винаги, когато електрони, принадлежащи към различни видове орбитали, участват в образуването на връзки.

1. sp 3 -хибридизация(първо валентно състояние на въглерода). По време на sp 3 хибридизация, 3 p орбитали и една s орбитала на възбуден въглероден атом взаимодействат по такъв начин, че получените орбитали са абсолютно идентични по енергия и симетрично разположени в пространството. Тази трансформация може да се напише така:

По време на хибридизацията общият брой на орбиталите не се променя, а само тяхната енергия и форма. Показано е, че sp 3 -хибридизационните орбитали приличат на триизмерна осмица, едно от остриетата на която е много по-голямо от другото. Четири хибридни орбитали се простират от центъра до върховете на правилен тетраедър под ъгли от 109,5 0. Връзките, образувани от хибридни електрони (например s-sp 3 връзка) са по-силни от връзките, образувани от нехибридизирани p електрони (например s-p връзка). Тъй като хибридната sp 3 орбитала осигурява по-голяма площ на припокриване на електронни орбитали от нехибридизираната p орбитала. Молекулите, в които възниква sp 3 хибридизация, имат тетраедрична структура. Те, в допълнение към метана, включват хомолози на метан, неорганични молекули като амоняк. Фигурите показват хибридизирана орбитална и тетраедрична метанова молекула.

Химичните връзки, които възникват в метана между въглеродните и водородните атоми са от типа σ-връзки (sp 3 -s-връзка). Най-общо казано, всяка сигма връзка се характеризира с факта, че електронната плътност на два взаимосвързани атома се припокрива по линията, свързваща центровете (ядрата) на атомите. σ-връзките съответстват на максималната възможна степен на припокриване на атомните орбитали, така че те са доста силни.

2. sp 2 -хибридизация(второ валентно състояние на въглерода). Възниква в резултат на припокриването на една 2s и две 2p орбитали. Получените sp 2 -хибридни орбитали са разположени в една и съща равнина под ъгъл 120 0 една спрямо друга, а нехибридизираната p-орбитала е перпендикулярна на нея. Общият брой на орбиталите не се променя - те са четири.

Състоянието на sp 2 хибридизация възниква в алкеновите молекули, в карбонилните и карбоксилните групи, т.е. в съединения, съдържащи двойна връзка. Така в етиленовата молекула хибридизираните електрони на въглеродния атом образуват 3 σ връзки (две sp 2 -s тип връзки между въглеродния атом и водородните атоми и една sp 2 -sp 2 връзка между въглеродните атоми). Останалият нехибридизиран р-електрон на един въглероден атом образува π-връзка с нехибридизирания р-електрон на втория въглероден атом. Характерна особеност на π връзката е, че припокриването на електронните орбитали се извършва извън линията, свързваща двата атома. Припокриването на орбиталите се случва над и под σ връзката, свързваща двата въглеродни атома. По този начин двойната връзка е комбинация от σ и π връзки. Първите две фигури показват, че в етиленовата молекула ъглите на връзката между атомите, образуващи етиленовата молекула, са 120 0 (съответстващи на пространствената ориентация на трите sp 2 хибридни орбитали). Фигурите показват образуването на π връзка.

Тъй като площта на припокриване на нехибридизираните p-орбитали в π връзките е по-малка от площта на припокриване на орбиталите в σ връзките, π връзката е по-малко силна от σ връзката и се разрушава по-лесно при химични реакции.

3. sp хибридизация(трето валентно състояние на въглерода). В състояние на sp-хибридизация въглеродният атом има две sp-хибридни орбитали, разположени линейно под ъгъл 180° една спрямо друга, и две нехибридизирани p-орбитали, разположени в две взаимно перпендикулярни равнини. sp-хибридизацията е характерна за алкини и нитрили, т.е. за съединения, съдържащи тройна връзка.

Така в молекулата на ацетилена ъглите на връзката между атомите са 180 o. Хибридизираните електрони на въглероден атом образуват 2 σ връзки (една sp-s връзка между въглероден атом и водороден атом и друга sp-sp връзка между въглеродни атоми. Два нехибридизирани p електрона на един въглероден атом образуват две π връзки с нехибридизиран p електрони на втория въглероден атом.Припокриването на p-електронните орбитали се извършва не само над и под σ-връзката, но и отпред и отзад, а общият облак от p-електрони има цилиндрична форма.Така тройна връзка е комбинация от една σ-връзка и две π-връзки.Наличието в ацетиленовата молекула на по-малко силни две π-връзки осигурява способността на това вещество да влиза в реакции на добавяне с разцепването на тройната връзка.