Jaké vazby mohou být mezi atomy uhlíku? Kovalentní vazby zahrnující atom uhlíku. Referenční materiál pro absolvování testu

V základním stavu má atom uhlíku C (1s 2 2s 2 2p 2) dva nepárové elektrony, díky čemuž mohou být vytvořeny pouze dva společné elektronové páry. Ve většině jeho sloučenin je však uhlík čtyřvazný. To se vysvětluje tím, že atom uhlíku pohlcující malé množství energie přechází do excitovaného stavu, ve kterém má 4 nepárové elektrony, tzn. schopné tvořit čtyři kovalentních vazeb a podílejí se na tvorbě čtyř společných elektronových párů:

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

Budicí energie je kompenzována tvorbou chemických vazeb, ke které dochází při uvolňování energie.

Atomy uhlíku mají schopnost tvořit tři typy hybridizace elektronových orbitalů ( sp 3, sp 2, sp) a vznik vícenásobných (dvojných a trojných) vazeb mezi sebou (tabulka 2.2).

Tabulka 2.2

Typy hybridizace a molekulární geometrie

Jednoduché (jediné) S-spojení se provádí, když sp 3-hybridizace, při které jsou všechny čtyři hybridní orbitaly ekvivalentní a směřují v prostoru navzájem pod úhlem 109°29 'a orientovány k vrcholům pravidelného čtyřstěnu (obr. 2.8).

Rýže. 2.8. Vznik molekuly metanu CH 4

Pokud se hybridní uhlíkové orbitaly překrývají se sférickými s-orbitaly atomu vodíku, pak vzniká nejjednodušší organická sloučenina methan CH 4 - nasycený uhlovodík.

Velkou zajímavostí je studium vazeb atomů uhlíku mezi sebou a s atomy jiných prvků. Uvažujme o struktuře molekul etanu, ethylenu a acetylenu.

Úhly mezi všemi vazbami v molekule ethanu jsou navzájem téměř přesně stejné (obr. 2.9) a neliší se od úhlů C - H v molekule methanu.

Proto jsou atomy uhlíku ve stavu sp 3-hybridizace.

Rýže. 2.9. Molekula ethanu C 2 H 6

Hybridizace elektronových orbitalů atomů uhlíku může být neúplná, tzn. dva ( sp 2-hybridizace) nebo jedna ( sp-hybridizace) ze tří R-orbitály. V tomto případě se tvoří mezi atomy uhlíku více připojení (dvojité nebo trojité). Uhlovodíky s násobnými vazbami se nazývají nenasycené nebo nenasycené. Dvojná vazba (C=C) se vytvoří, když sp 2-hybridizace.

V tomto případě má každý atom uhlíku jeden ze tří R-orbitaly se neúčastní hybridizace, což má za následek vznik tří sp 2-hybridní orbitaly umístěné ve stejné rovině pod úhlem 120° vůči sobě a nehybridní 2 R-Orbital je umístěn kolmo k této rovině. Dva atomy uhlíku se spojí a vytvoří jednu S-vazbu kvůli překrývajícím se hybridním orbitalům a jednu p-vazbu kvůli překrývání R-orbitály.

Interakce volných hybridních orbitalů uhlíku s 1 s-orbitaly atomů vodíku vede ke vzniku molekuly ethylenu C 2 H 4 (obr. 2.10) - nejjednodušší zástupce nenasycených uhlovodíků.

Rýže. 2.10. Vznik molekuly ethylenu C 2 H 4

Překrytí elektronových orbitalů v případě p-vazby je menší a zóny se zvýšenou elektronovou hustotou leží dále od atomových jader, takže tato vazba je méně pevná než s-vazba.

Trojná vazba je tvořena jednou s-vazbou a dvěma p-vazbami. V tomto případě jsou elektronové orbitaly ve stavu sp-hybridizace, k jejímu vzniku dochází v důsledku jednoho s- a jeden R-orbitaly (obr. 2.11).

Dva hybridní orbitaly jsou vůči sobě umístěny pod úhlem 180° a zbývající dva nehybridní R-orbitaly jsou umístěny ve dvou vzájemně kolmých rovinách. V molekule acetylenu C 2 H 2 dochází ke vzniku trojné vazby (viz obr. 2.11).

Rýže. 2.11. Vznik molekuly acetylenu C 2 H 2

Zvláštní typ vazby vzniká při vzniku molekuly benzenu (C 6 H 6), nejjednoduššího zástupce aromatických uhlovodíků.

Benzen obsahuje šest atomů uhlíku spojených dohromady v kruhu (benzenový kruh), přičemž každý atom uhlíku je ve stavu sp 2 hybridizace (obr. 2.12).

Rýže. 2.12. sp 2 – orbitaly molekuly benzenu C 6 H 6

Všechny atomy uhlíku obsažené v molekule benzenu jsou umístěny ve stejné rovině. Každý atom uhlíku v hybridizačním stavu sp 2 má ještě jeden nehybridní p-orbital s nepárovým elektronem, který tvoří p-vazbu (obr. 2.13).

Osa je taková R-orbitaly jsou umístěny kolmo k rovině molekuly benzenu.

Všech šest je nehybridních R-orbitaly tvoří společný vazebný molekulární p-orbital a všech šest elektronů se spojí a vytvoří sextet p-elektronů.

Hraniční plocha takového orbitalu se nachází nad a pod rovinou uhlíkového s-skeletu. V důsledku kruhového překrytí vzniká jediný delokalizovaný p-systém pokrývající všechny atomy uhlíku cyklu (obr. 2.13).

Benzen je schematicky znázorněn jako šestiúhelník s prstencem uvnitř, což naznačuje, že dochází k delokalizaci elektronů a odpovídajících vazeb.

Rýže. 2.13. -vazby v molekule benzenu C 6 H 6

Iontová chemická vazba

Iontová vazba- chemická vazba vzniklá v důsledku vzájemné elektrostatické přitažlivosti opačně nabitých iontů, ve které je stabilního stavu dosaženo úplným přenesením celkové elektronové hustoty na atom elektronegativnějšího prvku.

Čistě iontová vazba je extrémní případ kovalentní vazby.

V praxi není realizován úplný přenos elektronů z jednoho atomu na druhý prostřednictvím vazby, protože každý prvek má větší nebo menší (ale ne nulový) EO a jakákoli chemická vazba bude do určité míry kovalentní.

K takové vazbě dochází v případě velkého rozdílu v EO atomů, například mezi kationty s-kovy první a druhé skupiny periodické soustavy a anionty nekovů skupin VIА a VIIА (LiF, NaCl, CsF aj.).

Na rozdíl od kovalentní vazby, iontová vazba nemá směrovost . To se vysvětluje tím, že elektrické pole iontu má sférickou symetrii, tzn. klesá se vzdáleností podle stejného zákona v libovolném směru. Proto je interakce mezi ionty nezávislá na směru.

Interakce dvou iontů opačného znaménka nemůže vést k úplné vzájemné kompenzaci jejich silových polí. Díky tomu si zachovávají schopnost přitahovat ionty opačného znaménka v jiných směrech. Proto, na rozdíl od kovalentní vazby, iontová vazba je také charakterizována nenasyceností .

Nedostatek směrovosti a saturace v iontových vazbách určuje tendenci iontových molekul se sdružovat. Všechny iontové sloučeniny v pevném stavu mají iontovou krystalovou mřížku, ve které je každý ion obklopen několika ionty opačného znaménka. V tomto případě jsou všechny vazby daného iontu se sousedními ionty ekvivalentní.

Kovové spojení

Kovy se vyznačují řadou speciálních vlastností: elektrickou a tepelnou vodivostí, charakteristickým kovovým leskem, kujností, vysokou tažností a velkou pevností. Tyto specifické vlastnosti kovů lze vysvětlit speciálním typem chemické vazby tzv kov .

Kovová vazba je výsledkem překrývajících se delokalizovaných orbitalů atomů, které se vzájemně přibližují v krystalové mřížce kovu.

Většina kovů má na své vnější elektronické úrovni značný počet prázdných orbitalů a malý počet elektronů.

Proto je energeticky výhodnější, aby elektrony nebyly lokalizovány, ale patřily celému atomu kovu. V uzlech mřížky kovu jsou kladně nabité ionty, které jsou ponořeny do elektronového „plynu“ distribuovaného v celém kovu:

Já ↔ Me n + + n .

Mezi kladně nabitými ionty kovů (Me n +) a nelokalizovanými elektrony (n) dochází k elektrostatické interakci, která zajišťuje stabilitu látky. Energie této interakce je mezi energiemi kovalentních a molekulárních krystalů. Proto prvky s čistě kovovou vazbou ( s-, A p-prvky) se vyznačují relativně vysokými teplotami tání a tvrdostí.

Přítomnost elektronů, které se mohou volně pohybovat v celém objemu krystalu, poskytuje specifické vlastnosti kovu

Vodíková vazba

Vodíková vazba – zvláštní typ mezimolekulární interakce. Atomy vodíku, které jsou kovalentně vázány na atom prvku, který má vysokou hodnotu elektronegativity (nejčastěji F, O, N, ale i Cl, S a C), nesou poměrně vysoký efektivní náboj. V důsledku toho mohou takové atomy vodíku elektrostaticky interagovat s atomy těchto prvků.

Atom Hd+ jedné molekuly vody je tedy orientován a podle toho interaguje (jak je znázorněno třemi tečkami) s atomem Od- jiné molekuly vody:

Vazby tvořené atomem H umístěným mezi dvěma atomy elektronegativních prvků se nazývají vodík:

d-d+d-

A − V × × × B

Energie vodíkové vazby je výrazně menší než energie konvenční kovalentní vazby (150–400 kJ/mol), ale tato energie je dostatečná k tomu, aby způsobila agregaci molekul odpovídajících sloučenin v kapalném stavu, např. kapalný fluorovodík HF (obr. 2.14). U sloučenin fluoru dosahuje asi 40 kJ/mol.

Rýže. 2.14. Agregace molekul HF v důsledku vodíkových vazeb

Délka vodíkové vazby je také kratší než délka kovalentní vazby. V polymeru (HF) n je tedy délka vazby F−H = 0,092 nm a délka vazby je F∙∙∙H = 0,14 nm. Pro vodu je délka vazby O−H=0,096 nm a délka vazby O∙∙∙H=0,177 nm.

Vznik mezimolekulárních vodíkových vazeb vede k výrazné změně vlastností látek: zvýšení viskozity, dielektrické konstanty, bodů varu a tání.

Související informace.

Většina organických sloučenin má molekulární strukturu. Atomy v látkách s molekulárním typem struktury tvoří mezi sebou vždy pouze kovalentní vazby, což je pozorováno i u organických sloučenin. Připomeňme, že kovalentní je druh vazby mezi atomy, která se realizuje díky tomu, že atomy sdílejí část svých vnějších elektronů, aby získaly elektronovou konfiguraci vzácného plynu.

Na základě počtu sdílených elektronových párů lze kovalentní vazby v organických látkách rozdělit na jednoduché, dvojité a trojné. Tyto typy připojení jsou v grafickém vzorci označeny jedním, dvěma nebo třemi řádky:

Mnohonásobnost vazby vede ke snížení její délky, takže jednoduchá vazba C-C má délku 0,154 nm, dvojná vazba C=C má délku 0,134 nm a trojná vazba C≡C má délku 0,120 nm.

Typy vazeb podle způsobu překrývání orbitalů

Jak je známo, orbitaly mohou mít různé tvary, například s-orbitaly jsou kulovité a p-činkové. Z tohoto důvodu se mohou vazby také lišit ve způsobu, jakým se elektronové orbitaly překrývají:

ϭ vazby - vznikají, když se orbitaly překrývají tak, že oblast jejich překrytí protíná čára spojující jádra. Příklady ϭ-spojení:

π-vazby – vznikají při překrývání orbitalů, ve dvou oblastech – nad a pod linií spojující jádra atomů. Příklady π vazeb:

Jak poznáte, že molekula má vazby π a ϭ?

U kovalentního typu vazby je mezi libovolnými dvěma atomy vždy ϭ-vazba a π-vazba pouze v případě vícenásobných (dvojných, trojných) vazeb. kde:

• Jednoduchá vazba je vždy ϭ-vazba
• Dvojná vazba se vždy skládá z jedné ϭ-vazby a jedné π-vazby
• Trojnou vazbu tvoří vždy jedna vazba ϭ a dvě vazby π.

Označme tyto typy vazeb v molekule kyseliny propinové:

Hybridizace orbitalů atomu uhlíku

Orbitální hybridizace je proces, při kterém se mísí orbitaly, které mají zpočátku různé tvary a energie, místo toho tvoří stejný počet hybridních orbitalů, které mají stejný tvar a energii.

Tedy například při míchání jednoho s- a tři p- vznikají čtyři orbitaly sp 3-hybridní orbitaly:

V případě atomů uhlíku se vždy účastní hybridizace s- orbitální a číslo p-orbitaly, které se mohou účastnit hybridizace, se liší od jedné do tří p- orbitaly.

Jak určit typ hybridizace atomu uhlíku v organické molekule?

V závislosti na tom, na kolik dalších atomů je atom uhlíku vázán, je buď ve stavu sp 3 nebo schopen sp 2 nebo schopen sp- hybridizace:

Procvičme si určení typu hybridizace atomů uhlíku na příkladu následující organické molekuly:

První atom uhlíku je vázán ke dvěma dalším atomům (1H a 1C), což znamená, že je ve stavu sp-hybridizace.

• Druhý atom uhlíku je vázán na dva atomy - sp-hybridizace
• Třetí atom uhlíku je vázán na čtyři další atomy (dva C a dva H) – sp 3-hybridizace
• Čtvrtý atom uhlíku je vázán na tři další atomy (2O a 1C) – sp 2-hybridizace.

Radikál. Funkční skupina

Termín radikál nejčastěji znamená uhlovodíkový radikál, což je zbytek molekuly uhlovodíku bez jednoho atomu vodíku.

Název uhlovodíkového radikálu je tvořen na základě názvu odpovídajícího uhlovodíku nahrazením přípony –an k dovětku –il .

Funkční skupina - strukturní fragment organické molekuly (určitá skupina atomů), který je zodpovědný za její specifické chemické vlastnosti.

V závislosti na tom, která z funkčních skupin v molekule látky je nejstarší, je sloučenina klasifikována do jedné nebo druhé třídy.

R – označení uhlovodíkového substituentu (radikálu).

Radikály mohou obsahovat vícenásobné vazby, které lze také považovat za funkční skupiny, protože vícenásobné vazby přispívají k chemickým vlastnostem látky.

Pokud molekula organické látky obsahuje dvě nebo více funkčních skupin, nazýváme takové sloučeniny polyfunkční.

169375 0

Každý atom má určitý počet elektronů.

Při vstupu do chemických reakcí atomy darují, získávají nebo sdílejí elektrony, čímž dosahují nejstabilnější elektronické konfigurace. Konfigurace s nejnižší energií (jako u atomů vzácných plynů) se ukazuje jako nejstabilnější. Tento vzor se nazývá „pravidlo oktetu“ (obr. 1).

Rýže. 1.

Toto pravidlo platí pro všechny typy připojení. Elektronická spojení mezi atomy jim umožňují vytvářet stabilní struktury, od nejjednodušších krystalů až po složité biomolekuly, které nakonec tvoří živé systémy. Od krystalů se liší svým nepřetržitým metabolismem. Mnoho chemických reakcí přitom probíhá podle mechanismů elektronický převod, které hrají klíčovou roli v energetických procesech v těle.

Chemická vazba je síla, která drží pohromadě dva nebo více atomů, iontů, molekul nebo jakékoli jejich kombinace.

Povaha chemické vazby je univerzální: je to elektrostatická přitažlivá síla mezi záporně nabitými elektrony a kladně nabitými jádry, určená konfigurací elektronů vnějšího obalu atomů. Schopnost atomu vytvářet chemické vazby se nazývá mocenství nebo oxidačním stavu. Koncept valenční elektrony- elektrony, které tvoří chemické vazby, to znamená, že se nacházejí v nejvyšších energetických orbitalech. V souladu s tím se nazývá vnější obal atomu obsahujícího tyto orbitaly valenční skořápka. V současné době nestačí indikovat přítomnost chemické vazby, ale je nutné objasnit její typ: iontová, kovalentní, dipól-dipólová, kovová.

První typ připojení jeiontový spojení

Podle Lewisovy a Kosselovy elektronické valenční teorie mohou atomy dosáhnout stabilní elektronické konfigurace dvěma způsoby: za prvé tím, že ztratí elektrony, stanou se kationtů, za druhé, jejich získání, proměna v anionty. V důsledku přenosu elektronů, v důsledku elektrostatické přitažlivé síly mezi ionty s náboji opačného znaménka, vzniká chemická vazba, nazývaná Kossel „ elektrovalentní“ (nyní voláno iontový).

V tomto případě anionty a kationty tvoří stabilní elektronovou konfiguraci s vyplněným vnějším elektronovým obalem. Typické iontové vazby jsou tvořeny z kationtů T a II skupin periodického systému a aniontů nekovových prvků skupin VI a VII (16 a 17 podskupin, resp. chalkogeny A halogeny). Vazby iontových sloučenin jsou nenasycené a nesměrové, takže si zachovávají možnost elektrostatické interakce s jinými ionty. Na Obr. Obrázky 2 a 3 ukazují příklady iontových vazeb odpovídajících Kosselovu modelu přenosu elektronů.

Rýže. 2.

Rýže. 3. Iontová vazba v molekule kuchyňské soli (NaCl)

Zde je vhodné připomenout některé vlastnosti, které vysvětlují chování látek v přírodě, zejména uvažovat o myšlence kyseliny A důvodů.

Vodné roztoky všech těchto látek jsou elektrolyty. Různě mění barvu indikátory. Mechanismus působení indikátorů objevil F.V. Ostwald. Ukázal, že indikátory jsou slabé kyseliny nebo zásady, jejichž barva se liší v nedisociovaných a disociovaných stavech.

Zásady mohou neutralizovat kyseliny. Ne všechny báze jsou rozpustné ve vodě (např. některé organické sloučeniny, které neobsahují OH skupiny, jsou nerozpustné, zejména triethylamin N(C 2H 5) 3); rozpustné zásady se nazývají alkálie.

Vodné roztoky kyselin procházejí charakteristickými reakcemi:

a) s oxidy kovů - s tvorbou soli a vody;

b) s kovy - za vzniku soli a vodíku;

c) s uhličitany - za tvorby soli, CO 2 a N 2 Ó.

Vlastnosti kyselin a zásad popisuje několik teorií. V souladu s teorií S.A. Arrhenius, kyselina je látka, která disociuje za vzniku iontů N+ , zatímco báze tvoří ionty ON- Tato teorie nebere v úvahu existenci organických bází, které nemají hydroxylové skupiny.

V souladu s proton Podle teorie Brønsteda a Lowryho je kyselina látka obsahující molekuly nebo ionty, které darují protony ( dárci protony) a báze je látka skládající se z molekul nebo iontů, které přijímají protony ( akceptoři protony). Všimněte si, že ve vodných roztocích existují vodíkové ionty v hydratované formě, to znamená ve formě hydroniových iontů H3O+ . Tato teorie popisuje reakce nejen s vodou a hydroxidovými ionty, ale také reakce prováděné v nepřítomnosti rozpouštědla nebo s nevodným rozpouštědlem.

Například při reakci mezi amoniakem N.H. 3 (slabá zásada) a chlorovodík v plynné fázi vzniká pevný chlorid amonný a v rovnovážné směsi dvou látek jsou vždy 4 částice, z nichž dvě jsou kyseliny a další dvě zásady:

Tato rovnovážná směs se skládá ze dvou konjugovaných párů kyselin a zásad:

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

2) HCl A Cl ‑

Zde se v každém konjugovaném páru kyselina a báze liší o jeden proton. Každá kyselina má konjugovanou bázi. Silná kyselina má slabou konjugovanou zásadu a slabá kyselina má silnou konjugovanou zásadu.

Brønsted-Lowryho teorie pomáhá vysvětlit jedinečnou roli vody pro život v biosféře. Voda, v závislosti na látce, která s ní interaguje, může vykazovat vlastnosti kyseliny nebo zásady. Například při reakcích s vodnými roztoky kyseliny octové je voda zásadou a při reakcích s vodnými roztoky amoniaku je to kyselina.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- Zde molekula kyseliny octové daruje proton molekule vody;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ON- Zde molekula amoniaku přijímá proton z molekuly vody.

Voda tedy může tvořit dva konjugované páry:

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

2) H3O+ (kyselina) a H2O(konjugovaná báze).

V prvním případě voda proton daruje a ve druhém jej přijímá.

Tato vlastnost se nazývá amfiprotonismus. Látky, které mohou reagovat jako kyseliny i zásady, se nazývají amfoterní. Takové látky se často vyskytují v živé přírodě. Aminokyseliny mohou například tvořit soli jak s kyselinami, tak s bázemi. Proto peptidy snadno tvoří koordinační sloučeniny s přítomnými kovovými ionty.

Charakteristickou vlastností iontové vazby je tedy úplný pohyb vazebných elektronů k jednomu z jader. To znamená, že mezi ionty je oblast, kde je hustota elektronů téměř nulová.

Druhým typem připojení jekovalentní spojení

Atomy mohou tvořit stabilní elektronické konfigurace sdílením elektronů.

Taková vazba se vytvoří, když je pár elektronů sdílen jeden po druhém Od všech atom. V tomto případě jsou elektrony sdílené vazby mezi atomy rozděleny rovnoměrně. Příklady kovalentních vazeb zahrnují homonukleární dvouatomový molekuly H 2 , N 2 , F 2. Stejný typ spojení se nachází v alotropech Ó 2 a ozón Ó 3 a pro víceatomovou molekulu S 8 a také heteronukleární molekuly chlorovodík HCl, oxid uhličitý CO 2, metan CH 4, ethanol S 2 N 5 ON fluorid sírový SF 6, acetylen S 2 N 2. Všechny tyto molekuly sdílejí stejné elektrony a jejich vazby jsou nasyceny a směřovány stejným způsobem (obr. 4).

Pro biology je důležité, že dvojné a trojné vazby mají ve srovnání s jednoduchou vazbou snížené kovalentní poloměry atomů.

Rýže. 4. Kovalentní vazba v molekule Cl2.

Iontové a kovalentní typy vazeb jsou dva extrémní případy z mnoha existujících typů chemických vazeb a v praxi je většina vazeb středních.

Sloučeniny dvou prvků umístěných na opačných koncích stejných nebo různých period periodického systému tvoří převážně iontové vazby. Jak se prvky v určité periodě přibližují k sobě, iontová povaha jejich sloučenin se snižuje a kovalentní charakter se zvyšuje. Například halogenidy a oxidy prvků na levé straně periodické tabulky tvoří převážně iontové vazby ( NaCl, AgBr, BaS04, CaC03, KNO3, CaO, NaOH), a stejné sloučeniny prvků na pravé straně tabulky jsou kovalentní ( H20, CO2, NH3, N02, CH4 fenol C6H5OH glukóza C6H12O6 ethanol C2H5OH).

Kovalentní vazba má zase jednu modifikaci.

V polyatomových iontech a ve složitých biologických molekulách mohou oba elektrony pouze pocházet jeden atom. To se nazývá dárce elektronový pár. Atom, který sdílí tento pár elektronů s donorem, se nazývá akceptor elektronový pár. Tento typ kovalentní vazby se nazývá koordinace (dárce-příjemce, nebodativ) sdělení(obr. 5). Tento typ vazby je nejdůležitější pro biologii a medicínu, protože chemie d-prvků nejdůležitějších pro metabolismus je z velké části popsána koordinačními vazbami.

Obr. 5.

V komplexní sloučenině působí atom kovu zpravidla jako akceptor elektronového páru; naopak v iontových a kovalentních vazbách je atom kovu donorem elektronu.

Podstatu kovalentní vazby a její rozmanitost - koordinační vazbu - lze objasnit pomocí další teorie kyselin a zásad, kterou navrhuje GN. Lewis. Poněkud rozšířil sémantický koncept pojmů „kyselina“ a „zásada“ podle Brønsted-Lowryho teorie. Lewisova teorie vysvětluje podstatu vzniku komplexních iontů a účast látek na nukleofilních substitučních reakcích, tedy na vzniku CS.

Podle Lewise je kyselina látka schopná vytvořit kovalentní vazbu přijetím elektronového páru z báze. Lewisova báze je látka, která má osamocený elektronový pár, který darováním elektronů vytváří kovalentní vazbu s Lewisovou kyselinou.

To znamená, že Lewisova teorie rozšiřuje rozsah acidobazických reakcí také na reakce, kterých se protony vůbec neúčastní. Navíc samotný proton je podle této teorie také kyselinou, protože je schopen přijmout elektronový pár.

Proto jsou podle této teorie kationty Lewisovy kyseliny a anionty Lewisovy báze. Příkladem mohou být následující reakce:

Výše bylo uvedeno, že rozdělení látek na iontové a kovalentní je relativní, protože v kovalentních molekulách nedochází k úplnému přenosu elektronů z atomů kovu na atomy akceptoru. Ve sloučeninách s iontovými vazbami je každý iont v elektrickém poli iontů opačného znaménka, jsou tedy vzájemně polarizovány a jejich obaly jsou deformovány.

Polarizovatelnost určeno elektronovou strukturou, nábojem a velikostí iontu; u aniontů je vyšší než u kationtů. Nejvyšší polarizovatelnost mezi kationty je pro kationty s větším nábojem a menší velikostí, např. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Má silný polarizační efekt N+ . Vzhledem k tomu, že vliv polarizace iontů je obousměrný, výrazně mění vlastnosti sloučenin, které tvoří.

Třetím typem připojení jedipól-dipól spojení

Kromě uvedených typů komunikace existují také dipól-dipól intermolekulární interakce, nazývané také van der Waals .

Síla těchto interakcí závisí na povaze molekul.

Existují tři typy interakcí: permanentní dipól - permanentní dipól ( dipól-dipól atrakce); permanentní dipól - indukovaný dipól ( indukce atrakce); okamžitý dipól - indukovaný dipól ( disperzní přitažlivost nebo londýnské síly; rýže. 6).

Rýže. 6.

Pouze molekuly s polárními kovalentními vazbami mají dipól-dipólový moment ( HC1, NH3, SO2, H20, C6H5Cl) a pevnost vazby je 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 coulomb metrů - C × m).

V biochemii existuje další typ spojení - vodík připojení, které je limitujícím případem dipól-dipól atrakce. Tato vazba vzniká přitažlivostí mezi atomem vodíku a malým elektronegativním atomem, nejčastěji kyslíkem, fluorem a dusíkem. U velkých atomů, které mají podobnou elektronegativitu (jako je chlor a síra), je vodíková vazba mnohem slabší. Atom vodíku se vyznačuje jedním významným znakem: při odtažení vazebných elektronů se jeho jádro - proton - obnaží a již není elektrony stíněno.

Proto se atom změní na velký dipól.

Vodíková vazba, na rozdíl od van der Waalsovy vazby, vzniká nejen během mezimolekulárních interakcí, ale také v rámci jedné molekuly - intramolekulární vodíková vazba. Vodíkové vazby hrají důležitou roli v biochemii např. pro stabilizaci struktury proteinů ve formě a-helixu nebo pro tvorbu dvoušroubovice DNA (obr. 7).

Obr.7.

Vodíkové a van der Waalsovy vazby jsou mnohem slabší než iontové, kovalentní a koordinační vazby. Energie mezimolekulárních vazeb je uvedena v tabulce. 1.

Stůl 1. Energie mezimolekulárních sil

Poznámka: Stupeň mezimolekulárních interakcí se odráží v entalpii tání a vypařování (varu). Iontové sloučeniny vyžadují podstatně více energie k oddělení iontů než k oddělení molekul. Entalpie tání iontových sloučenin je mnohem vyšší než entalpie molekulárních sloučenin.

Čtvrtým typem připojení jekovové spojení

Konečně existuje další typ mezimolekulárních vazeb - kov: spojení kladných iontů kovové mřížky s volnými elektrony. Tento typ spojení se u biologických objektů nevyskytuje.

Z krátkého přehledu typů vazeb je patrný jeden detail: důležitým parametrem atomu kovu nebo iontu - donoru elektronu, stejně jako atomu - akceptoru elektronů, je jeho velikost.

Aniž bychom zacházeli do podrobností, poznamenáváme, že kovalentní poloměry atomů, iontové poloměry kovů a van der Waalsovy poloměry interagujících molekul se zvyšují se zvyšujícím se jejich atomovým číslem ve skupinách periodické tabulky. V tomto případě jsou hodnoty poloměrů iontů nejmenší a poloměry van der Waals jsou největší. Zpravidla se při pohybu po skupině zvětšují poloměry všech prvků, kovalentních i van der Waalsových.

Největší význam mají pro biology a lékaře koordinace(dárce-akceptor) vazby uvažované koordinační chemií.

Lékařská bioanorganika. G.K. Baraškov

Rozmanitost anorganických a organických látek

Organická chemie je chemie sloučeniny uhlíku. Mezi anorganické sloučeniny uhlíku patří: oxidy uhlíku, kyselina uhličitá, uhličitany a hydrogenuhličitany, karbidy. Organické látky jiné než uhlík obsahují vodík, kyslík, dusík, fosfor, síru a další prvky. Atomy uhlíku mohou tvořit dlouhé nerozvětvené a rozvětvené řetězce, kruhy a připojovat další prvky, takže počet organických sloučenin se blíží 20 milionům, zatímco anorganické látky mají něco přes 100 tisíc.

Základem pro rozvoj organické chemie je teorie struktury organických sloučenin A. M. Butlerova. Důležitou roli při popisu struktury organických sloučenin má pojem valence, který charakterizuje schopnost atomů tvořit chemické vazby a určuje jejich počet. Uhlík v organických sloučeninách vždy čtyřmocný. Hlavním postulátem teorie A. M. Butlerova je pozice na chemické struktuře hmoty, tedy chemická vazba. Toto pořadí je zobrazeno pomocí strukturních vzorců. Butlerovova teorie uvádí myšlenku, kterou má každá látka specifická chemická struktura A vlastnosti látek závisí na struktuře.

Teorie chemické struktury organických sloučenin od A. M. Butlerova

Stejně jako pro anorganickou chemii je základem vývoje periodický zákon a periodická soustava chemických prvků D. I. Mendělejeva, pro organickou chemii se stal základem.

Hlavním postulátem Butlerovovy teorie je pozice na chemické struktuře hmoty, což znamená pořadí, posloupnost vzájemného spojení atomů do molekul, tzn. chemická vazba.

Chemická struktura- pořadí spojení atomů chemických prvků v molekule podle jejich mocenství.

Toto pořadí lze zobrazit pomocí strukturních vzorců, ve kterých jsou valence atomů označeny pomlčkami: jedna čára odpovídá jednotce mocenství atomu chemického prvku. Například pro organickou látku metan, která má molekulární vzorec CH4, vypadá strukturní vzorec takto:

Hlavní ustanovení teorie A. M. Butlerova:

Atomy v organických molekulách jsou navzájem vázány podle jejich valence. Uhlík v organických sloučeninách je vždy čtyřmocný a jeho atomy se mohou vzájemně kombinovat a vytvářet různé řetězce.

· Vlastnosti látek jsou dány nejen jejich kvalitativním a kvantitativním složením, ale také pořadím spojení atomů v molekule, tzn. chemická struktura látky.

· Vlastnosti organických sloučenin závisí nejen na složení látky a pořadí spojení atomů v její molekule, ale také na vzájemné ovlivňování atomů a skupiny atomů na sobě.

Teorie struktury organických sloučenin je dynamická a rozvíjející se doktrína. Jak se rozvíjely poznatky o povaze chemických vazeb a vlivu elektronové struktury molekul organických látek, začaly se vedle empirických a strukturních používat i elektronové vzorce. Takové vzorce ukazují směr vytěsnění elektronových párů v molekule.

Kvantová chemie a chemie struktury organických sloučenin potvrdila nauku o prostorovém směru chemických vazeb (cis- a trans izomerie), studovala energetické charakteristiky vzájemných přechodů v izomerech, umožnila posoudit vzájemný vliv atomů v molekuly různých látek, vytvořily předpoklady pro předpověď typů izomerií a směrů a mechanismů chemických reakcí.

Organické látky mají řadu vlastností.

· Všechny organické látky obsahují uhlík a vodík, takže při spalování vznikají oxid uhličitý a vodu.

Organická hmota komplexně postavená a může mít obrovskou molekulovou hmotnost (bílkoviny, tuky, sacharidy).

· Organické látky mohou být uspořádány v řadách podobných složením, strukturou a vlastnostmi homology.

· Pro organické látky je charakteristický izomerie.

Izomerie a homologie organických látek

Vlastnosti organických látek závisí nejen na jejich složení, ale také na pořadí spojení atomů v molekule.

izomerismus- jde o jev existence různých látek - izomerů se stejným kvalitativním a kvantitativním složením, tedy se stejným molekulovým vzorcem.

Existují dva typy izomerie: strukturální a prostorové(stereoizomerie). Strukturní izomery se od sebe liší pořadím vazby atomů v molekule; stereoizomery - uspořádání atomů v prostoru se stejným pořadím vazeb mezi nimi.

Hlavní typy izomerie:

· Strukturní izomerie - látky se liší pořadím vazeb atomů v molekulách:

1) izomerie uhlíkového skeletu;

2) izomerie polohy:

• vícenásobné vazby;
• poslanci;
• funkční skupiny;

3) izomerie homologní řady (mezitřída).

· Prostorová izomerie - molekuly látek se neliší pořadím vazby atomů, ale svou polohou v prostoru: cis-, trans-izomerie (geometrické).

Klasifikace organických látek

Je známo, že vlastnosti organických látek jsou dány jejich složením a chemickou strukturou. Proto není divu, že klasifikace organických sloučenin vychází z teorie struktury – teorie A. M. Butlerova. Organické látky jsou klasifikovány podle přítomnosti a pořadí spojení atomů v jejich molekulách. Nejtrvanlivější a nejméně proměnlivou částí molekuly organické látky je její kostra - řetězec atomů uhlíku. Podle pořadí spojení atomů uhlíku v tomto řetězci se látky dělí na acyklický, neobsahující uzavřené řetězce atomů uhlíku v molekulách, a karbocyklický obsahující takové řetězce (cykly) v molekulách.

Kromě atomů uhlíku a vodíku mohou molekuly organických látek obsahovat atomy dalších chemických prvků. Látky, v jejichž molekulách jsou tyto tzv. heteroatomy zahrnuty v uzavřeném řetězci, jsou klasifikovány jako heterocyklické sloučeniny.

Heteroatomy(kyslík, dusík atd.) mohou být součástí molekul a acyklických sloučenin a tvoří v nich funkční skupiny, např.

hydroxyl

karbonyl

,

karboxyl

,

aminoskupina

.

Funkční skupina- skupina atomů, která určuje nejcharakterističtější chemické vlastnosti látky a její příslušnost k určité třídě sloučenin.

Názvosloví organických sloučenin

Na počátku vývoje organické chemie byly přiřazeny sloučeniny, které mají být objeveny triviální jména, často spojené s historií jejich výroby: kyselina octová (která je základem vinného octa), kyselina máselná (vzniká v másle), glykol (tj. „sladký“) atd. S rostoucím počtem nově objevených látek se vyvstala potřeba asociovat jména s jejich strukturou. Tak se objevily racionální názvy: methylamin, diethylamin, ethylalkohol, methylethylketon, které vycházejí z názvu nejjednodušší sloučeniny. Pro složitější sloučeniny není racionální názvosloví vhodné.

Teorie struktury A. M. Butlerova poskytla základ pro klasifikaci a nomenklaturu organických sloučenin podle strukturních prvků a uspořádání atomů uhlíku v molekule. V současné době je nejpoužívanější nomenklatura vyvinuta o Mezinárodní unie čisté a aplikované chemie (IUPAC), která se nazývá nomenklatura IUPAC. Pravidla IUPAC doporučují několik zásad pro tvorbu jmen, jedním z nich je princip substituce. Na základě toho byla vyvinuta náhradní nomenklatura, která je nejuniverzálnější. Uveďme několik základních pravidel substitučního názvosloví a zvažte jejich aplikaci na příkladu heterofunkční sloučeniny obsahující dvě funkční skupiny - aminokyselinu leucin:

1. Názvy sloučenin vycházejí z mateřské struktury (hlavní řetězec acyklické molekuly, karbocyklický nebo heterocyklický systém). Název nadřazené struktury tvoří základ jména, kořen slova.

V tomto případě je základní strukturou řetězec pěti atomů uhlíku spojených jednoduchými vazbami. Kořenová část názvu je tedy pentan.

2. Charakteristické skupiny a substituenty (strukturní prvky) jsou označeny předponami a příponami. Charakteristické skupiny jsou rozděleny podle seniority. Pořadí přednosti hlavních skupin:

Identifikuje se seniorská charakteristická skupina, která je označena příponou. Všechny ostatní substituenty jsou uvedeny v předponě v abecedním pořadí.

V tomto případě je hlavní charakteristickou skupinou karboxyl, tj. tato sloučenina patří do třídy karboxylových kyselin, takže do radikálové části názvu přidáme kyselinu -ovou. Druhou nejstarší skupinou je aminoskupina, která se označuje předponou amino-. Kromě toho molekula obsahuje uhlovodíkový substituent methyl-. Základem názvu je tedy kyselina aminomethylpentanová.

3. Název obsahuje označení dvojné a trojné vazby, které následuje bezprostředně za kořenem.

Dotyčná sloučenina neobsahuje vícenásobné vazby.

4. Atomy mateřské struktury jsou očíslovány. Číslování začíná od konce uhlíkového řetězce, ke kterému se nejblíže nachází nejvyšší charakteristická skupina:

Číslování řetězce začíná atomem uhlíku, který je součástí karboxylové skupiny, je mu přiřazeno číslo 1. V tomto případě bude aminoskupina na uhlíku 2 a methylová skupina bude na uhlíku 4.

Přirozená aminokyselina leucin se tedy podle pravidel nomenklatury IUPAC nazývá kyselina 2-amino-4-methylpentanová.

Uhlovodíky. Klasifikace uhlovodíků

Uhlovodíky- Jedná se o sloučeniny skládající se pouze z atomů vodíku a uhlíku.

V závislosti na struktuře uhlíkového řetězce se organické sloučeniny dělí na sloučeniny s otevřeným řetězcem - acyklický(alifatické) a cyklický- s uzavřeným řetězcem atomů.

Cyklické se dělí do dvou skupin: karbocyklické sloučeniny(cykly jsou tvořeny pouze atomy uhlíku) a heterocyklický(cykly také zahrnují další atomy, jako je kyslík, dusík, síra).

Karbocyklické sloučeniny zase zahrnují dvě řady sloučenin: alicyklický A aromatický.

Aromatické sloučeniny založené na molekulární struktuře mají ploché cykly obsahující uhlík se speciálním uzavřeným systémem p-elektronů, tvořící společný π-systém (jediný π-elektronový mrak). Aromatičnost je také charakteristická pro mnoho heterocyklických sloučenin.

Všechny ostatní karbocyklické sloučeniny patří do alicyklické řady.

Acyklické (alifatické) i cyklické uhlovodíky mohou obsahovat vícenásobné (dvojné nebo trojné) vazby. Takové uhlovodíky se nazývají neomezený(nenasycené) na rozdíl od limitujících (nasycených), obsahujících pouze jednoduché vazby.

Nasycené alifatické uhlovodíky se nazývají alkany, mají obecný vzorec C n H 2n+2, kde n je počet atomů uhlíku. Dnes se často používá jejich starý název - parafíny:

Nenasycené alifatické uhlovodíky obsahující jednu dvojnou vazbu se nazývají alkeny. Mají obecný vzorec C n H 2n:

Nenasycené alifatické uhlovodíky se dvěma dvojnými vazbami se nazývají alkadieny. Jejich obecný vzorec je C n H 2n-2:

Nenasycené alifatické uhlovodíky s jednou trojnou vazbou se nazývají alkyny. Jejich obecný vzorec je C n H 2n - 2:

Nasycené alicyklické uhlovodíky - cykloalkany, jejich obecný vzorec je C n H 2n:

Zvláštní skupina uhlovodíků, aromatických, popř arény(s uzavřeným společným n-elektronickým systémem), známý z příkladu uhlovodíků s obecným vzorcem C n H 2n - 6:

Pokud je tedy v jejich molekulách jeden nebo více atomů vodíku nahrazeno jinými atomy nebo skupinami atomů (halogeny, hydroxylové skupiny, aminoskupiny atd.), vznikají deriváty uhlovodíků: halogenderiváty, kyslík obsahující, dusíkaté a jiné organické sloučeniny.

Homologní řada uhlovodíků

Uhlovodíky a jejich deriváty se stejnou funkční skupinou tvoří homologní řady.

Homologní série pojmenujte řadu sloučenin patřících do stejné třídy (homologů), uspořádaných ve vzrůstajícím pořadí jejich relativních molekulových hmotností, podobných strukturou a chemickými vlastnostmi, kde se každý člen liší od předchozího homologním rozdílem CH 2. Například: CH 4 - methan, C 2 H 6 - ethan, C 3 H 8 - propan, C 4 H 10 - butan atd. Podobnost chemických vlastností homologů značně zjednodušuje studium organických sloučenin.

Uhlovodíkové izomery

Nazývají se ty atomy nebo skupiny atomů, které určují nejcharakterističtější vlastnosti dané třídy látek funkční skupiny.

Halogenderiváty uhlovodíků lze považovat za produkty náhrady jednoho nebo více atomů vodíku v uhlovodících atomy halogenu. V souladu s tím mohou existovat konečné a nenasycené mono-, di-, tri- (obecně poly-) halogenderiváty.

Obecný vzorec monohalogenderivátů nasycených uhlovodíků:

a složení je vyjádřeno vzorcem

kde R je zbytek nasyceného uhlovodíku (alkan), uhlovodíkový radikál (toto označení se dále používá při zvažování jiných tříd organických látek), G je atom halogenu (F, Cl, Br, I).

Například:

Zde je jeden příklad dihalogenového derivátu:

NA organické látky obsahující kyslík zahrnují alkoholy, fenoly, aldehydy, ketony, karboxylové kyseliny, ethery a estery. Alkoholy jsou deriváty uhlovodíků, ve kterých je jeden nebo více atomů vodíku nahrazeno hydroxylovými skupinami.

Alkoholy se nazývají jednosytné, pokud mají jednu hydroxylovou skupinu, a nasycené, pokud jsou deriváty alkanů.

Obecný vzorec pro limitu jednosytné alkoholy:

a jejich složení je vyjádřeno obecným vzorcem:

Například:

Známé příklady vícesytné alkoholy, tj. mající několik hydroxylových skupin:

Fenoly- deriváty aromatických uhlovodíků (benzenové řady), ve kterých je jeden nebo více atomů vodíku v benzenovém kruhu nahrazeno hydroxylovými skupinami.

Nejjednodušší zástupce se vzorcem C 6 H 5 OH popř

nazývaný fenol.

Aldehydy a ketony- deriváty uhlovodíků obsahující karbonylovou skupinu atomů

(karbonyl).

V molekulách aldehydy jedna karbonylová vazba se spojí s atomem vodíku, druhá - s uhlovodíkovým radikálem. Obecný vzorec aldehydů:

Například:

Když ketony karbonylová skupina je připojena ke dvěma (obecně různým) radikálům, obecný vzorec ketonů je:

Například:

Složení nasycených aldehydů a ketonů vyjadřuje vzorec C 2n H 2n O.

Karboxylové kyseliny- uhlovodíkové deriváty obsahující karboxylové skupiny

(nebo -COOH).

Pokud je v molekule kyseliny jedna karboxylová skupina, pak je karboxylová kyselina jednosytná. Obecný vzorec nasycených jednosytných kyselin:

Jejich složení vyjadřuje vzorec C n H 2n O 2.

Například:

ethery jsou organické látky obsahující dva uhlovodíkové radikály spojené atomem kyslíku: R-O-R nebo R1-O-R2.

Radikály mohou být stejné nebo různé. Složení etherů vyjadřuje vzorec C n H 2n+2 O.

Například:

Estery- sloučeniny vzniklé nahrazením atomu vodíku karboxylové skupiny v karboxylových kyselinách uhlovodíkovým radikálem.

Obecný vzorec esterů:

Například:

Nitrosloučeniny- deriváty uhlovodíků, ve kterých je jeden nebo více atomů vodíku nahrazeno nitroskupinou -NO 2.

Obecný vzorec nasycených mononitrosloučenin:

a složení je vyjádřeno obecným vzorcem CnH2n+1N02.

Například:

Nitroderiváty arenů:

Aminy- sloučeniny, které jsou považovány za deriváty amoniaku (NH 3), ve kterých jsou atomy vodíku nahrazeny uhlovodíkovými radikály. V závislosti na povaze radikálu mohou být aminy alifatické, například:

a aromatické, například:

V závislosti na počtu atomů vodíku nahrazených radikály se rozlišují:

primární aminy s obecným vzorcem:

sekundární- s obecným vzorcem:

terciární- s obecným vzorcem:

V konkrétním případě mohou mít sekundární a terciární aminy stejné radikály.

Primární aminy lze také považovat za deriváty uhlovodíků (alkanů), ve kterých je jeden atom vodíku nahrazen aminoskupinou -NH 2. Složení nasycených primárních aminů vyjadřuje vzorec C n H 2n + 3 N.

Například:

Aminokyseliny obsahují dvě funkční skupiny spojené s uhlovodíkovým radikálem: aminoskupinu -NH 2 a karboxyl -COOH.

Obecný vzorec α-aminokyselin (jsou nejdůležitější pro stavbu bílkovin, které tvoří živé organismy):

Složení nasycených aminokyselin obsahujících jednu aminoskupinu a jeden karboxyl vyjadřuje vzorec C n H 2n + 1 NO 2.

Například:

Jsou známy další důležité organické sloučeniny, které mají několik různých nebo stejných funkčních skupin, dlouhé lineární řetězce spojené s benzenovými kruhy. V takových případech není možné striktně určit, zda látka patří do určité třídy. Tyto sloučeniny jsou často klasifikovány do specifických skupin látek: sacharidy, proteiny, nukleové kyseliny, antibiotika, alkaloidy atd.

V současné době je také známo mnoho sloučenin, které lze klasifikovat jako organické i anorganické. x se nazývají organoprvkové sloučeniny. Některé z nich lze považovat za deriváty uhlovodíků.

Například:

Existují sloučeniny, které mají stejný molekulový vzorec, vyjadřující složení látek.

Fenomén izomerie spočívá v tom, že může existovat několik látek s různými vlastnostmi, které mají stejné molekulární složení, ale různé struktury. Tyto látky se nazývají izomery.

V našem případě se jedná o mezitřídní izomery: cykloalkany a alkany, alkadieny a alkyny, nasycené jednosytné alkoholy a ethery, aldehydy a ketony, nasycené monokarboxylové kyseliny a estery.

Strukturní izomerie

Rozlišují se následující odrůdy strukturální izomerie: izomerie uhlíkového skeletu, polohová izomerie, izomerie různých tříd organických sloučenin (mezitřídní izomerie).

Isomerie uhlíkového skeletu je způsobena různé pořadí vazeb mezi atomy uhlíku, tvořící kostru molekuly. Jak již bylo ukázáno, molekulový vzorec C4H10 odpovídá dvěma uhlovodíkům: n-butanu a isobutanu. Pro uhlovodík C5H12 jsou možné tři izomery: pentan, izopentan a neopentan.

S rostoucím počtem atomů uhlíku v molekule se rychle zvyšuje počet izomerů. Pro uhlovodík C 10 H 22 je jich již 75 a pro uhlovodík C 20 H 44 - 366 319.

Poziční izomerie je způsobena různými polohami násobné vazby, substituentu a funkční skupiny se stejným uhlíkovým skeletem molekuly:

Isomerie různých tříd organických sloučenin (mezitřídní isomerie) je způsobena různými polohami a kombinacemi atomů v molekulách látek, které mají stejný molekulový vzorec, ale patří do různých tříd. Molekulární vzorec C6H12 tedy odpovídá nenasycenému uhlovodíku hexen-1 a cyklickému uhlovodíku cyklohexanu.

Izomery jsou uhlovodík související s alkyny - butin-1 a uhlovodík se dvěma dvojnými vazbami v řetězci butadien-1,3:

Diethylether a butylalkohol mají stejný molekulový vzorec C4H10O:

Strukturními izomery jsou kyselina aminooctová a nitroethan, odpovídající molekulovému vzorci C2H5NO2:

Izomery tohoto typu obsahují různé funkční skupiny a patří do různých tříd látek. Proto se liší ve fyzikálních a chemických vlastnostech mnohem více než izomery uhlíkového skeletu nebo polohové izomery.

Prostorová izomerie

Prostorová izomerie se dělí na dva typy: geometrické a optické.

Pro sloučeniny je charakteristická geometrická izomerie obsahující dvojné vazby a cyklické sloučeniny. Protože volná rotace atomů kolem dvojné vazby nebo v kruhu je nemožná, mohou být substituenty umístěny buď na stejné straně roviny dvojné vazby nebo kruhu (poloha cis) nebo na opačných stranách (poloha trans). Označení cis a trans obvykle označují pár identických substituentů.

Geometrické izomery se liší fyzikálními a chemickými vlastnostmi.

Dochází k optické izomerii pokud je molekula neslučitelná s jejím obrazem v zrcadle. To je možné, když má atom uhlíku v molekule čtyři různé substituenty. Tento atom se nazývá asymetrický. Příkladem takové molekuly je molekula kyseliny a-aminopropionové (a-alanin) CH3CH(NH2)OH.

Molekula α-alaninu se při žádném pohybu nemůže shodovat se svým zrcadlovým obrazem. Takové prostorové izomery se nazývají zrcadlové, optické antipody nebo enantiomery. Všechny fyzikální a téměř všechny chemické vlastnosti takových izomerů jsou identické.

Studium optické izomerie je nezbytné při zvažování mnoha reakcí probíhajících v těle. Většina těchto reakcí probíhá působením enzymů – biologických katalyzátorů. Molekuly těchto látek se musí hodit k molekulám sloučenin, na které působí, jako klíč k zámku, proto je pro průběh těchto reakcí velmi důležitá prostorová struktura, vzájemné uspořádání sekcí molekul a další prostorové faktory. . Takové reakce se nazývají stereoselektivní.

Většina přírodních sloučenin jsou jednotlivé enantiomery a jejich biologické účinky (od chuti a vůně po léčivé účinky) se výrazně liší od vlastností jejich optických antipodů získaných v laboratoři. Takový rozdíl v biologické aktivitě je velmi důležitý, protože je základem nejdůležitější vlastnosti všech živých organismů - metabolismu.

Elektronová struktura atomu uhlíku

Uhlík obsažený v organických sloučeninách vykazuje konstantní mocenství. Poslední energetickou hladinu atom uhlíku obsahuje 4 elektrony, z nichž dva zaujímají 2s orbital, který má kulový tvar, a dva elektrony zaujímají 2p orbital, který má tvar činky. Při excitaci se jeden elektron z orbitalu 2s může přesunout na jeden z prázdných orbitalů 2p. Tento přechod vyžaduje určitý energetický výdej (403 kJ/mol). Výsledkem je, že excitovaný atom uhlíku má 4 nepárové elektrony a jeho elektronová konfigurace je vyjádřena vzorcem 2s 1 2p 3 .. V případě uhlovodíku metanu (CH 4) tvoří atom uhlíku 4 vazby se s -elektrony atomů vodíku. V tomto případě 1 vazba typu s-s (mezi s-elektronem atomu uhlíku a s-elektronem atomu vodíku) a 3 vazby p-s (mezi 3 p-elektrony atomu uhlíku a 3 s-elektrony 3 vodíku atomy) by měly vzniknout. To vede k závěru, že čtyři kovalentní vazby tvořené atomem uhlíku jsou nestejné. Praktické zkušenosti v chemii však ukazují, že všechny 4 vazby v molekule metanu jsou absolutně ekvivalentní a molekula metanu má tetraedrickou strukturu s vazebnými úhly 109,5 0, což by nemohlo platit, pokud by vazby byly nestejné. Vždyť jen orbitaly p-elektronů jsou v prostoru orientovány podél vzájemně kolmých os x, y, z a orbital s-elektronu má kulový tvar, takže směr vzniku vazby s tímto elektronem by byl libovolný. Teorie hybridizace dokázala tento rozpor vysvětlit. L. Polling navrhl, že v žádné molekule nejsou žádné vazby izolované jedna od druhé. Při vzniku vazeb se orbitaly všech valenčních elektronů překrývají. Je známo několik typů hybridizace elektronových orbitalů. Předpokládá se, že v molekule metanu a dalších alkanů vstupují do hybridizace 4 elektrony.

Hybridizace orbitalů atomu uhlíku

Orbitální hybridizace je změna tvaru a energie některých elektronů během tvorby kovalentní vazby, vedoucí k účinnějšímu překrytí orbity a zvýšení pevnosti vazby. K orbitální hybridizaci dochází vždy, když se elektrony patřící k různým typům orbitalů účastní tvorby vazeb.

1. sp 3 -hybridizace(první valenční stav uhlíku). Při hybridizaci sp 3 interagují 3 orbitaly p a jeden orbital s excitovaného atomu uhlíku tak, že výsledné orbitaly jsou energeticky absolutně identické a symetricky umístěné v prostoru. Tuto transformaci lze zapsat takto:

Při hybridizaci se nemění celkový počet orbitalů, ale mění se pouze jejich energie a tvar. Je ukázáno, že sp 3 -hybridizační orbitaly připomínají trojrozměrnou osmičku, jejíž jedna lopatka je mnohem větší než druhá. Čtyři hybridní orbitaly se rozprostírají od středu k vrcholům pravidelného čtyřstěnu pod úhly 109,5 0. Vazby tvořené hybridními elektrony (například vazba s-sp 3) jsou silnější než vazby tvořené nehybridizovanými elektrony p (například vazba s-p). Protože hybridní orbital sp 3 poskytuje větší plochu překrytí elektronových orbitalů než nehybridizovaný orbital p. Molekuly, ve kterých dochází k hybridizaci sp 3, mají tetraedrickou strukturu. Ty kromě metanu zahrnují homology metanu, anorganické molekuly, jako je amoniak. Obrázky ukazují hybridizovaný orbital a tetraedrickou molekulu metanu.

Chemické vazby, které vznikají v metanu mezi atomy uhlíku a vodíku, jsou typu σ-vazby (sp 3 -s-vazba). Obecně řečeno, jakákoli sigma vazba se vyznačuje tím, že elektronová hustota dvou propojených atomů se překrývá podél čáry spojující centra (jádra) atomů. σ-Vazby odpovídají maximální možné míře překrytí atomových orbitalů, jsou tedy poměrně pevné.

2. sp 2 -hybridizace(druhý valenční stav uhlíku). Vzniká v důsledku překrytí jednoho 2s a dvou 2p orbitalů. Výsledné sp 2 -hybridní orbitaly jsou umístěny ve stejné rovině pod úhlem 120° vůči sobě a nehybridizovaný p-orbital je na něj kolmý. Celkový počet orbitalů se nemění – jsou čtyři.

Sp 2 hybridizační stav se vyskytuje v molekulách alkenů, v karbonylových a karboxylových skupinách, tzn. ve sloučeninách obsahujících dvojnou vazbu. V molekule ethylenu tak hybridizované elektrony atomu uhlíku tvoří 3 vazby σ (dvě vazby typu sp 2 -s mezi atomem uhlíku a atomy vodíku a jedna vazba typu sp 2 -sp 2 mezi atomy uhlíku). Zbývající nehybridizovaný p-elektron jednoho atomu uhlíku tvoří π-vazbu s nehybridizovaným p-elektronem druhého atomu uhlíku. Charakteristickým rysem vazby π je, že k překrytí elektronových orbitalů dochází mimo čáru spojující dva atomy. K překrytí orbitalů dochází nad a pod vazbou σ spojující oba atomy uhlíku. Dvojná vazba je tedy kombinací vazeb σ a π. První dva obrázky ukazují, že v molekule ethylenu jsou vazebné úhly mezi atomy tvořícími molekulu ethylenu 120° (odpovídající prostorové orientaci tří hybridních orbitalů sp2). Obrázky ukazují vznik vazby π.

Protože plocha překrytí nehybridizovaných p-orbitalů ve vazbách π je menší než plocha překrytí orbitalů v vazbách σ, vazba π je méně silná než vazba σ a při chemických reakcích se snadněji rozbije.

3. sp hybridizace(třetí valenční stav uhlíku). Ve stavu sp-hybridizace má atom uhlíku dva sp-hybridní orbitaly umístěné lineárně navzájem pod úhlem 180° a dva nehybridizované p-orbitaly umístěné ve dvou vzájemně kolmých rovinách. sp-hybridizace je charakteristická pro alkyny a nitrily, tzn. pro sloučeniny obsahující trojnou vazbu.

V molekule acetylenu jsou tedy vazebné úhly mezi atomy 180°. Hybridizované elektrony atomu uhlíku tvoří 2 vazby σ (jedna vazba sp-s mezi atomem uhlíku a atomem vodíku a další vazba sp-sp mezi atomy uhlíku. Dva nehybridizované elektrony p jednoho atomu uhlíku tvoří dvě vazby π s nehybridizovaným p elektrony druhého atomu uhlíku.K překrytí orbitalů p-elektronu dochází nejen nad a pod σ-vazbou, ale také před a za a celkový oblak p-elektronů má válcový tvar.Takže trojná vazba je kombinací jedné σ-vazby a dvou π-vazeb Přítomnost v molekule acetylenu méně pevných dvou π-vazeb zajišťuje schopnost této látky vstupovat do adičních reakcí se štěpením trojné vazby.

Referenční materiál pro složení testu:

Mendělejevův stůl

Tabulka rozpustnosti

V základním stavu má atom uhlíku C (1s 2 2s 2 2p 2) dva nepárové elektrony, díky čemuž mohou být vytvořeny pouze dva společné elektronové páry. Ve většině jeho sloučenin je však uhlík čtyřvazný. To se vysvětluje tím, že atom uhlíku pohlcující malé množství energie přechází do excitovaného stavu, ve kterém má 4 nepárové elektrony, tzn. schopné tvořit čtyři kovalentních vazeb a podílejí se na tvorbě čtyř společných elektronových párů:

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

Budicí energie je kompenzována tvorbou chemických vazeb, ke které dochází při uvolňování energie.

Atomy uhlíku mají schopnost tvořit tři typy hybridizace elektronových orbitalů ( sp 3, sp 2, sp) a vznik vícenásobných (dvojných a trojných) vazeb mezi sebou (tabulka 7).

Tabulka 7

Typy hybridizace a molekulární geometrie

Jednoduché (single) s - komunikace se provádí při sp 3-hybridizace, při které jsou všechny čtyři hybridní orbitaly ekvivalentní a jsou nasměrovány v prostoru pod úhlem 109 o 29 ' navzájem a orientovány k vrcholům pravidelného čtyřstěnu.

Rýže. 19. Vznik molekuly metanu CH 4

Pokud se hybridní uhlíkové orbitaly překrývají se sférickými s-orbitaly atomu vodíku, pak vzniká nejjednodušší organická sloučenina methan CH 4 - nasycený uhlovodík (obr. 19).

Rýže. 20. Tetraedrické uspořádání vazeb v molekule metanu

Velkou zajímavostí je studium vazeb atomů uhlíku mezi sebou a s atomy jiných prvků. Uvažujme o struktuře molekul etanu, ethylenu a acetylenu.

Úhly mezi všemi vazbami v molekule ethanu jsou navzájem téměř přesně stejné (obr. 21) a neliší se od úhlů C-H v molekule methanu.

Rýže. 21. Molekula ethanu C 2 H 6

Proto jsou atomy uhlíku ve stavu sp 3-hybridizace.

Hybridizace elektronových orbitalů atomů uhlíku může být neúplná, tzn. dva ( sp 2– hybridizace) nebo jedna ( sp-hybridizace) ze tří R- orbitaly. V tomto případě se tvoří mezi atomy uhlíku násobky(dvojité nebo trojité) komunikace. Uhlovodíky s násobnými vazbami se nazývají nenasycené nebo nenasycené. Dvojná vazba (C=C) se vytvoří, když sp 2- hybridizace. V tomto případě má každý atom uhlíku jeden ze tří R- orbitaly se neúčastní hybridizace, což má za následek vznik tří sp 2– hybridní orbitaly umístěné ve stejné rovině pod úhlem 120° vůči sobě a nehybridní 2 R-Orbital je umístěn kolmo k této rovině. Dva atomy uhlíku se spojí a vytvoří jednu S-vazbu kvůli překrývajícím se hybridním orbitalům a jednu p-vazbu kvůli překrývání R-orbitály. Interakce volných hybridních orbitalů uhlíku s 1s-orbitaly atomů vodíku vede ke vzniku molekuly ethylenu C 2 H 4 (obr. 22), nejjednoduššího zástupce nenasycených uhlovodíků.

Rýže. 22. Vznik molekuly ethylenu C 2 H 4

Překrytí elektronových orbitalů u p-vazby je menší a zóny se zvýšenou elektronovou hustotou leží dále od atomových jader, proto je tato vazba méně pevná než s-vazba.

Trojná vazba je tvořena jednou s-vazbou a dvěma p-vazbami. V tomto případě jsou elektronové orbitaly ve stavu sp-hybridizace, k jejímu vzniku dochází v důsledku jednoho s- a jeden R- orbitaly (obr. 23).

Rýže. 23. Vznik molekuly acetylenu C 2 H 2

Dva hybridní orbitaly jsou vůči sobě umístěny pod úhlem 180° a zbývající dva nehybridní R-orbitaly jsou umístěny ve dvou vzájemně kolmých rovinách. V molekule acetylenu C 2 H 2 probíhá tvorba trojné vazby.

Zvláštní typ vazby vzniká při vzniku molekuly benzenu (C 6 H 6), nejjednoduššího zástupce aromatických uhlovodíků.

Benzen obsahuje šest atomů uhlíku spojených dohromady v kruhu (benzenový kruh), přičemž každý atom uhlíku je ve stavu sp 2 hybridizace (obr. 24).

Všechny atomy uhlíku obsažené v molekule benzenu jsou umístěny ve stejné rovině. Každý atom uhlíku v hybridizačním stavu sp 2 má ještě jeden nehybridní p-orbital s nepárovým elektronem, který tvoří p-vazbu (obr. 25).

Osa takového p-orbitalu je umístěna kolmo k rovině molekuly benzenu.

Rýže. 24. sp 2 - orbitaly molekuly benzenu C 6 H 6

Rýže. 25. - vazby v molekule benzenu C 6 H 6

Všech šest nehybridních orbitalů p tvoří společný vazebný molekulární orbital p a všech šest elektronů se spojí a vytvoří sextet elektronů p.

Hraniční plocha takového orbitalu se nachází nad a pod rovinou uhlíkové s - kostry. V důsledku kruhového překrývání vzniká jediný delokalizovaný p-systém pokrývající všechny atomy uhlíku cyklu. Benzen je schematicky znázorněn jako šestiúhelník s prstencem uvnitř, což naznačuje, že dochází k delokalizaci elektronů a odpovídajících vazeb.