Fogalmak az atomok közötti kötések típusairól, a szén vegyértékállapotairól és a szerves reakciók mechanizmusáról. Szénatomot tartalmazó kovalens kötések A szerves anyagoknak számos jellemzőjük van

Alapállapotban a C szénatom (1s 2 2s 2 2p 2) két párosítatlan elektronnal rendelkezik, ami miatt csak két közös elektronpár jöhet létre. A legtöbb vegyületben azonban a szén négy vegyértékű. Ez azzal magyarázható, hogy a szénatom kis mennyiségű energiát elnyelve gerjesztett állapotba kerül, amelyben 4 párosítatlan elektronja van, azaz. kialakítására képes négy kovalens kötéseket, és részt vesznek négy közös elektronpár kialakításában:

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

↓

A gerjesztési energiát kémiai kötések képződése kompenzálja, ami az energia felszabadulásával történik.

A szénatomok képesek az elektronpályák háromféle hibridizációjának kialakítására ( sp 3, sp 2, sp) és többszörös (kettős és hármas) kötések kialakulása egymás között (7. táblázat).

7. táblázat

A hibridizáció típusai és a molekuláris geometria

Egyszerű (egyszeri) s - a kommunikáció a címen történik sp 3-hibridizáció, amelyben mind a négy hibrid pálya egyenértékű, és a térben 109 o 29 -os szöget zár be egymással, és egy szabályos tetraéder csúcsaira orientálódik.

Rizs. 19. CH 4 metánmolekula kialakulása

Ha a hibrid szénpályák átfedésben vannak a gömb alakúakkal s-a hidrogénatom pályái, akkor keletkezik a legegyszerűbb szerves vegyület a metán CH 4 - telített szénhidrogén (19. ábra).

Rizs. 20. A metán molekula kötéseinek tetraéderes elrendeződése

Nagyon érdekes a szénatomok egymással és más elemek atomjaival való kötéseinek tanulmányozása. Tekintsük az etán, etilén és acetilén molekulák szerkezetét.

Az etánmolekulában lévő összes kötés közötti szögek szinte pontosan megegyeznek egymással (21. ábra), és nem térnek el a metánmolekulában lévő C-H szögektől.

Rizs. 21. Etán molekula C 2 H 6

Ezért a szénatomok olyan állapotban vannak sp 3- hibridizáció.

A szénatomok elektronpályáinak hibridizációja nem lehet teljes, pl. kettő ( sp 2-hibridizáció) vagy egy ( sp-hibridizáció) háromból R- pályák. Ebben az esetben a szénatomok között képződnek többszörösei(dupla vagy hármas) kommunikáció. A többszörös kötéssel rendelkező szénhidrogéneket telítetlennek vagy telítetlennek nevezzük. Kettős kötés (C=C) jön létre, ha sp 2– hibridizáció. Ebben az esetben minden szénatomnak van egy a három közül R- a pályák nem vesznek részt a hibridizációban, így három keletkezik sp 2– azonos síkban, egymással 120°-os szögben elhelyezkedő hibrid pályák és nem hibrid 2 R Az -orbitál erre a síkra merőlegesen helyezkedik el. Két szénatom egymáshoz kötve egy s-kötést alkot az átfedő hibridpályák miatt és egy p-kötést az átfedés miatt R-pályák. A szabad hibrid szénpályák és a hidrogénatomok 1s-pályáinak kölcsönhatása a C 2 H 4 etilénmolekula kialakulásához vezet (22. ábra), amely a telítetlen szénhidrogének legegyszerűbb képviselője.

Rizs. 22. C 2 H 4 etilénmolekula kialakulása

Az elektronpályák átfedése p-kötés esetén kisebb és a megnövekedett elektronsűrűségű zónák távolabb helyezkednek el az atommagoktól, ezért ez a kötés kevésbé erős, mint az s-kötés.

A hármas kötést egy s-kötés és két p-kötés alkotja. Ebben az esetben az elektronpályák sp-hibridizáció állapotában vannak, amelyek kialakulása egy s- és egy R- pályák (23. ábra).

Rizs. 23. C 2 H 2 acetilén molekula kialakulása

Két hibrid orbitál egymáshoz képest 180°-os szöget zár be, a többi nem hibrid két R-a pályák két egymásra merőleges síkban helyezkednek el. A hármas kötés kialakulása a C 2 H 2 acetilénmolekulában megy végbe.

Egy speciális kötéstípus jön létre a benzolmolekula (C 6 H 6) képződése során, amely az aromás szénhidrogének legegyszerűbb képviselője.

A benzol hat szénatomot tartalmaz, amelyek egy gyűrűben (benzolgyűrűben) kapcsolódnak egymáshoz, és mindegyik szénatom sp 2 hibridizációs állapotban van (24. ábra).

A benzolmolekulában lévő összes szénatom ugyanabban a síkban található. Minden sp 2 hibridizációs állapotban lévő szénatomnak van még egy nem-hibrid p-pályája párosítatlan elektronnal, amely p-kötést képez (25. ábra).

Az ilyen p-pálya tengelye a benzolmolekula síkjára merőlegesen helyezkedik el.

Rizs. 24. sp 2 - a benzolmolekula C 6 H 6 pályái

Rizs. 25. - kötések a benzolmolekulában C 6 H 6

Mind a hat nem hibrid p-pálya egy közös kötőmolekuláris p-pályát alkot, és mind a hat elektron együttesen p-elektron-szextettet alkot.

Az ilyen orbitális határfelülete a szén s - váz síkja felett és alatt található. A körkörös átfedés eredményeképpen egyetlen delokalizált p-rendszer jön létre, amely a ciklus összes szénatomját lefedi. A benzol sematikusan hatszögként van ábrázolva, benne egy gyűrűvel, ami azt jelzi, hogy az elektronok és a megfelelő kötések delokalizációja megy végbe.

Az atomok közötti kötések, amelyeket szerkezeti képletek kötőjelek vagy pálcikák (rudak) formájában ábrázolnak, egy molekula 2 atomjának külső (valencia) elektronjainak kölcsönhatása révén jönnek létre. Ennek a kölcsönhatásnak a természete alapján az atomok közötti kötések két fő vagy szélsőséges típusát különböztetjük meg.

1. típus. Egy ionos, elektrovalens vagy sókötés a legvilágosabban (tiszta formájában) egy erős fém atomja (például lúg) és egy erős nemfém atomja (pl. , halogén). Az alkálifém atom egyetlen külső elektron elvesztésével pozitív töltésű részecske lesz, a halogénatom pedig egy külső elektront nyerve negatív töltésűvé válik: Na + - CI -. Ennek a kötésnek az erőssége a különböző töltésű részecskék közötti Coulomb-vonzási erőknek és a halogénatomon egy új elektronpár képződése során felszabaduló energiának köszönhető. Ilyenek például a szerves és szervetlen savak sói.

2. extrém típus. A szerves vegyületekre jellemzőbb a kovalens (vagy atomi) kapcsolat fényesen (tiszta formájában) 2 atomos gázmolekulákban: H 2, O 2, N 2, C1 2 stb., amelyekben a kötés teljesen azonos atomok között jön létre. Két ellentétes spinű atom két elektronjának párosítása következtében, amikor egymáshoz közelednek, bizonyos mennyiségű energia szabadul fel (≈ 400 kJ/mol), és az új elektronpár molekulapályára kerül, egy cellát elfoglalva. mindkét atom. Ezen túlmenően ennek a párnak az elektronfelhőjének legnagyobb sűrűsége az atomok között található (a két elektron atomi pályáinak átfedése, a. ábra), vagy molekuláris pálya alakul ki - b ábra. ).

Bár a b) kép közelebb áll az igazsághoz, a kovalens kötések mindkét képe érvényes és érvényes. Egy tisztán kovalens kötésben nincs eltérés a molekula pozitív és negatív töltéseinek középpontjai között, ezek egybeesnek - a molekula nem poláris.

A kötések e két szélsőséges típusa (ionos és kovalens) mellett vannak köztes típusok: 3) poláris, 4) szemipoláris, 5) koordinációs, elsősorban az úgynevezett óniumvegyületekben (oxónium, ammónium, szulfónium) találhatók meg.

BAN BEN poláris kapcsolat egy elektronpár, amely egyidejűleg mindkét atom középpontjának mezőjében helyezkedik el (az atommagjuk), egy elektronegatívabb atom felé tér el, mivel például a HC1 molekulában az elektronpár több a klórcellában, mint a hidrogéncellában:

Az elektronsűrűség ezen eltérése miatt a molekula pozitív és negatív töltéseinek középpontjai szétváltak. Polárissá vált, amelynek dipólusmomentuma (azaz egy töltés és a töltések közötti távolság fele szorzata) nem egyenlő nullával.

Félpólusú csatlakozás legvilágosabban az ötértékű nitrogén oxigénvegyületeiben képviseltetik:

Az a) kép bár megengedett, de nem érvényes, mert a nitrogénatomnak csak két elektronikus szintje (rétege) van, ahol a külső (2.) rétegen csak négy sejt van, és öt pár elektron (öt kötés) nem találja a helyét. ott. Ebből a szempontból a b) kép a helyesebb, amely a szélső struktúrák rezonanciáját mutatja (I és III)és átmenet egy energetikailag kedvezőbb középszerkezetre. Így az elektronsűrűség szimmetrikus eloszlása miatt a negatív töltés ketté oszlik két egyenlő oxigénatom között. De a nitrogénatomban valójában nincs teljes pozitív töltés, hanem az egészhez közeli pozitív töltés van, ennek megfelelően az oxigénatomokon (P szerkezet) a teljes töltés feléhez közeli negatív töltések vannak.

Koordinációs link a legstabilabb az ammóniumvegyületekben, ahol a nitrogénatom négy vegyértékűvé válik, egy elektront ad át a protonnak (vizes közegben pedig a hidrogén-kationnak), pozitív töltést szerezve (vagy más szóval protont ad a protonhoz). magányos nitrogénelektronpár): H 3 N: + H + → N 4 N +

ammónia proton ammónium kation

Az ammóniumkationban a kialakult új kötés módosítja a nitrogénben korábban jelen lévő három másik N-H kötés természetét, amelyek mostanra megnyúlnak, és mind a négy ammónium-hidrogénatom egymást taszítva kerül egymástól a legtávolabbi helyzetbe. , nevezetesen egy szabályos tetraéder sarkainál, amikor a nitrogénatom ennek a tetraédernek a középpontjában van:

A kialakult új kötés (koordináció) nem különbözik az ammónia molekulában korábban jelenlévő módosított N-H kötésektől. Itt s 1 p 3 megy végbe - a nitrogénen maradó négy elektron hibridizációja (mint a metán szén).

Ha a metánmolekula egy viszonylag erős képződmény, amelynek nincs töltése, akkor az ammónium-kation (amely szerkezetében csak annyiban tér el tőle, hogy a központi atom magjában eggyel több proton és egy neutron található) kevésbé stabil, és könnyen disszociálhat. ammónia és hidrogén kation, leküzdve egy bizonyos energiagátat, amely meghatározza az ammóniumvegyületek szilárdságát.

A σ fogalma-(szigma) és π- (pi) kapcsolatok

A szerves vegyületekben túlsúlyban lévő kovalens kötések általában meghatározzák ezen anyagok kémiai aktivitását. Nagy jelentősége van azonban a gyenge többszörös kötéseknek (kettős, hármas) és a funkciós csoportok kötéseinek jellemzői.

A szén a szerves világ központi eleme, a szénvázak (a molekulák gerincei) meghatározzák stabilitásukat és szinte korlátlan sokféleségüket. Ezért némileg részletesebben meg kell vizsgálni kötvényeinek elektronikus jellegét.

A szénatomnak van egy +6 töltésű magja és egy elektronhéja: 1s 2, 2s 2, 2p 2, ahol a négy külső elektron vegyértékelektron (2s 2, 2p 2). De ahhoz, hogy ezek az elektronok négy kötést alkossanak, a 2s 2 elektronoknak, amelyek a golyó térfogatában páros formában vannak, párosítatlan állapotba kell menniük. És a gerjesztett szénatomnak héjjal kell rendelkeznie: 1s 2, 2s 1, 2p 3, ahol a párosítatlan s-elektronnal (gömb alakú) együtt három p-elektron is található (háromdimenziós nyolcas vagy súlyzó alakú), koordinátatengelyek (x, y, z) mentén elhelyezkedő háromdimenziós tér (3. ábra). Ahhoz azonban, hogy négy azonos értékű kötés alakuljon ki egymással, mint a metánban, egy s-elektronnak és három p-elektronnak módosított hibridizált (s 1 p 3 -hibridizációs) állapotba kell mennie, és már mind a négy külső elektronnak. pontosan azonos irányú (hibrid) alakú felhőkkel rendelkeznek, és a metán hidrogénatomjai egyenlő, egymástól legtávolabbi helyzetben vannak:

amelyek egy szabályos tetraéder csúcsainak felelnek meg, ha a középpontjába metán szénatom kerül (4. ábra). A szén állapotát, amikor a vegyértékelektronok hibridizációja s 1 p 3 arányban megy végbe, nevezzük a szén első vegyértékállapota,és egy ilyen atom kötéseit más atomokkal ún b(szigma)-kötések(5., 6. ábra).

És így, σ kötés a szén bármely egyes kötése egy másik atomhoz. A szerves anyagok molekuláiban leggyakrabban előforduló C-H és C-H σ kötések pedig a következő alapadatokkal rendelkeznek (6b, 6c ábra).

C-H kötés energiája ~93-96 kcal/mol (~370-380 kJ/mol).

Kommunikációs hossz 1,1 A 0 (0,11 nm)

С-С kötési energia ~84-86 kcal/mol (~340-360 kJ/mol)

Kötés hossza 1,54 A 0 (0,154 nm)

A szén második vegyértékállapota az etilénre és más kettős kötést tartalmazó vegyületekre jellemző. Az etilén szénben a gerjesztett atom vegyértékelektronjainak (2s 1, 2p 3) hibridizációja s 1 p 2 arányban megy végbe, amikor egy p-elektron (a háromból) nem vesz részt a hibridizációban, és a p-ben marad. -forma. Az irányított (megnyúlt) alakú hibrid felhők pedig egy síkban, egymással szemben 120°-os szöget zárnak be (7. ábra).

Két szénatom p-elektronja pedig a szénatomok közötti σ kötés mellett p-formában párosul (7. ábra). Ezt a járulékos (többszörös) kötést, amely az elektronok p-alakú párosításával jön létre, ún π (pi)- kommunikáció A kialakulása során felszabaduló energia kisebb, mint a σ kötés energiája, mert a C = C kettős kötés energiája ~140 kcal/mol (~560-580 kJ/mol). Ha innen levonjuk a C - C σ kötés energiáját (~85 kcal/mol), akkor π -kötés marad ~55 kcal/mol (140-85=55).

A szén harmadik vegyértékállapota az acetilénre és más hármaskötésű vegyületekre jellemző. Az acetilén szén esetében a gerjesztett atom négy vegyértékelektronja közül (2s 1, 2p 3) egy-egy s- és p-elektron vesz részt a hibridizációban (s 1 p 1 - hibridizáció). A hibrid (megnyúlt) két felhő pedig ugyanazon az egyenesen helyezkedik el, σ-kapcsolatokat képezve (8. ábra). Ez azt jelenti, hogy a háromdimenziós tér koordinátatengelyei (x, y) mentén elhelyezkedő, p alakban maradó 2 elektrontól a legtávolabbi pozíciókat (z-koordinátát) foglalják el, a p alakban párosítva kettőt alkotnak. π - kapcsolatok egymásra merőleges síkban(8. ábra). A hármas kötés kialakulása során felszabaduló energia ~200 kcal/mol. Ha innen levonunk 85 kcal/mol - a σ kötés energiáját, akkor két π kötésre ~115 kcal/m marad, i.e. ~57 kcal/mol minden π kötésre. Összehasonlításképpen az egyszeres, kettős és hármas kötések főbb jellemzői:

C - C kötés hossza 1,54 A 0, kötésképződési energia ~85 kcal/mol

C = C kötéshossz 1,34 A 0, kötésképződési energia ~140 kcal/mol

C ≡ C kötéshossz 1,21 A 0, kötésképződési energia ~200 kcal/mol A π kötések elektronjai nagyobb térfogatúak, gyengébbek az atommagokhoz, könnyebben hozzáférhetők a reagens támadásai számára, és könnyen ki vannak téve az elektromos és mágneses mezőknek. például beeső fény vagy töltött részecskék támadása. Ezért π A σ-kötésektől teljesen eltérő természetű -kötések kevésbé stabilak, és a telítetlen vegyületek nagy kémiai aktivitását okozzák a telített (telített) vegyületekhez képest.

169375 0

Minden atomnak van bizonyos számú elektronja.

Amikor kémiai reakciókba lépnek, az atomok elektronokat adnak, nyernek vagy osztanak meg, így a legstabilabb elektronikus konfigurációt érik el. A legalacsonyabb energiájú konfiguráció (mint a nemesgáz atomoknál) bizonyul a legstabilabbnak. Ezt a mintát „oktett szabálynak” nevezik (1. ábra).

Rizs. 1.

Ez a szabály mindenkire vonatkozik kapcsolatok típusai. Az atomok közötti elektronikus kapcsolatok lehetővé teszik számukra, hogy stabil struktúrákat alakítsanak ki, a legegyszerűbb kristályoktól az összetett biomolekulákig, amelyek végső soron élő rendszereket alkotnak. Folyamatos anyagcseréjükben különböznek a kristályoktól. Ugyanakkor sok kémiai reakció a mechanizmusok szerint megy végbe elektronikus átutalás, amelyek kritikus szerepet játszanak a szervezet energiafolyamataiban.

A kémiai kötés az az erő, amely két vagy több atomot, iont, molekulát vagy ezek kombinációját tart össze..

A kémiai kötés természete univerzális: a negatív töltésű elektronok és a pozitív töltésű atommagok közötti elektrosztatikus vonzási erő, amelyet az atomok külső héjának elektronjainak konfigurációja határoz meg. Az atom azon képességét, hogy kémiai kötéseket hozzon létre, ún vegyérték, vagy oxidációs állapot. A koncepció vegyérték elektronok- elektronok, amelyek kémiai kötéseket alkotnak, vagyis a legmagasabb energiájú pályákon helyezkednek el. Ennek megfelelően az ezeket a pályákat tartalmazó atom külső héját ún vegyértékhéj. Jelenleg nem elég a kémiai kötés jelenlétét jelezni, hanem pontosítani kell annak típusát: ionos, kovalens, dipól-dipólus, fémes.

Az első típusú kapcsolat azión kapcsolat

Lewis és Kossel elektronikus vegyértékelmélete szerint az atomok kétféleképpen érhetnek el stabil elektronkonfigurációt: először is, elektronok elvesztésével, kationok, másodszor, ezek megszerzése, átalakulása anionok. Az elektronátvitel eredményeként az ellentétes előjelű ionok közötti elektrosztatikus vonzási erő hatására kémiai kötés jön létre, amelyet Kossel " elektrovalens"(most hívják ión).

Ebben az esetben az anionok és kationok stabil elektronikus konfigurációt alkotnak, kitöltött külső elektronhéjjal. A tipikus ionos kötések a periodikus rendszer T és II kationjaiból, valamint a VI és VII csoportok nemfémes elemeinek anionjaiból jönnek létre (16, illetve 17 alcsoport, kalkogéneketÉs halogének). Az ionos vegyületek kötései telítetlenek és nem irányítottak, így megmarad az elektrosztatikus kölcsönhatás lehetősége más ionokkal. ábrán. A 2. és 3. ábra az elektrontranszfer Kossel-modelljének megfelelő ionkötésekre mutat példákat.

Rizs. 2.

Rizs. 3. Ionos kötés konyhasó (NaCl) molekulában

Itt érdemes felidézni néhány olyan tulajdonságot, amelyek megmagyarázzák az anyagok viselkedését a természetben, különös tekintettel a gondolatra savakÉs okokból.

Mindezen anyagok vizes oldatai elektrolitok. Különbözően változtatják a színüket mutatók. Az indikátorok hatásmechanizmusát F.V. Ostwald. Megmutatta, hogy az indikátorok gyenge savak vagy bázisok, amelyek színe a nem disszociált és a disszociált állapotokban különbözik.

A bázisok semlegesíthetik a savakat. Nem minden bázis oldódik vízben (például egyes szerves vegyületek, amelyek nem tartalmaznak OH-csoportokat, oldhatatlanok, különösen, trietil-amin N(C2H5)3); oldható bázisok ún lúgok.

A savak vizes oldatai jellegzetes reakciókon mennek keresztül:

a) fém-oxidokkal - só és víz képződésével;

b) fémekkel - só és hidrogén képződésével;

c) karbonátokkal - sóképzéssel, CO 2 és N 2 O.

A savak és bázisok tulajdonságait több elmélet írja le. Az S.A. elméletének megfelelően Az Arrhenius, egy sav olyan anyag, amely disszociálva ionokat képez N+ , míg a bázis ionokat képez Ő- . Ez az elmélet nem veszi figyelembe a hidroxilcsoportokat nem tartalmazó szerves bázisok létezését.

Vminek megfelelően proton Brønsted és Lowry elmélete szerint a sav olyan anyag, amely olyan molekulákat vagy ionokat tartalmaz, amelyek protonokat adnak át. adományozók protonok), a bázis pedig olyan anyag, amely olyan molekulákból vagy ionokból áll, amelyek protonokat fogadnak el ( elfogadók protonok). Vegye figyelembe, hogy vizes oldatokban a hidrogénionok hidratált formában, azaz hidrogénionok formájában léteznek H3O+ . Ez az elmélet nemcsak vízzel és hidroxidionokkal, hanem oldószer hiányában vagy nem vizes oldószerrel végbemenő reakciókat is leírja.

Például az ammónia közötti reakcióban N.H. 3 (gyenge bázis) és hidrogén-klorid gázfázisban szilárd ammónium-klorid képződik, és két anyag egyensúlyi keverékében mindig 4 részecske van, ebből kettő sav, a másik kettő bázis:

Ez az egyensúlyi keverék két konjugált sav- és bázispárból áll:

1)N.H. 4+ és N.H. 3

2) HClÉs Cl ‑

Itt minden konjugált párban a sav és a bázis egy protonban különbözik. Minden savnak van konjugált bázisa. Az erős savnak gyenge konjugált bázisa, a gyenge savnak erős konjugált bázisa van.

A Brønsted-Lowry elmélet segít megmagyarázni a víz egyedülálló szerepét a bioszféra életében. A víz, a vele kölcsönhatásba lépő anyagtól függően, akár sav, akár bázis tulajdonságait mutathatja. Például az ecetsav vizes oldataival végzett reakciókban a víz bázis, a vizes ammóniaoldatokkal pedig sav.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Itt egy ecetsavmolekula protont adományoz egy vízmolekulának;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + Ő- . Itt az ammónia molekula protont fogad el egy vízmolekulától.

Így a víz két konjugált párt alkothat:

1) H2O(sav) és Ő- (konjugált bázis)

2) H3O+ (sav) és H2O(konjugált bázis).

Az első esetben a víz protont adományoz, a második esetben pedig elfogadja.

Ezt a tulajdonságot ún amfiprotonizmus. Azokat az anyagokat, amelyek savként és bázisként is reagálhatnak, nevezzük amfoter. Az ilyen anyagok gyakran megtalálhatók az élő természetben. Például az aminosavak savakkal és bázisokkal egyaránt sókat képezhetnek. Ezért a peptidek könnyen alkotnak koordinációs vegyületeket a jelenlévő fémionokkal.

Így az ionos kötés jellemző tulajdonsága a kötő elektronok teljes mozgása az egyik atommaghoz. Ez azt jelenti, hogy az ionok között van egy olyan tartomány, ahol az elektronsűrűség közel nulla.

A második típusú kapcsolat azkovalens kapcsolat

Az atomok az elektronok megosztásával stabil elektronikus konfigurációkat alkothatnak.

Ilyen kötés akkor jön létre, ha egy-egy elektronpáron osztoznak mindenkitől atom. Ebben az esetben a megosztott kötés elektronjai egyenlően oszlanak el az atomok között. A kovalens kötésekre példák a következők: homonukleáris kétatomos molekulák H 2 , N 2 , F 2. Ugyanilyen típusú kapcsolat található az allotrópokban O 2 és ózon O 3. ábra és egy többatomos molekula esetében S 8 és szintén heteronukleáris molekulák hidrogén klorid HCl, szén-dioxid CO 2, metán CH 4, etanol VAL VEL 2 N 5 Ő, kén hexafluorid SF 6, acetilén VAL VEL 2 N 2. Ezeknek a molekuláknak ugyanazok az elektronjaik vannak, és kötéseik azonos módon telítettek és irányítottak (4. ábra).

A biológusok számára fontos, hogy a kettős és hármas kötések kovalens atomi sugarai kisebbek az egyszeres kötésekhez képest.

Rizs. 4. Kovalens kötés Cl 2 molekulában.

Az ionos és kovalens típusú kötések a létező kémiai kötések számos típusának két szélsőséges esetei, és a gyakorlatban a legtöbb kötés közbenső.

A periódusos rendszer azonos vagy különböző periódusainak ellentétes végein elhelyezkedő két elem vegyületei túlnyomórészt ionos kötéseket alkotnak. Ahogy az elemek egy perióduson belül közelebb kerülnek egymáshoz, vegyületeik ionos jellege csökken, és a kovalens jelleg növekszik. Például a periódusos rendszer bal oldalán lévő elemek halogenidjei és oxidjai túlnyomórészt ionos kötéseket alkotnak ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), és ugyanazok az elemek vegyületei a táblázat jobb oldalán kovalensek ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glükóz C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5OH).

A kovalens kötésnek viszont van még egy módosítása.

A többatomos ionokban és az összetett biológiai molekulákban mindkét elektron csak innen származhat egy atom. Ez az úgynevezett donor elektronpár. Egy olyan atomot, amely ezen az elektronpáron osztozik egy donorral, az úgynevezett elfogadó elektronpár. Ezt a típusú kovalens kötést ún koordináció (donor-elfogadó, vagyrészeshatározó) kommunikáció(5. ábra). Ez a fajta kötés a biológia és az orvostudomány számára a legfontosabb, mivel az anyagcsere szempontjából legfontosabb d-elemek kémiáját nagyrészt koordinációs kötések írják le.

Ábra. 5.

Általában egy komplex vegyületben a fématom egy elektronpár akceptorjaként működik; ellenkezőleg, ionos és kovalens kötésekben a fématom elektrondonor.

A kovalens kötés lényege és változata - a koordinációs kötés - egy másik, a GN által javasolt savak és bázisok elmélete segítségével tisztázható. Lewis. Némileg kibővítette a „sav” és „bázis” kifejezések szemantikai fogalmát a Brønsted-Lowry elmélet szerint. Lewis elmélete megmagyarázza a komplex ionok képződésének természetét és az anyagok részvételét a nukleofil szubsztitúciós reakciókban, azaz a CS képződésében.

Lewis szerint a sav olyan anyag, amely képes kovalens kötést létrehozni egy bázis elektronpárjának elfogadásával. A Lewis-bázis olyan anyag, amelynek magányos elektronpárja van, amely elektronok adományozásával kovalens kötést hoz létre Lewis-savval.

Vagyis Lewis elmélete kiterjeszti a sav-bázis reakciók körét azokra a reakciókra is, amelyekben a protonok egyáltalán nem vesznek részt. Sőt, maga a proton ezen elmélet szerint szintén sav, mivel képes elektronpárt fogadni.

Ezért ezen elmélet szerint a kationok Lewis-savak, az anionok pedig Lewis-bázisok. Példa erre a következő reakciók:

Fentebb megjegyeztük, hogy az anyagok ionosra és kovalensre való felosztása relatív, mivel a kovalens molekulákban nem megy végbe teljes elektronátadás a fématomoktól az akceptor atomokhoz. Az ionos kötésekkel rendelkező vegyületekben minden ion az ellenkező előjelű ionok elektromos mezőjében van, így kölcsönösen polarizálódnak, héjaik deformálódnak.

Polarizálhatóság az ion elektronszerkezete, töltése és mérete határozza meg; az anionok esetében magasabb, mint a kationoknál. A kationok közül a legnagyobb polarizálhatóság a nagyobb töltésű és kisebb méretű kationok esetében van, pl. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Erős polarizáló hatása van N+ . Mivel az ionpolarizáció hatása kétirányú, jelentősen megváltoztatja az általuk képződött vegyületek tulajdonságait.

A harmadik típusú kapcsolat azdipólus-dipólus kapcsolat

A felsorolt kommunikációs típusokon kívül vannak dipólus-dipólusok is intermolekuláris interakciók, más néven van der Waals .

Ezen kölcsönhatások erőssége a molekulák természetétől függ.

Háromféle kölcsönhatás létezik: permanens dipólus - permanens dipólus ( dipólus-dipólus vonzerő); állandó dipólus által indukált dipólus ( indukció vonzerő); pillanatnyi dipólus által indukált dipólus ( szétszórt vonzás, vagy a londoni erők; rizs. 6).

Rizs. 6.

Csak a poláris kovalens kötésekkel rendelkező molekulák rendelkeznek dipól-dipól momentummal ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), a kötési szilárdság pedig 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10–30 coulombméter - C × m).

A biokémiában van egy másik típusú kapcsolat - hidrogén kapcsolat, ami korlátozó eset dipólus-dipólus vonzerő. Ez a kötés egy hidrogénatom és egy kis elektronegatív atom, leggyakrabban oxigén, fluor és nitrogén között jön létre. A hasonló elektronegativitással rendelkező nagy atomok (például klór és kén) esetén a hidrogénkötés sokkal gyengébb. A hidrogénatomot egy lényeges tulajdonság különbözteti meg: amikor a kötőelektronokat elhúzzák, atommagja - a proton - szabaddá válik, és már nem védi az elektronok.

Ezért az atom nagy dipólussá válik.

A hidrogénkötés a van der Waals-kötéssel ellentétben nemcsak intermolekuláris kölcsönhatások során jön létre, hanem egy molekulán belül is. intramolekuláris hidrogén kötés. A hidrogénkötések fontos szerepet játszanak a biokémiában, például a fehérjék szerkezetének stabilizálásában a-hélix formájában, vagy a DNS kettős hélixének kialakításában (7. ábra).

7. ábra.

A hidrogén- és van der Waals kötések sokkal gyengébbek, mint az ionos, kovalens és koordinációs kötések. Az intermolekuláris kötések energiáját a táblázat tartalmazza. 1.

Asztal 1. Intermolekuláris erők energiája

jegyzet: Az intermolekuláris kölcsönhatások mértékét az olvadás és a párolgás (forrás) entalpiája tükrözi. Az ionos vegyületek lényegesen több energiát igényelnek az ionok szétválasztásához, mint a molekulák elválasztásához. Az ionos vegyületek olvadási entalpiája sokkal nagyobb, mint a molekuláris vegyületeké.

A negyedik típusú kapcsolat azfém csatlakozás

Végül van egy másik típusú intermolekuláris kötés - fém: fémrács pozitív ionjainak összekapcsolása szabad elektronokkal. Ez a fajta kapcsolat nem fordul elő biológiai objektumokban.

A kötéstípusok rövid áttekintéséből egy részlet világossá válik: a fématomnak vagy -ionnak - az elektrondonornak, valamint az atomnak - az elektronakceptornak fontos paramétere az méret.

Anélkül, hogy a részletekbe mennénk, megjegyezzük, hogy az atomok kovalens sugarai, a fémek ionos sugarai és a kölcsönhatásban lévő molekulák van der Waals sugarai növekszenek, ahogy a periódusos rendszer csoportjaiban atomszámuk nő. Ebben az esetben az ionsugár értékei a legkisebbek, és a van der Waals sugarak a legnagyobbak. Általában a csoportban lefelé haladva minden elem sugara nő, mind a kovalens, mind a van der Waals.

A biológusok és az orvosok számára a legfontosabbak koordináció(donor-elfogadó) koordinációs kémia által figyelembe vett kötések.

Orvosi bioszervetlen anyagok. G.K. Baraskov

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

↓

A gerjesztési energiát kémiai kötések képződése kompenzálja, ami az energia felszabadulásával történik.

A szénatomok képesek az elektronpályák háromféle hibridizációjának kialakítására ( sp 3, sp 2, sp) és többszörös (kettős és hármas) kötések kialakulása egymás között (2.2. táblázat).

2.2. táblázat

A hibridizáció típusai és a molekuláris geometria

Egy egyszerű (egyszeri) s-csatlakozás akkor történik, amikor sp 3-hibridizáció, amelyben mind a négy hibrid pálya egyenértékű, és a térben 109°29 '-os szöget zár be egymással, és egy szabályos tetraéder csúcsaira orientálódik (2.8. ábra).

Rizs. 2.8. A CH 4 metánmolekula kialakulása

Ha a hibrid szénpályák átfedésben vannak a gömb alakúakkal s-a hidrogénatom pályái, akkor keletkezik a legegyszerűbb szerves vegyület a metán CH 4 - telített szénhidrogén.

Nagyon érdekes a szénatomok egymással és más elemek atomjaival való kötéseinek tanulmányozása. Tekintsük az etán, etilén és acetilén molekulák szerkezetét.

Az etánmolekulában lévő összes kötés közötti szögek szinte pontosan megegyeznek egymással (2.9. ábra), és nem térnek el a metánmolekulában lévő C - H szögektől.

Ezért a szénatomok olyan állapotban vannak sp 3- hibridizáció.

Rizs. 2.9. Etán molekula C 2 H 6

Ebben az esetben minden szénatomnak van egy a három közül R-orbitálok nem vesznek részt a hibridizációban, ennek eredményeként három képződik sp 2-hibrid pályák, amelyek ugyanabban a síkban helyezkednek el, egymással 120°-os szöget zárva, és nem hibrid 2 R Az -orbitál erre a síkra merőlegesen helyezkedik el. Két szénatom egymáshoz kötve egy s-kötést alkot az átfedő hibridpályák miatt és egy p-kötést az átfedés miatt R-pályák.

A szabad hibrid szénpályák kölcsönhatása az 1 s-hidrogénatomok pályái etilénmolekula C 2 H 4 képződéséhez vezet (2.10. ábra) - a telítetlen szénhidrogének legegyszerűbb képviselője.

Rizs. 2.10. Etilén molekula kialakulása C 2 H 4

Az elektronpályák átfedése p-kötés esetén kisebb és a megnövekedett elektronsűrűségű zónák távolabb helyezkednek el az atommagoktól, így ez a kötés kevésbé erős, mint az s-kötés.

A hármas kötést egy s-kötés és két p-kötés alkotja. Ebben az esetben az elektronpályák sp-hibridizáció állapotában vannak, amelyek kialakulása egy s- és egy R-pályák (2.11. ábra).

A két hibrid orbitál egymáshoz képest 180°-os szöget zár be, a többi nem hibrid két R-a pályák két egymásra merőleges síkban helyezkednek el. A hármas kötés kialakulása a C 2 H 2 acetilénmolekulában megy végbe (lásd 2.11. ábra).

Rizs. 2.11. Acetilén molekula kialakulása C 2 H 2

Egy speciális kötéstípus jön létre a benzolmolekula (C 6 H 6) képződése során, amely az aromás szénhidrogének legegyszerűbb képviselője.

A benzol hat szénatomot tartalmaz, amelyek egy gyűrűben (benzolgyűrűben) kapcsolódnak egymáshoz, és mindegyik szénatom sp 2 hibridizációs állapotban van (2.12. ábra).

Rizs. 2.12. sp 2 – a benzolmolekula C 6 H 6 pályái

A tengely ilyen R-pályák a benzolmolekula síkjára merőlegesen helyezkednek el.

Mind a hat nem hibrid R-pályák egy közös kötő molekuláris p-pályát alkotnak, és mind a hat elektron együttesen p-elektron szextettet alkot.

Az ilyen orbitális határfelülete a szén s-váz síkja felett és alatt helyezkedik el. A körkörös átfedés következtében egyetlen delokalizált p-rendszer jön létre, amely a körfolyamat összes szénatomját lefedi (2.13. ábra).

A benzol sematikusan hatszögként van ábrázolva, benne egy gyűrűvel, ami azt jelzi, hogy az elektronok és a megfelelő kötések delokalizációja megy végbe.

Rizs. 2.13. -kötések a C 6 H 6 benzolmolekulában

Ionos kémiai kötés

Ionos kötés- ellentétes töltésű ionok kölcsönös elektrosztatikus vonzása következtében létrejövő kémiai kötés, amelyben a teljes elektronsűrűségnek egy elektronegatívabb elem atomjára való teljes átvitelével a stabil állapot jön létre.

A tisztán ionos kötés a kovalens kötés szélsőséges esete.

A gyakorlatban az elektronok teljes átvitele egyik atomról a másikra egy kötésen keresztül nem valósul meg, mivel minden elemnek van kisebb-nagyobb (de nem nulla) EO-ja, és minden kémiai kötés bizonyos mértékig kovalens lesz.

Ilyen kötés akkor lép fel, ha nagy különbség van az atomok EO-jában, például a kationok között. s-a periodikus rendszer első és második csoportjának fémei, valamint a VIА és VIIА csoportok nemfémeinek anionjai (LiF, NaCl, CsF stb.).

A kovalens kötéstől eltérően az ionos kötésnek nincs irányultsága . Ez azzal magyarázható, hogy az ion elektromos tere gömbszimmetriájú, azaz. a távolsággal csökken ugyanazon törvény szerint bármely irányban. Ezért az ionok közötti kölcsönhatás iránytól független.

Két ellentétes előjelű ion kölcsönhatása nem vezethet erőtereik teljes kölcsönös kompenzálásához. Emiatt megtartják azt a képességüket, hogy az ellenkező előjelű ionokat más irányba vonzzák. Ezért a kovalens kötéstől eltérően az ionos kötést a telítetlenség is jellemzi .

Az ionos kötések irányítottságának és telítettségének hiánya meghatározza az ionos molekulák asszociációs hajlamát. Minden szilárd halmazállapotú ionos vegyületnek van ionos kristályrácsa, amelyben minden iont több ellentétes előjelű ion vesz körül. Ebben az esetben egy adott ion minden kötése a szomszédos ionokkal egyenértékű.

Fém csatlakozás

A fémeket számos különleges tulajdonság jellemzi: elektromos és hővezető képesség, jellegzetes fémes csillogás, alakíthatóság, nagy képlékenység és nagy szilárdság. A fémek ezen sajátos tulajdonságai a kémiai kötések speciális típusával magyarázhatók, az ún fém .

A fémes kötés a fém kristályrácsában egymáshoz közeledő atomok átfedő, delokalizált pályáinak eredménye.

A legtöbb fémnek jelentős számú üres pályája van, és kis számú elektron van a külső elektronszintjén.

Ezért energetikailag kedvezőbb, ha az elektronok nem lokalizáltak, hanem a teljes fématomhoz tartoznak. A fém rácscsomópontjain pozitív töltésű ionok vannak, amelyek a fémben eloszló elektron „gázba” merülnek:

Én ↔ Én n + + n .

A pozitív töltésű fémionok (Me n +) és a nem lokalizált elektronok (n) között elektrosztatikus kölcsönhatás lép fel, amely biztosítja az anyag stabilitását. Ennek a kölcsönhatásnak az energiája köztes a kovalens és molekuláris kristályok energiája között. Ezért a tisztán fémes kötéssel rendelkező elemek ( s-, És p-elemek) viszonylag magas olvadáspont és keménység jellemzi.

Az elektronok jelenléte, amelyek szabadon mozoghatnak a kristály térfogatában, biztosítják a fém sajátos tulajdonságait

Hidrogén kötés

Hidrogén kötés – az intermolekuláris kölcsönhatás speciális típusa. Azok a hidrogénatomok, amelyek kovalensen kötődnek valamely elem atomjához, amelynek nagy elektronegativitása van (leggyakrabban F, O, N, de Cl, S és C is), viszonylag nagy effektív töltést hordoznak. Ennek eredményeként az ilyen hidrogénatomok elektrosztatikus kölcsönhatásba léphetnek ezen elemek atomjaival.

Így az egyik vízmolekula H d + atomja orientált és ennek megfelelően kölcsönhatásba lép (amint azt három pont mutatja) egy másik vízmolekula O d - atomjával:

Az elektronegatív elemek két atomja között elhelyezkedő H atom által létrehozott kötéseket hidrogénnek nevezzük:

d- d+ d-

A − H × × × B

A hidrogénkötés energiája lényegesen kisebb, mint a hagyományos kovalens kötésé (150-400 kJ/mol), de ez az energia elegendő ahhoz, hogy a megfelelő vegyületek molekulái folyékony halmazállapotban aggregálódjanak, pl. folyékony hidrogén-fluorid HF (2.14. ábra). A fluorvegyületek esetében eléri a 40 kJ/mol értéket.

Rizs. 2.14. HF molekulák aggregációja hidrogénkötések következtében

A hidrogénkötés hossza is rövidebb, mint a kovalens kötésé. Így a polimerben (HF) n a kötés hossza F−H = 0,092 nm, a kötés hossza pedig F∙∙∙H = 0,14 nm. Víz esetében a kötés hossza O-H=0,096 nm, a kötés hossza O∙∙∙H=0,177 nm.

Az intermolekuláris hidrogénkötések kialakulása az anyagok tulajdonságainak jelentős változásához vezet: a viszkozitás, a dielektromos állandó, a forráspont és az olvadáspont növekedése.

Kapcsolódó információ.

Szervetlen és szerves anyagok sokfélesége

A szerves kémia az kémia szénvegyületek. A szervetlen szénvegyületek közé tartoznak: szén-oxidok, szénsav, karbonátok és bikarbonátok, karbidok. A szénen kívüli szerves anyagok hidrogént, oxigént, nitrogént, foszfort, ként és egyéb elemeket tartalmaznak. A szénatomok hosszú, el nem ágazó és elágazó láncokat, gyűrűket alkothatnak, más elemeket is kapcsolódhatnak, így a szerves vegyületek száma megközelíti a 20 milliót, míg a szervetlen anyagok száma alig haladja meg a 100 ezret.

A szerves kémia fejlesztésének alapja A. M. Butlerov szerves vegyületek szerkezetének elmélete. A szerves vegyületek szerkezetének leírásában fontos szerepe van a vegyérték fogalmának, amely az atomok kémiai kötésképző képességét jellemzi, és meghatározza azok számát. Szén a szerves vegyületekben mindig négyértékű. A. M. Butlerov elméletének fő posztulátuma az anyag kémiai szerkezetére vonatkozó álláspont, azaz a kémiai kötés. Ez a sorrend szerkezeti képletek segítségével jelenik meg. Butlerov elmélete kijelenti, hogy minden anyag rendelkezik sajátos kémiai szerkezetÉs Az anyagok tulajdonságai a szerkezettől függenek.

A szerves vegyületek kémiai szerkezetének elmélete, A. M. Butlerov

Ahogy a szervetlen kémia esetében a fejlődés alapja D. I. Mengyelejev periódusos törvénye és a kémiai elemek periódusos rendszere, a szerves kémia számára ez vált alapvetővé.

A szerves vegyületek kémiai szerkezetének elmélete, A. M. Butlerov

Butlerov elméletének fő posztulátuma az anyag kémiai szerkezetére vonatkozó álláspont, ami az atomok molekulákká való kölcsönös kapcsolódásának sorrendjét, sorrendjét jelenti, azaz. kémiai kötés.

Kémiai szerkezet- a kémiai elemek atomjainak kapcsolódási sorrendje egy molekulában vegyértékük szerint.

Ez a sorrend olyan szerkezeti képletekkel jeleníthető meg, amelyekben az atomok vegyértékeit kötőjelek jelzik: egy sor egy kémiai elem atomjának vegyértékegységének felel meg. Például a metán szerves anyag esetében, amelynek molekulaképlete CH 4, a szerkezeti képlet így néz ki:

A. M. Butlerov elméletének főbb rendelkezései:

A szerves molekulák atomjai egymáshoz kötődnek vegyértékük szerint. A szerves vegyületekben lévő szén mindig négyértékű, és atomjai képesek egyesülni egymással, különféle láncokat alkotva.

· Az anyagok tulajdonságait nemcsak minőségi és mennyiségi összetételük határozza meg, hanem a molekulában lévő atomok kapcsolódási sorrendje is, pl. egy anyag kémiai szerkezete.

· A szerves vegyületek tulajdonságai nemcsak az anyag összetételétől és a molekulájában lévő atomok kapcsolódási sorrendjétől függnek, hanem attól is, az atomok kölcsönös hatásaés atomcsoportok egymáson.

A szerves vegyületek szerkezetének elmélete dinamikus és fejlődő doktrína. Ahogy fejlődtek a kémiai kötések természetére és a szerves anyagok molekuláinak elektronszerkezetének befolyására vonatkozó ismeretek, az empirikus és szerkezeti képletek mellett elektronikus képleteket is alkalmazni kezdtek. Az ilyen képletek mutatják az irányt elektronpárok elmozdulása egy molekulában.

A kvantumkémia és a szerves vegyületek szerkezetének kémiája megerősítette a kémiai kötések térbeli irányának doktrínáját (cisz- és transz-izoméria), tanulmányozta az izomerek kölcsönös átmeneteinek energetikai jellemzőit, lehetővé tette az atomok kölcsönös befolyásának megítélését az izomerekben. a különböző anyagok molekulái, megteremtették az előfeltételeket az izoméria típusainak, valamint a kémiai reakciók irányainak és mechanizmusainak előrejelzéséhez.

A szerves anyagoknak számos jellemzőjük van.

· Minden szerves anyag tartalmaz szenet és hidrogént, így égéskor keletkeznek szén-dioxid és víz.

Szerves anyag komplexen épültés hatalmas molekulatömegű lehet (fehérjék, zsírok, szénhidrátok).

· A szerves anyagok összetételükben, szerkezetükben és tulajdonságaiban hasonló sorokba rendezhetők homológok.

· Szerves anyagokra jellemző izoméria.

Szerves anyagok izomerizmusa és homológiája

A szerves anyagok tulajdonságai nemcsak összetételüktől függenek, hanem attól is Az atomok kapcsolódási sorrendje a molekulában.

Izomerizmus- ez a különböző anyagok létezésének jelensége - azonos minőségi és mennyiségi összetételű, azaz azonos molekulaképletű izomerek.

Kétféle izoméria létezik: szerkezeti és térbeli(sztereoizoméria). A szerkezeti izomerek a molekulában lévő atomok kötési sorrendjében különböznek egymástól; sztereoizomerek - az atomok térbeli elrendezése, köztük azonos kötési sorrenddel.

Az izoméria fő típusai:

· Strukturális izoméria - az anyagok különböznek a molekulák atomjainak kötési sorrendjében:

1) a szénváz izomériája;

2) helyzetizoméria:

többszörös kötvények;
képviselők;
funkciós csoportok;

3) homológ sorozatok izomériája (interclass).

· Téri izoméria - az anyagok molekulái nem az atomok kötési sorrendjében, hanem térbeli helyzetükben különböznek: cisz-, transz-izoméria (geometriai).

Szerves anyagok osztályozása

Ismeretes, hogy a szerves anyagok tulajdonságait összetételük és kémiai szerkezetük határozza meg. Ezért nem meglepő, hogy a szerves vegyületek osztályozása a szerkezet elméletén – A. M. Butlerov elméletén – alapul. A szerves anyagokat a molekuláikban lévő atomok jelenléte és kapcsolódási sorrendje szerint osztályozzák. A szerves anyag molekulájának legtartósabb és legkevésbé változékony része az csontváz - szénatomok lánca. A szénatomok kapcsolódási sorrendjétől függően ebben a láncban az anyagokat felosztják aciklikus, nem tartalmaznak zárt szénatomláncokat a molekulákban, és karbociklusos olyan láncokat (ciklusokat) tartalmazó molekulákban.

A szerves anyagok molekulái a szén- és hidrogénatomokon kívül más kémiai elemek atomjait is tartalmazhatják. Azok az anyagok, amelyek molekuláiban ezek az úgynevezett heteroatomok zárt láncban szerepelnek, heterociklusos vegyületeknek minősülnek.

Heteroatomok(oxigén, nitrogén stb.) molekulák és aciklusos vegyületek részei lehetnek, funkciós csoportokat képezve bennük pl.

hidroxilcsoport

karbonil

karboxil

aminocsoport

Funkcionális csoport- atomcsoport, amely meghatározza egy anyag legjellemzőbb kémiai tulajdonságait és egy bizonyos vegyületcsoportba való tartozását.

A szerves vegyületek nómenklatúrája

A szerves kémia fejlődésének kezdetén meghatározták a felfedezendő vegyületeket triviális nevek, amelyeket gyakran előállításuk történetéhez kötnek: ecetsav (amely a borecet alapja), vajsav (vajban képződik), glikol (azaz „édes”) stb. Az újonnan felfedezett anyagok számának növekedésével a szükség volt a nevek társítására a szerkezetükhöz. Így jelentek meg a racionális elnevezések: metil-amin, dietil-amin, etilalkohol, metil-etil-keton, amelyek a legegyszerűbb vegyület elnevezésén alapulnak. Bonyolultabb vegyületek esetén a racionális nómenklatúra nem megfelelő.

A. M. Butlerov szerkezetelmélete alapozta meg a szerves vegyületek osztályozását és nómenklatúráját a szerkezeti elemek és a szénatomok molekulában való elrendezése szerint. Jelenleg a leggyakrabban használt nómenklatúrát a A Tiszta és Alkalmazott Kémia Nemzetközi Uniója (IUPAC), amelyet nómenklatúrának neveznek IUPAC. Az IUPAC szabályai több elvet ajánlanak a névképzéshez, ezek közül az egyik a helyettesítés elve. Ennek alapján egy helyettesítő nómenklatúrát dolgoztak ki, amely a leguniverzálisabb. Mutassuk be a szubsztitív nómenklatúra néhány alapszabályát, és fontoljuk meg alkalmazásukat egy két funkciós csoportot tartalmazó heterofunkcionális vegyület - a leucin aminosav - példáján:

1. A vegyületek elnevezése az anyaszerkezeten alapul (egy aciklusos molekula főlánca, karbociklusos vagy heterociklusos rendszer). A szülőstruktúra neve képezi a név alapját, a szó tövét.

Ebben az esetben az anyaszerkezet öt szénatomból álló lánc, amelyet egyes kötéssel kapcsolnak össze. Így a név gyökér része pentán.

2. A jellemző csoportokat és szubsztituenseket (szerkezeti elemeket) elő- és utótagokkal jelöljük. A jellemző csoportok szolgálati idő szerint vannak felosztva. A főcsoportok elsőbbségi sorrendje:

A szenior jellemző csoportot azonosítjuk, amelyet az utótagban jelölünk. Az összes többi szubsztituenst az előtagban abc sorrendben nevezzük el.

Ebben az esetben a szenior jellemző csoport a karboxil, azaz ez a vegyület a karbonsavak osztályába tartozik, ezért a név gyökrészéhez -ic savat adunk. A második legrégebbi csoport az aminocsoport, amelyet az amino- előtag jelöl. Ezenkívül a molekula tartalmazza a metil- szénhidrogén szubsztituenst. Így a név alapja az aminometil-pentánsav.

3. A név tartalmazza a kettős és hármas kötés megjelölését, amely közvetlenül a gyökér után következik.

A kérdéses vegyület nem tartalmaz többszörös kötést.

4. Az anyaszerkezet atomjai meg vannak számozva. A számozás a szénlánc azon végétől kezdődik, amelyhez a legmagasabb jellemző csoport található a legközelebb:

A lánc számozása a karboxilcsoport részét képező szénatommal kezdődik, az 1-es számot kapja. Ebben az esetben az aminocsoport a 2-esnél, a metilcsoport a 4-esnél lesz.

Így a természetes leucin aminosavat az IUPAC nómenklatúra szabályai szerint 2-amino-4-metilpentánsavnak nevezik.

Szénhidrogének. A szénhidrogének osztályozása

Szénhidrogének- Ezek csak hidrogén- és szénatomokból álló vegyületek.

A szénlánc szerkezetétől függően a szerves vegyületeket nyílt láncú vegyületekre osztják - aciklikus(alifás) és ciklikus- zárt atomlánccal.

A ciklikusok két csoportra oszthatók: karbociklusos vegyületek(ciklusokat csak szénatomok alkotnak) és heterociklusos(a ciklusok más atomokat is tartalmaznak, mint például oxigén, nitrogén, kén).

A karbociklusos vegyületek viszont két vegyületsort foglalnak magukban: aliciklusosÉs aromás.

A molekulaszerkezeten alapuló aromás vegyületek rendelkeznek lapos széntartalmú ciklusok speciális zárt p-elektronrendszerrel, közös π-rendszert alkotva (egyetlen π-elektronfelhő). Az aromásság sok heterociklusos vegyületre is jellemző.

Az összes többi karbociklusos vegyület az aliciklusos sorozatba tartozik.

Mind az aciklusos (alifás), mind a ciklusos szénhidrogének több (kettős vagy hármas) kötést tartalmazhatnak. Az ilyen szénhidrogéneket ún korlátlan(telítetlen), ellentétben a korlátozó (telített), csak egyszeres kötéseket tartalmaz.

A telített alifás szénhidrogéneket nevezzük alkánok, általános képletük C n H 2n+2, ahol n a szénatomok száma. Régi nevüket gyakran használják ma - paraffinok:

Az egy kettős kötést tartalmazó telítetlen alifás szénhidrogéneket nevezzük alkének. C n H 2n általános képletük van:

A két kettős kötést tartalmazó telítetlen alifás szénhidrogéneket nevezzük alkadiének. Általános képletük: C n H 2n-2:

Az egy hármas kötést tartalmazó telítetlen alifás szénhidrogéneket nevezzük alkinek. Általános képletük: C n H 2n - 2:

Telített aliciklusos szénhidrogének - cikloalkánok, általános képletük C n H 2n:

A szénhidrogének speciális csoportja, aromás, ill arénák(zárt közös n-elektronikus rendszerrel), a C n H 2n - 6 általános képletű szénhidrogének példájából ismert:

Ha tehát molekulájukban egy vagy több hidrogénatomot más atomokkal vagy atomcsoportokkal (halogének, hidroxilcsoportok, aminocsoportok stb.) helyettesítenek, akkor szénhidrogén-származékok keletkeznek: halogénszármazékok, oxigéntartalmú, nitrogéntartalmú stb. szerves vegyületek.

Szénhidrogének homológ sorozata

Az azonos funkciós csoporttal rendelkező szénhidrogének és származékaik homológ sorozatot alkotnak.

Homológ sorozat Nevezze meg az azonos osztályba tartozó (homológok) relatív molekulatömegük növekvő sorrendbe rendezett, szerkezetében és kémiai tulajdonságaiban hasonló vegyületsorát, ahol minden tag a CH 2 homológ különbséggel tér el az előzőtől. Például: CH 4 - metán, C 2 H 6 - etán, C 3 H 8 - propán, C 4 H 10 - bután stb. A homológok kémiai tulajdonságainak hasonlósága nagyban leegyszerűsíti a szerves vegyületek vizsgálatát.

Szénhidrogén izomerek

Azokat az atomokat vagy atomcsoportokat, amelyek egy adott anyagosztály legjellemzőbb tulajdonságait meghatározzák, ún funkcionális csoportok.

A szénhidrogének halogénszármazékai a szénhidrogénekben található egy vagy több hidrogénatom halogénatomokkal való helyettesítésének termékei. Ennek megfelelően lehetnek véges és telítetlen mono-, di-, tri- (általános esetben poli-) halogén származékok.

A telített szénhidrogének monohalogén származékainak általános képlete:

az összetételt pedig a képlet fejezi ki

ahol R egy telített szénhidrogén (alkán) maradéka, egy szénhidrogéngyök (ezt a megnevezést a szerves anyagok más osztályainál is használjuk), G jelentése halogénatom (F, Cl, Br, I).

Például:

Íme egy példa a dihalogén származékra:

NAK NEK oxigéntartalmú szerves anyagok Ide tartoznak az alkoholok, fenolok, aldehidek, ketonok, karbonsavak, éterek és észterek. Az alkoholok olyan szénhidrogén-származékok, amelyekben egy vagy több hidrogénatomot hidroxilcsoportok helyettesítenek.

Az alkoholokat egyértékű alkoholoknak nevezzük, ha egy hidroxilcsoportjuk van, és telítettnek, ha alkánszármazékok.

Általános képlet a határértékre egyértékű alkoholok:

és összetételüket a következő általános képlettel fejezzük ki:

Például:

Ismert példák többértékű alkoholok, azaz több hidroxilcsoporttal rendelkezik:

Fenolok- aromás szénhidrogének származékai (benzolsorozat), amelyekben a benzolgyűrűben egy vagy több hidrogénatomot hidroxilcsoportok helyettesítenek.

A legegyszerűbb képviselő a C 6 H 5 OH képlettel ill

fenolnak nevezik.

Aldehidek és ketonok- karbonilcsoportot tartalmazó szénhidrogén-származékok

(karbonil).

Molekulákban aldehidek az egyik karbonilkötés egy hidrogénatommal, a másik egy szénhidrogéncsoporttal egyesül. Az aldehidek általános képlete:

Például:

Amikor ketonok a karbonilcsoport két (általában eltérő) gyökhöz kapcsolódik, a ketonok általános képlete:

Például:

A telített aldehidek és ketonok összetételét a C 2n H 2n O képlet fejezi ki.

Karbonsavak- karboxilcsoportokat tartalmazó szénhidrogén-származékok

(vagy -COOH).

Ha egy savmolekulában egy karboxilcsoport van, akkor a karbonsav egybázisú. A telített egybázisú savak általános képlete:

Összetételüket a C n H 2n O 2 képlettel fejezzük ki.

Például:

Éterek olyan szerves anyagok, amelyek két szénhidrogén gyököt tartalmaznak, amelyek oxigénatommal kapcsolódnak össze: R-O-R vagy R1 -O-R2.

A gyökök lehetnek azonosak vagy eltérőek. Az éterek összetételét a C n H 2n+2 O képlet fejezi ki.

Például:

Esters- olyan vegyületek, amelyek a karbonsavak karboxilcsoportjának hidrogénatomjának szénhidrogéngyökkel való helyettesítésével keletkeznek.

Az észterek általános képlete:

Például:

Nitrovegyületek- szénhidrogén-származékok, amelyekben egy vagy több hidrogénatomot -NO 2 nitrocsoport helyettesít.

A telített mononitro-vegyületek általános képlete:

és az összetételt a C n H 2n+1 NO 2 általános képlettel fejezzük ki.

Például:

Az arének nitroszármazékai:

Aminok- az ammónia (NH 3) származékának tekintett vegyületek, amelyekben a hidrogénatomokat szénhidrogén gyökök helyettesítik. A gyök természetétől függően az aminok lehetnek alifásak, például:

és aromás, például:

A gyökökkel helyettesített hidrogénatomok számától függően a következőket különböztetjük meg:

primer aminokáltalános képlettel:

másodlagos- általános képlettel:

harmadlagos- általános képlettel:

Egy adott esetben a szekunder és tercier aminok azonos gyököket tartalmazhatnak.

A primer aminok a szénhidrogének (alkánok) származékainak is tekinthetők, amelyekben egy hidrogénatomot -NH 2 aminocsoport helyettesít. A telített primer aminok összetételét a C n H 2n + 3 N képlet fejezi ki.

Például:

Az aminosavak két funkciós csoportot tartalmaznak, amelyek egy szénhidrogén gyökhöz kapcsolódnak: -NH 2 aminocsoport és karboxil -COOH.

Az α-aminosavak általános képlete (ezek a legfontosabbak az élő szervezeteket alkotó fehérjék felépítéséhez):

Az egy aminocsoportot és egy karboxilcsoportot tartalmazó telített aminosavak összetételét a C n H 2n + 1 NO 2 képlet fejezi ki.

Például:

További fontos szerves vegyületek ismertek, amelyek több különböző vagy azonos funkciós csoportot, hosszú lineáris láncot tartalmaznak, amelyek benzolgyűrűhöz kapcsolódnak. Ilyen esetekben lehetetlen annak szigorú meghatározása, hogy egy anyag egy adott osztályba tartozik-e. Ezeket a vegyületeket gyakran speciális anyagcsoportokba sorolják: szénhidrátok, fehérjék, nukleinsavak, antibiotikumok, alkaloidok stb.

Jelenleg számos olyan vegyület is ismert, amely szerves és szervetlen csoportba is sorolható. x szerves elemvegyületeknek nevezzük. Egy részük szénhidrogén-származéknak tekinthető.

Például:

Vannak olyan vegyületek, amelyeknek azonos a molekulaképlete, kifejezve az anyagok összetételét.

Az izoméria jelensége, hogy többféle, eltérő tulajdonságú, azonos molekulaösszetételű, de eltérő szerkezetű anyag létezhet. Ezeket az anyagokat izomereknek nevezzük.

Esetünkben ezek osztályközi izomerek: cikloalkánok és alkánok, alkadiének és alkinok, telített egyértékű alkoholok és éterek, aldehidek és ketonok, telített monokarbonsavak és észterek.

Strukturális izoméria

A következő fajtákat különböztetjük meg szerkezeti izoméria: a szénváz izomériája, helyzeti izoméria, a szerves vegyületek különböző osztályainak izomériája (interclass izomerizmus).

A szénváz izomerizmusa annak köszönhető eltérő kötési sorrend a szénatomok között, kialakítva a molekula vázát. Amint már bemutattuk, a C 4 H 10 molekulaképlet két szénhidrogénnek felel meg: az n-butánnak és az izobutánnak. A C5H12 szénhidrogén esetében három izomer lehetséges: pentán, izopentán és neopentán.

A szénatomok számának növekedésével a molekulában az izomerek száma gyorsan növekszik. A C 10 H 22 szénhidrogénnél már 75 darab van, a C 20 H 44 szénhidrogénnél pedig 366 319.

A helyzeti izoméria a többszörös kötés, a szubsztituens és a funkciós csoport eltérő helyzetéből adódik, a molekula azonos szénvázával:

A szerves vegyületek különböző osztályainak izomerizmusa (interclass izomerizmus) az azonos molekulaképletű, de különböző osztályokba tartozó anyagok molekuláiban lévő atomok eltérő helyzetéből és kombinációjából ered. Így a C 6 H 12 molekulaképlet a telítetlen hexén-1 szénhidrogénnek és a ciklusos szénhidrogénnek a ciklohexánnak felel meg.

Az izomerek az alkinokhoz kapcsolódó szénhidrogének - butin-1 és egy szénhidrogén, amely két kettős kötéssel rendelkezik a butadién-1,3 láncban:

A dietil-éter és a butil-alkohol molekulaképlete azonos: C 4 H 10 O:

A szerkezeti izomerek az amino-ecetsav és a nitro-etán, amelyek a C 2 H 5 NO 2 molekulaképletnek felelnek meg:

Az ilyen típusú izomerek különböző funkciós csoportokat tartalmaznak, és különböző anyagosztályokba tartoznak. Ezért fizikai és kémiai tulajdonságaikban sokkal jobban különböznek, mint a szénváz-izomerek vagy a helyzeti izomerek.

Térbeli izoméria

Térbeli izoméria két típusra oszlik: geometriai és optikai.

A geometriai izoméria jellemző a vegyületekre kettős kötéseket és ciklikus vegyületeket tartalmaznak. Mivel az atomok szabad forgása kettős kötés körül vagy gyűrűben lehetetlen, a szubsztituensek a kettős kötés vagy gyűrű síkjának ugyanazon az oldalán (cisz-helyzet) vagy ellentétes oldalain (transz-helyzet) helyezkedhetnek el. A cisz és transz jelölések általában egy pár azonos szubsztituensre utalnak.

Geometriai izomerek fizikai és kémiai tulajdonságaikban különböznek.

Optikai izoméria lép fel ha a molekula nem kompatibilis a tükörképével. Ez akkor lehetséges, ha a molekulában lévő szénatom négy különböző szubsztituenst tartalmaz. Ezt az atomot aszimmetrikusnak nevezzük. Ilyen molekula például a CH 3 CH(NH 2)OH α-aminopropionsav (α-alanin) molekula.

Az α-alanin molekula semmilyen mozgás során nem eshet egybe tükörképével. Az ilyen térbeli izomereket tükörnek, optikai antipódoknak vagy enantiomereknek nevezzük. Az ilyen izomerek minden fizikai és szinte minden kémiai tulajdonsága azonos.

Az optikai izoméria vizsgálata szükséges, ha figyelembe vesszük a szervezetben előforduló számos reakciót. A legtöbb ilyen reakció enzimek – biológiai katalizátorok – hatására megy végbe. Ezeknek az anyagoknak a molekuláinak illeszkedniük kell azon vegyületek molekuláihoz, amelyeken hatnak, mint egy zár kulcsa, ezért a térszerkezet, a molekulaszelvények egymáshoz viszonyított elrendezése és egyéb térbeli tényezők nagy jelentőséggel bírnak e reakciók lefolyása szempontjából. . Az ilyen reakciókat sztereoszelektívnek nevezzük.

A legtöbb természetes vegyület egyedi enantiomer, és biológiai hatásaik (az íztől és szagtól a gyógyhatásig) élesen eltérnek a laboratóriumban nyert optikai antipódjaik tulajdonságaitól. A biológiai aktivitás ilyen különbsége nagy jelentőséggel bír, mivel ez az összes élő szervezet legfontosabb tulajdonsága - az anyagcsere - alapja.

Izomerizmus

A szénatom elektronikus szerkezete

A szerves vegyületekben lévő szén állandó vegyértéket mutat. A szénatom utolsó energiaszintje tartalmazza 4 elektron, amelyek közül kettő egy 2s pályát foglal el, amely gömb alakú, és két elektron foglal el egy 2p pályát, amely súlyzó alakú. Gerjesztéskor egy elektron a 2s pályáról a szabad 2p pályák egyikére tud mozogni. Ez az átmenet némi energiaráfordítást igényel (403 kJ/mol). Ennek eredményeként a gerjesztett szénatom 4 párosítatlan elektronnal rendelkezik, és elektronkonfigurációját a következő képlet fejezi ki: 2s 1 2p 3 .. Így a metán szénhidrogén (CH 4) esetében a szénatom 4 kötést képez az s-vel. -hidrogénatomok elektronjai. Ebben az esetben 1 s-s típusú kötés (a szénatom s-elektronja és a hidrogénatom s-elektronja között) és 3 p-s kötés (a szénatom 3 p-elektronja és a 3 hidrogén 3 s-elektronja között) atomok) kell képződniük. Ebből arra a következtetésre jutunk, hogy a szénatom által alkotott négy kovalens kötés nem egyenlő. A kémia gyakorlati tapasztalatai azonban azt mutatják, hogy egy metánmolekulában mind a 4 kötés abszolút ekvivalens, és a metánmolekula tetraéderes szerkezetű, kötési szögei 109,5 0, ami nem lenne lehetséges, ha a kötések egyenlőtlenek lennének. Hiszen csak a p-elektronok pályái orientálódnak a térben egymásra merőleges x, y, z tengelyek mentén, az s-elektron pályája pedig gömb alakú, tehát ezzel az elektronnal a kötés kialakulásának iránya tetszőleges. A hibridizáció elmélete képes volt megmagyarázni ezt az ellentmondást. L. Polling azt sugallta, hogy egyetlen molekulában sincsenek egymástól elszigetelt kötések. Amikor kötések jönnek létre, az összes vegyértékelektron pályája átfedi egymást. Több típusa ismert elektronpályák hibridizációja. Feltételezzük, hogy a metán és más alkánok molekulájában 4 elektron lép hibridizációba.

Szénatompályák hibridizációja

Orbitális hibridizáció Egyes elektronok alakjának és energiájának megváltozása a kovalens kötés kialakulása során, ami hatékonyabb pályaátfedést és megnövekedett kötéserősséget eredményez. Orbitális hibridizáció akkor következik be, amikor különböző típusú pályákhoz tartozó elektronok vesznek részt a kötések kialakításában.

1. sp 3 - hibridizáció(a szén első vegyértékállapota). Az sp 3 hibridizáció során egy gerjesztett szénatom 3 p pályája és egy pályája kölcsönhatásba lép oly módon, hogy a létrejövő pályák energiájukban abszolút azonosak és szimmetrikusan helyezkednek el a térben. Ezt az átalakítást így írhatjuk fel:

A hibridizáció során a pályák összszáma nem változik, csak az energiájuk és alakjuk változik. Kimutatták, hogy az sp 3 -hibridizációs pályák egy háromdimenziós nyolcas alakra hasonlítanak, amelynek egyik lapátja sokkal nagyobb, mint a másik. Négy hibrid pályát terjesztünk ki egy szabályos tetraéder középpontjától a csúcsokig 109,5 0-os szögben. A hibrid elektronok által létrehozott kötések (például egy s-sp 3 kötés) erősebbek, mint a nem hibridizált p elektronok által létrehozott kötések (például egy s-p kötés). Mivel a hibrid sp 3 pálya nagyobb területet biztosít az elektronpálya átfedésében, mint a nem hibridizált p pálya. Azok a molekulák, amelyekben az sp 3 hibridizáció megtörténik, tetraéderes szerkezetűek. A metánon kívül ezek közé tartoznak a metán homológok, szervetlen molekulák, például az ammónia. Az ábrákon egy hibridizált orbitális és egy tetraéderes metánmolekula látható.

A metánban a szén- és hidrogénatomok között létrejövő kémiai kötések σ-kötések (sp 3 -s-kötés). Általánosságban elmondható, hogy bármely szigmakötésre az a jellemző, hogy két egymással összefüggő atom elektronsűrűsége átfedi az atomok középpontjait (atommagjait) összekötő vonal mentén. A σ-kötések az atompályák átfedésének maximális mértékének felelnek meg, tehát meglehetősen erősek.

2. sp 2 - hibridizáció(a szén második vegyértékállapota). Egy 2s és két 2p pálya átfedésének eredményeként jön létre. Az így létrejövő sp 2 -hibrid pályák ugyanabban a síkban helyezkednek el, egymással 120 0 -os szöget zárnak be, és a nem hibridizált p-pálya merőleges rá. A pályák teljes száma nem változik – négy van belőlük.

Az sp 2 hibridizációs állapot alkén molekulákban, karbonil- és karboxilcsoportokban fordul elő, azaz. kettős kötést tartalmazó vegyületekben. Így az etilénmolekulában a szénatom hibridizált elektronjai 3 σ kötést alkotnak (két sp 2 -s típusú kötés a szénatom és a hidrogénatomok között és egy sp 2 -sp 2 típusú kötés a szénatomok között). Az egyik szénatom megmaradt nem hibridizált p-elektronja π-kötést képez a második szénatom nem hibridizált p-elektronjával. A π kötés jellegzetessége, hogy az elektronpályák átfedése a két atomot összekötő vonalon kívül történik. A pályák átfedése a két szénatomot összekötő σ kötés felett és alatt történik. Így a kettős kötés σ és π kötések kombinációja. Az első két ábra azt mutatja, hogy az etilénmolekulában az etilénmolekulát alkotó atomok közötti kötésszögek 120 0 (ez a három sp 2 hibridpálya térbeli orientációjának felel meg). Az ábrák egy π kötés kialakulását mutatják.

Mivel a nem hibridizált p-pályák átfedési területe a π kötésekben kisebb, mint a σ kötésekben lévő pályák átfedési területe, a π kötés kevésbé erős, mint a σ kötés, és kémiai reakciók során könnyebben felszakad.

3. sp hibridizáció(a szén harmadik vegyértékállapota). Az sp-hibridizáció állapotában a szénatomnak két, egymással lineárisan 180 0 -os szöget bezárt sp-hibrid pályája és két nem hibridizált p-pályája van, amelyek két egymásra merőleges síkban helyezkednek el. sp-hibridizáció jellemző az alkinekre és a nitrilekre, azaz. hármas kötést tartalmazó vegyületekre.

Így egy acetilén molekulában az atomok közötti kötésszögek 180 o. Egy szénatom hibridizált elektronjai 2 σ kötést alkotnak (egy sp-s kötés egy szénatom és egy hidrogénatom között, egy másik sp-sp kötés a szénatomok között. Egy szénatom két nem hibridizált p elektronja két π kötést alkot nem hibridizált p-vel A második szénatom elektronjai.A p-elektronpályák átfedése nemcsak a σ-kötés felett és alatt, hanem előtte és mögött is előfordul, a p-elektronok teljes felhője pedig hengeres alakú, tehát egy hármas kötés. egy σ-kötés és két π-kötés kombinációja.Az acetilénmolekulában kevésbé erős két π-kötés jelenléte biztosítja, hogy ez az anyag addíciós reakciókba lépjen a hármas kötés felhasadásával.