Begrepp om typer av bindningar mellan atomer, valenstillstånd för kol och mekanismen för organiska reaktioner. Kovalenta bindningar som involverar en kolatom Organiska ämnen har ett antal egenskaper

I grundtillståndet har kolatomen C (1s 2 2s 2 2p 2) två oparade elektroner, på grund av vilka endast två gemensamma elektronpar kan bildas. Men i de flesta av dess föreningar är kol fyrvärt. Detta förklaras av det faktum att kolatomen, som absorberar en liten mängd energi, går in i ett exciterat tillstånd där den har 4 oparade elektroner, d.v.s. kan bildas fyra kovalenta bindningar och delta i bildandet av fyra vanliga elektronpar:

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

↓

sid

↓

sid

Excitationsenergin kompenseras genom bildandet av kemiska bindningar, vilket sker med frigörandet av energi.

Kolatomer har förmågan att bilda tre typer av hybridisering av elektronorbitaler ( sp 3, sp 2, sp) och bildandet av multipla (dubbel- och trippelbindningar) sinsemellan (tabell 7).

Tabell 7

Typer av hybridisering och molekylär geometri

Enkel (enkel) s - kommunikation utförs kl sp 3-hybridisering, där alla fyra hybridorbitaler är ekvivalenta och är riktade i rymden i en vinkel på 109 o 29' mot varandra och orienterade mot hörnen på en vanlig tetraeder.

Ris. 19. Bildning av en metanmolekyl CH 4

Om hybridkolorbitaler överlappar med sfäriska s-orbitaler av väteatomen, då bildas den enklaste organiska föreningen metan CH 4 - ett mättat kolväte (Fig. 19).

Ris. 20. Tetraedriskt arrangemang av bindningar i metanmolekylen

Av stort intresse är studiet av bindningarna av kolatomer med varandra och med atomer av andra element. Låt oss överväga strukturen av molekylerna av etan, eten och acetylen.

Vinklarna mellan alla bindningar i etanmolekylen är nästan exakt lika med varandra (fig. 21) och skiljer sig inte från vinklar C-H i en metanmolekyl.

Ris. 21. Etanmolekyl C2H6

Därför är kolatomerna i ett tillstånd sp 3-hybridisering.

Hybridiseringen av kolatomernas elektroniska orbitaler kan vara ofullständig, dvs. två ( sp 2–hybridisering) eller en ( sp-hybridisering) av tre R- orbitaler. I detta fall bildas det mellan kolatomerna multiplar(dubbel eller trippel) kommunikation. Kolväten med flera bindningar kallas omättade eller omättade. En dubbelbindning (C=C) bildas när sp 2– hybridisering. I detta fall har varje kolatom en av tre R- orbitaler är inte involverade i hybridisering, vilket resulterar i bildandet av tre sp 2– hybridorbitaler belägna i samma plan i en vinkel på 120° mot varandra, och icke-hybrid 2 R Orbitalen är placerad vinkelrätt mot detta plan. Två kolatomer binder samman och bildar en s-bindning på grund av överlappande hybridorbitaler och en p-bindning på grund av överlappning R-orbitaler. Interaktionen mellan fria hybridorbitaler av kol och 1s-orbitaler av väteatomer leder till bildningen av etenmolekylen C 2 H 4 (Fig. 22), den enklaste representanten för omättade kolväten.

Ris. 22. Bildning av en etylenmolekyl C 2 H 4

Överlappningen av elektronorbitaler i fallet med en p-bindning är mindre och zonerna med ökad elektrontäthet ligger längre från atomkärnorna, därför är denna bindning mindre stark än s-bindningen.

En trippelbindning bildas av en s-bindning och två p-bindningar. I det här fallet är elektronorbitalerna i ett tillstånd av sp-hybridisering, vars bildning sker på grund av en s- och en R- orbitaler (fig. 23).

Ris. 23. Bildning av en acetylenmolekyl C 2 H 2

Två hybridorbitaler är placerade i en vinkel på 180° i förhållande till varandra, och de återstående icke-hybriderna två R-orbitaler är belägna i två sinsemellan vinkelräta plan. Bildandet av en trippelbindning sker i acetylenmolekylen C 2 H 2.

En speciell typ av bindning uppstår under bildandet av en bensenmolekyl (C 6 H 6), den enklaste representanten för aromatiska kolväten.

Bensen innehåller sex kolatomer sammanlänkade i en ring (bensenring), med varje kolatom i ett tillstånd av sp 2 hybridisering (Fig. 24).

Alla kolatomer som ingår i bensenmolekylen är belägna i samma plan. Varje kolatom i sp 2-hybridiseringstillståndet har ytterligare en icke-hybrid p-orbital med en oparad elektron, som bildar en p-bindning (fig. 25).

Axeln för en sådan p-orbital är placerad vinkelrätt mot bensenmolekylens plan.

Ris. 24. sp 2 - orbitaler av bensenmolekylen C 6 H 6

Ris. 25. - bindningar i bensenmolekylen C 6 H 6

Alla sex icke-hybrid p-orbitaler bildar en gemensam bindande molekylär p-orbital, och alla sex elektroner kombineras för att bilda en p-elektronsextett.

Gränsytan för en sådan omloppsbana är belägen ovanför och under planet för kol s - skelettet. Som ett resultat av cirkulär överlappning uppstår ett enda delokaliserat p-system som täcker alla kolatomer i cykeln. Bensen avbildas schematiskt som en hexagon med en ring inuti, vilket indikerar att delokalisering av elektroner och motsvarande bindningar äger rum.

Bindningar mellan atomer, avbildade i strukturformler i form av streck eller pinnar (stavar), bildas genom interaktion av externa (valens) elektroner av 2 atomer i en molekyl. Baserat på arten av denna interaktion särskiljs två huvudsakliga eller extrema typer av bindningar mellan atomer.

1:a typen. En jonisk, eller elektrovalent, eller saltbindning är tydligast representerad (i sin rena form) i fallet med interaktion mellan en atom av en stark metall (till exempel en alkali) och en atom av en stark icke-metall (till exempel en halogen). En alkalimetallatom, som förlorar en enda extern elektron, blir en positivt laddad partikel, och en halogenatom, som får en extern elektron, blir negativt laddad: Na + - CI -. Styrkan hos denna bindning beror på Coulomb-attraktionskrafterna mellan olika laddade partiklar och den energi som frigörs under bildandet av ett nytt elektronpar vid halogenatomen. Exempel är salter av organiska och oorganiska syror.

2:a extrema typen. Mer karakteristiskt för organiska föreningar är kovalent (eller atomär) förbindelse ljust (i sin rena form) presenteras i 2-atomära molekyler av gaser: H 2, O 2, N 2, C1 2, etc. där bindningen bildas mellan helt identiska atomer. Som ett resultat av parningen av två elektroner av två atomer med motsatta spinn, när de närmar sig varandra, frigörs en viss mängd energi (≈ 400 kJ/mol) och det nya elektronparet får en molekylär omloppsbana som upptar en cell i båda atomerna. Dessutom är den högsta tätheten av elektronmolnet i detta par placerad mellan atomerna (det finns liksom en överlappning av atombanorna för båda elektronerna, Fig. a) eller bildandet av en molekylär bana - Fig. b ).

Även om bild b) är närmare sanningen, är båda bilderna av kovalenta bindningar giltiga och gäller. I en rent kovalent bindning finns det ingen avvikelse mellan centra för de positiva och negativa laddningarna av molekylen, de sammanfaller - molekylen är opolär.

Utöver dessa två extrema typer av bindningar (joniska och kovalenta) finns mellantyper: 3) polära, 4) semipolära, 5) koordination, som främst finns i de så kallade oniumföreningarna (oxonium, ammonium, sulfonium).

I polär anslutning ett elektronpar som befinner sig samtidigt i fältet för båda atomernas centrum (deras kärnor) avviker mot en mer elektronegativ atom, som till exempel i HC1-molekylen är elektronparet mer i klorcellen än i vätecellen:

På grund av denna avvikelse i elektrontäthet, divergerade centra för positiva och negativa laddningar av molekylen. Den har blivit polär och har ett dipolmoment (dvs produkten av en laddning och halva avståndet mellan laddningarna) som inte är lika med noll.

Halvpolär anslutning tydligast representerade i syreföreningar av femvärt kväve:

Bild a) även om det är tillåtet, är inte giltigt, eftersom kväveatomen bara har två elektroniska nivåer (lager), där på det yttre (2:a) lagret finns det bara fyra celler och fem elektronpar (fem bindningar) kommer inte att hitta en plats där. I detta avseende är bild b) mer korrekt, vilket visar resonansen hos de extrema strukturerna (I och III) och en övergång till en mer energiskt gynnsam mellanstruktur. På grund av den symmetriska fördelningen av elektrondensitet delas den negativa laddningen på mitten mellan två lika syreatomer. Men i kväveatomen finns det faktiskt ingen hel positiv laddning, utan det finns en positiv laddning nära det hela, respektive på syreatomerna (struktur P) finns negativa laddningar nära hälften av hela laddningen.

Samordningslänkär mest stabil i ammoniumföreningar, där kväveatomen blir fyrvärd, avger en elektron till protonen (och i ett vattenhaltigt medium till hydroniumkatjonen), får en positiv laddning (eller, med andra ord, lägger till en proton till den ensamma kväveelektronpar): H 3 N: + H + → N 4 N +

ammoniakproton ammoniumkatjon

I ammoniumkatjonen modifierar den nya bindningen som bildas naturen hos de tre andra N - H-bindningarna som tidigare fanns i kvävet, som nu blir mer långsträckta, och alla fyra ammoniumväteatomerna, som avvisar varandra, hamnar i de mest avlägsna positionerna från varandra , nämligen i hörnen av en vanlig tetraeder när kväveatomen är i mitten av denna tetraeder:

Den nya bindningen som bildas (koordinationen) skiljer sig inte från de modifierade N - H-bindningarna som tidigare fanns i ammoniakmolekylen. Här sker s 1 p 3 - hybridisering av de fyra elektronerna som finns kvar på kväve (som metankol).

Om metanmolekylen är en relativt stark formation som inte har någon laddning, är ammoniumkatjonen (som skiljer sig från den i struktur endast genom att kärnan i den centrala atomen innehåller en proton till och en neutron) mindre stabil och kan lätt dissociera i ammoniak och hydroniumkatjon, övervinner en viss energibarriär som bestämmer styrkan hos ammoniumföreningar.

Begreppet σ-(sigma) och π- (pi) anslutningar

Kovalenta bindningar som dominerar i organiska föreningar bestämmer i allmänhet den kemiska aktiviteten hos dessa ämnen. dock stor betydelse har svaga multipelbindningar (dubbel, trippel) och egenheter i samband i funktionella grupper.

Kol är det centrala elementet i den organiska världen, kolskelett (molekylernas ryggrad) bestämmer deras stabilitet och deras nästan obegränsade mångfald. Det är därför nödvändigt att överväga något mer i detalj den elektroniska karaktären hos dess obligationer.

En kolatom har en kärna med laddningen +6 och ett elektronskal: 1s 2, 2s 2, 2p 2, där de fyra yttre elektronerna är valenselektroner (2s 2, 2p 2). Men för att dessa elektroner ska bilda fyra bindningar måste 2s 2-elektronerna som finns i bollens volym i parad form gå in i ett oparat tillstånd. Och den exciterade kolatomen måste ha ett skal: 1s 2, 2s 1, 2p 3, där det tillsammans med den oparade s-elektronen (sfärisk form) finns tre p-elektroner (formade som tredimensionella åttor eller hantlar), belägen längs koordinataxlarna (x, y, z) tredimensionellt utrymme (Fig. 3). Men för att bilda fyra bindningar av lika värde till varandra, som i metan, måste en s-elektron och tre p-elektroner gå in i ett modifierat hybridiserat (s 1 p 3 -hybridisering) tillstånd, och alla fyra yttre elektronerna redan har exakt samma riktning (hybrid) former av moln, och väteatomerna i metan är i lika, mest avlägsna positioner från varandra:

som motsvarar hörnen på en vanlig tetraeder om en metankolatom placeras i dess centrum (fig. 4). Kolets tillstånd när hybridisering av valenselektroner sker i förhållandet s 1 p 3 kallas det första valenstillståndet för kol, och bindningarna av en sådan atom med andra atomer kallas b(sigma)-bindningar(Fig. 5, 6).

Således, σ bindningär varje enkelbindning av kol till en annan atom. Och vanligast i organiska molekyler ämnen C-H och C-H σ-bindning har följande grundläggande data (fig. 6b, 6c).

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

Kommunikationslängd 1,1 A 0 (0,11 nm)

S-S energi binder ~84-86 kcal/mol (~340-360 kJ/mol)

Bindningslängd 1,54 A 0 (0,154 nm)

Andra valenstillstånd för kol karakteristisk för eten och andra föreningar med en dubbelbindning. I etenkol sker hybridisering av valenselektronerna i den exciterade atomen (2s 1, 2p 3) i förhållandet s 1 p 2, när en p-elektron (av tre) inte deltar i hybridiseringen och stannar kvar i p -form. Och hybridmoln av en riktad (lång) form är belägna i ett plan i en vinkel på 120° mot varandra (fig. 7).

Och p-elektronerna för två kol är parade i p-formen förutom σ-bindningen mellan dessa kol (fig. 7). Denna ytterligare (multipel) bindning som bildas av sammankopplingen av elektroner i p-form kallas π (pi)- kommunikation Energin som frigörs under dess bildande är mindre än energin för σ-bindningen, eftersom energin för C = C-dubbelbindningen är ~140 kcal/mol (~560-580 kJ/mol). Om vi subtraherar energin för C - C σ-bindningen härifrån (~85 kcal/mol), då π -bindningen förblir ~55 kcal/mol (140-85=55).

Tredje valenstillståndet för kol karakteristisk för acetylen och andra föreningar med en trippelbindning. För acetylenkol, av fyra valenselektroner (2s 1, 2p 3) i den exciterade atomen, deltar en s- och p-elektron vardera i hybridiseringen (s 1 p 1 - hybridisering). Och hybriden (avlånga) två moln ligger på samma räta linje och bildar σ-förbindelser (fig. 8). Det vill säga, de upptar de mest avlägsna positionerna (z-koordinaten) från de 2 elektronerna som finns kvar i p-formen, belägna längs koordinataxlarna (x, y) i det tredimensionella rummet, parade i p-formen för att bilda två π - anslutningar i inbördes vinkelräta plan(Fig. 8). Energin som frigörs under bildandet av en trippelbindning är ~200 kcal/mol. Om vi subtraherar 85 kcal/mol härifrån - energin i σ-bindningen, så återstår ~115 kcal/m för två π-bindningar, d.v.s. ~57 kcal/mol för varje π-bindning. Här är de viktigaste egenskaperna hos enkel-, dubbel- och trippelbindningar för jämförelse:

C - C bindningslängd 1,54 A 0, bindningsbildningsenergi ~85 kcal/mol

C = C bindningslängd 1,34 A 0, bindningsbildningsenergi ~140 kcal/mol

C ≡ C bindningslängd 1,21 A 0, bindningsbildningsenergi ~200 kcal/mol Elektroner av π-bindningar är mer voluminösa, svagare bundna till atomkärnor, mer tillgängliga för angrepp av reagenset och utsätts lätt för elektriska och magnetiska fält, för till exempel infallande ljus eller attack av laddade partiklar. Det är därför π -bindningar, som har en helt annan karaktär jämfört med σ-bindningar, är mindre stabila och orsakar hög kemisk aktivitet hos omättade föreningar jämfört med mättade (mättade) föreningar.

169375 0

Varje atom har ett visst antal elektroner.

Går in kemiska reaktioner, atomer donerar, får eller delar elektroner, vilket uppnår den mest stabila elektroniska konfigurationen. Konfigurationen med lägst energi (som i ädelgasatomer) visar sig vara den mest stabila. Detta mönster kallas "oktettregeln" (Fig. 1).

Ris. 1.

Denna regel gäller för alla typer av anslutningar. Elektroniska kopplingar mellan atomer tillåter dem att bilda stabila strukturer, från de enklaste kristallerna till komplexa biomolekyler som i slutändan bildar levande system. De skiljer sig från kristaller i sin kontinuerliga ämnesomsättning. Samtidigt fortskrider många kemiska reaktioner enligt mekanismerna elektronisk överföring, som spelar en avgörande roll i energiprocesser i kroppen.

En kemisk bindning är kraften som håller ihop två eller flera atomer, joner, molekyler eller någon kombination av dessa.

Naturen hos en kemisk bindning är universell: det är en elektrostatisk attraktionskraft mellan negativt laddade elektroner och positivt laddade kärnor, bestäms av konfigurationen av elektronerna i det yttre skalet av atomer. En atoms förmåga att bilda kemiska bindningar kallas valens, eller oxidationstillstånd. Konceptet av valenselektroner- elektroner som bildar kemiska bindningar, det vill säga ligger i orbitaler med högst energi. Följaktligen kallas det yttre skalet på atomen som innehåller dessa orbitaler valensskalet. För närvarande är det inte tillräckligt att indikera närvaron av en kemisk bindning, men det är nödvändigt att klargöra dess typ: jonisk, kovalent, dipol-dipol, metallisk.

Den första typen av anslutning ärjonisk förbindelse

Enligt Lewis och Kossels elektroniska valensteori kan atomer uppnå en stabil elektronisk konfiguration på två sätt: för det första genom att förlora elektroner, bli katjoner, för det andra, förvärva dem, förvandlas till anjoner. Som ett resultat av elektronöverföring, på grund av den elektrostatiska attraktionskraften mellan joner med laddningar av motsatta tecken, bildas en kemisk bindning, kallad av Kossel " elektrovalent"(nu heter det jonisk).

I detta fall bildar anjoner och katjoner en stabil elektronisk konfiguration med ett fyllt yttre elektronskal. Typiska jonbindningar bildas av katjoner T- och II-grupper i det periodiska systemet och anjoner av icke-metalliska element i grupperna VI och VII (16 respektive 17 undergrupper, kalkogener Och halogener). Bindningarna av joniska föreningar är omättade och icke-riktade, så de behåller möjligheten till elektrostatisk interaktion med andra joner. I fig. Figurerna 2 och 3 visar exempel på jonbindningar som motsvarar Kossel-modellen för elektronöverföring.

Ris. 2.

Ris. 3. Jonbindning i en molekyl av bordssalt (NaCl)

Här är det lämpligt att påminna om några egenskaper som förklarar beteendet hos ämnen i naturen, i synnerhet överväga idén om syror Och skäl.

Vattenlösningar av alla dessa ämnen är elektrolyter. De ändrar färg olika indikatorer. Verkningsmekanismen för indikatorer upptäcktes av F.V. Ostwald. Han visade att indikatorer är svaga syror eller baser, vars färg skiljer sig åt i de odissocierade och dissocierade tillstånden.

Baser kan neutralisera syror. Alla baser är inte lösliga i vatten (till exempel är vissa organiska föreningar som inte innehåller OH-grupper olösliga, i synnerhet, trietylamin N(C 2 H 5) 3); lösliga baser kallas alkalier.

Vattenlösningar av syror genomgår karakteristiska reaktioner:

a) med metalloxider - med bildning av salt och vatten;

b) med metaller - med bildning av salt och väte;

c) med karbonater - med bildning av salt, CO 2 och N 2 O.

Syrors och basers egenskaper beskrivs av flera teorier. I enlighet med teorin om S.A. Arrhenius, en syra är ett ämne som dissocierar för att bilda joner N+ , medan basen bildar joner HAN- . Denna teori tar inte hänsyn till förekomsten av organiska baser som inte har hydroxylgrupper.

I enlighet med proton Enligt Brønsteds och Lowrys teori är en syra ett ämne som innehåller molekyler eller joner som donerar protoner ( givare protoner), och en bas är ett ämne som består av molekyler eller joner som accepterar protoner ( accepterare protoner). Observera att i vattenlösningar finns vätejoner i hydratiserad form, det vill säga i form av hydroniumjoner H3O+ . Denna teori beskriver reaktioner inte bara med vatten och hydroxidjoner, utan även de som utförs i frånvaro av ett lösningsmedel eller med ett icke-vattenhaltigt lösningsmedel.

Till exempel i reaktionen mellan ammoniak N.H. 3 (svag bas) och väteklorid i gasfasen, fast ammoniumklorid bildas, och i en jämviktsblandning av två ämnen finns det alltid 4 partiklar, varav två är syror och de andra två är baser:

Denna jämviktsblandning består av två konjugerade par av syror och baser:

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

2) HCl Och Cl ‑

Här, i varje konjugatpar, skiljer sig syran och basen med en proton. Varje syra har en konjugerad bas. En stark syra har en svag konjugerad bas och en svag syra har en stark konjugerad bas.

Brønsted-Lowry-teorin hjälper till att förklara vattnets unika roll för biosfärens liv. Vatten, beroende på ämnet som interagerar med det, kan uppvisa egenskaperna hos antingen en syra eller en bas. Till exempel, i reaktioner med vattenhaltiga lösningar av ättiksyra, är vatten en bas, och i reaktioner med vattenhaltiga lösningar av ammoniak är det en syra.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Här donerar en ättiksyramolekyl en proton till en vattenmolekyl;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + HAN- . Här accepterar en ammoniakmolekyl en proton från en vattenmolekyl.

Sålunda kan vatten bilda två konjugerade par:

1) H2O(syra) och HAN- (konjugerad bas)

2) H3O+ (syra) och H2O(konjugerad bas).

I det första fallet donerar vatten en proton, och i det andra accepterar det den.

Denna egenskap kallas amfiprotonism. Ämnen som kan reagera som både syror och baser kallas amfotär. Sådana ämnen finns ofta i den levande naturen. Aminosyror kan till exempel bilda salter med både syror och baser. Därför bildar peptider lätt koordinationsföreningar med de närvarande metalljonerna.

Således är en karakteristisk egenskap hos en jonbindning den fullständiga rörelsen av bindningselektronerna till en av kärnorna. Det betyder att det mellan jonerna finns ett område där elektrontätheten är nästan noll.

Den andra typen av anslutning ärkovalent förbindelse

Atomer kan bilda stabila elektroniska konfigurationer genom att dela elektroner.

En sådan bindning bildas när ett elektronpar delas en i taget från alla atom. I detta fall är de delade bindningselektronerna lika fördelade mellan atomerna. Exempel på kovalenta bindningar inkluderar homonukleär diatomisk molekyler H 2 , N 2 , F 2. Samma typ av koppling finns i allotroper O 2 och ozon O 3 och för en polyatomisk molekyl S 8 och även heteronukleära molekyler väteklorid HCl, koldioxid CO 2, metan CH 4, etanol MED 2 N 5 HAN, svavelhexafluorid SF 6, acetylen MED 2 N 2. Alla dessa molekyler delar samma elektroner, och deras bindningar är mättade och riktade på samma sätt (fig. 4).

Det är viktigt för biologer att dubbel- och trippelbindningar har minskade kovalenta atomradier jämfört med en enkelbindning.

Ris. 4. Kovalent bindning i en Cl 2 molekyl.

Joniska och kovalenta typer av bindningar är två extremfall av de många befintliga typerna av kemiska bindningar, och i praktiken är de flesta bindningar mellanliggande.

Föreningar av två grundämnen belägna i motsatta ändar av samma eller olika perioder av det periodiska systemet bildar övervägande jonbindningar. När grundämnen rör sig närmare varandra inom en period minskar den joniska naturen hos deras föreningar och den kovalenta karaktären ökar. Till exempel bildar halogeniderna och oxiderna av grundämnen på vänster sida av det periodiska systemet övervägande jonbindningar ( NaCl, AgBr, BaS04, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), och samma sammansättningar av element på höger sida av tabellen är kovalenta ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4 fenol C6H5OH glukos C6H12O6 etanol C2H5OH).

Den kovalenta bindningen har i sin tur ytterligare en modifikation.

I polyatomära joner och i komplexa biologiska molekyler kan båda elektronerna bara komma från ett atom. Det kallas givare elektronpar. En atom som delar detta elektronpar med en donator kallas acceptor elektronpar. Denna typ av kovalent bindning kallas samordning (donator-acceptor, ellerdativ) kommunikation(Fig. 5). Denna typ av bindning är viktigast för biologi och medicin, eftersom kemin hos de d-element som är viktigast för ämnesomsättningen till stor del beskrivs av koordinationsbindningar.

Fikon. 5.

Som regel fungerar metallatomen i en komplex förening som en acceptor för ett elektronpar; tvärtom, i joniska och kovalenta bindningar är metallatomen en elektrondonator.

Kärnan i den kovalenta bindningen och dess variation - koordinationsbindningen - kan klargöras med hjälp av en annan teori om syror och baser som föreslås av GN. Lewis. Han utökade något det semantiska konceptet för termerna "syra" och "bas" enligt Bronsted-Lowry-teorin. Lewis teori förklarar karaktären av bildandet av komplexa joner och ämnens deltagande i nukleofila substitutionsreaktioner, det vill säga i bildandet av CS.

Enligt Lewis är en syra ett ämne som kan bilda en kovalent bindning genom att acceptera ett elektronpar från en bas. En Lewis-bas är ett ämne som har ett ensamt elektronpar, som genom att donera elektroner bildar en kovalent bindning med Lewis-syra.

Det vill säga, Lewis teori utökar utbudet av syra-bas-reaktioner även till reaktioner där protoner inte deltar alls. Dessutom är protonen själv, enligt denna teori, också en syra, eftersom den är kapabel att acceptera ett elektronpar.

Därför, enligt denna teori, är katjonerna Lewis-syror och anjonerna är Lewis-baser. Ett exempel skulle vara följande reaktioner:

Det noterades ovan att uppdelningen av ämnen i joniska och kovalenta är relativ, eftersom fullständig elektronöverföring från metallatomer till acceptoratomer inte sker i kovalenta molekyler. I föreningar med jonbindningar är varje jon i det elektriska fältet av joner med motsatt tecken, så de är ömsesidigt polariserade och deras skal deformeras.

Polariserbarhet bestäms av jonens elektroniska struktur, laddning och storlek; för anjoner är den högre än för katjoner. Den högsta polariserbarheten bland katjoner är för katjoner med större laddning och mindre storlek, till exempel, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Har en stark polariserande effekt N+ . Eftersom påverkan av jonpolarisering är tvåvägs, förändrar den avsevärt egenskaperna hos de föreningar de bildar.

Den tredje typen av anslutning ärdipol-dipol förbindelse

Utöver de listade kommunikationstyperna finns det även dipol-dipol intermolekylär interaktioner, även kallade van der Waals .

Styrkan hos dessa interaktioner beror på molekylernas natur.

Det finns tre typer av interaktioner: permanent dipol - permanent dipol ( dipol-dipol attraktion); permanent dipol - inducerad dipol ( induktion attraktion); momentan dipol - inducerad dipol ( spridande attraktion eller Londonstyrkor; ris. 6).

Ris. 6.

Endast molekyler med polära kovalenta bindningar har ett dipol-dipolmoment ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl) och bindningsstyrkan är 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10-30 coulomb meter - C × m).

Inom biokemi finns det en annan typ av samband - väte anslutning, vilket är ett begränsande fall dipol-dipol attraktion. Denna bindning bildas av attraktionen mellan en väteatom och en liten elektronegativ atom, oftast syre, fluor och kväve. Med stora atomer som har liknande elektronegativitet (som klor och svavel) är vätebindningen mycket svagare. Väteatomen kännetecknas av en betydande egenskap: när bindningselektronerna dras bort, exponeras dess kärna - protonen - och är inte längre skyddad av elektroner.

Därför förvandlas atomen till en stor dipol.

En vätebindning, till skillnad från en van der Waals-bindning, bildas inte bara under intermolekylära interaktioner, utan också inom en molekyl - intramolekylärt vätebindning. Vätebindningar spelar en viktig roll i biokemin, till exempel för att stabilisera strukturen av proteiner i form av en a-helix, eller för bildandet av en dubbelspiral av DNA (Fig. 7).

Fig. 7.

Väte- och van der Waals-bindningar är mycket svagare än joniska, kovalenta och koordinationsbindningar. Energin för intermolekylära bindningar anges i tabellen. 1.

Bord 1. Energi av intermolekylära krafter

Notera: Graden av intermolekylära interaktioner återspeglas av entalpin för smältning och avdunstning (kokning). Jonföreningar kräver betydligt mer energi för att separera joner än för att separera molekyler. Entalpin för smältning av joniska föreningar är mycket högre än för molekylära föreningar.

Den fjärde typen av anslutning ärmetallanslutning

Slutligen finns det en annan typ av intermolekylära bindningar - metall: anslutning av positiva joner i ett metallgitter med fria elektroner. Denna typ av samband förekommer inte i biologiska föremål.

Från en kort genomgång av bindningstyper blir en detalj tydlig: en viktig parameter för en metallatom eller jon - en elektrondonator, såväl som en atom - en elektronacceptor, är dess storlek.

Utan att gå in på detaljer, noterar vi att de kovalenta radierna för atomer, jonradier för metaller och van der Waals-radier för interagerande molekyler ökar när deras atomnummer ökar i grupper i det periodiska systemet. I det här fallet är värdena på jonradierna de minsta och van der Waals-radierna är de största. Som regel, när man rör sig nedåt i gruppen, ökar radierna för alla element, både kovalenta och van der Waals.

Av största vikt för biologer och läkare är samordning(donator-acceptor) bindningar som anses av koordinationskemi.

Medicinsk biooorganiska ämnen. G.K. Barashkov

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

↓

sid

↓

sid

Excitationsenergin kompenseras genom bildandet av kemiska bindningar, vilket sker med frigörandet av energi.

Kolatomer har förmågan att bilda tre typer av hybridisering av elektronorbitaler ( sp 3, sp 2, sp) och bildandet av multipla (dubbel- och trippelbindningar) sinsemellan (tabell 2.2).

Tabell 2.2

Typer av hybridisering och molekylär geometri

En enkel (enkel) s-koppling utförs när sp 3-hybridisering, där alla fyra hybridorbitaler är ekvivalenta och är riktade i rymden i en vinkel på 109°29' mot varandra och orienterade mot hörnen på en vanlig tetraeder (Fig. 2.8).

Ris. 2.8. Bildning av metanmolekyl CH 4

Om hybridkolorbitaler överlappar med sfäriska s-orbitaler av väteatomen, då bildas den enklaste organiska föreningen metan CH 4 - ett mättat kolväte.

Av stort intresse är studiet av bindningarna av kolatomer med varandra och med atomer av andra element. Låt oss överväga strukturen av molekylerna av etan, eten och acetylen.

Vinklarna mellan alla bindningar i etanmolekylen är nästan exakt lika med varandra (Fig. 2.9) och skiljer sig inte från C - H-vinklarna i metanmolekylen.

Därför är kolatomerna i ett tillstånd sp 3-hybridisering.

Ris. 2.9. Etanmolekyl C2H6

Hybridiseringen av kolatomernas elektroniska orbitaler kan vara ofullständig, dvs. två ( sp 2-hybridisering) eller en ( sp-hybridisering) av tre R-orbitaler. I detta fall bildas det mellan kolatomerna flera anslutningar (dubbel eller trippel). Kolväten med flera bindningar kallas omättade eller omättade. En dubbelbindning (C=C) bildas när sp 2-hybridisering.

I detta fall har varje kolatom en av tre R-orbitaler är inte involverade i hybridisering, vilket resulterar i bildandet av tre sp 2-hybrida orbitaler belägna i samma plan i en vinkel på 120° mot varandra, och icke-hybrid 2 R Orbitalen är placerad vinkelrätt mot detta plan. Två kolatomer binder samman och bildar en s-bindning på grund av överlappande hybridorbitaler och en p-bindning på grund av överlappning R-orbitaler.

Interaktion mellan fria hybridorbitaler av kol med 1 s-orbitaler av väteatomer leder till bildandet av en etylenmolekyl C 2 H 4 (Fig. 2.10) - den enklaste representanten för omättade kolväten.

Ris. 2.10. Bildning av en etenmolekyl C2H4

Överlappningen av elektronorbitaler i fallet med en p-bindning är mindre och zonerna med ökad elektrontäthet ligger längre från atomkärnorna, så denna bindning är mindre stark än s-bindningen.

De två hybridorbitalerna är placerade i en vinkel på 180° i förhållande till varandra, och de återstående icke-hybriderna två R-orbitaler är belägna i två sinsemellan vinkelräta plan. Bildandet av en trippelbindning sker i acetylenmolekylen C 2 H 2 (se fig. 2.11).

Ris. 2.11. Bildning av en acetylenmolekyl C 2 H 2

En speciell typ av bindning uppstår under bildandet av en bensenmolekyl (C 6 H 6), den enklaste representanten för aromatiska kolväten.

Bensen innehåller sex kolatomer sammanlänkade i en ring (bensenring), med varje kolatom i ett tillstånd av sp 2 hybridisering (Fig. 2.12).

Ris. 2.12. sp 2 – orbitaler av bensenmolekylen C 6 H 6

Axeln är så här R-orbitaler är placerade vinkelrätt mot bensenmolekylens plan.

Alla sex är icke-hybrider R-orbitaler bildar en gemensam bindande molekylär p-orbital, och alla sex elektroner kombineras för att bilda en p-elektronsextett.

Bensen avbildas schematiskt som en hexagon med en ring inuti, vilket indikerar att delokalisering av elektroner och motsvarande bindningar äger rum.

Ris. 2.13. -bindningar i bensenmolekylen C 6 H 6

Jonisk kemisk bindning

Jonbindning- en kemisk bindning som bildas som ett resultat av ömsesidig elektrostatisk attraktion av motsatt laddade joner, där ett stabilt tillstånd uppnås genom fullständig överföring av den totala elektrondensiteten till en atom av ett mer elektronegativt element.

En ren jonbindning är ett extremfall av en kovalent bindning.

I praktiken realiseras inte den fullständiga överföringen av elektroner från en atom till en annan atom genom en bindning, eftersom varje element har en större eller mindre (men inte noll) EO, och varje kemisk bindning kommer att vara kovalent i viss utsträckning.

En sådan bindning uppstår vid en stor skillnad i EO för atomer, till exempel mellan katjoner s-metaller från den första och andra gruppen av det periodiska systemet och anjoner av icke-metaller i grupperna VIА och VIIА (LiF, NaCl, CsF, etc.).

Till skillnad från en kovalent bindning, jonbindning har ingen riktning . Detta förklaras av att jonens elektriska fält har sfärisk symmetri, d.v.s. minskar med avståndet enligt samma lag i valfri riktning. Därför är interaktionen mellan joner oberoende av riktning.

Interaktionen mellan två joner med motsatt tecken kan inte leda till fullständig ömsesidig kompensation av deras kraftfält. På grund av detta behåller de förmågan att attrahera joner av motsatt tecken i andra riktningar. Därför, till skillnad från en kovalent bindning, jonbindning kännetecknas också av omättnad .

Bristen på riktning och mättnad i jonbindningar bestämmer tendensen hos jonmolekyler att associera. Alla joniska föreningar i fast tillstånd har ett jonkristallgitter, där varje jon är omgiven av flera joner med motsatt tecken. I detta fall är alla bindningar av en given jon med närliggande joner ekvivalenta.

Metallanslutning

Metaller kännetecknas av ett antal speciella egenskaper: elektrisk och termisk ledningsförmåga, en karakteristisk metallglans, formbarhet, hög duktilitet och stor styrka. Dessa specifika egenskaper hos metaller kan förklaras av en speciell typ av kemisk bindning som kallas metall .

En metallisk bindning är resultatet av överlappande delokaliserade orbitaler av atomer som närmar sig varandra i en metalls kristallgitter.

De flesta metaller har ett betydande antal lediga orbitaler och ett litet antal elektroner i sin yttre elektroniska nivå.

Därför är det energetiskt gynnsammare att elektronerna inte är lokaliserade, utan tillhör hela metallatomen. Vid metallens gitternoder finns positivt laddade joner, som är nedsänkta i en elektron "gas" fördelad över metallen:

Me ↔ Me n + + n .

Det finns en elektrostatisk interaktion mellan positivt laddade metalljoner (Me n+) och icke-lokaliserade elektroner (n), vilket säkerställer ämnets stabilitet. Energin i denna interaktion ligger mellan energierna hos kovalenta och molekylära kristaller. Därför kan element med en rent metallisk bindning ( s-, Och sid-element) kännetecknas av relativt höga smältpunkter och hårdhet.

Närvaron av elektroner, som fritt kan röra sig genom kristallens volym, ger metallens specifika egenskaper

Vätebindning

Vätebindning – en speciell typ av intermolekylär interaktion. Väteatomer som är kovalent bundna till en atom av ett grundämne som har ett högt elektronegativitetsvärde (oftast F, O, N, men även Cl, S och C) bär en relativt hög effektiv laddning. Som ett resultat kan sådana väteatomer interagera elektrostatiskt med atomer av dessa element.

Således är H d + atomen i en vattenmolekyl orienterad och interagerar i enlighet därmed (som visas med tre punkter) med O d - atomen i en annan vattenmolekyl:

Bindningar som bildas av en H-atom mellan två atomer av elektronegativa element kallas väte:

d- d+ d-

A − H × × × B

Energin i en vätebindning är betydligt mindre än energin för en konventionell kovalent bindning (150–400 kJ/mol), men denna energi är tillräcklig för att orsaka aggregering av molekylerna av motsvarande föreningar i flytande tillstånd, t.ex. flytande fluorväte HF (Fig. 2.14). För fluorföreningar når den cirka 40 kJ/mol.

Ris. 2.14. Aggregering av HF-molekyler på grund av vätebindningar

Längden på en vätebindning är också kortare än längden på en kovalent bindning. Således, i polymer (HF) n, är bindningslängden F−H = 0,092 nm, och bindningslängden är F∙∙∙H = 0,14 nm. För vatten är bindningslängden O−H=0,096 nm och bindningslängden O∙∙∙H=0,177 nm.

Bildandet av intermolekylära vätebindningar leder till en betydande förändring av ämnens egenskaper: en ökning av viskositet, dielektrisk konstant, kokpunkt och smältpunkt.

Relaterad information.

Olika oorganiska och organiska ämnen

Organisk kemi är kemi kolföreningar. Oorganiska kolföreningar inkluderar: koloxider, kolsyra, karbonater och bikarbonater, karbider. Andra organiska ämnen än kol innehåller väte, syre, kväve, fosfor, svavel och andra grundämnen. Kolatomer kan bilda långa ogrenade och grenade kedjor, ringar och fästa andra grundämnen, så antalet organiska föreningar är nära 20 miljoner medan oorganiska ämnen är drygt 100 tusen.

Grunden för utvecklingen av organisk kemi är teorin om strukturen hos organiska föreningar av A. M. Butlerov. En viktig roll i att beskriva strukturen hos organiska föreningar tillhör begreppet valens, som kännetecknar atomernas förmåga att bilda kemiska bindningar och bestämmer deras antal. Kol i organiska föreningar alltid tetravalent. Huvudpostulatet för teorin om A. M. Butlerov är ställningen till materiens kemiska struktur, det vill säga kemisk bindning. Denna ordning visas med hjälp av strukturformler. Butlerovs teori anger idén som varje substans har specifik kemisk struktur Och ämnens egenskaper beror på struktur.

Teori om den kemiska strukturen hos organiska föreningar av A. M. Butlerov

Precis som för oorganisk kemi är grunden för utvecklingen den periodiska lagen och det periodiska systemet för kemiska grundämnen av D.I. Mendeleev, har det blivit grundläggande för organisk kemi.

Teori om den kemiska strukturen hos organiska föreningar av A. M. Butlerov

Huvudpostulatet för Butlerovs teori är ställningen till materiens kemiska struktur, vilket betyder ordningen, sekvensen av ömsesidig koppling av atomer till molekyler, dvs. kemisk bindning.

Kemisk struktur- ordningen för anslutning av atomer av kemiska element i en molekyl enligt deras valens.

Denna ordning kan visas med hjälp av strukturformler där atomernas valenser indikeras med streck: en linje motsvarar valensenheten för en atom i ett kemiskt element. Till exempel, för det organiska ämnet metan, som har molekylformeln CH 4, ser strukturformeln ut så här:

Huvudbestämmelserna i teorin om A. M. Butlerov:

Atomer i organiska molekyler är bundna till varandra enligt deras valens. Kol i organiska föreningar är alltid fyrvärt, och dess atomer kan kombineras med varandra och bildar olika kedjor.

· Ämnes egenskaper bestäms inte bara av deras kvalitativa och kvantitativa sammansättning, utan också av ordningen för anslutning av atomer i molekylen, d.v.s. kemisk struktur hos ett ämne.

· Egenskaperna hos organiska föreningar beror inte bara på ämnets sammansättning och ordningen för anslutning av atomer i dess molekyl, utan också på ömsesidig påverkan av atomer och grupper av atomer ovanpå varandra.

Teorin om strukturen hos organiska föreningar är en dynamisk och utvecklande doktrin. När kunskapen om kemiska bindningars natur och påverkan av den elektroniska strukturen hos molekyler av organiska ämnen utvecklades, började de använda, förutom empiriska och strukturella, elektroniska formler. Sådana formler visar riktningen förskjutning av elektronpar i en molekyl.

Kvantkemi och kemin för strukturen av organiska föreningar bekräftade läran om den rumsliga riktningen av kemiska bindningar (cis- och trans-isomerism), studerade energiegenskaperna för ömsesidiga övergångar i isomerer, gjorde det möjligt att bedöma det ömsesidiga inflytandet av atomer i olika ämnens molekyler skapade förutsättningar för att förutsäga typerna av isomerism och riktningar och mekanismer för kemiska reaktioner.

Organiska ämnen har ett antal egenskaper.

· Alla organiska ämnen innehåller kol och väte, så vid förbränning bildas de koldioxid och vatten.

Organiskt material komplext byggd och kan ha en enorm molekylvikt (proteiner, fetter, kolhydrater).

· Organiska ämnen kan ordnas i rader liknande sammansättning, struktur och egenskaper homologer.

· För organiska ämnen är den karakteristisk isomeri.

Isomerism och homologi av organiska ämnen

Egenskaperna hos organiska ämnen beror inte bara på deras sammansättning, utan också på ordning för anslutning av atomer i en molekyl.

Isomeri- detta är fenomenet med förekomsten av olika ämnen - isomerer med samma kvalitativa och kvantitativa sammansättning, d.v.s. med samma molekylformel.

Det finns två typer av isomerism: strukturella och rumsliga(stereoisomerism). Strukturella isomerer skiljer sig från varandra i ordningen för bindning av atomer i molekylen; stereoisomerer - arrangemanget av atomer i rymden med samma ordning av bindningar mellan dem.

Huvudtyper av isomerism:

· Strukturell isomerism - ämnen skiljer sig i ordningen för bindning av atomer i molekyler:

1) isomerism av kolskelettet;

2) position isomerism:

flera bindningar;
suppleanter;
funktionella grupper;

3) isomerism av homologa serier (interklass).

· Rumslig isomerism - molekyler av ämnen skiljer sig inte i ordningen för bindning av atomer, utan i deras position i rymden: cis-, trans-isomerism (geometrisk).

Klassificering av organiska ämnen

Det är känt att egenskaperna hos organiska ämnen bestäms av deras sammansättning och kemiska struktur. Därför är det inte förvånande att klassificeringen av organiska föreningar är baserad på teorin om struktur - teorin om A. M. Butlerov. Organiska ämnen klassificeras enligt närvaron och ordningen för anslutning av atomer i deras molekyler. Den mest hållbara och minst föränderliga delen av molekylen av ett organiskt ämne är dess skelett - kedja av kolatomer. Beroende på ordningen för anslutning av kolatomer i denna kedja delas ämnen in i acyklisk, som inte innehåller slutna kedjor av kolatomer i molekyler, och karbocykliska som innehåller sådana kedjor (cykler) i molekyler.

Förutom kol- och väteatomer kan molekyler av organiska ämnen innehålla atomer av andra kemiska grundämnen. Ämnen i vars molekyler dessa så kallade heteroatomer ingår i en sluten kedja klassas som heterocykliska föreningar.

Heteroatomer(syre, kväve, etc.) kan ingå i molekyler och acykliska föreningar och bilda funktionella grupper i dem, t.ex.

hydroxyl

karbonyl

karboxyl

aminogrupp

Funktionell grupp- en grupp atomer som bestämmer de mest karakteristiska kemiska egenskaperna hos ett ämne och dess tillhörighet till en viss klass av föreningar.

Nomenklatur för organiska föreningar

I början av utvecklingen av organisk kemi tilldelades föreningar som skulle upptäckas triviala namn, ofta förknippad med historien om deras tillverkning: ättiksyra (som är basen i vinättika), smörsyra (bildas i Smör), glykol (d.v.s. ”söt”) etc. När antalet nyupptäckta ämnen ökade uppstod behovet av att associera namn med deras struktur. Så här dök rationella namn ut: metylamin, dietylamin, etylalkohol, metyletylketon, som är baserade på namnet på den enklaste föreningen. För mer komplexa föreningar är rationell nomenklatur inte lämplig.

Strukturteorin för A. M. Butlerov gav grunden för klassificeringen och nomenklaturen av organiska föreningar enligt strukturella element och arrangemanget av kolatomer i molekylen. För närvarande är den mest använda nomenklaturen utvecklad av Internationella unionen Ren och tillämpad kemi (IUPAC), som kallas nomenklatur IUPAC. IUPAC-regler rekommenderar flera principer för bildandet av namn, en av dem är principen om substitution. Utifrån detta har en ersättningsnomenklatur tagits fram, som är den mest universella. Låt oss presentera flera grundläggande regler för substitutiv nomenklatur och överväga deras tillämpning med exemplet på en heterofunktionell förening som innehåller två funktionella grupper - aminosyran leucin:

1. Namnen på föreningar är baserade på moderstrukturen (huvudkedjan i en acyklisk molekyl, ett karbocykliskt eller heterocykliskt system). Namnet på föräldrastrukturen utgör grunden för namnet, roten till ordet.

I det här fallet är moderstrukturen en kedja av fem kolatomer förbundna med enkelbindningar. Således är rotdelen av namnet pentan.

2. Karakteristiska grupper och substituenter (strukturelement) betecknas med prefix och suffix. Karakteristiska grupper är indelade efter tjänsteår. Huvudgruppernas prioritetsordning:

Den äldre karakteristiska gruppen identifieras, som betecknas i suffixet. Alla andra substituenter namnges i prefixet i alfabetisk ordning.

I det här fallet är den äldre karakteristiska gruppen karboxyl, det vill säga denna förening tillhör klassen karboxylsyror, så vi lägger till -ic syra till den radikala delen av namnet. Den näst äldsta gruppen är aminogruppen, som betecknas med prefixet amino-. Dessutom innehåller molekylen kolvätesubstituenten metyl-. Sålunda är grunden för namnet aminometylpentansyra.

3. Namnet innefattar beteckningen på dubbel- och trippelbindningen, som kommer omedelbart efter roten.

Föreningen i fråga innehåller inte flera bindningar.

4. Atomerna i moderstrukturen är numrerade. Numrering börjar från slutet av kolkedjan som den högsta karakteristiska gruppen är belägen närmast:

Numreringen av kedjan börjar med kolatomen som är en del av karboxylgruppen, den tilldelas numret 1. I detta fall kommer aminogruppen att vara vid kol 2, och metylgruppen kommer att vara vid kol 4.

Således kallas den naturliga aminosyran leucin, enligt reglerna i IUPAC-nomenklaturen, 2-amino-4-metylpentansyra.

Kolväten. Klassificering av kolväten

Kolväten– Det är föreningar som bara består av väte och kolatomer.

Beroende på strukturen på kolkedjan delas organiska föreningar upp i föreningar med öppen kedja - acyklisk(alifatisk) och cyklisk- med en sluten kedja av atomer.

Cykliska delas in i två grupper: karbocykliska föreningar(cykler bildas endast av kolatomer) och heterocyklisk(cyklerna inkluderar även andra atomer, såsom syre, kväve, svavel).

Karbocykliska föreningar inkluderar i sin tur två serier av föreningar: alicyklisk Och aromatisk.

Aromatiska föreningar baserade på molekylstrukturen har platta kolhaltiga cykler med ett speciellt slutet system av p-elektroner bildar ett gemensamt π-system (ett enda π-elektronmoln). Aromaticitet är också karakteristisk för många heterocykliska föreningar.

Alla andra karbocykliska föreningar tillhör den alicykliska serien.

Både acykliska (alifatiska) och cykliska kolväten kan innehålla flera (dubbel- eller trippelbindningar). Sådana kolväten kallas obegränsat(omättad) i motsats till begränsande (mättad), som endast innehåller enkelbindningar.

Mättade alifatiska kolväten kallas alkaner, de har den allmänna formeln C n H 2n+2, där n är antalet kolatomer. Deras gamla namn används ofta idag - paraffiner:

Omättade alifatiska kolväten som innehåller en dubbelbindning kallas alkener. De har den allmänna formeln C n H 2n:

Omättade alifatiska kolväten med två dubbelbindningar kallas alkadiener. Deras allmänna formel är C n H 2n-2:

Omättade alifatiska kolväten med en trippelbindning kallas alkyner. Deras allmänna formel är C n H 2n - 2:

Mättade alicykliska kolväten - cykloalkaner, deras allmänna formel är C n H 2n:

En speciell grupp av kolväten, aromatiska eller arenor(med ett slutet gemensamt n-elektroniskt system), känt från exemplet med kolväten med den allmänna formeln C n H 2n - 6:

Således, om en eller flera väteatomer i deras molekyler ersätts med andra atomer eller grupper av atomer (halogener, hydroxylgrupper, aminogrupper, etc.), bildas kolvätederivat: halogenderivat, syrehaltiga, kvävehaltiga och andra organiska föreningar.

Homolog serie av kolväten

Kolväten och deras derivat med samma funktionella grupp bildar homologa serier.

Homolog serie nämn en serie föreningar som tillhör samma klass (homologer), ordnade i stigande ordning efter deras relativa molekylmassa, liknande i struktur och kemiska egenskaper, där varje medlem skiljer sig från den föregående genom den homologa skillnaden CH 2. Till exempel: CH 4 - metan, C 2 H 6 - etan, C 3 H 8 - propan, C 4 H 10 - butan, etc. Likheten mellan de kemiska egenskaperna hos homologer förenklar i hög grad studiet av organiska föreningar.

Kolväteisomerer

De atomer eller grupper av atomer som bestämmer mest karakteristiska egenskaper av denna klass av ämnen kallas funktionella grupper.

Halogenderivat av kolväten kan betraktas som produkter av ersättning av en eller flera väteatomer i kolväten med halogenatomer. I enlighet med detta kan det finnas finita och omättade mono-, di-, tri- (i det allmänna fallet poly-) halogenderivat.

Allmän formel för monohalogenderivat av mättade kolväten:

och sammansättningen uttrycks med formeln

där R är resten av ett mättat kolväte (alkan), en kolväteradikal (denna beteckning används vidare när man överväger andra klasser av organiska ämnen), G är en halogenatom (F, Cl, Br, I).

Till exempel:

Här är ett exempel på ett dihalogenderivat:

TILL syrehaltiga organiska ämnen inkluderar alkoholer, fenoler, aldehyder, ketoner, karboxylsyror, etrar och estrar. Alkoholer är derivat av kolväten där en eller flera väteatomer är ersatta med hydroxylgrupper.

Alkoholer kallas envärda om de har en hydroxylgrupp, och mättade om de är derivat av alkaner.

Allmän formel för gräns envärda alkoholer:

och deras sammansättning uttrycks med den allmänna formeln:

Till exempel:

Kända exempel flervärda alkoholer har flera hydroxylgrupper:

Fenoler- derivat av aromatiska kolväten (bensenserien), i vilka en eller flera väteatomer i bensenringen är ersatta med hydroxylgrupper.

Den enklaste representanten med formeln C 6 H 5 OH eller

kallas fenol.

Aldehyder och ketoner- derivat av kolväten som innehåller en karbonylgrupp av atomer

(karbonyl).

I molekyler aldehyder en karbonylbindning går att kombinera med en väteatom, den andra - med en kolväteradikal. Allmän formel för aldehyder:

Till exempel:

När ketoner karbonylgruppen är kopplad till två (i allmänhet olika) radikaler, den allmänna formeln för ketoner är:

Till exempel:

Sammansättningen av mättade aldehyder och ketoner uttrycks med formeln C 2n H 2n O.

Karboxylsyror- kolvätederivat innehållande karboxylgrupper

(eller -COOH).

Om det finns en karboxylgrupp i en syramolekyl är karboxylsyran monobasisk. Allmän formel för mättade monobasiska syror:

Deras sammansättning uttrycks med formeln C n H 2n O 2.

Till exempel:

Etrarär organiska ämnen som innehåller två kolväteradikaler förbundna med en syreatom: R-O-R eller R 1 -O-R 2.

Radikaler kan vara lika eller olika. Sammansättningen av etrar uttrycks med formeln C n H 2n + 2 O.

Till exempel:

Estrar- föreningar bildade genom att ersätta väteatomen i karboxylgruppen i karboxylsyror med en kolväteradikal.

Allmän formel för estrar:

Till exempel:

Nitroföreningar- derivat av kolväten i vilka en eller flera väteatomer är ersatta med en nitrogrupp -NO2.

Allmän formel för mättade mononitroföreningar:

och kompositionen uttrycks med den allmänna formeln CnH2n+1NO2.

Till exempel:

Nitroderivat av arener:

Aminer- föreningar som anses vara derivat av ammoniak (NH 3), i vilka väteatomerna är ersatta av kolväteradikaler. Beroende på radikalens natur kan aminer vara alifatiska, till exempel:

och aromatiska, till exempel:

Beroende på antalet väteatomer som ersatts av radikaler, särskiljs följande:

primära aminer med den allmänna formeln:

sekundär- med den allmänna formeln:

tertiär- med den allmänna formeln:

I ett särskilt fall kan sekundära och tertiära aminer ha samma radikaler.

Primära aminer kan också betraktas som derivat av kolväten (alkaner), där en väteatom är ersatt med en aminogrupp -NH 2. Sammansättningen av mättade primära aminer uttrycks med formeln C n H 2n + 3 N.

Till exempel:

Aminosyror innehåller två funktionella grupper kopplade till en kolväteradikal: aminogruppen -NH 2 och karboxyl -COOH.

Den allmänna formeln för α-aminosyror (de är viktigast för konstruktionen av proteiner som utgör levande organismer):

Sammansättningen av mättade aminosyror som innehåller en aminogrupp och en karboxyl uttrycks med formeln C n H 2n + 1 NO 2.

Till exempel:

Andra viktiga organiska föreningar är kända som har flera olika eller identiska funktionella grupper, långa linjära kedjor kopplade till bensenringar. I sådana fall är en strikt bestämning av om ett ämne tillhör en specifik klass omöjligt. Dessa föreningar klassificeras ofta i specifika grupper av ämnen: kolhydrater, proteiner, nukleinsyror, antibiotika, alkaloider, etc.

För närvarande är många föreningar också kända som kan klassificeras som både organiska och oorganiska. x kallas organoelementföreningar. Vissa av dem kan betraktas som kolvätederivat.

Till exempel:

Det finns föreningar som har samma molekylformel, som uttrycker sammansättningen av ämnena.

Fenomenet med isomerism är att det kan finnas flera ämnen med olika egenskaper, med samma molekylära sammansättning, men olika strukturer. Dessa ämnen kallas isomerer.

I vårt fall är dessa interklassisomerer: cykloalkaner och alkaner, alkadiener och alkyner, mättade envärda alkoholer och etrar, aldehyder och ketoner, mättade monokarboxylsyror och estrar.

Strukturell isomerism

Följande sorter urskiljs strukturell isomerism: isomerism av kolskelettet, positionell isomerism, isomerism av olika klasser av organiska föreningar (interclass isomerism).

Isomerism av kolskelettet beror på olika bindningsordning mellan kolatomer, som bildar molekylens skelett. Som redan har visats motsvarar molekylformeln C4H10 två kolväten: n-butan och isobutan. För kolvätet C5H12 är tre isomerer möjliga: pentan, isopentan och neopentan.

När antalet kolatomer i en molekyl ökar, ökar antalet isomerer snabbt. För kolväte C 10 H 22 finns det redan 75 av dem, och för kolväte C 20 H 44 - 366,319.

Positionell isomerism beror på olika positioner av multipelbindningen, substituenten och funktionella gruppen med samma kolskelett i molekylen:

Isomerism av olika klasser av organiska föreningar (interclass isomerism) beror på olika positioner och kombinationer av atomer i molekylerna av ämnen som har samma molekylformel, men tillhör olika klasser. Molekylformeln C6H12 motsvarar således det omättade kolvätet hexen-1 och det cykliska kolvätet cyklohexan.

Isomererna är ett kolväte relaterat till alkyner - butin-1 och ett kolväte med två dubbelbindningar i butadien-1,3-kedjan:

Dietyleter och butylalkohol har samma molekylformel C 4 H 10 O:

De strukturella isomererna är aminoättiksyra och nitroetan, motsvarande molekylformeln C 2 H 5 NO 2:

Isomerer av denna typ innehåller olika funktionella grupper och tillhör olika klasser av ämnen. Därför skiljer de sig i fysikaliska och kemiska egenskaper mycket mer än kolskelettisomerer eller positionsisomerer.

Rumslig isomerism

Rumslig isomerismär uppdelad i två typer: geometrisk och optisk.

Geometrisk isomeri är karakteristisk för föreningar som innehåller dubbelbindningar och cykliska föreningar. Därför att fri rotation atomer runt en dubbelbindning eller i en ring är omöjligt. substituenter kan vara belägna antingen på samma sida av dubbelbindningens eller ringens plan (cis-position) eller på motsatta sidor (trans-position). Beteckningarna cis och trans hänvisar vanligtvis till ett par identiska substituenter.

Geometriska isomerer skiljer sig i fysikaliska och kemiska egenskaper.

Optisk isomerism förekommer om molekylen är oförenlig med sin bild i spegeln. Detta är möjligt när kolatomen i molekylen har fyra olika substituenter. Denna atom kallas asymmetrisk. Ett exempel på en sådan molekyl är a-aminopropionsyra-(a-alanin)-molekylen CH3CH(NH2)OH.

α-alaninmolekylen kan inte sammanfalla med sin spegelbild under någon rörelse. Sådana rumsliga isomerer kallas spegel, optiska antipoder eller enantiomerer. Alla fysiska och nästan alla Kemiska egenskaper dessa isomerer är identiska.

Studiet av optisk isomerism är nödvändigt när man överväger många reaktioner som inträffar i kroppen. De flesta av dessa reaktioner sker under inverkan av enzymer - biologiska katalysatorer. Molekylerna av dessa ämnen måste passa molekylerna i föreningarna på vilka de verkar, som en nyckel till ett lås, därför är den rumsliga strukturen, det relativa arrangemanget av molekylära sektioner och andra rumsliga faktorer av stor betydelse för förloppet av dessa reaktioner; . Sådana reaktioner kallas stereoselektiva.

De flesta naturliga föreningar är individuella enantiomerer, och deras biologiska effekter (från smak och lukt till medicinska effekter) skiljer sig kraftigt från egenskaperna hos deras optiska antipoder som erhålls i laboratoriet. En sådan skillnad i biologisk aktivitet är av stor betydelse, eftersom den ligger till grund för den viktigaste egenskapen hos alla levande organismer - metabolism.

Isomeri

Elektronisk struktur av kolatomen

Kol som finns i organiska föreningar uppvisar en konstant valens. Den sista energinivån i kolatomen innehåller 4 elektroner, varav två upptar en 2s orbital, som har en sfärisk form, och två elektroner upptar en 2p orbital, som har en hantelform. När den exciteras kan en elektron från 2s orbitalen flytta till en av de lediga 2p orbitalen. Denna övergång kräver viss energiförbrukning (403 kJ/mol). Som ett resultat har den exciterade kolatomen 4 oparade elektroner och dess elektroniska konfiguration uttrycks med formeln 2s 1 2p 3 .. Sålunda, i fallet med metankolvätet (CH 4), bildar kolatomen 4 bindningar med s -elektroner av väteatomer. I detta fall bör 1 anslutning bildas typ s-s(mellan s-elektronen hos en kolatom och s-elektronen hos en väteatom) och 3 p-s-bindningar (mellan 3 p-elektroner av en kolatom och 3 s-elektroner med 3 väteatomer). Detta leder till slutsatsen att de fyra kovalenta bindningarna som bildas av kolatomen är olika. Praktisk erfarenhet inom kemi indikerar dock att alla 4 bindningarna i en metanmolekyl är absolut ekvivalenta, och metanmolekylen har en tetraedrisk struktur med bindningsvinklar på 109,5 0, vilket inte skulle kunna vara fallet om bindningarna var ojämna. När allt kommer omkring är bara p-elektronernas orbitaler orienterade i rymden längs ömsesidigt vinkelräta axlar x, y, z, och en s-elektrons omloppsbana har en sfärisk form, så riktningen för bildandet av en bindning med denna elektron skulle vara slumpmässig. Teorin om hybridisering kunde förklara denna motsägelse. L. Polling föreslog att det i några molekyler inte finns några bindningar isolerade från varandra. När bindningar bildas överlappar alla valenselektroners orbitaler. Flera typer är kända hybridisering av elektronorbitaler. Det antas att i molekylen metan och andra alkaner går 4 elektroner in i hybridisering.

Hybridisering av kolatomorbitaler

Orbital hybridiseringär en förändring i formen och energin hos vissa elektroner under bildandet av en kovalent bindning, vilket leder till effektivare orbital överlappning och ökad bindningsstyrka. Orbital hybridisering inträffar närhelst elektroner som tillhör olika typer av orbitaler deltar i bildandet av bindningar.

1. sp 3 -hybridisering(första valenstillståndet för kol). Under sp 3 hybridisering interagerar 3 p orbitaler och one s orbitaler av en exciterad kolatom på ett sådant sätt att de resulterande orbitaler är absolut identiska i energi och symmetriskt placerade i rymden. Denna transformation kan skrivas så här:

Under hybridisering förändras inte det totala antalet orbitaler, utan endast deras energi och form förändras. Det visas att sp 3 -hybridiseringsorbitaler liknar en tredimensionell figur åtta, vars ena blad är mycket större än den andra. Fyra hybridorbitaler sträcker sig från mitten till hörnen på en vanlig tetraeder med vinklar på 109,5 0. Bindningar som bildas av hybridelektroner (till exempel en s-sp 3-bindning) är starkare än bindningar som bildas av ohybridiserade p-elektroner (till exempel en s-p-bindning). Eftersom hybrid sp 3 orbital ger en större yta av elektronorbital överlappning än den icke-hybridiserade p orbital. Molekyler i vilka sp 3 hybridisering sker har en tetraedrisk struktur. Dessa inkluderar förutom metan metanhomologer, oorganiska molekyler som ammoniak. Figurerna visar en hybridiserad orbital och en tetraedrisk metanmolekyl.

De kemiska bindningar som uppstår i metan mellan kol- och väteatomer är av typen σ-bindningar (sp 3 -s-bindning). Allmänt sett kännetecknas varje sigmabindning av det faktum att elektrontätheten hos två sammankopplade atomer överlappar längs linjen som förbinder atomernas centra (kärnor). σ-bindningar motsvarar den maximala möjliga graden av överlappning av atomära orbitaler, så de är ganska starka.

2. sp 2 -hybridisering(andra valenstillståndet för kol). Det uppstår som ett resultat av överlappningen av en 2s och två 2p orbitaler. De resulterande sp 2 -hybridorbitalen är belägna i samma plan i en vinkel på 120 0 mot varandra, och den icke-hybridiserade p-orbitalen är vinkelrät mot den. Totala numret Orbitalerna förändras inte - det finns fyra av dem.

Sp 2-hybridiseringstillståndet förekommer i alkenmolekyler, i karbonyl- och karboxylgrupper, dvs. i föreningar som innehåller en dubbelbindning. I etenmolekylen bildar de hybridiserade elektronerna i kolatomen 3 σ-bindningar (två sp 2 -s-typbindningar mellan kolatomen och väteatomerna och en sp 2 -sp 2-typbindning mellan kolatomerna). Den återstående ohybridiserade p-elektronen av en kolatom bildar en π-bindning med den ohybridiserade p-elektronen i den andra kolatomen. Ett karakteristiskt drag för π-bindningen är att överlappningen av elektronorbitaler sker utanför linjen som förbinder de två atomerna. Överlappningen av orbitaler sker ovanför och under σ-bindningen som förbinder båda kolatomerna. En dubbelbindning är alltså en kombination av σ- och π-bindningar. De två första figurerna visar att i etenmolekylen är bindningsvinklarna mellan atomerna som bildar etenmolekylen 120 0 (motsvarande den rumsliga orienteringen av de tre sp 2 hybridorbitalerna). Figurerna visar bildandet av en π-bindning.

Eftersom överlappningsarean för ohybridiserade p-orbitaler i π-bindningar är mindre än överlappningsarean för orbitaler i σ-bindningar, är π-bindningen mindre stark än σ-bindningen och bryts lättare i kemiska reaktioner.

3. sp-hybridisering(tredje valenstillståndet för kol). I tillståndet av sp-hybridisering har kolatomen två sp-hybridorbitaler belägna linjärt i en vinkel på 180 0 mot varandra och två icke-hybridiserade p-orbitaler belägna i två ömsesidigt vinkelräta plan. sp-hybridisering är typisk för alkyner och nitriler, dvs. för föreningar som innehåller en trippelbindning.

I en acetylenmolekyl är således bindningsvinklarna mellan atomerna 180 o. De hybridiserade elektronerna i en kolatom bildar 2 σ-bindningar (en sp-s-bindning mellan en kolatom och en väteatom och en annan sp-sp-bindning mellan kolatomer. Två ohybridiserade p-elektroner av en kolatom bildar två π-bindningar med ohybridiserade p elektroner av den andra kolatomen Överlappningen av p-elektronorbitaler sker inte bara ovanför och under σ-bindningen, utan även framför och bakom, och det totala molnet av p-elektroner har alltså en cylindrisk form en kombination av en σ-bindning och två π-bindningar. Närvaron i acetylenmolekylen av mindre starka två π-bindningar säkerställer detta ämnes förmåga att ingå additionsreaktioner med klyvningen av trippelbindningen.